ТЕМА 10. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Лекции.ИНФО


ТЕМА 10. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ



 

О.В.Р. – реакции, которые протекают с изменением степени окисления (с.о.) атомов элементов, участвующих в реакции.

Степень окисления – условный заряд атома в соединении, вычисленный из предположения, что молекула состоит из ионов.

С.О. можно определить:

а) по формуле, помня: б) по П.С. Д.И. Менделеева

· Молекула – электронейтральна ● Высшая с.о. = № группы

=> ∑с.о. атомов всех элементов = 0. Исключения:

· Ме проявляют с.о. c IB – Сu, Ag, Au

Ме – IА: Li, Na, K, … = +1 o VIII B – Fe, Co, Ni (O, F, He, Ne)

Me – IIA: Са, Mg, Ba, … = +2 n ● Низшая («-» с.о.)

Me – ША: Al, … = +3 s характерна для р-эл-тов (неметаллов)

t IV, V, VI, VII = № гр. - 8

а остальные Ме – переменные

-2 +1 -1 +2 -1

• O (искл.: Н2О2; ОF2)

+1 +1 -1

• H (искл.: NaH)


Окисление – процесс отдачи электронов (алгебраическая величина с.о. возрастает).

Восстановитель – частица, отдающая электроны.

 

 

ВОССТАНОВИТЕЛЬ ОКИСЛЯЕТСЯ

Э - nē → Э+n ок-е

в-ль

Восстановители:

1. Ме – простые вещества;

2. Сложные вещества, содержащие вещества в низшей с. о.

Восстановление – процесс принятия электронов (алгебраическая величина с.о. уменьшается).

Окислитель – частица, принимающая электроны.

ОКИСЛИТЕЛЬ ВОССТАНАВЛИВАЕТСЯ

Э + nē → Э-n в-е

ок-ль

Окислители:

1. Галогены;

2. Сложные вещества, содержащие элемент в высшей с. о.

Число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

Подбор коэффициентов в О.В.Р. методом электронного баланса

0 +5 +2 +1

Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + N2O + H2O

Алгоритм.

1. Определите элементы, изменившие с.о.

2. Выпишите элементы попарно.

Zn0 → Zn+2

2 N+5 → 2 N+1

3. Если с.о. возрастает, то электроны прибавляем (столько электронов вычитаем и прибавляем на сколько единиц меняется с.о.), укажите процессы.

Zn0 – 2 ē → Zn+2 – ок-е

в-ль

2 N+5 + 8 ē → 2 N+1 – в-е

ок-ль

4. Находим Н.О.К. (ē) и подбираем к ним дополнительные множители.

н.о.к. доп. множитель

Zn0 – 2 ē → Zn+2 – ок-е х4

в-ль 8

2 N+5 + 8 ē → 2 N+1 – в-е х1

ок-ль

5. Суммируем левую часть схемы с левой, а правую – с правой, учитывая дополнительные множители.

Zn0 – 2 ē → Zn+2 – ок-е х4

в-ль 8

2 N+5 + 8 ē → 2 N+1 – в-е х1

ок-ль

∑ 4 Zn0 + 2 N+5 → 4 Zn+2 + 2 N+1

6. Переносим коэффициенты из баланса в схему реакции, учитывая, что HNO3 является и окислителем и солеобразователем, поэтому коэффициент перед HNO3 не переносим.

4 Zn + HNO3 → 4 Zn(NO3)2 + N2O + H2O.

7. Уравниваем число атомов в левой и правой частях схемы, начиная с металлов, затем – НеМе, Н и проверяем правильность по О.

30 = 30

4 Zn + 10 HNO3 → 4 Zn(NO3)2 + N2O + 5 H2O

Подбор коэффициентов ионно-электронным методом (метод полуреакций)

 

Алгоритм.

1. Составляем полное и краткое ионное уравнение, помня, что коэффициенты не подобраны.

2. Выписываем попарно частицы, изменившие свой состав или заряд.

3. Среда раствора.

Кислая Щелочная Нейтральная

а) избыток кислорода в а) недостаток О в части- а) избыток О в частице

частице связываем иона- це берём из ионов связываем молекулами

ми (Н+) с образованием (ОН‾) с образованием воды с образованием

молекул воды; молекул воды; ионов (ОН‾);

б) недостаток О в частице б) избыток О в частице б) недостаток О в частице берём из молекул воды с связываем молекула- берём из молекул воды

образованием Н+. ми воды с образовани- с образованием ионов

ем ионов (ОН‾). (Н+).

4. Уравниваем число атомов каждого элемента в левой и правой частях схемы.

5. Находим суммарный заряд частиц.

6. Если заряд увеличивается, то электроны вычитаем; если заряд уменьшается, то электроны прибавляем (уравниваем заряды).

7. Находим Н.О.К.электронов и подбираем к ним дополнительные множители.

8. Складываем левую часть схемы с левой, а правую с правой, учитывая дополнительные множители.

9. Сокращаем одинаковые частицы в левой и правой частях.

10. Переносим коэффициенты в схему реакции (если для одного вещества два коэффициента, то переносим больший).

11. Проверяем по кислороду правильность составления уравнения.

Кислая среда

KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O

K++MnO4+2Na++SO32-+2H++SO42-→Mn2++SO42-+2Na++SO42-+2K++SO42-+H2O

MnO4+SO32-+2H+→Mn2++SO42-+H2O

н.о.к.

MnO4 + 8 H+ + 5 ē → Mn2+ + 4 H2O х 2 (в-ие)

       
   


ок-ль 10

SO32- + H2O - 2 ē → SO42- + 2 H+ х 5 (ок-ие)

в-ль

 

6 3

2 MnO4+ 5 SO32- + 16 H+ + 5 H2O → 2 Mn2+ +5 SO42-+ 8 H2O + 10 H+

2 KMnO4 + 5 Na2SO3 + 3 H2SO4 → 2 MnSO4 + 5 Na2SO4 + K2SO4 + 3 H2O

Щелочная среда

KMnO4 + Na2SO3 + КОН → К2MnO4 + Na2SO4 + H2O

K+ + MnO4+ 2 Na+ + SO32- + К+ + ОН‾ → 2 К+ + MnO42- + 2 Na+ + SO42- + H2O

MnO4+ SO32- + 2 H+ → Mn2+ + SO42- + H2O

н.о.к.

MnO4 + 1 ē → MnO42- х 2 (в-ие)

ок-ль 2

SO32- + 2 OН‾ - 2 ē → SO42- + 2 H2О х 1 (ок-ие)

в-ль

 
 


2 MnO4+ SO32- + 2 ОН‾ → 2 MnO42- + SO42-+ H2O

13 = 13

2 KMnO4 + Na2SO3 + 2 KOH → 2 K2MnO4 + Na2SO4 + H2O

Нейтральная среда

KMnO4 + Na2SO3 + H2O → MnO2 + Na2SO4 + KOН

K+ + MnO4+ 2 Na+ + SO32- + H2O → MnO2 + 2 Na+ + SO42- + K++ OН‾

MnO4+ SO32- → MnO2 + SO42-

н.о.к.

MnO4 + 2 H2O + 3 ē → MnO2 + 4 OH‾ х 2 (в-ие)

ок-ль 6

 

SO32- + H2O - 2 ē → SO42- + 2 H+ х 3 (ок-ие)

в-ль

 
 


1 2 ОН

2 MnO4+ 4 H2O + 3 SO32- + 3 H2O → 2 MnO2 + 3 SO42- + 6 H+ + 8 OH‾

18 = 18 6 HOH

2 KMnO4 + 3 Na2SO3 + H2O → 2 MnO2 + 3 Na2SO4 + 2 KOH

Расчёт Э.Д.С.

Количественной характеристикой окислительно-восстановительной способности является окислительно-восстановительный потенциал или стандартный электродный потенциал (φ˚ или Е˚В).

Чем больше значение φ˚, тем сильнее выражены окислительные свойства.

Чем меньше значение φ˚, тем сильнее выражены восстановительные свойства.

 
 
Э.Д.С. = φ˚ок-ля - φ˚в-ля

 

 


1. О.В.Р. возможна, если Э.Д.С. > 0.

2. Если Э.Д.С. < 0, то прямая реакция невозможна.

3. Если Э.Д.С. = 0, то в системе – химическое равновесие.

 

 

Возможна ли реакция: Mg + ZnSO4 → Zn + MgSO4?

0 +2 0 +2

Mg + ZnSO4 → Zn + MgSO4

в-ль ок-ль

φ˚Zn+2/Zn0 = - 0,76 В

φ˚Mg+2/Mg0 = - 2,37 В

Э.Д.С. = - 0,76 – (- 2,37) = 1,6 В.

Т.к. Э.Д.С. > 0, то реакция возможна.

 









Читайте также:

Последнее изменение этой страницы: 2016-03-26; Просмотров: 59;


lektsia.info 2017 год. Все права принадлежат их авторам! Главная