Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
1. Понятия: окисление и восстановление, окислитель и восстановитель.
1.1. Окисленность элементов.
Когда элемент находится в свободном состоянии - образует простое вещество, электронны распределены одинаково около всех атомов. Но в сложных веществах химические связи между атомами различных элементов несимметричны. Эта неравномерность распределения электронов между атомами называется окисленностью. При этом элемент, электроны которого смещаются к атомам другого элемента (полностью в случае ионной связи и частично в случае ковалентной полярной), проявляет положительную окисленность. Элемент, к атомам которого смещаются электроны атома другого элемента, проявляет отрицательную окисленность. Число электронов, смещенных от одного атома данного элемента или к одному атому данного элемента называется степенью окисленности элемента.
В простых веществах степень окисленности элемента всегда равна нулю. В соединениях некоторые элементы всегда проявляют одну степень окисленности, но для большинства элементов она различна в различных соединениях. Постоянную степень окисленности имеют щелочные металлы (+1), щелочно-земельные (+2), фтор (-1).
1.2. Окислительно-восстановительные реакции.
Таким термином называются реакции, в которых изменяется окисленность одного или нескольких элементов. Пример, реакция замещения:
Zn+2HCl = ZnCl2+H2
Здесь окисленность цинка меняется от 0 до +2, а водорода - от +1 до 0. Таким образом идут два процесса: отдачи электронов, сопровождающейся повышением степени окисленности элемента. Такой процесс называется окислением.
Zn=Zn2++2e
И процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисленности элемента. Такой процесс называется восстановление.
H+1 + e = H
Для сравнения, в реакциях ионного обмена степень окисленности не меняется.
(HCl+NaOH=NaCl+H2O)
Общее число электронов в системе при химических реакциях не изменяется. Число электронов, отдаваемых молекулами (атомами, ионами) восстановителя равно числу электронов, присоединяемых молекулами (атомами, ионами) окислителя.
2. Соствление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
Для составления такого уравнения необходимо представить процессы окисления и восстановления и подвести баланс электронов. Пример:
HI+H2SO4 I2+H2S+H2O
Если подсчитать степень окисленности каждого элемента, то она изменяется у йода и серы. Йод повышает степень окисленности - отдает электроны:
2I-=I2+2e;
Восстановление серы более сложно. Здесь процесс идет по схеме:
SO42- H2S, где сера меняет степень окисленности с +6 до -2. При этом высвобождаются 4 атома кислорода, которые должны связаться в четыре молекулы воды. Для этого необходимо 8 атомов водорода, и еще 2 нужны для образования молекулы сероводорода. Тогда мы имеем:
SO42- + 10 H++ 8e = H2S + 4 H2O
В данном примере отношение числа электронов, принимаемых в процессе восстановления к числу высвобождаемых при окислении равно 4:1. Это должно учитываться при подведении электронного баланса, чтобы число высвобождаемых электронов было равно числу принимаемых:
2I-=I2+2e 4
SO42- + 10 H++ 8e = H2S + 4 H2O 1
8I-+ SO42- + 10 H+ =4 I2+ H2S + 4 H2O
Или в молекулярной форме: 8HI+H2SO4 = 4 I2+ H2S + 4 H2O
Пример №2:
KNO3+Al+KOH+H2ONH3+KAlO2
Здесь изменяется степень окисления у азота - с+5 до -3 и у аллюминия - с 0 до +3.
Металлический аллюминий превращается в ион AlO2-.
Источником кислорода могут быть ионы гидроксила.
Al + 4 OH- AlO2-+2H2O + 3e (окисление) 8
NO3- + 6 H2O + 8e NH3 + 9 OH- (восстановление) 3
______________________________________________
8 Al + 3 NO3- + 5 OH- +2 H2O = 8 AlO2- + 3 NH3
Или в молекулярной форме:
8 Al + 3 KNO3 + 5 KOH +2 H2O = 8 KAlO2 + 3 NH3
Кроме вышеприведенных реакций межмолекулярного окисления-восстановления выделяют процессы внутримолекулярного характера, а также реакции диспропорционирования. К первым относятся процессы, в которых одна составная часть сложного вещества является окислителем, другая - восстановителем. Пример:
NH4NO2=N2+2H2O
Здесь ион NH4+ окисляется, а ион NO2- - восстанавливается до свободного азота.
NH4+ N2
NO2- N2
Или,
2 NH4+ N2 + 6e + 8H+ 1
2NO2- +6e N2 + 4O2- 1
NH4++ NO2- = N2 + 2 H2O
К таким реакциям относится термическое разложение воды:
2H2O=2H2+O2
Здесь водород восстанавливается с +1 до 0, а кислород окисляется - его степень окисления возрастает с -2 до 0.
Реакциями диспропорционирования или называются реакции самоокисления-самовосстановления вещества, в которых часть элемента окисляется, а часть восстанавливается. Например:
Cl2 + H2O = HCl + HClO
Здесь:
Cl2 + 2H2O = 2 HClO + 2H+ + 2e (окисление)
Cl2 + 2e = 2Cl-
Последовательность действий при составлении окислительно-восстановительных уравнений следующая:
1. Составить схему реакций с указанием исходных и образующихся веществ.
2. Определить степень окисленности элементов в веществах правой и левой части схемы; отметить элементы, степень окисленности которых изменяется.
3. Составить уравнения процессов окисления и восстановления, найти отношение числа электронов, принимаемых при восстановлении и отдаваемых при окислении.
4. Сложить уравнения окисления и восстановления с учетом найденного отношения числа электронов.
3. Электрохимические процессы.
Окислительно-восстановительные процессы можно осуществить двумя способами: электроны непосредственно переходят от восстановителя к окислителю, и таким способом, что обе полуреакции окажутся пространственно разделены. В таком случае электроны будут переходить от окислителя к восстановителю, а систему можно использовать как источник тока. Такие источники тока, где энергия химическая преобразовывается в электрическую, называются химическими источниками электрической энергии (ХИЭЭ) или гальваническими элементами.
Например, при опускании цинковой пластины в раствор сульфата меди происходит реакция:
Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+, где
Идут процессы:
Zn = Zn2+ + 2e;
Cu2+ + 2e = Cu
Чтобы эту реакцию использовать как источник тока, необходимо пространственно разделить процессы окисления и восстановления. Такой источник тока (элемент Якоби-Даниэля) состоит из цинкового электрода, погруженного в раствор сульфата цинка, и медного электрода, погруженного в раствор сульфата меди. Оба раствора соприкасаются друг с другом, но для предотвращения смешивания они разделены пористой перегородкой.
Таким образом, существуют две границы раздела фаз, на которых устонавливается равновесие:
Zn2+ (металл) Zn2+ (раствор);
Cu2+ (металл) Cu2+ (раствор).
Но есть еще одна граница раздела фаз - между цинком и медью (медной проволокой и цинковой пластиной). Через нее, в отличие от первых двух, могут проходить не ионы, а электроны. Здесь, вследствие неодинакового состояния электронов в цинке и меди, в первый момент скорости перехода электронов из одного металла в другой будет различна, но быстро установится равновесие:
е (медь) е (цинк)
Но из-за процессов, идущих на каждом электроде, их равновесные потенциалы оказываются неодинаковыми, и при замыкании цепи электроны начинают перемещаться в сторону электрода с более низким потенциалом Гиббса. При этом фазовое равновесие нарушается, что, по принципу Ле Шателье, приводит к переходу цинка из металла в раствор в виде ионов, а ионов меди - из раствора в металл. На поверхности металла происходит их восстановление электронами, пришедшими с цинкового электрода. Идет разобщенная окислительно-восстановительная реакция.
3