Тема 1.5. Окислительно-восстановительные реакции Окислительно-восстановительными называют реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления химических элементов,…
Тема 1.5. Окислительно-восстановительные реакции Окислительно-восстановительными называют реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления химических элементов, входящих в состав реагентов. Окислением называют процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается повышением степени окисления. Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается понижением степени окисления. Окислителем называют реагент, который принимает электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции. (Легко запомнить: окислитель — грабитель.) Восстановителем называют реагент, который отдаёт электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции. Окислительно-восстановительные реакции делят на реакции межмолекулярного окисления-восстановления, реакции внутримолекулярного окисления-восстановления, реакции диспропорционирования и реакции конмутации. В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается: H2 0 - 2ē = 2H+ S -2 - 2ē = S 0 Al0 - 3ē = Al+3 2 Fe+2 - ē = Fe+3 Процесс присоединения электронов - восстановление: При восстановлении степень окисления понижается. Mn+4 + 2ē = Mn+2 S 0 + 2ē = S -2 Cr+6 +3ē = Cr+3 O2 0 + 4ē = 2O-2 Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны - восстановителями. Окислительно-восстановительные реакции имеют важное значение в биологических системах. Фотосинтез, дыхание, пищеварение являются по своей сущности окислительно-восстановительными процессами. Реакции окисления-восстановления широко используются в аналитической химии. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций Окислительно-восстановительные реакции уравнивают методом электронного баланса и методом полуреакций. Электронный баланс - метод 4 нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, получаемых окислителем. Среди всех окислительно-восстановительных реакций различают: межмолекулярные ОВР, реакции диспропорционирования (или самоокисления-самовосстановления) и внутримолекулярные ОВР. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами: S 0 + O2 0 S +4O2 -2 S - восстановитель; O2 - окислитель Cu+2O + C +2O Cu0 + C +4O2 CO - восстановитель; CuO - окислитель Zn0 + 2HCl Zn+2Cl2 + H2 0 Zn - восстановитель; HСl - окислитель Mn+4O2 + 2KI-1 + 2H2SO4 I2 0 + K2SO4 + Mn+2SO4 + 2H2O KI - восстановитель; MnO2 - окислитель. Сюда же относятся реакции между веществами, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления 2H2S -2 + H2S +4O3 3S 0 + 3H2O Внутримолекулярные окислительно- восстановительные реакции Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как 7 правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель. 2KCl+5O3 -2 2KCl-1 + 3O2 0 Cl+5 - окислитель; О-2 - восстановитель N-3H4N+5O3 – t° N2 +1O + 2H2O N+5 - окислитель; N-3 - восстановитель 2Pb(N+5O3 -2 )2 2PbO + 4N+4O2 + O2 0 N+5 - окислитель; O-2 - восстановитель (N-3H4)2Cr2 +6O7 – t° Cr2 +3O3 + N2 0 + 4H2O Cr+6 - окислитель; N-3 - восстановитель. Диспропорционирование - окислительно-восстановительная реакция, в которой один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления. Cl2 0 + 2KOH KCl+1O + KCl-1 + H2O 3K2Mn+6O4 + 2H2O 2KMn+7O4 + Mn+4O2 + 4KOH 3HN+3O2 HN+5O3 + 2N+2O + H2O 2N+4O2 + 2KOH KN+5O3 + KN+3O2 + H2O Для составления окислительно-восстановительных реакций используют метод электронного баланса. Составление уравнения окислительно-восстановительной реакции осуществляют в несколько стадий. 1. Записывают схему уравнения с указанием в левой и правой частях степеней окисления атомов элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления. 2. Определяют число электронов, приобретаемых или отдаваемых атомами или ионами. 3. Уравнивают число присоединённых и отданных электронов введением множителей, исходя из наименьшего кратного для коэффициентов в процессах окисления и восстановления. 4. Найденные коэффициенты (их называют основными) подставляют в уравнение реакции перед соответствующими формулами веществ в левой и правой частях. 5. Пример 1. Реакция алюминия с серой. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления: Атом серы присоединяет два электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до –2. Он является окислителем. Атом алюминия отдаёт три электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до +3. Он является восстановителем. Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов Подставляем найденные коэффициенты в уравнение реакции и окончательно получаем: Пример 2. Окисление фосфора хлором. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления: Степень окисления хлора изменяется от 0 до –1, при этом молекула хлора присоединяет два электрона. Хлор является окислителем. Атом фосфора отдаёт пять электронов, изменяя свою степень окисления от 0 до +5. Он является восстановителем. Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов: Электронное уравнение для хлора записывают именно так, поскольку окислителем является молекула хлора, состоящая из двух атомов, и каждый из этих атомов изменяет свою степень окисления от 0 до –1. Коэффициент 5 относится к молекуле хлора в левой части уравнения, а количество атомов хлора в правой части уравнения 5 × 2 = 10. Подставляем найденные коэффициенты в уравнение реакции и окончательно получаем: Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты, определите окислитель и восстановитель в уравнении реакции, схема которой: 1. Al + H2O + KNO3 + KOH → K[Al(OH)4] + NH3↑. 2. KNO3 + Al → KAlO2 + Al2O3 + N2. 3. Na2O2 + H2SO4 + KMnO4 → O2↑ + MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O. 4. NaCl + H2SO4 + MnO2 → Cl2 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O. 5. NaCl + H2SO4 + KMnO4 → Cl2 + MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O. опорный конспект
Конечно! Вот подробное решение задач по теме "Окислительно-восстановительные реакции" с использованием метода электронного баланса и определением окислителя и восстановителя.
Общие понятия
- Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — реакции, в которых происходит изменение степеней окисления элементов.
- Окисление — отдача электронов (степень окисления увеличивается).
- Восстановление — присоединение электронов (степень окисления уменьшается).
- Окислитель — реагент, принимающий электроны.
- Восстановитель — реагент, отдающий электроны.
Общие шаги при составлении уравнений ОВР по методу электронного баланса
- Записать схему реакции с указанием степеней окисления.
- Определить число электронов, передаваемых каждым участником.
- Составить систему уравнений для электронного баланса, уравновешивая число электронов, отданных восстановителем, с принятыми окислителем.
- Подставить коэффициенты из системы уравнений в исходное уравнение.
- Определить окислитель, восстановитель, и составить окончательный вариант уравнения.
Решения примеров
Пример 1: Реакция алюминия с серой
Степени окисления:
- Алюминий (Al) изначально 0, после реакции — +3.
- Сера (S) изначально 0 (в элементе), после реакции — –2 (в sulfide, S²–).
Число электроно передаваемые:
- Алюминий отдаёт 3 электрона (степень окисления +0 → +3).
- Сера принимает 2 электрона (0 → –2).
Подготовка уравнения:
- Алюминий даёт электроны: 4 Al → 4 Al³⁺ + 12 e⁻.
- Сера принимает электроны: S + 2 e⁻ → S²⁻.
Балансировка:
- Для полного баланса необходимо, чтобы электронов было одинаковое количество в обеих частях.
- На входе: 4 атома Al, каждый отдаёт 3 электрона → 12 e⁻.
- На выходе: 6 атомов S, каждый принимает 2 электрона → 12 e⁻.
Общий уравнительный вид:
\[ 2 \text{Al} + 3 \text{S} \rightarrow \text{Al}_2 \text{S}_3 \]
Объяснение:
- Коэффициенты подобраны по электронному балансу.
- Какая роль каждой части реакции —:
- AL — восстановитель (отдаёт электроны),
- S — окислитель (принимает электроны).
Пример 2: Окисление фосфора хлором
Степени окисления:
- В P₄: 0.
- В H₃PO₄: P — +5.
- В Cl₂: 0.
- В HCl: Cl — –1.
Изменения:
- Фосфор отдаёт 5 электронов (0 → +5).
- Хлор принимает 1 электрон (0 → –1), но в реакции участвуют две молекулы Cl₂, и тогда сумма принятых электронов = 2 × 2 (так как каждый Cl — –1).
Балансировка:
- Поскольку фосфор отдаёт 5 электронов, а каждый хлор принимает 1, то для полного баланса нужны 5 молекул Cl₂ (каждая по 2 атома), чтобы принять 10 электронов.
- В итоге:
\[ P_4 + 10 \text{Cl}_2 \rightarrow 4 \text{P} + 6 \text{Cl}_2 \]
но так как реакции с фосфором бывают разные, подготовим уравнение по примеру.
Стандартное уравнение:
\[ P_4 + 10 \text{Cl}_2 \rightarrow 4 \text{PCl}_5 \]
где единственная ценность — проверить правильность электронного баланса, и определить роли.
Решение по указанным схемам
Общий подход к заданиям:
- Выполните подсчёт изменения степеней окисления каждого элемента.
- Определите, кто даёт электроны (восстановитель) и кто принимает (окислитель).
- Используйте множественные коэффициенты, чтобы количество переданных электронов совпадало.
- Подставьте коэффициенты в начальную схему и запишите уравнение.
Примерные решения для задач по схемам
1) Реакция Al + H₂O + KNO₃ + KOH → K[Al(OH)₄] + NH₃↑
Определение ролей:
- Алюминий (Al) — обычно восстановитель, отдаёт электроны.
- В реакции с водой и щёлочью алюминий образует гидроксид и газ аммиак (NH₃), как продукт гидролиза и реакции с нитратами.
Рекомендуемый порядок:
- Запишите стадийно реакции окисления и восстановления.
- Найдите электронный баланс для каждого реагента.
Пример решения:
Изменение степеней окисления:
- В исходных веществах Al — 0, в комплексе K[Al(OH)₄] — +3.
- В H₂O, KNO₃, KOH — не меняют степень окисления.
Определите, кто отдаёт электроны:
- Аллюминий отдаёт 3 электрона при образовании Al³⁺.
Составляем уравнение:
\[ \text{Al} + \text{H}_2\text{O} + \text{KNO}_3 + \text{KOH} \rightarrow \text{K}[\text{Al}(\text{OH})_4] + \text{NH}_3 \]
- Балансировка по электронам:
- Переводим в ионную форму и уравниваем число электронов.
2) Реакция KNO₃ + Al → KAlO₂ + Al₂O₃ + N₂
Роль:
- В процессе нитрат (KNO₃) выступает как окислитель, аллюминий — восстановитель.
Изменения:
- N в KNO₃ — +5, N₂ — 0, значит, нитрат восстанавливается до газа N₂.
- Al — +3, в Al₂O₃ — +3, изменений не происходит (остаются в +3).
Решение:
- В основном реакция — участие нитрата как окислителя с отдачей электронов алюминием.
3) Реакция Na₂O₂ + H₂SO₄ + KMnO₄ → O₂↑ + MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O
Роль и изменение окислений:
- Na₂O₂ — восстанавливается в O₂.
- KMnO₄ — окислитель, восстанавливается до MnSO₄.
Балансировка:
- Определите количество, чтобы сбалансировать электроны.
4) Реакция NaCl + H₂SO₄ + MnO₂ → Cl₂ + MnSO₄ + Na₂SO₄ + H₂O
- Роль:
- Cl — окислитель/восстановитель.
- MnO₂ — окислитель.
5) Реакция NaCl + H₂SO₄ + KMnO₄ → Cl₂ + MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O
- Аналогичная предыдущей, добавлено K для сбалансированности.
Итог
- В каждом случае сначала определяется изменение степеней окисления веществ.
- Затем по этим изменениям определяется роль каждого вещества.
- Составляется уравнение с учетом электронов (метод электронного баланса).
- В результате получаются правильные коэффициенты.
Если нужно, я могу помочь с разбором конкретных уравнений по этим схемам или дополнительно объяснить любой из этапов.
