Download
1 / 29
420 likes | 2.25k Views
Лекция № 5. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (ОВР) Лекция № 11 А.И. Малышев, проф. ОТИ НИЯУ МИФИ. ОВР.
E N D
Лекция № 5. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (ОВР) Лекция № 11 А.И. Малышев, проф. ОТИ НИЯУ МИФИ
ОВР Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР)называются такие реакции,в результате которых изменяется степень окисления одного илинескольких элементов, входящих в состав реагирующих веществ. ОВР – это такая реакция, в которой в резуль-тате переноса электронов от восстановителя к окислителю образуется новый окислитель и новый восстановитель.
ОВР В ОВ-реакции участвуют две сопряженные окисли-тельно-восстановительные пары:одна состоит из исходного окислителя и его восстановленной формы, а другая – из исходного восстановителя и его окисленной формы: +2e Сu2+ + Fe0 = Cu0 + Fe2+ -2e Сu2+/ Cu0 - исход. окислитель и его восстановленная форма Fe2+/ Fe0 - исход. восстановитель и его окисленная форма
СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ. ОКИСЛЕНИЕ ИВОССТАНОВЛЕНИЕ Степень окисленияэлемента в соединении есть число электронов, смещенных от атома данного элемента к другим атомам (при положительной окисленности) или от других атомов к атому дан-ного элемента (при отрицательной окисленности). Для вычисления степени окисления элемента в соединении следует исходить из следующих положений: 1) степени окисления элементов в простых веществах принимаются равными нулю; 2) алгебраическая сумма степеней окисленности всех атомов, входящих в состав молекулы, равна нулю, а в сложных ионах – заряду иона;
СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ. ОКИСЛЕНИЕ ИВОССТАНОВЛЕНИЕ Вычисление степени окисления основные положения: 3) постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы (+1), металлы главной подгруппы II группы, цинк и кадмий (+2); 4) Водород проявляет степень окисления +1 во всех соединениях, кроме гидридов металлов (NaH, CaH2 и т. п.), где его степень окисления равна -1; 5) степень окисления кислорода в соединениях равна -2, за исключением пероксидов (-1) и фторида кислорода OF2 (+2).
ВЫЧИСЛЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ: ПРИМЕР. а) Установить степень окисленности азота в соеди-нениях: NH3, N2H4, NH2OH, N2О , NO, NО2, НNО2 и НNО3; б) Установить степень окисленности хрома и марганца в ионах: [Cr(OH)6]3- , CrO2‾ , CrO42- ; MnO42-, MnO4‾
Лекция № 16 ТИПЫ ОКИСЛИТЕЛЬНО- ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ (ОВР) • Межмолекулярные реакции: • KMnO4 + 8HCl → MnCl2 + KCl + Cl2 + H2O • HIO3 + H2O2 → I2 + O2 + H2O • К2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O • 2. Внутримолекулярные реакции: • (NH4)2Cr2O7→ N2 + Cr2O3 + H2O • 3.Реакции диспропорционирования: • 2H2MnO4→ HMnO4 + MnO2 • KOH + Cl2→ KCl + KClO3 • HNO2 + HNO2→ HNO3 + NO + H2O • 4. Реакции конпропорционирования: • KMnO4 + MnSO4 + H2O → MnO2 + K2SO4 + H2SO4
ОКИСЛИТЕЛИ И ВОССТАНОВИТЕЛИ Окислители 1. Окислительные свойства характерны для типич-ных неметаллов (F2, Cl2, Вг2, I2, О2) в элементарном (свободном) состоянии. 2. Среди кислородсодержащихкислот и их солей к наиболееважным окислителям относятся КМnO4, К2СrO4, К2Сr2O7,концентрированная серная кислота, азотная кислота и нитраты,кислород-содержащие кислоты галогенов и их соли.
ОКИСЛИТЕЛИ И ВОССТАНОВИТЕЛИ Окислители 3. Водород в степени окисленности +1 выступает как окислительпреимущественно в растворах кислот (как правило, привзаимодействии с металлами, стоящими в ряду напряжений доводорода): • 4. Ионы м е т а л л о в , находящиеся в высшей с т е п е н и окисленности (например, Fe3+, Cu2+, Hg2+), выполняя функцию окислителей,превраща-ются в ионы с более низкой степенью окисленности: • 2FeCl3+H2S=2FeCl2 + S+2HCl, • 2 HgCl2 + SnCl2=Hg2Cl2 + SnСl4 .
ОКИСЛИТЕЛИ И ВОССТАНОВИТЕЛИ Восстановители 1. Среди элементарных в е щ е с т в к типичным восстановителямпринадлежат активные металлы (щелочные и щелочноземельные,цинк, алюминий, железо и др.), а также некоторые неметаллы,такие, как водород, углерод (в виде угля или кокса), фосфор,кремний. 2. В бескислородных к и с л о т а х (НСl, HBr, HI, H2S) и ихс о л я х носителями восстановительной функции являются анионы,которые, окисляясь, обычно образуют элементарные вещества.
ОКИСЛИТЕЛИ И ВОССТАНОВИТЕЛИ Восстановители 3. Г и д р и д ы щелочных и щелочноземельных металлов, содержащие ион Н‾, проявляют восстановительные свойства, легко окисляясь до свободного водорода: СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2 . 4. М е т а л л ы в низшей степени о к и с л е н н о с т и (ионы Sn2+, Fe2+, Cu+, Hg2+ и др.), взаимодействуя с окислителями, способны повышать свою степень окисленности: SnCl2 + Cl2 = SnCl4,
АЛГОРИТМ СОСТАВЛЕНИЯ УРАВНЕНИЙ ОВР При составлении уравнений ОВР рекомендуется придерживаться следующего порядка: 1. Составить схему реакции с указанием исходных и образующихся веществ. 2. Составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся реально существующих в условиях реакции ионов или молекул. 3. Уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций; кромекислорода и водорода в обеих частях уравнения;
АЛГОРИТМ СОСТАВЛЕНИЯ УРАВНЕНИЙ ОВР 4. Уравнять число атомов кислорода и водорода в обеих частях уравнения с помощью молекул Н2О и ионов Н+ и ОН‾ помня, что: а) избыток кислорода в левой части полуреакции в кислых растворах связывается ионами водорода с образованием молекул воды, а в нейтральных и щелочных — молекулами воды с образованием гидроксид-ионов, например, MnO4‾ + 8Н++ 5е-= Мn2++ 4 Н2О (кислая среда), NО3‾ +6Н2О +8е- = NН3+9ОН‾ (нейтральная илищелочная среда)
АЛГОРИТМ СОСТАВЛЕНИЯ УРАВНЕНИЙ ОВР а) недостаток кислорода в левой части полуреакции в кислой и нейтральной средах восполняется за счет молекул воды с образованием ионов водорода, а в щелочной среде — за счет гидроксид-ионов с образованием молекул воды, например, I2 +6Н2О = 2IO3‾ +12 Н+ +10е- (кислая или нейтраль- ная среда), СrO2‾ +4ОН‾ = CrO42- +2Н2О +3е- (щелочная среда).
АЛГОРИТМ СОСТАВЛЕНИЯ УРАВНЕНИЙ ОВР 5. Уравнять с помощью электронов суммарное число зарядов в обеих частях каждойполуреакции; 6. Подобрать множители (основные коэффици-енты) для полуреакций так, чтобы число электро-нов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении. 7. Сложить уравнения полуреакций с учетом найденных основных коэффициентов. 8. Расставить коэффициенты в уравнении реакции.
Н+(p) + ē 1/2 Н2(г) ЭЛЕКТРОДНЫЙ ПОТЕНЦИАЛ. УРАВНЕНИЕ НЕРНСТА Количественной мерой способности окисленной формы окислительно–восстановительной пары при-соединять электроны и стремление восстанов-ленной формы отдавать их служит электродный потенциал (ЭП). ЭП зависит от природы ОВ – пары, концентрации окисленной [Ox] и восстановленной [Red] форм вещества, температуры и описывается уравне-нием Нернста: RT [Ox] ln φ = φº + [Red] ZF где φº – стандартный электродный потенциал Значения φº берутся относительно системы: φºН+/½ Н2 = 0
Таблица стандартных электродных потенциалов некоторых окислительно – восстановительных систем.
НАПРАВЛЕНИЕ ПРОТЕКАНИЯ ОВР Знание стандартных потенциалов пар, участву-ющих в окислительно-восстановительной реакции, позволяет оценить возможность протекания реакции в выбранном направении. • Окисленная Восстановленная Eº • форма форма • MnO4– + 8 H+ + 5 ē = Mn2+ + 4 H2O 1,51 • Br2+ 2 ē=2 Br–1,07 • 2 MnO4– + 10 Br– +16 H+ 2 Mn2+ + 5 Br2 + 8 H2O
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ По теме «ОВР»
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ Пример 1. Закончить уравнение реакции окисления сульфида мышьяка (III) концентрированной азотной кислотой происходит по схеме: As2S3 + НNО3 → Н3AsO4 + Н2SО4 + NО .
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ Р е ш е н и е . 1. В ходе реакции мышьяк и сера окисляются азот восстанавливается; 2. Составим полуреакцию окисления As2S3: а) As2S3 →2AsO43- +3SO42- б) As2S3 + 20 H2O =2AsO43-+3SO42-+ 40 H+. в) As2S3 + 20 Н2О - 28е = 2AsO43-+3SO42- + 40 Н+ 3. Составим полуреакцию восстановления нитрат-иона: а) NО3‾ → NО б) NО3‾ + 4H+ →NO + 2H2О в) NО3‾ + 4H+ + 3e- = NO + 2H2О .
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ Р е ш е н и е . 4. Складываем полуреакции окисления (в) и восста-новления, уравнивая число отданных и присоеди-ненных электронов; As2S3 + 20 Н2О - 28е- = 2AsO43-+3SO42- + 40 Н+ 3 NО3‾ + 4H+ + 3e- = NO + 2H2О 28 3As2S3 + 28NО3‾ + 112 Н+ + 60 Н2О = = 6AsO43-+ 9SO42-+ 28NО + 120 Н+ + 56Н2О . 5. После приведения подобных членов в обеих частях уравнения получаем 3As2S3+ 28NО3‾ + 4Н2О = 6AsO43-+ 9SO42-+ 28NО+ 8Н+ или в молекулярной форме: 3As2S3 +28НNОз+ 4Н2О = 6Н3AsO4+ 9Н2SО4+ 28NО.
ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ По теме «ОВР»
ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ • 1. Закончить уравнения реакций: • а) Мn(OН)2 + Сl2 + КОН = МnO2 + • б) МnO2 + O2 + КОН = К2МnO4 + • B ) FeSO4 + Br2+H2SO4 = • г) NaAsO2 + I2+NaOH = Na3AsO4 + • 2. Закончить уравнения реакций, в которых окислителем служит концентрированная азотная кислота: • a)C + HNO3 → СO2 + • 6)Sb + HNO3 → HSbO3 + • B)Bi + HN03 → Bi(NO3)3 + • г) PbS + HNO3 → PbSO4 + NO2 +
ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ • 634. Закончить уравнения реакций самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования): • а) I2+Ва(ОН)2 → Ва(IO3)2 + • б) К2SO3 → К2S + • в) НСlO3 → СlO2 + • г) Р2O3 + Н2О → РН3 + • д) Р + КОН + Н2O → КН2РO2 + РН3 • е) Те + КОН → К2ТеO3 +
Тест 1. Указать, какие из перечисленных реакций относятся к окислительно-восстановительным: • а) Cr2(SО4)3 + 6RbOН = 2Сr(ОН)3 + 3Rb2SО4 ; • б) 2Rb+2H2О = 2RbOH + H2; • в) 2CuI2 = 2CuI + I2; • г) NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + HОО ; • д) 2К4[Fe(CN)6] + Br2 = 2К3[Fe(CN)6] + 2 КBr • 616. Среди приведенных превращений указать реакции диспропорциоиирования: • а) S + KOH → K2SJ3 + K2S + H2О ; • б) Аu2О3 → Аu + О2 ; • в) НСl + СrO3 → СrСl3 + Сl2+Н2O; • г) HClO3→ClO2 + HClO4; • д) N2H4→ N2 + NH3; • е) AgNO3→ Ag + NO2 + O2 .
617. До каких продуктов может быть окислена вода: а) до O2и Н+; б) до ОН‾ и Н2; в) до 2OН‾? 617. До каких продуктов может быть восстановлена вода: а) до O2и Н+; б) до Н2 и 2ОН‾; в) до 2OН‾?
618. В каких из указанных превращений кислород выполняетфункции восстановителя: • а) Ag2О → Ag + O2 ; • б) F2 + H2O → HF + O2 ; • в) NH3 + O2 → N2 + H2O ; • г) AgNO3+KOH + H2O2 → Ag + KNO3 + O2 . • 618. В каких из указанных превращений кислород выполняетфункции окислителя: • а) Ag2О → Ag + O2; • в) NH3 + O2 → N2 + H2O; • г) AgNO3+KOH + H2O2 → Ag + KNO3 + O2; • б) F2 + H2O → HF + O2;
