ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ. Цель работы: проведение ряда окислительно-восстановительных реакций, составление их уравнений методом электронно-ионного баланса и определение типа реакции

Цель работы: проведение ряда окислительно-восстановительных реакций, составление их уравнений методом электронно-ионного баланса и определение типа реакции.

Теоретическая часть

Окислительно-восстановительными называются реакции, сопровождающие переходом электронов от одних атомов и ионов к другим, в результате чего меняется степень окисления элементов. При этом элемент, отдающий электроны, называется восстановителем, а элемент, который принимает электроны ─ окислителем.

Степенью окисления называется заряд атома, вычисленный исходя из условного предположения, что все связи в молекуле окислителя и восстановителя являются ионными.

При определении степени окисления атомов в соединениях можно руководствоваться следующими положениями:

1. Степень окисления атомов в простых веществах (например, I₂, O₂, S, Al, Zn и т. п.) принимается равной нулю.

2. Водород в подавляющем большинстве соединений (за исключением гидридов металлов КН, NaH, CaH₂ и т. д.) проявляет степень окисления +1.

3. Кислород во всех соединениях, за исключением пероксидов, супероксидов и фторида кислорода обладает степенью окисления ─ 2.

4. Постоянную степень окисления в соединениях имеют щелочные металлы (Li, Nа, К, Cs, Fr) +1 и щелочноземельные металлы (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) +2.

5. Алгебраическая сумма всех зарядов на атомах (или алгебраическая сумма произведений числа атомов на их степень окисления), входящих в состав молекулы, равна 0.

Для уравнивания окислительно-восстановительных реакций коэффициенты не подбираются, как в случае реакций ионного обмена, а вычисляются на основании уравнений электронного или электронно-ионного баланса. Проиллюстрируем оба метода на примере реакции, протекающей по схеме:

NaCrO₂ + Br₂ + NaOH ® Na₂CrO₄ + NaBr + H₂O.

По методу электронного баланса вначале определяют степени окисления элементов в исходных веществах и продуктах и находят элементы, изменяющие свою степень окисления:

Na⁺¹ Cr ⁺³O₂^-2 + Br ₂⁰ + Na⁺¹O^-2H⁺¹ ® Na₂⁺¹ Cr ⁺⁶O₄^-2 + Na⁺¹ Br ^-1 + H₂⁺¹O^-2,

затем для этих элементов составляют уравнения электронного баланса:

| 2 восстановитель;

| 3 окислитель.

Коэффициенты 2 и 3 получены исходя из непременного условия, что количество электронов, принимаемых окислителем, должно быть равно количеству электронов, отдаваемых восстановителем. Выставив найденные коэффициенты перед окислителем и восстановителем, затем уравнивают реакцию в целом:

2 NaCrO₂ + 3 Br₂ + 8 NaOH = 2 Na₂CrO₄ + 6 NaBr + 4 H₂O.

По методу электронно-ионного баланса уравнения электронного баланса составляют не для элементов, а для ионов или молекул, в состав которых в водных растворах входят элементы, изменяющие свою степень окисления. Для уравнивания используют находящиеся в растворе молекулы воды и ионы, определяющие характер среды (в данном случае ионы ОН^-):

| 2 восстановитель;

| 3 окислитель.

Коэффициенты перед окислителем и восстановителем определяются аналогично методу электронного баланса. Преимуществом метода электронно-ионного баланса является то, что одновременно определяются и коэффициенты перед моекулами воды и молекулами, определяющими характер среды (в данном случае NaОН):

2 NaCrO₂ + 3 Br₂ + 8 NaOH ® 2 Na₂CrO₄ + 6 NaBr + 4 H₂O

Классификация ОВР:

а) межмолекулярные реакции, в которых окислитель и восстановитель – разные вещества:

P ⁰ + H N ⁺⁵O₃ + H₂O ® H₃ P ⁺⁵O₄ + N ⁺²O;

б) внутримолекулярные реакции, в которых окислитель и восстановитель в виде атомов разных элементов находятся в составе одной и той же молекулы:

K N ⁺⁵ O ₃^-2 ® K N ⁺³O₂ + O ₂⁰;

в) реакции диспропорционирования (самоокисления ─ самовосстановления), при которых происходит окисление и восстановление атомов одного и того же элемента в одной и той же степени окисления:

K Cl ⁺⁵O₃ ® K Cl^-1 + K Cl⁺⁷ O₄;

г) реакции обратного диспропорционирования, где окислитель и восстановитель – атомы одного и того же элемента в разных степенях окисления:

H₂ S ^-2 + S ⁺⁴O₂ ® S ⁰ + H₂O.

Определение продуктов окислительно-восстановительной реакции является непростой задачей, поскольку их состав зависит от концентрации реагирующих веществ, от кислотности среды и т. д. Так, например, Мn⁺⁷ в кислой среде восстанавливается до Мn⁺², в нейтральной ─ до Мn⁺⁴ и в щелочной – до Мn⁺⁶.

Следует также учитывать, что чем более сильный восстановитель участвует в реакции, тем более глубоко восстанавливается окислитель и наоборот. Так, при реакции разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами (Bi, Сu, Ag) oбpaзyeтcя NO, а при реакции ee с активными металлами (Zn, Mg, Ca) ─ N₂O, N₂ или NH₃.

Надо также иметь в виду, что ряд элементов может проявлять целый набор различных степеней окисления. В таблице приведены возможные степени окисления для наиболее распространенных окислителей и восстановителей, соответствующие данным степеням окисления соединения.

Только окислительные свойства проявляют элементы, имеющие высшую степень окисления, только восстановительные ─ элементы в низшей степени окисления и свободные металлы. Элементы, имеющие промежуточную степень окисления, а также свободные неметаллы за исключением F₂ могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Практическая часть