План урока:

Основные термины

Характеристика окислителей

ОВР кислот

Запись ОВР процесса

Уравнивание ОВР-реакций

Виды уравнений окислительно-восстановительных реакций

Основные термины

Если реакция рассматривается как ОВР-процесс, в ней обязательно присутствует окислитель и восстановитель.

Источник

• восстановитель – атом в составе простой или сложной молекулы, отдающий электроны. Степень окисления становится меньше.
• окислитель – атом в составе простой или сложной молекулы, принимающий электроны.

Характеристика окислителей

Это все неметаллы, кислоты, пероксиды и некоторые соли. Способность отщеплять электроны изменяется в зависимости от положения элемента в таблице Менделеева: в периоде увеличивается слева направо, в группе – с низу вверх. Самым сильным окислителем считается фтор. Так же, к этой группе относятся высшие оксиды элементов. Сила способности отнять электроны сложных веществ зависят от степени окисления нужного атома и от концентрации.

Такие свойства выражаются стандартным электродным потенциалом. Чем он выше, тем выше окислительные свойства. Все окислители делятся на четыре группы.

Таблица. Группы окислителей и их характеристика

ОВР кислот

От растворимости зависят свойства азотной и серной кислот.

HNO₃

Чем ближе концентрация HNO₃ к 100%, тем больше электронов получит азот.

• Ca + 4HNO_3(конц.)= Ca(NO₃)₂+ 2NO₂ + 2H₂O (1 e)
• 3Mg + 8HNO_3(40 %)= 3Mg(NO₃)₂+ 2NO + 4H₂O (3 e)
• 4Mg + 10HNO_3(20 %)= 4Mg(NO₃)₂+ N₂O + 5H₂O (4 e)
• 5Ba + 12HNO_3(6 %)= 5Ba(NO₃)₂+ N₂ + 6H₂O (5 e)
• 4Zn + 10HNO_3(0.5 %)= 4Zn(NO₃)₂+ NH₄NO₃ + 3H₂O (8 e).

Продукты реакции, также, зависят от положения металла в ряду активности.

Источник

Таблица. Продукты реакции разбавленной и концентрированной азотной кислоты с металлами с различной активностью.

Исключения:

• Благородны металлы не реагируют с этой кислотой ни при каких условиях.
• Al, Cr и Fe реагируют с безводным окислителем только при нагревании.

H₂SO₄

Серная кислота одно из сильных веществ, отнимающих электроны. Продукт реакции, так же, как и с азотной, зависят от концентрации кислоты и активности первоначального металла. Растворимая серная кислота не дает специфических продуктов и реагирует только с металлами до водорода в ряду активности. При этом, образуется соль металла и водород:

2Na + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂

Продукты H₂SO₄(конц.) с металлами перечислены в таблице.

Таблица. Продукты реакции концентрированной серной кислоты с металлами с различной активностью.

Источник

Зависимость окисления от реакционной среды

ОВР может проходить в щелочной, нейтральной или кислой среде. При этом, один и тот же атом может проявлять разные свойства. Ярким примером являются реакции KMnO₄и K₂Cr₂O₇

Особенности KMnO₄ как окислителя

Перманганат калия или натрия способен проявлять только окислительные свойства за счет иона Mn⁺⁷. В реакциях с ним всегда используется вещество, определяющее кислотность среды, не участвующее в ОВР-процессе. Им может быть:

• H₂SO₄ (формирует кислую среду)
• H₂O (нейтральная)
• NaOH или KOH (щелочная среда).

Таблица. Продукты реакции перманганата калия в зависимости от реакционной среды.

Источник

Особенности K₂Cr₂O₇ как окислителя

Бихромат калия – один из распространенных веществ с указанными свойствами, продукты восстановления которого, так же, зависят от среды.

Таблица. Продукты реакции перманганата калия в зависимости от кислотности среды.

Запись ОВР процесса

При отображении такого процесса записывают не только реакцию, но и преобразования окислителя и восстановителя. Так, первая строчка – само уравнение c расставленными степенями окисления:

H⁺₂S^2- + Cl⁰₂ = S⁰ + 2H⁺Cl^-

Если у элемента н изменилась степень окисления, он не является участником ОВР (у нас это водород)

Далее записывается процесс его восстановления:

S^2- – 2е → S⁰ (окислитель, восстановление)

И восстановления:

Cl⁰₂ + 2е →2 Cl^- (восстановитель, окисление)

Уравнивание ОВР-реакций

Одним из самых сложных действий в написании ОВР является уравнивание молекул. Существует два способа: метод электронного баланса и метод электронно-ионного баланса (полуреакций).

Метод электронного баланса

Метод основан на определении баланса между количеством отданных и принятых электронов:

Al⁰ + Cu⁺²S⁺⁶O₄ ^-2 → Al⁺³₂(S⁺⁶O₄^-2 )₃ + Cu⁰

В ходе процесса изменяются степени окисления двух элементов – Alи Cu, с которыми работаем в первую очередь. Алюминий отдает электроны и превращается в ион Al⁺³. Он окисляется в ходе реакции. Ион меди, принимая два электрона, восстанавливается, степень окисления меди изменяется от +2 до 0. Изменения степеней окисления можно выразить электронными уравнениями:

Al⁰ – 3e → Al⁺³ (окисление)

Cu⁺² + 2e → Cu⁰ (восстановление)

Количество принятых и переданных электронов должно быть одинаковым. Поэтому: умножаем цифры между собой (находим общее кратное): 3×2=6.

Если разделить общее кратное на число переданных алюминием электронов(6/3=2), то найдем коэффициент перед этой молекулой в уравнении (ставим перед Al).

То же действие позволит найти коэффициент для второго реагента: 6/2=3 (ставим перед Cu).

В результате получаем основные цифры в записи реакции:

2Al + 3CuSO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3Cu

Если в уравнении больше реагентов и продуктов, остальные находятся математическим уравниванием.

Проверку правильности коэффициентов всегда осуществляем по кислороду.

Метод полуреакций

Чтобы уравнять и написать уравнение методом полуреакций, нужно использовать определенный алгоритм:

• Записать реагенты: K₂Cr₂O₇+ H₂SO₄+ H₂S
• Определить окислитель и восстановителя
• Записывают процесс окисления и восстановления с учетов преобразования всех атомов молекул: Cr₂O₇²⁻+ 14H⁺+ 6e⁻ = 2Cr³⁺ + 7H₂O     * 1

H₂S − 2e⁻ = S(т) + 2H⁺     * 3

• Записывают продуты образования окислителя и восстановителя с учетов коэффициентов (из формул): 2Cr³⁺ и S
• Сгруппировать остальные атомы в продукты (дополнительное ионное взаимодействие между средообразующей молекулой и реагентом. Чаще всего – соль): K₂SO₄
• Собирать полный процесс: K₂Cr₂O₇+ 4H₂SO₄+ 3H₂S = Cr₂(SO₄)₃ + 7H₂O + 3S_(т) + K₂SO₄
• Проверить правильность коэффициентов по кислороду.

Виды уравнений окислительно-восстановительных реакций

Окислитель и восстановитель не всегда находятся в разных молекулах. Иногда это один атом, участвующий сразу в двух процессах или разные молекулы с одним и тем же элементом и т.д. в зависимости от этого выделяют несколько вариантов ОВР:

• Межмолекулярные

Окислитель и восстановитель являются разными молекулами.

2 KMn⁺⁷O₄ + 10 KI^- + 8 H₂SO₄ → 6 K₂SO₄ + 5 I₂⁰ + 2 Mn⁺²SO₄ + 8 H₂O

Mn⁺⁷ + 5 ē → Mn⁺² – 5 – 2 (окислитель восстанавливается)

2 I^-1 – 2 ē → I₂⁰ – 2 – 5 (восстановитель окисляется)

• Внутримолекулярные

Внутримолекулярные– взаимодействия, в которых окислитель и восстановитель находятся в одной молекуле.

(N^-3H₄)₂Cr₂⁺⁶O₇ → N₂⁰ + Cr₂⁺³O₃ + 4 H₂O

2 Cr⁺⁶ +6 ē → 2 Cr⁺³ – 6 – 1 (окислитель восстанавливается)

2 N^-3 – 6 ē → N₂⁰ – 6 – 1 (восстановитель окисляется)

Атомы с противоположными свойствами находятся в одной молекуле

• Реакция диспропорционирования

Диспропорционирование – ОВР, в котором и оба свойства проявляет один и тот же атом, образуя несколько продуктов с разными степенями окисления.

Cl₂⁰ + 2 NaOH → NaCl^- + NaCl⁺O + Н₂О

Cl₂⁰ + 2 ē → 2 Cl^- - 2 – 1 (окислитель восстанавливается)

Cl₂⁰ - 2 ē →2 Cl⁺ - 2 – 1 (восстановитель окисляется)

• Реакция репропорционирования

Репропорционирование – противоположный процесс, когда один элемент из разных состояний переходит в одно.

2 H₂S^-2 + S⁺⁴O₂ → 3 S⁰ + 2 H₂O

S^-2 + 4 ē → S⁰ – 4 – 1 (окислитель восстанавливается)

S⁺⁴ - 2 ē → S⁰ – 2 – 2 (восстановитель окисляется)

Общее кратное коэффициентов – 2. т.о., у соединений первой серы (S^-2) коэффициент 1, а у соединений второй серы (S⁺⁴) – коэффициент 2.

При кажущейся сложности, ОВР-процессы одни из самых распространенных в природе. Например – ржавление железа, скисание молока и даже дыхание являются примерами этих процессов.