Полуреакций. Направление протекания ОВР

Основные понятия и определения:

Окислитель-восстановительные реакции(ОВР)	- реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов элементов
Степень окисления	- условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что вещество состоит только из ионов
Окисление	- процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом Са – 2 = Са+2
Восстановление	- процесс присоединения электронов атомам, молекулой или ионом N + 3 = N-3
Окислитель	- атом, молекула или ион, присоединяющие электроны
Восстановитель	- атом, молекула или ион, отдающие электроны
Межмолекулярные ОВР	- реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов в разных молекулах
Внутримолекулярные ОВР	- реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов в одной и той же молекуле
Реакции диспропорционирования	- реакции, в ходе которых повышается и понижается степень окисления одного и тоже элемента

Окислители:

Окислитель	Число принятых электронов	Восстановленная форма	Условия протекания реакции
Ме+, Ме2+, Ме3+	1,2,3	Ме	Ионы благородных металлов
2Н+		Н2
HNO3(конц)		NO2	При взаимодействии с малоактивными металлами (Cu, Ag) и неметаллами (C,P,S)
2 HNO3(конц)		N2O	При взаимодействии с активными металлами
HNO3(разб)		NO	При взаимодействии с малоактивными металлами
HNO3(разб)		NH	При взаимодействии с активными металлами
NO		NH3	При нагревании в щелочной среде
HNO2		NO	В кислой среде с йодидом калия
О3		О2 + О2-	В кислой среде: О3 +2Н+ + 2 = О2 + Н2О В нейтральной среде: О3 + Н2О + 2 = О2 + 2ОН-
Н2О2		2О-2	В кислой среде: Н2О2 + 2Н+ + 2 = 2Н2О В нейтральной и щелочной среде: Н2О2 + + 2 = 4ОН-
О2		2О-2	В кислой среде: О2 + 4Н+ + 4 = 2Н2О В нейтральной и щелочной среде: О2 + 2Н2О + 4 = 4ОН-
Hal2		2 Hal-	CI2,Br, I2
HOHal		Hal-	HOCI, HOBr и их соли
HalO		Hal-	К CIО3, КBrO3. При высокой температуре
CaOCI2		2CI-	При взаимодействии с малоактивными металлами и неметаллами
H2SO4(конц)		SO2	Mn2+ , Cr3+
S2O		2 SO
H2SeO4	2,4,8	SeO2, Se, Se2-
SeO2		Se
		2Cr3+	В кислой среде
Cr2O		Cr3+	В щелочной среде
CrO3		Cr3+
MnO4		Mn2+	В кислой среде
MnO4		MnO2	В нейтральной и слабощелочной среде
MnO4		MnО	В сильнощелочной среде
MnO2		Mn2+	В кислой среде
Fe3+		Fe2+
FeO		Fe3+	В кислой среде
FeO		Fe(OН)3	В щелочной среде
PbO2		Pb2+
BiO		Bi3+	В азотнокислой среде

Восстановители:

Восстановитель	Число отданных электронов	Окисленная форма	Условия протекания реакции
металлы	1,2,3	Ме+, Ме2+, Ме3+	В кислой и нейтральной средах металлы переходят в катионы Zn -2 e= Zn2+ В щелочной среде амфотерные металлы образуют гидроксокомплексы Zn + 2ОН- + 2Н2О - 2 e= [ Zn(ОН)4]2- + Н2
Н2		2Н+
С		СО	При высокой температуре и недостатке кислорода
С		СО2	При горении угля, восстановлении некоторых оксидов (СuО, PbO)
СО		СО2	При температуре ~ 450-7000 С
NH3		NO	В присутствии катализатора (Pt)
2NH3		N2
N2H4		N2	В водных растворах N2H4 восстанавливает I2 до HI, соли серебра и ртути, Cu2+ до Cu+
HNO2 и нитраты		NO	В реакциях с сильными и средними окислителями
Н2О2		О2
2 Hal-		Hal2
2Р		Р2О5	При сгорании фосфора в избытке кислорода
2Р		Р2О3	При медленном окислении и недостатке кислорода
[РО3Н]2-		РО	В реакциях с сильными и средними окислителями
H2S и сульфиды		S	При действии сильных окислителей (KMnO4, K2Cr2O7,H2SO4 (конц))
	SO2	При обжиге
	SO	В реакциях очень сильными окислителями (HNO3, хлорная вода)
S		SO2	В избытке кислорода В растворах кислой среде S + 2Н2О - 4 = SO2 + 4Н+
	SO	В кислой среде сильными окислителями S + 4Н2О – 6 = SO + 8Н+
	SO	В щелочной среде S + 6ОН- - 4 = S2O + 3Н2О
2S2O		S4O	В реакциях со слабыми окислителями (I2, FeCl3)
S2O		S + SO	При недостатке сильных окислителей (CI2, 2)
S2O		2SO	В избытке сильных окислителей
SO2		SO	В реакциях с сильными окислителями
SO		SO	В реакциях со средними окислителями
2Cr3+			В кислой среде 2Cr3+ + 7Н2О – 6 = + 14Н+
[Cr(ОН)6]3-		CrO	В щелочной среде [Cr(ОН)6]3- + 2ОН- - 3 = CrO + 4 Н2О
Mn2+		MnO2	В нейтральной и слабощелочных среде
Mn2+		MnО	В сильщелочной среде
Mn2+		MnО	При сплавлении (NaNO3, KCIO3) В реакции сNaBiО3 в азотнокислой среде
MnO2		MnО	При сплавлении со щелочами в присутствии окислителей
Fe2+		Fe3+	В кислой и нейтральных средах
[Fe (CN)6]4-		[Fe (CN)6]3-	При рН=1
Fe(OН)2		Fe(OН)3	Окисление кислородом воздуха
Fe(OН)3		FeO	При взаимодействии с сильными окислителями в щелочной среде
As3+		AsО
Sn2+		Sn4+	В соляной среде Sn2+ +6Cl- - 2 = [SnCl6]2-
[Sn(ОН)4]2-		[Sn(ОН)6]2-	В щелочной среде [Sn(ОН)4]2-+ 2ОН- - 2 = [Sn(ОН)6]2-

Окислительно-воссстановительные процессы играют особенную роль в жизнедеятельности клетки и биосферы, так как именно они лежат в основе клеточного биосинтеза и биоэнергетике. Источник энергии в клетке – реакции окисления углеводов и липидов кислородом воздуха, которые происходят вследствие дыхания растений и животных.

Примерами технически важных окислительно – восстановительных реакций являются процессы горения топлива, синтеза органических и неорганических соединений, анализ и очистка многих веществ.

Окислительно-восстановительными называются реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов. Под степенью окисления понимают условный заряд атома в молекуле, вычисленный, исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.

Окислением называется процесс отдачи электронов. Степень окисления при этом повышается. Например:

Fe⁺² - e = Fe⁺³

2Cl^- - 2e = Cl₂⁰.

Восстановлением называется процесс присоединения электронов. Степень окисления при этом понижается. Например:

Cl₂ + 2e = 2Cl^-.

Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями (в рассмотренных примерах это Fe⁺², Cl^-). Восстановители во время реакции окисляются.

Атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями (в рассмотренных примерах это Fe⁺³, Cl₂⁰). Окислители во время реакции восстанавливаются.

В пределах периода таблицы Менделеева восстановительные свойства простых веществ уменьшаются слева направо (самые сильные восстановители – щелочные металлы). В этом же направлении увеличиваются окислительные свойства простых веществ (самые сильные окислители – галогены). В группе восстановительные свойства возрастают сверху вниз, а окислительные – убывают.

Реакции окисления и восстановления всегда протекают как единый процесс. В этих реакциях число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

Элементы в высших степенях окисления проявляют только окислительные свойства, в низших степенях окисления – только восстановительные свойства, а в промежуточных степенях окисления проявляют окислительно-восстановительную двойственность. На направление окислительно-восстановительных реакций большое влияние оказывает реакция среды (кислая, нейтральная, щелочная).

Основным методом составления окислительно-восстановительных реакций является метод полуреакций, или ионно-электронный метод, который учитывает реально существующие ионы и характер среды.

Метод основан на составлении ионных уравнений для процессов окисления и восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение. Слабые электролиты, неэлектролиты, вода, газы, осадки – записываются в молекулярном виде. При составлении уравнений полуреакций необходимо руководствоваться следующими правилами:

1) если исходные соединения или ионы содержат больше атомов кислорода, чем продукты реакции, то избыток их в кислой среде устраняется ионами H⁺ (О^-2 + 2H⁺ = H₂O), а в нейтральной и щелочной средах – водой (О^-2 + H₂O = 2ОH^-). Например:

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e = Mn⁺² + 4H₂O

MnO₄^- + 2H₂O + 3e = MnO₂¯ + 4OH^-;

2) если исходные соединения или ионы содержат меньше атомов кислорода, чем продукты реакции, то недостаток их восполняется в кислых и нейтральных средах за счет молекул воды (H₂O = О^-2 + 2H⁺), а в щелочных средах – за счет гидроксид-ионов (2ОH^- = О^-2 + H₂O). Например:

SO₃^-2 + H₂O - 2e = 2H⁺ + SO₄^-2

SO₃^-2 + 2OH^- - 2e = SO₄^-2 +H₂O.

Каждая из полуреакций (окисление восстановителя и восстановление окислителя) должна быть уравнена по элементам и по зарядам. С целью сведения реакций окисления и восстановления в единый процесс уравнивают общее количество участвующих во взаимодействии электронов подбором дополнительных множителей по правилу наименьшего общего кратного. Суммирование обеих полуреакций с учетом дополнительных коэффициентов приводит к ионному уравнению окислительно-восстановительной реакции. Переход к молекулярному уравнению осуществляется добавлением соответствующих катионов к анионам и анионов – к катионам.

Поиск по сайту: