Какие реакции являются окислительно восстановительными свойствами
Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 13 декабря 2017;
проверки требуют 30 правок.
Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР), также редокс (сокр. англ. redox, от reduction-oxidation — восстановление-окисление) — встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующимся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором) .
Историческая справка[править | править код]
Издавна учёные полагали, что окисление — потеря флогистона (особого невидимого горючего вещества, термин которого ввел Иоганн Бехер), а восстановление — его приобретение. Но, после создания А. Лавуазье в 1777 году кислородной теории горения, к началу XIX века химики стали считать окислением взаимодействие веществ с кислородом, а восстановлением их превращения под действием водорода. Тем не менее в качестве окислителя могут выступать и другие элементы, например
В этой реакции окислитель — ион водорода[1] — H+, а железо выступает в роли восстановителя.
В соответствии с электронно-ионной теорией окисления-восстановления, разработанной Л. В. Писаржевским в 1914 г., окисление — процесс отщепления электронов от атомов или ионов элемента, который окисляется; Восстановлением называется процесс присоединения электронов к атомам или ионам элемента, каковой восстанавливается. Например, в реакции
атом цинка теряет два электрона, то есть окисляется, а молекула хлора присоединяет их, то есть восстанавливается.
Описание[править | править код]
В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.[2]
Окисление[править | править код]
Окисление — процесс отдачи электронов с увеличением степени окисления.
При окисле́нии у веществ в результате отдачи электронов увеличивается степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.
В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см. Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.
Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель (сам процесс называется окислением):
восстановитель — e− ↔ сопряжённый окислитель.
Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.
Восстановление[править | править код]
Восстановле́ние — процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.
При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.
Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель (сам процесс называют восстановлением):
окислитель + e− ↔ сопряжённый восстановитель.
Окислительно-восстановительная пара[править | править код]
Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару, а их взаимопревращения являются окислительно-восстановительными полуреакциями.
В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряжённые окислительно-восстановительные пары, между которыми имеет место конкуренция за электроны, в результате чего протекают две полуреакции: одна связана с присоединением электронов, то есть восстановлением, другая — с отдачей электронов, то есть окислением.
Виды окислительно-восстановительных реакций[править | править код]
Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных
веществ, например:
Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:
Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:
Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления:
Примеры[править | править код]
Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором
Разделяется на две полу-реакции:
1) Окисление:
2) Восстановление:
Процесс присоединения электронов — восстановление. При восстановлении степень окисления понижается:
Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а атомы или ионы, которые отдают электроны — восстановителями.
Для нахождения пропорции веществ, вступающих в химическую реакцию, часто требуется уравнять ОВР. Уравнивание ОВР сводится к нахождению стехиометрических коэффициентов (то есть, количества молей каждого соединения). Стехиометрические коэффициенты могут принимать только значения целых величин от 1 и выше, дробные стехиометрические коэффициенты допускаются лишь в некоторых случаях записи термохимических уравнениях из курса физической химии. Различают два методы уравнивания ОВР: метод полуреакций и метод электронного баланса. Метод электронного баланса более прост и используется в случае протекания реакции в газообразной среде (например, процессы горения или термического разложения соединений). Метод полуреакций более сложен и используется в случае протекания реакции в жидкой среде. Метод полуреакций оперирует не свободными атомами и одноатомными ионами, а реально существующими в растворе частицами, образовавшимися в результате процессов растворения и/или диссоциации реагирующих веществ. Оба метода занимают важное место в базовом курсе общей и неорганической химии, изучаемом студентами различных учебных заведений[3].
Примечания[править | править код]
- ↑ В этом, как и во многих других случаях водород рассматривают как помещённый в VII группе периодической системы химических элементов над галогенами-окислителями.
- ↑ Несущественно, переходят ли электроны с одного атома на другой вполне (ионная связь) или же только более или менее оттягиваются (полярная ковалентная связь). Поэтому в данном случае мы будем говорить об отдаче или присоединении электронов независимо от действительного типа валентной связи. В общем, окислительно-восстановительные процессы можно определить как реакции, связанные с переходом электронов от одних атомов к другим. То есть валентности [ковалентных молекулярных соединений] в этих реакциях выступают как степени окисления. Более строго, в узком смысле под степенью окисления имеется в виду в том числе и валентности.
- ↑ ОВР методом полуреакций (недоступная ссылка). Химия и химическая технология в жизни (10.07.2013). Дата обращения 19 января 2015. Архивировано 19 января 2015 года.
Литература[править | править код]
- Хомченко Г. П., Севастьянова К. И., Окислительно-восстановительные реакции, 2 изд., М., 1980;
- Кери Ф., Сандберг Р., Углублённый курс органической химии, пер. с англ., кн. 2, М., 1981, с. 119-41, 308-43;
- Марч Дж., Органическая химия, пер. с англ., т. 4, М., 1988, с. 259—341;
- Турьяи Я. И., Окислительно-восстановительные реакции и потенциалы в аналитической химии, М., 1989;
- Тодрес 3. В., Электронный перенос в органической и металлоорганической химии, в сб.: Итоги науки и техники. Сер. Органическая химия, т. 12, М., 1989. С. И. Дракин, З. В. Тодрес.
См. также[править | править код]
- Кислотно-основные реакции
Определение
Окислительно -восстановительные реакции (ОВР) — реакции, протекающие с изменением степени окисления одного или нескольких элементов.
Окислительно-восстановительные реакции играют важную роль в природе и технике. Фотосинтез, дыхание, брожение, накопление энергии в клетках сопровождаются переносом электронов. Разделяя процессы окисления и восстановления, удается превращать энергию химических реакций в электрическую. Этот принцип лежит в основе работы гальванических элементов и аккумуляторов.
К числу ОВР принадлежат все реакции между простыми и сложными веществами, между двумя простыми веществами, а также некоторые случаи взаимодействия сложных веществ:
$overset{0}{Fe} + overset{+2}{Cu}overset{+6}{S} overset{-2}{O_4} = overset{+2}{Fe}overset{+6}{S} overset{-2}{O_4} +overset{0}{Cu}$
$2overset{0}{Mg} + overset{0}{O_2} = 2overset{+2}{Mg}overset{-2}{O}$
$2overset{+1}{K} overset{-1}{I} + 4overset{+1}{H}overset{+5}{N}overset{-2}{O_3} = overset{0}{I_2} + 2overset{+4}{N}overset{-2}{O_2} + 2overset{+1}{K} overset{+5}{N}overset{-2}{ O_3} + 2overset{+1}{H_2}overset{-2}{O}$
При окислительно-восстановительных реакциях происходит переход электронов от одних атомов к другим.
Определение
Атом, отдающий электрон, то есть повышающий свою степень окисления, называют восстановителем, а атом, принимающий электрон (его степень окисления понижается) – окислителем.
Часто термины окислитель и восстановитель переносят и на вещества, в состав которых входят соответствующие атомы. В результате реакции окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется.
Определение
Процесс отдачи атомом электронов называется окислением, а процесс принятия атомом электронов — восстановлением.
Запомни! Нельзя путать название процесса передачи электронов с функцией атома, которую он проявляет в этом процессе.
Восстановителем может быть атом элемента, а восстановление — это процесс принятия электронов.
| $underline{O}$кислитель | $underline{textrm{В}}$осстановитель |
|---|---|
| $underline{textrm{В}}$зял электроны | $underline{O}$тдал электроны |
| $underline{textrm{В}}$осстановился | $underline{O}$кислился |
| $S^{+6} + 2bar{e} rightarrow S^{+4}$ | $S^{-2} -2bar{e} rightarrow S^{0}$ |
| степень окисления $downarrow$ | степень окисления $uparrow$ |
| процесс восстановления | процесс окисления |
| Типичные окислители: | Типичные восстановители: |
|
|
Есть ряд мнемонических правил, которые позволяют лучше запомнить разницу между этими понятиями:
По первым буквам слов можно составить следующие сокращения:
ОВВ: окислитель — взял $bar{e}$ — восстановился
ВОО: восстановитель — отдал — окислился
2. Или использовать словосочетание «окислитель-грабитель».3. Запомнить стихотворение:
Восстановитель — это тот, кто электроны отдает.
Сам отдает грабителю, злодею-окислителю.
Отдает — окисляется, сам восстановителем является.
КЛАССИФИКАЦИЯ ОВР
Определение
Окислительно-восстановительные реакции в которых окислитель и восстановитель входят в состав разных соединений называют межмолекулярными, а ОВР, в которых и окислитель, и восстановитель входят в состав одного и того же соединения — внутримолекулярными.
К числу внутримолекулярных принадлежат реакции термического разложения некоторых веществ, например, сульфата меди(II):
$2CuSO_4 stackrel{700^circ C}{=} 2CuO + 2SO_2 + O_2$
$mathrm{S^{+6} + 2e^– rightarrow S^{+4}}$ |2 2 окислитель, процесс восстановления
$mathrm{2O^{–2} – 4e^– rightarrow O_2^0}$ |4 1 восстановитель, процесс окисления
__________________________________________________________________________________________
$mathrm{2S^{+6} + 2O^{–2} rightarrow 2S^{+4} + O_2^0}$
Внутримолекулярные ОВР, в свою очередь, также делятся на два типа: реакции диспропорционирования и сопропорционирования.
Определение
Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции, в которых окислителем и восстановителем является один и тот же элемент, который в начале реакции находится в одной степени окисления, называют диспропорционированием.
К числу таких реакций принадлежит, например, разложение пероксида водорода на воду и кислород.
$2H_2overset{-1}{O_2} rightarrow 2H_2overset{-2}{O} + overset{0}{O_2}$.
Определение
Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции, в результате которых атомы одного и того же элемента, находящиеся в разных степенях окисления, приобретают одну промежуточную, называют сопропорционированием.
Примером служит взаимодействие сернистого газа с сероводородом, приводящее к образованию серы:
$2H_2overset{-2}{S} + overset{+4}{S}O_2 = 3overset{0}{S} + 2H_2O$.
В ходе урока мы изучим тему «Окислительно-восстановительные реакции». Вы узнаете определение данных реакций, их отличия от реакций других типов. Вспомните, что такое степень окисления, окислитель и восстановитель. Научитесь составлять схемы электронного баланса для окислительно-восстановительных реакций, познакомитесь с классификацией окислительно-восстановительных реакций.
Тема: Окислительно-восстановительные реакции
Урок: Окислительно-восстановительные реакции
Понятие ОВР, определение окислителей и восстановителей
Реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. Изменение степеней окисления происходит из-за перехода электронов от восстановителя к окислителю. Степень окисления – это формальный заряд атома, если считать, что все связи в соединении являются ионными.
Окислитель – это вещество, молекулы или ионы которого принимает электроны. Если элемент является окислителем, его степень окисления понижается.
О02 +4е-→ 2О-2 (Окислитель, процесс восстановления)
Процесс приема веществами электронов называется восстановлением. Окислитель в ходе процесса восстанавливается.
Восстановитель – это вещество, молекулы или ионы которого отдают электроны. У восстановителя степень окисления повышается.
S0 -4е- →S+4 (Восстановитель, процесс окисления)
Процесс отдачи электронов называется окислением. Восстановитель в ходе процесса окисляется.
Составление схемы электронного баланса
Пример №1. Получение хлора в лаборатории
В лаборатории хлор получают из перманганата калия и концентрированной соляной кислоты. В колбу Вюрца помещают кристаллы перманганата калия. Закрывают колбу пробкой с капельной воронкой. В воронку наливается соляная кислота. Соляная кислота приливается из капельной воронки. Сразу же начинается энергичное выделение хлора. Через газоотводную трубку хлор постепенно заполняет цилиндр, вытесняя из него воздух. Рис. 1.
Рис. 1
На примере этой реакции рассмотрим, как составлять электронный баланс.
1. Запишем схему этой реакции:
KMnO4 + HCI = KCI + MnCI2 + CI2 + H2O
2. Расставим степени окисления всех элементов в веществах, участвующих в реакции:
K+Mn+7O-24 + H+CI- = K+CI- + Mn+2CI-2 + CI02 + H+2O-2
Степени окисления поменяли марганец и хлор.
3. Составляем схему, отражающую процесс перехода электронов:
Mn+7+5е- = Mn+2 окислитель, процесс восстановление
2 CI- -2е- = CI02 восстановитель, процесс окисление
4. Уравняем число отданных и принятых электронов. Для этого находим наименьшее общее кратное для чисел 5 и 2. Это 10. В результате деления наименьшего общего кратного на число отданных и принятых электронов, находим коэффициенты перед окислителем и восстановителем.
Mn+7+5е- = Mn+2 2
2 CI- -2е- = CI02 5
5. Переносим коэффициенты в исходную схему и преобразуем уравнение реакции.
2KMnO4 + ? HCI = ?KCI + 2MnCI2 + 5CI2 +? H2O
Однако перед формулой соляной кислоты не поставлен коэффициент, так как не все хлоридные ионы участвовали в окислительно-восстановительном процессе. Метод электронного баланса позволяет уравнивать только ионы, участвующие в окислительно-восстановительном процессе. Поэтому нужно уравнять количество ионов, не участвующих в окислительно-восстановительной реакции. А именно катионов калия, водорода и хлоридных анионов. В результате получается следующее уравнение:
2KMnO4 + 16 HCI = 2KCI + 2MnCI2 + 5CI2 + 8H2O
Пример №2. Взаимодействие меди с концентрированной азотной кислотой. Рис. 2.
В стакан с 10 мл кислоты поместили «медную» монету. Быстро началось выделение бурого газа (особенно эффектно выглядели бурые пузырьки в еще бесцветной жидкости). Все пространство над жидкостью стало бурым, из стакана валили бурые пары. Раствор окрасился в зеленый цвет. Реакция постоянно ускорялась. Примерно через полминуты раствор стал синим, а через две минуты реакция начала замедляться. Монета полностью не растворилась, но сильно потеряла в толщине (ее можно было изогнуть пальцами). Зеленая окраска раствора в начальной стадии реакции обусловлена продуктами восстановления азотной кислоты.
Рис. 2
1. Запишем схему этой реакции:
Cu + HNO3 = Cu (NO3)2 + NO2↑ + H2O
2. Расставим степени окисления всех элементов в веществах, участвующих в реакции:
Cu0 + H+N+5O-23 = Cu+2(N+5O-23)2 + N+4O-22↑ + H+2O-2
Степени окисления поменяли медь и азот.
3. Составляем схему, отражающую процесс перехода электронов:
N+5+е- = N+4 окислитель, процесс восстановление
Cu0 -2е- = Cu+2 восстановитель, процесс окисление
4. Уравняем число отданных и принятых электронов. Для этого находим наименьшее общее кратное для чисел 1 и 2. Это 2. В результате деления наименьшего общего кратного на число отданных и принятых электронов, находим коэффициенты перед окислителем и восстановителем.
N+5+е- = N+4 2
Cu0 -2е- = Cu+2 1
5. Переносим коэффициенты в исходную схему и преобразуем уравнение реакции.
Cu + ?HNO3 = Cu (NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
Азотная кислота участвует не только в окислительно-восстановительной реакции, поэтому коэффициент сначала не пишется. В результате, окончательно получается следующее уравнение:
Cu + 4HNO3 = Cu (NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O
Классификация ОВР
Классификация окислительно-восстановительных реакций
1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции.
Это реакции, в которых окислителем и восстановителем являются разные вещества.
Н2S-2 + Cl02 → S0 + 2HCl-
2. Внутримолекулярные реакции, в которых окисляющиеся и останавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:
2H+2O-2 → 2H02 + O02
3. Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) – реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:
Cl02 + H2O → HCl+O + HCl-
4. Конпропорционирование (Репропорционирование) – реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления
5. N-3H4N+5O3 → N+2O + 2H2O
Основные окислители и восстановители
Важнейшие окислители и восстановители.
Основные окислители и восстановители приведены в таблице 1.
Восстановители | Окислители |
1. Простые вещества – металлы | 1. Простые вещества – неметаллы: галогены, кислород, озон |
2. Простые вещества – неметаллы (С, Н2, Si) | 2. Оксиды металлов в высоких степенях окисления CrO3, Mn2O7, MnO2, PbO2 |
3. Пероксид водорода Н2О2 | 3. Пероксид водорода Н2О2 |
4. Оксиды неметаллов (NO, SO2, CO и др.) | 4. Кислородсодержащие кислоты и их соли: азотная, серная, марганцевая и др. |
5. Кислородсодержащие кислоты: сернистая, азотистая, фосфористая и их соли | 5. Соли кислот хрома: хроматы, дихроматы, кислородные кислоты хлора: хлорноватистая HClO, хлорноватая HClO3, хлорная HClO4 и их соли. |
6. Бескислородные кислоты: сероводородная, хлороводородная и др. и их соли | 6. Соли некоторых металлов в высоких степенях окисления: AgNO3, CuSO4 и др. |
7. Соли, в которых металлы находятся не в высших степенях окисления: SnCl2, FeSO4, Cr2(SO4)3,MnSO4 и др. | |
8. Аммиак NH3 |
Табл. 1. Основные окислители и восстановители
Факторы, влияющие на продукты окисления
Факторы, влияющие на конечные продукты реакции
При протекании окислительно-восстановительных реакций, конечные продукты зависят от многих факторов.
· Состав реагирующих веществ
· Температура
· Концентрация
· Кислотность среды
Рассмотрим это в случае реакции с перманганатом калия. Продукты его восстановления зависят от кислотности среды, что можно изобразить схемой:
Например, при взаимодействии перманганата калия с нитритом калия в кислой среде
Красно-фиолетовая окраска раствора переходит в бесцветную окраску.
В нейтральной среде образуется MnO2 и окраска меняется с красно-фиолетовой на коричневую.
В щелочной среде при восстановлении перманганата калия образуется манганат калия K2 MnO4, который окрашен в зеленый цвет.
Окислительно-восстановительные процессы происходят в живых организмах, они широко распространены в природе: деятельность вулканов, грозовые разряды и др. многие технологические процессы основаны на окислении и восстановлении. Это и получение металлов, горение, синтез оксидов серы и азота при производстве кислот, получение аммиака.
Подведение итога урока
В ходе урока была изучена тема «Окислительно-восстановительные реакции». Вы узнали определение данных реакций, их отличия от реакций других типов. Вспомнили, что такое степень окисления, окислитель и восстановитель. Учились составлять схемы электронного баланса для окислительно-восстановительных реакций, познакомились с классификацией окислительно-восстановительных реакций.
Список литературы
1. Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.
2. Попель П.П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П.П. Попель, Л.С.Кривля. – К.: ИЦ «Академия», 2008. – 240 с.: ил.
3. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.
Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет
1. Internerurok.ru (Источник).
2. Hemi.nsu.ru (Источник).
3. Chemport.ru (Источник).
4. Химик (Источник).
Домашнее задание
1. №№1-3 (с. 162) Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.
2. Почему аммиак проявляет только восстановительные свойства, а азотная кислота – только окислительные?
3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции получения азотной кислоты, используя метод электронного баланса: ?NO2 + ?H2O + O2 = ?HNO3