VI . Окислительно-восстановительные реакции

Химические реакции, в которых происходит изменение степени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными (ОВ). Напомним, что степень окисления - это условный заряд элемента в соединении, который можно рассчитать, предполагая, что все связи в соединении имеют ионный тип. Таким образом, сумма степеней окисления всех элементов в соединении равна нулю, а в комплексном ионе – заряду иона.. Из этого утверждения следует, что атомы, которые входят в состав простых веществ, имеют нулевую степень окисления:

O₂, H₂, Fe, Cu, Cl₂, I₂, Zn

Простые ионы имеют степень окисления, равную их заряду [Ca²⁺(+2), Cl^─(─1)]

В молекулах степень окисления атомов надо вычислять, причем следует помнить, что степень окисления кислорода во всех природных соединениях (кроме O₂) равна -2, степень окисления водорода в соединении с неметаллами +1, а с металлами (в природе не встречается) -1.

В веществах и электронейтральных молекулах сумма всех степеней окисления равна нулю.

· Примеры вычисления степени окисления

Определим степень окисления элементов в следующих соединениях: перманганате натрия NaМnО₄ и бихромат-ионе Сr₂О₇^2–.

Степень окисления Na⁺ как простого иона равна +1, степень окисления кислорода –2, степень окисления марганца неизвестна, обозначим её за x. Составим уравнение и рассчитаем x: +1 + (─2)×4 + x = 0 Þ x = 8 – 1 = 7. Степень окисления марганца в перманганате натрия NaМnО₄ равна +7.

Для бихромат-иона за x обозначим степень окисления хрома. Тогда уравнение будет иметь вид: 2× x + 7×(─2) = ─2; x = (14 – 2)/2 = 6. Степень окисления хрома равна +6.

Процесс окисления - это процесс увеличения степени окисления элемента. Обратный процесс, уменьшения степени окисления, называется восстановлением. Окислительно-восстановительный процесс всегда сопровождается сопряжёнными изменениями степеней окисления – если один элемент окисляется, то другой элемент в этой же реакции – восстанавливается. При этом общее изменение степеней окисления должно быть равно нулю. Это следует из закона сохранения заряда. Окисление можно условно представить как процесс отдачи электронов при переходе от восстановленной формы элемента в окисленную. И наоборот – восстановление представить как процесс присоединение электронов. На этом основан электронно - ионный метод составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Его использование рассмотрим на примере ОВ реакции получения оксида азота(IV) при взаимодействии меди с концентрированной азотной кислотой:

                              0 +5   +2             +4

Cu + HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + H₂O

До реакции степень окисления атомов меди 0, после реакции +2, атомы азота до

pеакции имеют степень окисления +5, после реакции +4.

Cu – 2e = Cu⁺² (количество электронов в процессах О/В   1Cu – 2 e = 1Cu⁺² 

N⁺⁵ + 1e = N⁺⁴     должно быть одинаковое)                   2N⁺⁵ +   2 e = 2N⁺⁴

Предварительно надо перед Cu и Cu(NO₃)₂ записать коэффициент 1, перед

HNO₃ и NO₂ коэффициент 2:    1Cu + 2HNO₃ = 1Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + H₂O

Вычисляем число атомов азота до реакции и после реакции: 2 и 4; чтобы уравнять число атомов азота, надо перед HNO₃ записать коэффициент 4:

1Cu + 4HNO₃ = 1Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + H₂O. Число атомов водорода до реакции 4,

после реакции 2. Уравниваем: 1Cu + 4HNO₃ = 1Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Подсчитаем число атомов кислорода до и после реакции: 12 = 12.

1Cu + 4HNO₃ = 1Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + H₂O

В данной реакции атомы меди окислялись, атомы азота – восстанавливались.

 

6.1 Задачи для самостоятельного решения.

1. В уравнениях окислительно – восстановительных реакций расставить

коэффициенты и вычислить их сумму..

1) KMnO₄ +H₂S +H₂SO₄ = S +MnSO₄ +K₂SO₄ + H₂O

2) KМnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

3) KМnO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ = O₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

4) KМnO₄ + KI + H₂SO₄ = K₂SO₄ + I₂ + MnSO₄ + H₂O

5) KМnO₄ + C₆H₁₂O₆ + H₂SO₄ = CO₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

6) KМnO₄+ NH₃ = KNO₃ + MnO₂ + KOH + H₂O

7) KМnO₄ + KNO₂ + HNO₃ = Mn(NO₃)₂ + KNO₃ + H₂O

8) KМnO₄ + HCl = KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

9) K₂Cr₂O₇ + HCl = CrCl₃ + Cl₂ + KCl + H₂O

10) K₂Cr₂O₇+ K₂SO₃ + H₂SO₄ = Cr₂(SO4)₃ + K₂SO₄ + H₂O

11) K₂Cr₂O₇ + FeCl₂ + HCl = KCl + FeCl₃ + CrCl₃ + H₂O 

12) K₂Cr₂O₇ + Н₂О₂ + H₂SO₄ = О₂ + K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + H₂O

 13) MnCO₃ + KСlO₃ = MnO₂ + KCl + CO₂

14) KI + KIO₃ + H₂SO₄ = I₂ + K₂SO₄ + H₂O

15) Cl₂ + I₂ + H₂O = HCl + HIO₃

16) KBrO₃ + 3H₂SO₄ + 5KBr = 3Br₂ + 3H₂O + 2K₂SO₄

 17) HNO₃ + Mg = Mg(NO₃)₂ + N₂O + H₂O

   18) HNO₃ + Cu₂O = Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

19) HNO₃ + Au + HCl = AuCl₃ + NO + H₂O

 20) HNO₃ + Bi₂S₃ + = Bi(NO₃)₂ + N₂ + S+ H₂O

Диспропорционирование – одновременное увеличение и уменьшение степени

                            окисления атомов одного и того же элемента.

K₂Mn⁺⁶O₄ + 2H₂O = 2KMn⁺⁷O₄ + Mn⁺⁴O₂ + 4KOH

3HNO₂ = HNO₃ + 2NO + H₂O;

Cl₂ + H₂O = HСlO + HCl

3S^о+ 6NaOH = 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

S^о + 2e → S^{– 2} │ 2

S^о – 4e → S⁺⁴  │ 1

2) Записать не менее пяти веществ, которые являются: а) окислителями;

б) восстановителями.

3) Указать, какие вещества могут быть и окислителями и восстановителями:

1) N₂O₅, NO, N₂O, HNO₃, HNO₂, N₂; 2) S, SO₂, SO₃, H₂S.

VII. Дисперсные системы. Основные понятия и определения

Системы, в которых одно вещество равномерно распределено в виде частиц внутри другого вещества, называют дисперсные системы. Примеры дисперсных систем: туман, дым, сплавы, драгоценные камни и т. д. В дисперсных системах

различают дисперсионную фазу – мелко раздробленное вещество и дисперсионную среду – однородное вещество, в котором распределена дисперсная фаза. Например, в тумане дисперсионная среда – воздух, дисперсная фаза – вода. Обязательным условием получения дисперсной системы является взаимная нерастворимость диспергируемого вещества (дисперсной фазы) и дисперсионной среды. Нельзя получить дисперсную систему растворяя поваренную соль (NaCl) в воде, но можно получить дисперсную систему растворяя соль в керосине.

Количественной характеристикой дисперсности системы является степень дисперсности D – величина, обратная размеру r дисперсионных частиц: D = 1/r

r – равно либо радиусу сферической частицы, либо длине ребра кубической формы частицы, либо толщине пленки. Размер частицы коллоидного раствора (золя) ≈ 10^─7< r(см) < 10^─5, число атомов в одной частице ≈ 10⁶.

При записи агрегатного состояния дисперсной системы первым указывается агрегатное состояние дисперсионной среды Г(газ), Ж(жидкость), Т(твердое), ставят тире и записывают агрегатное состояние дисперсной фазы.