Мы поможем в написании ваших работ!



ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Степень окисления металлов в соединениях обычно положительная величина.

Поиск

4. Степень окисления металлов в соединениях обычно положительная величина.

Например:                           +2

СuSO4.

5. Степень окисления неметаллов может быть и отрицательной, и положительной.

Например:                                       –1     +1

HCl, HClO.

6. Сумма cтепеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю.

Окислительно-восстановительные реакции представляют собой два взаимосвязанных процесса – процесса окисления и процесса восстановления.

Процесс окисленияэто процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом; при этом степень окисления увеличивается, а вещество является восстановителем:

 – 2ē ® 2H+ процесс окисления,

Fe+2 – ē ® Fe+3 процесс окисления,

2J – 2ē ®       процесс окисления.

Процесс восстановления – это процесс присоединения электронов, при этом степень окисления уменьшается, а вещество является окислителем:

 + 4ē ® 2O–2  процесс восстановления,

Mn+7 + 5ē ® Mn+2 процесс восстановления,

Cu+2 +2ē ® Cu0  процесс восстановления.

Окислитель – вещество, которое принимает электроны и при этом восстанавливается (степень окисления элемента понижается).

Восстановитель – вещество, которое отдает электроны и при этом окисляется (степень окисления элемента понижается).

Сделать обоснованное заключение о характере поведения вещества в конкретных окислительно-восстановительных реакциях можно на основании значения окислительно-восстановительного потенциала, который рассчитывается по величине стандартного окислительно-восстановительного потенциала. Однако, в ряде случаев, можно, не прибегая к расчетам, а зная общие закономерности, определить, какое вещество будет являться окислителем, а какое - восстановителем, и сделать заключение о характере протекания окислительно - восстановительной реакции.

Типичными восстановителями являются:

· некоторые простые вещества:

металлы: например, Na, Mg, Zn, Al, Fe,

неметаллы: например, H2, C, S;

· некоторые сложные вещества: например, сероводород (H2S) и сульфиды (Na2S), сульфиты (Na2SO3), оксид углерода (II) (CO), галогеноводороды (HJ, HBr, HCI) и соли галогеноводородных кислот (KI, NaBr), аммиак (NH3);

· катионы металлов в низших степенях окисления: например, SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3;

· катод при электролизе.

Типичными окислителями являются:

· некоторые простые вещества – неметаллы: например,галогены (F2, CI2, Br2, I2), халькогены (О2, О3, S);

· некоторые сложные вещества: например, азотная кислота (HNO3),серная кислота (H2SO4 конц.), прерманганат калия (K2MnO4), бихромат калия (K2Cr2O7), хромат калия (K2CrO4), оксид марганца (IV) (MnO2), оксид свинца (IV) (PbO2), хлорат калия (KCIO3), пероксид водорода (H2O2);

· анод при электролизе.

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций следует иметь в виду, что число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

Существуют два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций – метод электронного баланса и электронно-ионный метод (метод полуреакций).

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса следует придерживаться определенного порядка действий. Рассмотрим порядок составления уравнений этим методом на примере реакции между перманганатом калия и сульфитом натрия в кислой среде.

1) Записываем схему реакции (указываем реагенты и продукты реакции):

KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O.

2) Определяем степени окисления у атомов элементов, изменяющих ее величину:

 +7              + 4                               + 2                 + 6

KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O.

3) Составляем схему электронного баланса. Для этого записываем химические знаки элементов, атомы которых изменяют степень окисления, и определяем, сколько электронов отдают или присоединяют соответствующие атомы или ионы.

Указываем процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель.

Уравниваем количество отданных и принятых электронов и, таким образом, определяем коэффициенты при восстановителе и окислителе (в данном случае они соответственно равны 5 и 2):

 

5 S+4 – 2 e- → S+6   процесс окисления,  восстановитель

2 Mn+7 + 5 e- → Mn+2 процесс восстановления, окислитель.

4) Далее остальные элементы уравниваем обычным путем и заменяем стрелку в схеме на знак равенства в уравнении реакции:

2KMnO4 +5Na2SO3 + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 8H2O.

5) Если водород и кислород не меняет своих степеней окисления, то их количество подсчитывают в последнюю очередь и добавляют нужное количество молекул воды в левую или правую часть уравнения.

Окислительно-восстановительные реакции подразделяются на три типа: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования).

Реакциями межмолекулярного окисления – восстановления называются окислительно-восстановительные реакции, окислитель и восстановитель в которых представлены молекулами разных веществ.

Например:

                                0   +3              0       +3

2Al + Fe2O3 = 2Fe + Al2O3,

Al0 – 3e → Al+3 окисление, восстановитель,

Fe+3 +3e → Fe0 восстановление, окислитель.

В этой реакции восстановитель (Al) и окислитель (Fe+3) входят в состав различных молекул.

Реакциями внутримолекулярного окислениявосстановления называются реакции, в которых окислитель и восстановитель входят в состав одной молекулы (и представлены либо разными элементами, либо одним элементом, но с разными степенями окисления):

                                                           +5            –1       0

2 KClO3 = KCl + 3O2

2      CI+5 + 6e → CI–1 восстановление, окислитель

3      2O–2 – 4е       окисление, восстановитель

В этой реакции восстановитель (O–2) и окислитель (CI+5) входят в состав одной молекулы и представлены различными элементами.

В реакции термического разложения нитрита аммония меняют свои степени окисления атомы одного и того же химического элемента – азота, входящие в состав одной молекулы:

                                                 -3 +3         0       

NH4NO2 = N2 + 2H2O

           N–3 – 3e → N0 восстановление, окислитель

           N+3 + 3e → N0 окисление, восстановитель.

Реакции подобного типа часто называют реакциями контрпропорционирования.



Поделиться:


Последнее изменение этой страницы: 2024-06-17; просмотров: 5; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 13.58.101.151 (0.007 с.)