- •Ионно-обменные реакции между ионами в растворах электролитов
- •Примеры реакций, идущих необратимо
- •1. Образование осадка
- •2. Образование газообразного вещества
- •3. Образование слабого электролита
- •Амфотерные гидроксиды
- •Произведение растворимости
- •Примеры решения типовых задач
- •Гидролиз
- •Окислительно-восстановительные реакции
- •Важнейшие окислители и восстановители
- •Составление окислительно-восстановительных реакций
- •Влияние реакции среды на направление окислительно-восстановительных реакций
- •Определение эквивалентной массы в окислительно-восстановительных реакциях
- •Пример решения типовой задачи
- •Электролиз
- •Типовые примеры электролиза веществ
- •Закон электролиза
- •Примеры решения типовых задач
- •Содержание дисциплины «Общая химия»
- •Библиографический список
- •Теоретические вопросы, упражнения, задачи для подготовки к контрольной работе. Индивидуальные домашние задания
- •I.Теоретические вопросы
- •II.Упражнения
- •III. Задачи
- •Типовой билет проверочной контрольной работы
- •«Ионно-обменные реакции. Гидролиз солей»
- •«Ионно-обменные реакции. Гидролиз солей»
- •Теоретические вопросы, упражнения, задачи для подготовки к контрольной работе. Индивидуальные домашние задания
- •I.Теоретические вопросы
- •II.Упражнения
- •III. Задачи
- •Типовой билет проверочной контрольной работы
- •Библиографический список
Окислительно-восстановительные реакции
Реакции, в результате которых изменяется степень окисления хотя бы одного из элементов, называются окислительно-восстановительными реакциями.
Изменение степени окисления элементов происходит в результате перехода электронов от атома одного элемента к другому атому или в результате смещения электронных пар, образующих химическую связь.
Степень окисления - это условный заряд, который присваивается атому элемента в соединении из расчета, что все связи в нем ионные. Степень окисления может иметь положительное, отрицательное и нулевое значение.
Нулевое значение степени окисления имеют атомы в молекулах простых веществ. Металлы в соединениях проявляют положительную степень окисления, а неметаллы – как положительную, так и отрицательную.
Водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисления +1, а кислород в большинстве соединений -2.
В молекулах алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в их состав, равна 0, так как молекулы электронейтральны. Исходя из этого, можно вычислить степень окисления атомов в молекулах сложных соединений.
Пример. Вычислить степень окисления серы в серной кислоте и фосфора в пирофосфорной кислоте.
2 4 : 2·1 + x + 4·(-2) = 0, x = 6.
Следовательно, сера в серной кислоте имеет степень окисления +6.
4 2 7: 4·1+ 2x + 7·(-2) = 0, x = 5.
Степень окисления фосфора в пирофосфорной кислоте +5
Процесс потери электронов, сопровождающийся повышением степени окисления атома, называется окислением. Процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления атома, называется восстановлением. Окислительно-восстановительная реакция – это единый процесс: без окисления не может быть восстановления.
Вещество, которое в реакции отдает электроны, называется восстановителем. В окислительно-восстановительном процессе оно окисляется. Вещество, которое в реакции принимает электроны, называется окислителем. В ходе реакции оно восстанавливается.
Важнейшие окислители и восстановители
Восстановители
1.Простые вещества:
-металлы: Me – nē → Men+;
-неметаллы: водород, углерод: H2 – 2ē → 2H+,
C – 4ē → .
2.Соединения:
-положительно заряженные ионы в низшей степени окисления: - 1ē → ;
-отрицательно заряженные простые ионы (S2-, J-): S2- - 2ē → S0, J- - 1ē → J0;
-сложные анионы с атомом элемента в низшей степени окисления: O - 2ē → O ,
O - 2ē → O .
Окислители
1. Простые вещества – неметаллы (кислород, галогены, сера): O2 + 4ē → 2O2-,
S + 2ē → S2-,
Cl2 + 2ē → 2Cl-.
2.Соединения:
-положительно заряженные ионы металлов в высшей степени окисления: + 2ē → ;
-положительно заряженные ионы благородных металлов: Ag+ + 1ē → Ag;
-соединения, содержащие анионы с атомом элемента в высшей степени окисления: концентрированная и разбавленная азотная кислота и ее соли, концентрированная серная кислота, перманганат калия K O4, дихромат калия K2 2O7, кислородные соединения галогенов.
Составление окислительно-восстановительных реакций
Составить уравнение окислительно-восстановительной реакции – значит определить какие продукты реакции образуются и найти коэффициенты перед всеми веществами.
Одним из методов определения коэффициентов в уравнении реакции является метод электронного баланса. В основе этого метода лежит нахождение коэффициентов перед молекулами восстановителя и окислителями, при которых суммарное число электронов, отданных
восстановителем, равно суммарному числу электронов, присоединенных окислителем.
Рассмотрим этот метод на простейшем примере окисления алюминия кислородом: + O2 → 2O3.
Алюминий – металл, он является восстановителем. Атом алюминия отдает 3 электрона. Кислород – неметалл, он является окислителем. Молекула кислорода принимает 4 электрона, образуя два иона кислорода (всегда нужно определять число принятых или отданных электронов молекулой реагирующего вещества). Находим наименьшее общее кратное число отданных и полученных электронов, умножая 3 на 4. Это число указывает на количество электронов, принимающих участие в окислительно-восстановительной реакции:
– 3ē =
12
2 + 4ē = 2
Чтобы восстановитель отдал 12 электронов, должно быть 4 атома алюминия. Чтобы окислитель присоединил 12 электронов, должно быть 3 молекулы кислорода:
– 3ē = 4
12
O 2 + 4ē = 2O 3
В левой частях уравнения реакции 4 атома алюминия, в правой части должно быть столько же, т. е. перед Al2O3 нужно поставить коэффициент 2: 4Al + 3O2 = 2Al2O3.
Проверка на кислород показывает, что в левой и правой части уравнения 6 атомов кислорода. Коэффициенты в уравнении реакции расставлены правильно.
Коэффициенты, стоящие перед восстановителем и окислителем, можно увеличивать или уменьшать, не изменяя их соотношения, полученного при составлении схемы электронного баланса.
Часто в окислительно-восстановительных реакциях, происходящих в растворах, принимает участие третий компонент – среда. Например,
K + K2 2O7 + H2SO4 → 2 + 2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
В этой реакции восстановителем является иодид калия, а окислителем – дихромат калия. Составляем схему электронного баланса:
- 1ē = 6
6
2 + 6ē = 2 1
Один ион иода отдает 1 электрон, а два атома хрома принимают 6 электронов. Отсюда получаются коэффициенты перед молекулами восстановителя и окислителя 6 и 1. Эти коэффициенты определяют соотношение между числом молекул восстановителя и его окисленной формой, с одной стороны, и числом молекул окислителя и его восстановленной формой, с другой:
6KJ + K2Cr2 O7 + H2SO4 → 3J2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
Серная кислота необходима для связывания в соль образовавшихся катионов K+ и Cr+3. Количество молекул K2SO4 определяется суммарным числом атомов калия в левой части уравнения: из 8 атомов калия получается 4 молекулы K2SO4. Для образования одной молекулы Сr2(SO4)3 и четырех молекул K2SO4 необходимо 7 молекул серной кислоты. Ионы водорода в кислой среде образуют воду. Количество молекул воды определяется количеством атомов водорода, содержащихся в 7 молекулах серной кислоты. Таким образом, законченное уравнение этой реакции имеет вид
6KJ + K2Cr2 O7 + 7H2SO4 = 3J2 + Cr2(SO4)3 +4K2SO4 + 7H2O.
Правильность составления уравнения реакции определяется подсчетом атомов кислорода в левой и правой частях уравнения реакции: 35 = 35.
В некоторых случаях роль среды играет окислитель или восстановитель. Тогда в уравнении реакции формулу окислителя (или восстановителя) полезно написать дважды.
В качестве примера рассмотрим окисление меди разбавленной азотной кислотой. Азотная кислота здесь играет двойную роль – роль окислителя и среды:
3 + 2H O3 + 6HNO3 (среда) = 3 (NO3)2 + 2 O + 4H2O;
- 2ē = 3
6
+ 3ē = 2
Две молекулы азотной кислоты играют роль окислителя. В этих молекулах изменяется степень окисления азота. Кислотные остатки шести других молекул связываются с образовавшимися катионами Cu2+.
Молекулы некоторых веществ могут проявлять как восстановительные, так и окислительные функции. В этом случае возможны реакции самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования. Примером такой реакции является реакция разложения азотистой кислоты на оксид азота (II), азотную кислоту и воду. При составлении уравнения реакции этого типа формулу одного и того же вещества полезно записать дважды:
H O2 + 2H O2 = H O3 + 2 O + H2O;
- 2ē = 1
+ 1ē = 2
Как следует из этого уравнения одна молекула HNO2 является восстановителем, превращаясь в одну молекулу HNO3, а две другие ее молекулы выступают в роли окислителя, образуя две молекулы NO.
Существуют вещества, в молекулах которых есть атомы, способные отдавать, и атомы, способные принимать электроны. Разложение этих веществ представляет собой реакцию внутримолекулярного окисления-восстановления:
( H4)2 2O7 = 2 + 2O3 + 4H2O;
2 – 6ē = 2 6 1
2 + 6ē = 2 6 1
В этой реакции азот в ионе NH4+ отдает электроны хрому в дихромат-ионе.