1 курс / Химия / Neposlushny_elektron

Тема 3. Окислительно-восстановительные реакции. Лекция 15. Непослушный электрон.

этих веществ в водных растворах более правильно описывать с помощью полных и кратких ионных уравнений (реакции ионного обмена, гидролиз солей). Иными словами, ионы живут интересной, насыщенной своеобразной жизнью, существенно независимо друг от друга. В таком случае мы можем говорить о том, что в принципе, каждый ион (частица) имеет индивидуальную теплоту образования, сольватации и другие физикохимические характеристики.

Например, энергия ионизации натрия 5,1эВ, а железа 7,9эВ (1-й потенциал ионизации) и 16,2эВ (2-й потенциал ионизации). Следовательно, при взаимодействии атома натрия и иона железа Fe2+ энергетически выгодно передать электроны от атома натрия к иону железа:

2Na0 + Fe2+ = Fe0 + 2Na+ + (16,2эВ + 7,9эВ – 5,1×2)

2Na0 + Fe2+ = Fe0 + 2Na+ + 13,9 эВ – экзотермическая реакция, к.и.у. 2Na + FeCl2 = Fe + 2NaCl – м.ур.

Перед нами уравнение окислительно-восстановительной реакции –

(ОВР) превращения, которое сопровождается изменением степени окисления элементов.

При этом вещество (элемент), который принимает электроны, называется окислителем («окислитель – грабитель»), а вещество (элемент), которое отдает электроны, называется восстановителем.

В ходе химической реакции окислитель принимает электроны (восстанавливается), а восстановитель отдает электроны (окисляется).

Восстановление – принятие электронов; Окисление – отдача электронов.

Не удивляйтесь, если услышите слова «окисленная форма» – это продукт окисления восстановителя и «восстановленная форма» - это продукт восстановления окислителя.

Тема 3. Окислительно-восстановительные реакции. Лекция 15. Непослушный электрон.

В качестве шутливого запоминания можно использовать аббревиатуры:

Натрий (атом натрия в степени окисления 0) – восстановитель, хлорид железа(II) за счет иона Fe2+ - окислитель.

Жизненный опыт подсказывает нам, что электроны не возникают из ничего и не исчезают бесследно. Поэтому для того, чтобы расставить коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции используют метод электронного баланса.

Суть метода: необходимо уравнять количество электронов, отданных восстановителем, и количество электронов, принятых окислителем, посредством подбора наименьшего общего кратного. Полученные

врезультате числа и будут теми коэффициентами, которые следует поставить

вуравнение реакции перед формулами окислителя (и его восстановленной формы) и восстановителя (и его окисленной формы).

Атеперь примеры. Одним из самых сильных окислителей является перманганат калия, который широко используют в быту, в основном, для дезинфекции (прижигание ран, обработка семян и пр.). Окислительные свойства перманганата калия связаны с наличием в составе молекулы атома марганца в степени окисления +7.

Пример 1. Действие на твердый перманганат калия концентрированной соляной кислоты – лабораторный метод получения хлора.

KMnO4 + HCl = KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O.

Тема 3. Окислительно-восстановительные реакции. Лекция 15. Непослушный электрон.

Перед Вами запись химической реакции без коэффициентов. Особенность окислительно-восстановительных реакций в том, что коэффициенты порой «неочевидны» и их подбор требует серьезных усилий. Упростить себе жизнь можно: необходимо использовать метод электронного баланса.

На первом шаге следует расставить степени окисления всех элементов.

окисления. Видим, что в результате химической реакции у двух элементов изменились степени окисления. Запишем уравнения процессов:

Замечание 1. Для метода электронного баланса несущественно, есть ли на самом деле частица с таким зарядом в молекуле или нет – метод основан на изменении степени окисления элементов, которая, как Вы знаете, условный заряд. Соответственно в уравнениях процессов следует записывать степени окисления элементов (сначала знак, затем число).

Замечание 2. Ясно что, наименьшее общее кратное будет отличаться в зависимости от того, запишем ли мы процесс окисления в виде уравнения а) или в виде уравнения б). Ничего страшного в этом нет. Моя рекомендация состоит в том, чтобы писать максимально простые и очевидные уравнения (раз в правой части 2 атома хлора в молекуле Cl2, то лучше сразу учесть и умножить уравнение на 2, что дает нам запись вида б)). Важно: согласно правилам химии в итоговом уравнении окислительновосстановительной реакции должны быть поставлены наименьшие целые коэффициенты.

На третьем шаге следует составить электронный баланс, т.е. уравнять количество отданных и принятых электронов. Наименьшее общее кратное чисел 5 и 2 равно 10, следовательно, уравнение восстановления Mn+7 следует умножить на 2 (10 принятых электронов), а уравнение окисления хлорид-

Тема 3. Окислительно-восстановительные реакции. Лекция 15. Непослушный электрон.

иона (б) – на 5 (10 отданных электронов). Данные числа-множители и называются электронным балансом.

Теперь задача близка к ответу. Коэффициенты «2» ставим к тем формулам соединений марганца, которые участвуют в окислительновосстановительном превращении, а коэффициенты «5» – к формулам соединений хлора (обратите внимание, что к формулам хлоридов калия и марганца(II) коэффициенты таким способом не ставят: эти вещества не участвуют в окислительно-восстановительном превращении, так как степень окисления хлора не изменяется, а остается прежней, равной -1).

Имеем:

2 KMnO4 + HCl = KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + H2O.

Откуда:

2 KMnO4 + 16 HCl = 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 H2O.

Наконец (шаг 5), записываем, какое вещество (ион, элемент) является окислителем, а какой – восстановителем.

Окислитель – KMnO 4 (MnO4-, Mn+7), восстановитель – HCl (Cl -). Признак реакции – выделение тяжелого желто-зеленого газа с

удушливым запахом, обесцвечивание фиолетового раствора перманганата калия.

Если окислитель и восстановитель находятся в разных веществах, то такая ОВР получила название межмолекулярная ОВР.

Пример 2. При действии на цинк разбавленной азотной кислоты происходит химическая реакция: Zn + HNO3 = Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O.

Шаг 1. Расставить степени окисления

Zn + HNO3 = Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O.

Шаг 2. Определить элементы, которые изменили степень окисления.

Тема 3. Окислительно-восстановительные реакции. Лекция 15. Непослушный электрон.

Шаг 3. Составляем электронный баланс – первое уравнение необходимо умножить на 4, а второе – на 1.

Шаг 4. Переносим полученные коэффициенты в уравнение

4 Zn + HNO3 = 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O.

4 Zn + 10 HNO3 = 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O.

Шаг 5. Определяем окислитель и восстановитель. Окислитель: HNO3 (NO3-, N+5), восстановитель – Zn 0.

Для желающих предлагаю за призовые баллы расставить коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции:

{Cr+3[CO(NH2)2]6}4[Cr+2(CN)6]3+ KMnO4 + HNO3 →

→ K2Cr2O7 + CO2 + KNO3 + Mn(NO3)2 + H2O.

Основной недостаток метода электронного баланса состоит в том, что Вам необходимо знать все продукты реакции для того, чтобы расставить коэффициенты. В общем случае, благодаря решению большого количества задач Вы запоминаете наиболее типичные случаи – и более-менее успешно предсказываете продукты реакций.

Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций)

Метод электронного баланса – хорошее оружие математиков. Однако с точки зрения химика он какой-то не вполне правильный – считаем какие-то мифические степени окисления и откуда-то получается правильный ответ.

Поэтому химики придумали ещё один метод: электронно-ионного баланса. Рассуждения простые: раз в растворе присутствуют ионы, то и в уравнение надо записывать реально существующие частицы.

Тема 3. Окислительно-восстановительные реакции. Лекция 15. Непослушный электрон.

Данный метод гораздо сложнее в обращении, но он позволяет предсказать, какие продукты реакции получаются.

Что такое полуреакции и зачем они нужны

Метод электронно-ионного баланса (или метод полуреакций) основан на том, что химик записывает полуреакцию для процесса окисления, полуреакцию для процесса восстановления и затем посредством электронного баланса выводит краткое ионное уравнение ОВР.

В ходе данной работы перед химиком встает ряд задач, которые необходимо последовательно решить:

1.Какое вещество является окислителем, а какое – восстановителем?

2.Как предсказать, какими будут окисленная и восстановленная

формы?

3.Как составить уравнения полуреакций?

Первые два вопроса являются довольно творческими и универсального ответа на все случаи жизни не имеют. Чтобы не расстраивать дорогих слушателей и читателей сформулируем ответы приблизительно в таком ключе:

Ответ 1. Какое вещество является окислителем, а какое – восстановителем?

В целом, все вещества (частицы) можно разделить на несколько групп:

-окислители (только окислители, всегда и везде);

-восстановители (только восстановители, всегда и везде);

-соединения, которые могут быть как окислителями, так и восстановителями в зависимости от условий;

-соединения, которые, как правило, инертны в ОВР.

Тема 3. Окислительно-восстановительные реакции. Лекция 15. Непослушный электрон.

Врамках школьной программы Вам необходимо надежно познакомиться и освоить ОВР для ряда несложных примеров – типичных окислителей и восстановителей, научиться расставлять коэффициенты и предсказывать продукты реакций.

Вкатегорию окислителей с высокой надежностью (но не 100% !!!)

попадают а) простые вещества, образованные электроотрицательными

элементами: фтор, кислород, озон, хлор.

Как Вы понимаете, если Вы очень электроотрицательный, то мало кто способен у Вас электрон забрать, поэтому восстановительные свойства для Вас нехарактерны, а забрать электрон (окислительные свойства) – это как раз то, что Вам по душе.

б) ионы, в которых присутствуют элементы в высоких степенях

окисления: нитрат, сульфат, перхлорат ClO4-, хлорат ClO3-, периодат IO4-,

хромат CrO42-, дихромат Cr2O72-, перманганат MnO4- и др.

Высокие степени окисления элемента означают электронный дефицит (недостаток

электронов), поэтому естественно, что такие элементы будут стремиться понизить свою степень

окисления.

В категорию восстановителей с высокой надежностью (но не 100% !!!)

попадают

а) ионы неметаллов в низших степенях окисления (кроме F-): хлорид, бромид, иодид, сульфид и т.п.

Причина банальна: Вы уже «объелись» электронами, приняли столько, сколько могли – и принять большее количество электронов не позволяет Ваша электронная конфигурация.

б) металлы в свободном состоянии

Причина также банальна: металлы за счет низкой электроотрицательности привыкли отдавать электроны с внешнего энергетического уровня, следовательно, проявлять свойства восстановителей.

Тема 3. Окислительно-восстановительные реакции. Лекция 15. Непослушный электрон.

Инертными во многих ОВР, как правило, являются вода, некоторые ионы с относительно слабыми окислительными свойствами: карбонат, фосфат, силикат, фторид, катионы щелочных и щелочно-земельных металлов.

Ответ 2. Как предсказать, какими будут окисленная и восстановленная формы?

Согласно правилам записи уравнений химических реакций, продукты не должны вступать в реакцию с реагентами. По этой причине можно сформулировать следующие рекомендации: получается та форма, которая наиболее устойчива в условиях эксперимента (предпочтение осадкам и газам, так как продукт покидает сферу реакции). В общем случае сведения о таких формах представлены в справочниках, но для стандартных лабораторных окислителей Вам придется их запомнить.

Например, эксперименты показали, что при восстановлении перманганата калия в кислой среде наблюдается обесцвечивание раствора, в нейтральной среде – образование коричневого осадка, а в щелочной среде реакционная смесь приобретает изумрудно-зеленый цвет. Общность наблюдаемых эффектов независимо от используемого восстановителя позволила предположить, что в разных средах образуются разные восстановленные формы: в кислой среде – катион Mn2+, в нейтральной – диоксид марганца MnO2, в щелочной – манганат-анион MnO42-.

Замечание. Аналогичные наблюдения справедливы для большинства элементов Периодической системы: каждый из них в зависимости от условий способен превращаться в некоторые устойчивые формы. Таким образом, знание этих форм и некоторых общих соображений позволяет успешно предсказывать направление и состав продуктов ОВР.

Тема 3. Окислительно-восстановительные реакции. Лекция 15. Непослушный электрон.

Другим классом широко распространенных лабораторных окислителей являются соли Cr+6 – хроматы и дихроматы. Особенность этих окислителей состоит в том, что в щелочной среде существует хромат-ионы CrO42- (жёлтый), а в кислой среде – дихромат Cr2O72- (оранжевый). Продукты восстановления этих ионов – соединения Cr+3, причем в кислой среде получаются соли катиона Cr3+, в нейтральной образуется малорастворимый гидроксид хрома(III), а в щелочной среде гидроксид хрома, как амфотерное основание, растворяется с образованием тетрагидроксохромат(III) иона.

Подобные схемы окислительно-восстановительных превращений для каждого элемента широко используются – диаграммы Латимера, диаграммы Пурбэ и др. – их можно найти в справочной литературе

3. Как составить уравнения полуреакций?

А вот этот вопрос имеет два ответа, один другого приятнее. Во-первых, зная окисленную и восстановленную формы, Вы

принимаете решение, требуется ли Вам добавлять ионы среды для обеспечения материального баланса. Если требуется, то для того, чтобы из пары окисленная форма / восстановленная форма получить полуреакцию, в

левую и правую часть уравнения добавляют соответственно 2H+ / H2O

(в кислой среде) или H2O / 2OH- (в нейтральной среде). Очень условно можно

сказать, что в ходе восстановления окислитель передает свои атомы кислорода протонам (или молекулам воды), а ходе окисления восстановитель принимает атомы кислорода от молекул воды (или гидроксид ионов). Таким образом, вода как будто является своеобразным посредником-передатчиком.

Во-вторых, полуреакции восстановления ионов в водных растворах сведены в таблицы, поэтому их можно найти в готовом виде в справочной литературе (Вам не запрещается ей пользоваться, однако Вы должны быть готовы составить полуреакцию самостоятельно).