Лекция 6 - ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (ОВР) 1
План лекции: Общие определения. ОВР и не ОВР. Понятия степень окисления, валентность, определение степени окисления в соединениях, составление структурно-графических формул соединений. Процессы окисления и восстановления. Основные окислители и восстановители. Составление уравнений ОВР. Метод электронного баланса. Метод полуреакций. Метод стандартных электродных потенциалов. Энергия Гиббса ОВР. Понятия внутримолекулярная ОВР, межмолекулярная ОВР, реакция диспропорционирования и трансмутации. Окислительные способности перманганата калия в зависимости от среды раствора. Взаимодействие конц. серной кислоты и концентрированной и разбавленной азотной кислоты с металлами различной активности («кислотные вилки»). 2
Степень окисления простых веществ равна нулю : Н 2 0, Cl 2 0, S 0, Са 0 4 Степень окисления Ион водорода H в соединениях чаще всего +1 : H + Cl, H 2 + S но в соединениях с металлами (гидридах) –1 : CaH 2 – 1. Общие понятия
Кислород О –2 чаще всего –2 (кроме H 2 O 2, здесь кислород –1) max с.о. (O) = 0 (исключение: фторид кислорода O +2 F -1 2 ) min с.о. (O) = -2 Постоянную степень окисления имеют: атомы щелочных металлов в соединениях +1 (1 группа). атомы щелочноземельных металлов в соединениях +2 (2 группа в таблице Менделеева).
max с.о. (Me) = + № группы min с.о. (Me) = 0 max с.о. ( не Me) = + № группы min с.о. (неМе) = + № группы – 8 max с.о. (F) = 0 min с.о. ( F ) = -1 | с.о. (Х) | = В(Х) имеются исключения: HNO 3 с.о. (N) = +5, B (N) = 4
K +1 N + Х O +1+Х + (–2)3 = 0 Х = +5 (N + Х O ) – +Х + (–2)3 = – 1 Х = +5
8 HNO 3 H N O O O +1 -2 -2 -2 +5 c.о. N = +5 В = IV S H H O O O S +1 +1 -2 -2 -2 -2 +6 с.о. S = +6 В=6 = -2 В=2 с.о.( S) = +2
не ОВР HCl + KOH = KCl + H 2 O ОВР S 4+ O 2 + N 4+ O 2 = S 6+ O 3 + N 2+ O
Окисление – процесс отдачи электронов реагирующей частицей (молекула, атом, ион), при которой степень окисления элемента повышается. Частицы, отдающие электроны, называются восстановителями. Ca 0 – 2 e → Ca +2 Восстановление – процесс принятия электронов реагирующей частицей, при которой степень окисления элемента понижается. Частицы, присоединяющие электроны, называются окислителями Al +3 + 3 e → Al 0 10
Восстановители Простые вещества металлы Zn, Al, Fe и т.д. неметаллы H 2, Cl 2 Оксиды неметаллов SO 2, NO, Оксикислоты с промежуточной степенью окисления и их соли H 2 SO 3, HNO 2, H 3 PO 3, HClO Бескислородные кислоты и их соли HJ, HBr, HCl, H 2 S Соли металлов не высших степеней окисления Sn ( II ), Fe ( II ), Cr ( III ), Mn ( II ) Пероксид водорода H 2 O 2, аммиак NH 3 Окислители Простые вещества – неметаллы Cl 2, O 2, I 2, N 2 Оксиды металлов в высших степенях окисления PbO 2, Pb 3 O 4, MnO 2 Оксокислоты и их соли HNO 2, HNO 3, H 2 SO 4, H 2 SO 3, H 3 PO 3, K 3 PO 4, HClO 3, KMnO 4 Соли металлов в высших степенях окисления CuSO 4, AgNO 3 Пероксид водорода H 2 O 2
FeSO 4 + KClO 3 + H 2 SO 4 = = Fe 2 (SO 4 ) 3 + KCl + 3H 2 O 1. Первый метод составления уравнений окислительно-восстановительных реакций - метод электронного баланса а. Определяем элементы, меняющие степень окисления. Fe 2+ SO 4 + K Cl 5+ O 3 + H 2 SO 4 = = Fe 2 3+ (SO 4 ) 3 + K Cl – + 3H 2 O
б. Составляем электронный баланс. Fe 2 + – 1 e = Fe 3+ 6 Cl 5+ + 6 e = Cl – 1 ок-ль в-ль ок - е вос - е в. Из уравнения электронного баланса ставим коэффициенты. г. Уравниваем в порядке: Ме, неМе, Н, проверка по О. 6 Fe 2+ SO 4 + KCl 5+ O 3 + 3H 2 SO 4 = = 3 Fe 2 3+ (SO 4 ) 3 + KCl – + 3H 2 O 39 O = 39 O
14 2. Второй метод составления уравнений окислительно-восстановительных реакций - метод полуреакций (метод электронно-ионного баланса) 1). Составляем схемы полуреакций. NO 2 - NO 3 - MnO 4 - Mn +2 2). Приводим схемы к материальному балансу NO 2 - + H 2 O NO 3 - + 2H + MnO 4 - + 8H + Mn +2 + 4H 2 O Дана схема химической реакции KNO 2 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → Mn 2+ + NO 3 - Необходимо методом полуреакций составить уравнение реакции, предсказав продукты реакции
15 Правила для составления материального баланса: а). Недостаток «О» R+H 2 O→RO+2H + в кислой или нейтральной среде R+2OH - →RO+H 2 O в щелочной среде б). Избыток «О» RO+2H + →R+H 2 O в кислой среде RO+H 2 O→R+2OH - в щелочной и нейтральной средах
16 3). Выполняем баланс зарядов NO 2 - + H 2 O – 2e - NO 3 - + 2H + MnO 4 - + 8H + +5 e - Mn +2 + 4H 2 O 2 5 10 5 2 4) Приводим полуреакции к общему количеству участвующих электронов 5 NO 2 - + 5 H 2 O – 10 e - 5 NO 3 - + 10 H + 2 MnO 4 - + 16 H + + 10 e - 2 Mn +2 + 8 H 2 O 5 ) Зачеркиваем одинаковые частицы в левой и правой частях уравнения 2 MnO 4 - + 16 H + + 10 e + 5 NO 2 - + 5 H 2 O – 10 e 5 NO 3 - + 10 H + + 2 Mn +2 + 8 H 2 O
17 6 ) Получаем следующее уравнение: 2 MnO 4 - + 6 H + + 5 NO 2 - 5 NO 3 - + 2 Mn +2 + 3 H 2 O На каждой из указанных выше стадий (3-6) проверять правильность записи по формуле: ( Z ) = ( Z ) заряд частиц заряд частиц в лев. части ур-я в прав. части ур-я 7) Дописываем противоионы для получения молекулярного уравнения: 5 KNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5KNO 3 + 3H 2 O
18 3. Третий метод составление уравнения ОВР с использованием таблицы стандартных окислительно-восстановительных потенциалов NO 3 - + 2H + + 2e - NO 2 - + H 2 O 2 0 = +0,94 В MnO 4 - + 8H + +5 e - Mn +2 + 4H 2 O 1 0 = +1,51 В 1 0 > 2 0 E 0 = = o ок-ля - o восст. = 1 0 - 2 0 = 1,51-0,94 = 0,57 B > 0 Для данной реакции =0,57 В >0 следовательно реакция возможна. Правило: вос-ия 0 > ок-ия 0 Из полуреакции восстановления с меньшим 0 превращаем в полуреакцию окисления: NO 2 - + H 2 O - 2e - NO 3 - + 2H + Теперь складывая со второй полуреакцией восстановления, получим: 2 MnO 4 - + 6 H + + 5 NO 2 - 5 NO 3 - + 2 Mn +2 + 3 H 2 O
19 Энергия Гиббса ОВР: G o = -nFE o, где n – число электронов, участвующих в процессах окисления (восстановления), F – число Фарадея, Е о – ЭДС или G o = -10 96500 0,57 = -550050 Дж < 0
20 5. Типы ОВР Межмолекулярная ОВР Mn 4+ O 2 +4H Br 1– = Mn 2+ Br 2 + Br 2 0 +2H 2 O ок-ль в-ль Окислитель и восстановитель входят в состав разных молекул. 2С a 0 + O 2 0 = 2Ca 2+ O 2–
Внутримолекулярная ОВР 2 KCl 5+ O 21 = 2 KCl 1– + 3 O ок-ль в-ль Окислитель и восстановитель – разные элементы, но входят в состав одной молекулы.
22 Реакция диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) 2 N 4+ O 2 + H 2 O → HN 3+ O 2 + HN 5+ O 3 N 4+ + 1 = N 3+ N 4+ – 1 = N 5+ ок-ль в-ль процесс ок-я процесс вос-е
6. Влияние среды на ОВР Перманганат калия KMnO 4 1. Среда кислая 2KMn 7+ O 4 + 5KN 3+ O 2 + 3 H 2 SO 4 = = 2Mn 2+ SO 4 + 5KN 5+ O 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O Mn 7 + + 5 e = Mn 2+ 2 N 3 + – 2 e = N 5+ 5 ок-ль в-ль ок - е вос - е 30 O = 30 O
2. Среда нейтральная 2KMn 7+ O 4 + 3KN 3+ O 2 + H 2 O = = 2Mn 4+ O 2 + 3KN 5+ O 3 + 2KOH Mn 7 + + 3 e = Mn 4+ 2 N 3 + – 2 e = N 5+ 3 ок-ль в-ль ок - е вос - е 15 O = 15 O
3. Среда щелочная 2KMn 7+ O 4 + KN 3+ O 2 + 2 KOH = = 2K 2 Mn 6+ O 4 + KN 5+ O 3 + H 2 O Mn 7 + + 1 e = Mn 6+ 2 N 3 + – 2 e = N 5+ 1 ок-ль в-ль ок - е вос - е 12 O = 12 O
26 ион, бесцветный р-р оксид, бурый осадок манганат-ион, зеленый р-р перманганат-ион MnO 4 – в осстанавливается: кис. нейтрал. щел.
27 7. Влияние концентрации азотной кислоты на ОВР «Кислотные вилки»
28 7. Влияние концентрации азотной кислоты на ОВР Cu 0 + 4 HN 5+ O 3( конц ) = = Cu 2+ (NO 3 ) 2 + 2N 4+ O 2 + 2H 2 O N 5 + + 1 e = N 4+ 2 Cu 0 – 2 e = Cu 2+ 1 ок-ль в-ль ок - е вос - е 12 O = 12 O 1. Концентрированная азотная к-та
29 N 5 + + 3 e = N 2 + 2 Cu 0 – 2 e = Cu 2+ 3 ок-ль в-ль ок - е вос - е 24 O = 24 O 2. Разбавленная азотная к-та 3 Cu 0 + 8 HN 5+ O 3( разб ) = = 3 Cu 2+ (NO 3 ) 2 + 2N 2 + O + 4 H 2 O
30 Серная кислота H 2 SO 4 Разбавленная серная кислота Mg + H 2 SO 4 MgSO 4 + H 2 8. Влияние концентрации сернойкислоты на ОВР
31 Концентрированная серная кислота
