Как определить окислитель или восстановитель

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции — это реакции, которые идут с изменением степеней окисления элементов. Степень окисления — это условный заряд атома в молекуле, где все полярные связи считаются ионными.

Восстановление — это процесс присоединения электронов.

Окислитель — это атом, молекула или ион, который принимает электроны и понижает свою степень окисления, т.е. восстанавливается.

Восстановитель — это атом, молекула или ион, который отдаёт электроны и повышает свою степень окисления, т.е. окисляется.

Восстановители: а) металлы — чем меньше потенциал ионизации, тем сильнее восстановительные свойства; б) соединения элементов в низших степенях окисления (NH3, H2S, HBr, HI и др.), у которых все орбитали заполнены и могут только отдавать электроны.

Окислители: а) неметаллы (F2, Cl2, Br2, O2 и др.) — чем больше сродство к электрону, тем сильнее окислительные свойства; б) ионы металлов в высоких степенях окисления (Fe 3+ , Sn 4+ , Mn 4+ и др.); в) соединения элементов в высших степенях окисления (KMnO4, K2Cr2O7, NaBiO3, HNO3, H2SO4(конц.) и др.), у которых уже отданы все валентные электроны и могут быть только окислителями.

Соединения элементов в промежуточных степенях окисления (HNO2, H2SO3, H2O2 и др.) могут проявлять окислительные и восстановительные свойства в зависимости от окислительно-восстановительных свойств второго реагента.

Na 0 3s 1 восстановитель (сильный)
Na +1 3s 0 окислитель (слабый)
F — 2s 2 2p 6 восстановитель (слабый)
F 0 2s 2 2p 5 окислитель (сильный)
S -2 3s 2 3p 6 восстановитель
S 0 3s 2 3p 4 восстановитель, окислитель
S +4 3s 2 3p 0 восстановитель, окислитель
S +6 3s 0 3p 0 окислитель

Окислители, принимая электроны, то есть, восстанавливаясь, переходят в восстановленную форму:

Восстановители, отдавая электроны, то есть, окисляясь, переходят в окисленную форму:

Таким образом, как окислители, так и восстановители существуют в окисленной (с более высокой степенью окисления элемента) и восстановленной (с более низкой степенью окисления элемента) формах. При этом для окислителей более характерен переход из окисленной в восстановленную форму, а для восстановителей характерен переход из восстановленной в окисленную форму. Обратные процессы не характерны, и мы не считаем, например, что F — является восстановителем, а Na + — окислителем.

Равновесие между окисленной и восстановленной формами характеризуется с помощью окислительно-восстановительного потенциала, который зависит от концентраций окисленной и восстановленной форм, реакции среды, температуры и т.д.

Его можно рассчитать по уравнению Нернста:

E = E o +

где [Oк.] — молярная концентрация окисленной формы;

[Восст.] — молярная концентрация восстановленной формы;

n — число электронов, участвующих в полуреакции;

Е 0 — стандартное значение окислительно-восстановительного потенциала; Е = Е 0 , если [Восст.] = [Ок] = 1 моль/л;

Величины стандартных электродных потенциалов Е 0 приведены в таблицах и характеризуют окислительные и восстановительные свойства соединений: Чем положительнее величина Е 0 , тем сильнее окислительные свойства, и чем отрицательнее значение Е 0 , тем сильнее восстановительные свойства.

Например:

F2 + 2e ® 2F — Е 0 = 2,87 в — сильный окислитель

Na + + 1e ® Na 0 Е 0 = -2,71 в — сильный восстановитель

(процесс всегда записывается для реакций восстановления).

Поскольку окислительно-восстановительная реакция представляет собой совокупность двух полуреакций, окисления и восстановления, то она характеризуется значением разности стандартных электродных потенциалов окислителя (Е 0 ок) и восстановителя (Е 0 восст) — электродвижущей силой (э.д.с.) DЕ 0 :

DЕ 0 = Е 0 ок — Е 0 восст,

Э.д.с. реакции DЕ 0 связана с изменением свободной энергии Гиббса DG : DG = -nFDЕ 0 , а с другой стороны, DG связана с константой равновесия К реакции уравнением DG = -2,3RTlnK.

Читайте также:  Как изменить устройство вывода звука

Из последних двух уравнений следует зависимость между э.д.с. и константой равновесия реакции:

Э.д.с. реакции при концентрациях отличных от стандартных (т.е. не равных 1 моль/л) DЕ равна:

DЕ = DЕ 0 — (2,3RT/nF)lgK или DЕ= DЕ 0 — (0,059/n)lgK.

В случае равновесия DG = 0 и следовательно DЕ = 0. Откуда DЕ = (0,059/n)lgK и К = 10 n D Е /0,059 .

Для самопроизвольного протекания реакции должно выполняться требование: DG >1, которым соответствует условие DЕ 0 > 0. Поэтому для определения возможности протекания данной окислительно-восстановительной реакции необходимо вычислить значение DЕ 0 . Если DЕ 0 > 0, реакция идет. Если DЕ 0 +3 , восстанавливающийся до Fe +2 , а восстановителем — I — , окисляющийся до I2. Находим по таблице значения стандартных электродных потенциалов: E 0 (Fe +3 /Fe +2 ) = 0,77 в и E 0 (I2/2I — ) = 0,54 в. Вычисляем DЕ 0 :

DЕ 0 = Е 0 ок — Е 0 восст = 0,77 — 0,54 = 0,23 в >0.

Реакция возможна, так как DЕ 0 > 0.

Пример 2. Определить возможность протекания реакции

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

Решение. Находим, что окислителем является перманганат-ион MnO4 — , переходящий в Mn +2 , а восстановителем — хлорид-ион, переходящий в газообразный хлор Cl2. Определяем по таблице их потенциалы: E 0 (MnO4 — /Mn +2 ) = 1,51 в и E 0 (Cl2/2Cl — ) = 1,36 в. Вычисляем

DЕ 0 = Е 0 ок — Е 0 восст = 1,51 — 1,36 = 0,15 в >0.

Реакция возможна, так как DЕ 0 > 0.

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Лучшие изречения: Для студента самое главное не сдать экзамен, а вовремя вспомнить про него. 10070 — | 7513 — или читать все.

78.85.5.224 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам | Обратная связь.

Отключите adBlock!
и обновите страницу (F5)

очень нужно

Вот например:
SO2 +O2 → SO3;
FeCl3 + KOH → Fe(OH)3 + KCl;

Какая из реакций окислительно-восстановительная, и почему?

Этот видеоурок доступен по абонементу

У вас уже есть абонемент? Войти

Понятие ОВР, определение окислителей и восстановителей

Реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. Изменение степеней окисления происходит из-за перехода электронов от восстановителя к окислителю. Степень окисления – это формальный заряд атома, если считать, что все связи в соединении являются ионными.

Окислитель – это вещество, молекулы или ионы которого принимает электроны. Если элемент является окислителем, его степень окисления понижается.

О 0 2 +4е — → 2О -2 (Окислитель, процесс восстановления)

Процесс приема веществами электронов называется восстановлением. Окислитель в ходе процесса восстанавливается.

Восстановитель – это вещество, молекулы или ионы которого отдают электроны. У восстановителя степень окисления повышается.

S 0 -4е — →S +4 (Восстановитель, процесс окисления)

Процесс отдачи электронов называется окислением. Восстановитель в ходе процесса окисляется.

Составление схемы электронного баланса

Пример №1. Получение хлора в лаборатории

В лаборатории хлор получают из перманганата калия и концентрированной соляной кислоты. В колбу Вюрца помещают кристаллы перманганата калия. Закрывают колбу пробкой с капельной воронкой. В воронку наливается соляная кислота. Соляная кислота приливается из капельной воронки. Сразу же начинается энергичное выделение хлора. Через газоотводную трубку хлор постепенно заполняет цилиндр, вытесняя из него воздух. Рис. 1.

Читайте также:  Как можно заделать трещину на телефоне

На примере этой реакции рассмотрим, как составлять электронный баланс.

1. Запишем схему этой реакции:

2. Расставим степени окисления всех элементов в веществах, участвующих в реакции:

K + Mn +7 O -2 4 + H + CI — = K + CI — + Mn +2 CI — 2 + CI 0 2 + H + 2O -2

Степени окисления поменяли марганец и хлор.

3. Составляем схему, отражающую процесс перехода электронов:

Mn +7 +5е — = Mn +2 окислитель, процесс восстановление

2 CI — -2е — = CI 0 2 восстановитель, процесс окисление

4. Уравняем число отданных и принятых электронов. Для этого находим наименьшее общее кратное для чисел 5 и 2. Это 10. В результате деления наименьшего общего кратного на число отданных и принятых электронов, находим коэффициенты перед окислителем и восстановителем.

Mn +7 +5е — = Mn +2 2

2 CI — -2е — = CI 0 2 5

5. Переносим коэффициенты в исходную схему и преобразуем уравнение реакции.

Однако перед формулой соляной кислоты не поставлен коэффициент, так как не все хлоридные ионы участвовали в окислительно-восстановительном процессе. Метод электронного баланса позволяет уравнивать только ионы, участвующие в окислительно-восстановительном процессе. Поэтому нужно уравнять количество ионов, не участвующих в окислительно-восстановительной реакции. А именно катионов калия, водорода и хлоридных анионов. В результате получается следующее уравнение:

Пример №2. Взаимодействие меди с концентрированной азотной кислотой. Рис. 2.

В стакан с 10 мл кислоты поместили «медную» монету. Быстро началось выделение бурого газа (особенно эффектно выглядели бурые пузырьки в еще бесцветной жидкости). Все пространство над жидкостью стало бурым, из стакана валили бурые пары. Раствор окрасился в зеленый цвет. Реакция постоянно ускорялась. Примерно через полминуты раствор стал синим, а через две минуты реакция начала замедляться. Монета полностью не растворилась, но сильно потеряла в толщине (ее можно было изогнуть пальцами). Зеленая окраска раствора в начальной стадии реакции обусловлена продуктами восстановления азотной кислоты.

1. Запишем схему этой реакции:

2. Расставим степени окисления всех элементов в веществах, участвующих в реакции:

Cu 0 + H + N +5 O -2 3 = Cu +2 (N +5 O -2 3)2 + N +4 O -2 2↑ + H + 2O -2

Степени окисления поменяли медь и азот.

3. Составляем схему, отражающую процесс перехода электронов:

N +5 +е — = N +4 окислитель, процесс восстановление

Cu 0 -2е — = Cu +2 восстановитель, процесс окисление

4. Уравняем число отданных и принятых электронов. Для этого находим наименьшее общее кратное для чисел 1 и 2. Это 2. В результате деления наименьшего общего кратного на число отданных и принятых электронов, находим коэффициенты перед окислителем и восстановителем.

Cu 0 -2е — = Cu +2 1

5. Переносим коэффициенты в исходную схему и преобразуем уравнение реакции.

Азотная кислота участвует не только в окислительно-восстановительной реакции, поэтому коэффициент сначала не пишется. В результате, окончательно получается следующее уравнение:

Классификация ОВР

Классификация окислительно-восстановительных реакций

1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции.

Это реакции, в которых окислителем и восстановителем являются разные вещества.

Н2S -2 + Cl 0 2 → S 0 + 2HCl —

2. Внутримолекулярные реакции, в которых окисляющиеся и останавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

3. Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) – реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

Читайте также:  Как отключить клавишу windows на ноутбуке

Cl 0 2 + H2O → HCl + O + HCl —

4. Конпропорционирование (Репропорционирование) – реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления

Основные окислители и восстановители

Важнейшие окислители и восстановители.

Основные окислители и восстановители приведены в таблице 1.

Восстановители

Окислители

1. Простые вещества – металлы

1. Простые вещества – неметаллы: галогены, кислород, озон

2. Простые вещества – неметаллы (С, Н2, Si)

2. Оксиды металлов в высоких степенях окисления CrO3, Mn2O7, MnO2, PbO2

4. Оксиды неметаллов (NO, SO2, CO и др.)

4. Кислородсодержащие кислоты и их соли: азотная, серная, марганцевая и др.

5. Кислородсодержащие кислоты: сернистая, азотистая, фосфористая и их соли

5. Соли кислот хрома: хроматы, дихроматы, кислородные кислоты хлора: хлорноватистая HClO, хлорноватая HClO3, хлорная HClO4 и их соли.

6. Бескислородные кислоты: сероводородная, хлороводородная и др. и их соли

6. Соли некоторых металлов в высоких степенях окисления: AgNO3, CuSO4 и др.

7. Соли, в которых металлы находятся не в высших степенях окисления: SnCl2, FeSO4, Cr2(SO4)3,MnSO4 и др.

Табл. 1. Основные окислители и восстановители

Факторы, влияющие на продукты окисления

Факторы, влияющие на конечные продукты реакции

При протекании окислительно-восстановительных реакций, конечные продукты зависят от многих факторов.

· Состав реагирующих веществ

Рассмотрим это в случае реакции с перманганатом калия. Продукты его восстановления зависят от кислотности среды, что можно изобразить схемой:

Например, при взаимодействии перманганата калия с нитритом калия в кислой среде

Красно-фиолетовая окраска раствора переходит в бесцветную окраску.

В нейтральной среде образуется MnO2 и окраска меняется с красно-фиолетовой на коричневую.

В щелочной среде при восстановлении перманганата калия образуется манганат калия K2 MnO4, который окрашен в зеленый цвет.

Окислительно-восстановительные процессы происходят в живых организмах, они широко распространены в природе: деятельность вулканов, грозовые разряды и др. многие технологические процессы основаны на окислении и восстановлении. Это и получение металлов, горение, синтез оксидов серы и азота при производстве кислот, получение аммиака.

Подведение итога урока

В ходе урока была изучена тема «Окислительно-восстановительные реакции». Вы узнали определение данных реакций, их отличия от реакций других типов. Вспомнили, что такое степень окисления, окислитель и восстановитель. Учились составлять схемы электронного баланса для окислительно-восстановительных реакций, познакомились с классификацией окислительно-восстановительных реакций.

Список литературы

1. Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.

2. Попель П.П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П.П. Попель, Л.С.Кривля. – К.: ИЦ «Академия», 2008. – 240 с.: ил.

3. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет

Домашнее задание

1. №№1-3 (с. 162) Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

2. Почему аммиак проявляет только восстановительные свойства, а азотная кислота – только окислительные?

3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции получения азотной кислоты, используя метод электронного баланса: ?NO2 + ?H2O + O2 = ?HNO3

Если вы нашли ошибку или неработающую ссылку, пожалуйста, сообщите нам – сделайте свой вклад в развитие проекта.

«>

Adblock detector