скачать11 класс. Занятие в рамках подготовки к ЕГЭ.Окислительно-восстановительные реакции. Теория окислительно-восстановительных реакций. Классификация ОВР. Все химические реакции можно разделить на два типа. К первому типу относятся реакции протекающие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Например: H+1N+5O-23 + Na+1O-2H+1= Na+1N+5O-23 +H+12O-2 Ba+2Cl-12 + K+12S+6O-24= Ba+2S+6O-24 + 2K+1Cl-1 ^ относятся реакции идущие с изменением степени окисления атомов реагирующих веществ 2K+1Cl+5O-23= 2K+1Cl-1 + 3O02 ^ Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. Окислительно-восстановительные реакции - самые распространённые и играют большую роль в природе и технике. Они являются основой жизнедеятельности. С ними связаны дыхание и обмен веществ в живых организмах, гниение и брожение, фотосинтез в зелёных частях растений. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов и при электролизе. Они лежат в основе металлургических процессов и круговорота элементов в природе. С их помощью получают аммиак, щёлочи, азотную, соляную и серную кислоты и многие другие ценные продукты. Благодаря окислительно-восстановительным реакциям происходит превращение химической энергии в электрическую - в гальванических элементах и аккумуляторах. Рассмотрим основные положения теории окислительно-восстановительных реакций.
Al0 – 3e =Al+3 Fe+2 + e = Fe+3 H02 –2e = 2H+ 2Cl – - 2e = Cl02 ^
S0 + 2e = S-2 Fe+3 + e = Fe+2 Cl02 + 2e = 2Cl- ^ 3) Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями. Во время реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются. Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определённых веществ, то эти вещества соответственно называются восстановителями и окислителями. 4) ^ , что можно выразить уравнениями Восстановитель – е = Окислитель Окислитель – е = Восстановитель Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления. Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем. При этом независимо от этого, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или же частично оттягиваются к одному из атомов, условно говорят об отдаче и присоединении электронов. Важнейшие восстановители и окислители. Восстановители и окислители могут быть как простыми веществами, то есть состоящими из одного элемента, так и сложными. В соответствии с их местом в периодической системе элементов атомы большинства металлов содержат на внешнем энергетическом уровне 1-2 электрона. Поэтому в химических реакциях они отдают валентные электроны, то есть окисляются. Металлы обладают восстановительными свойствами. ^ с повышением порядкового номера элемента восстановительные свойства простых веществ понижаются, а окислительные возрастают и становятся максимальными у галогенов. Так, например, в третьем периоде натрий - самый активный в периоде восстановитель, а хлор - самый активный в периоде окислитель. ^ с повышением порядкового номера усиливаются восстановительные свойства и ослабевают окислительные. Лучшие восстановители - щелочные металлы, а наиболее активные из них франций и цезий. Лучшие окислители- галогены. Элементы главных подгрупп 4-7 групп (неметаллы) могут как отдавать, так и принимать электроны и проявлять восстановительные и окислительные свойства. Исключение составляет фтор. Он проявляет только окислительные свойства, так как обладает наибольшей относительной электроотрицательностью. ^ (чётных рядов больших периодов) имеют металлический характер, так как на внешнем уровне их атомов содержится 1-2 электрона. Поэтому их простые вещества являются восстановителями. Таким образом, в отличие от простых веществ металлов, выступающих в роли восстановителей, простые вещества-неметаллы проявляют себя и как окислители, и как восстановители. Применяются два метода составления уравнений окислительно–восстановительных реакций: ^ В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом, что число электронов отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединённых окислителем. Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции . Cu0 + Pd+2 (N+5O-23) 2 = Cu+2 (N+5O-23)2 + Pd0 Cu0 --2e = Cu+2 пр. окисления Pd+2 + 2e = Pd0 пр. восстановления ^ Это метод основанный на составлении ионных уравнений для процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение (будет рассмотрен немного позже). ^ Обычно различают три типа окислительно-восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции диспропорционирования. К межмолекулярным относятся реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в разных веществах. Сюда же следует отнести и реакции между разными веществами, в которых атомы одного того же элемента имеют различные степени окисления : 2H+12S-2 + H+12S+4O-23 = 2S0 + 3H+12O-2 5H+1Cl-1 + H+1Cl+5O-23 = 3Cl02 + 3H+12O-2 К внутримолекулярным относятся такие реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе. В этом случае атом с более положительной степенью окисления окисляет атом с меньшей степенью окисления. Такими реакциями являются реакции термического разложения. Например: 2NaN+5O-23 = 2NaN+3O2 + O02 2KCl+5O3 = 2KCl-1 + 3O02 (N-3H4) 2Cr+62O7 = N+4O2 + Cr2+3O3 + 4H2O Сюда же следует отнести и разложение веществ, в которых атомы одного о того же элемента имеют разные степени окисления: N-3H4N+5O3 = N+402 + 2H2O N-3H4N+5O3 = N+12O + H2O Протекание реакции диспропорционирования (отсутствие пропорциональности, несоразмерность) сопровождается одновременным увеличением и уменьшением степени окисления атомов одного итого же элемента. При этом исходное вещество образует соединения, одно из которых содержит атомы с более высокой, а другое с более низкой степенями окисления. Очевидно, эти реакции возможны для веществ, содержащих атомы с промежуточной степенью окисления. Примером может служить превращение манганата калия K2Mn+6O4, в котором марганец имеет промежуточную степень окисления +6. Раствор этой соли имеет красивый тёмно-зелёный цвет( цвет иона MnO2-4 ), однако цвет раствора превращается в бурый. Это выпадает осадок MnO2 и образует ион MnO-4 Протекает реакция: 3 K2Mn+6O4 + 2H2O = 2KMn+7O4 + Mn+4O2 + 4KOH 3HN+3O2 = HN+5O3 + 2N+2O + H2O Cl02 + H2O = HCl+1O + HCl А теперь попробуйте самостоятельно выполнить предложенное задание. Подобрать коэффициенты методом электронного баланса:
Литература:
|