Химия

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.

О⁰₂ + 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.

S⁰ - 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).

Рис. 1

На примере этой реакции рассмотрим, как составлять электронный баланс.

1. Запишем схему этой реакции:

KMnO₄ +  HCI = KCI + MnCI₂ + CI₂ + H₂O

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

K⁺Mn⁺⁷O^-2₄ +  H⁺CI^- = K⁺CI^- + Mn⁺²CI^-₂ + CI⁰₂ + H⁺₂O^-2

Степени окисления поменяли марганец и хлор.

3. Составляем схему, отражающую процесс перехода электронов:

Mn⁺⁷ + 5е^- = Mn⁺²     окислитель, процесс восстановление

2CI^- - 2е^- = CI⁰₂         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

2CI^- - 2е^- = CI⁰₂   5

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

2KMnO₄ + ?HCI = ?KCI + 2MnCI₂ + 5CI₂ +?H₂O

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:

2KMnO₄ + 16HCI = 2KCI + 2MnCI₂ + 5CI₂ + 8H₂O

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.

Рис. 2

1. Запишем схему этой реакции:

Cu + HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + NO₂↑ + H₂O

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

Cu⁰ + H⁺N⁺⁵O^-2₃ = Cu⁺²(N⁺⁵O^-2₃)₂ + N⁺⁴O^-2₂↑ + H⁺₂O^-2

Степени окисления поменяли медь и азот.

3. Составляем схему, отражающую процесс перехода электронов:

N⁺⁵ + е^- = N⁺⁴        окислитель, процесс восстановление

Cu⁰ - 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.

N⁺⁵ + е^- = N⁺⁴        2

Cu⁰ - 2е^- = Cu⁺²    1

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

Cu + ?HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

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

Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

 

Классификация ОВР

 

 

Классификация окислительно-восстановительных реакций

 

1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции.

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

Н₂S^-2 + Cl⁰₂ → S⁰ + 2HCl^-

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

2H⁺₂O^-2 → 2H⁰₂ + O⁰₂

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

Cl⁰₂ + H₂O → HCl⁺O + HCl^-

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

5. N^-3H₄N⁺⁵O₃ → N⁺₂O + 2H₂O

 

Основные окислители и восстановители

 

 

Важнейшие окислители и восстановители.

 

Основные окислители и восстановители приведены в таблице 1.

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
• Температура
• Концентрация
• Кислотность среды

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 K₂MnO₄, 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

1. Интернет-портал «internerurok.ru» (Источник)
2. Интернет-портал «hemi.nsu.ru» (Источник)
3. Интернет-портал «chemport.ru» (Источник)
4. Интернет-портал «Химик» (Источник)

 

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