«Окислительно-восстановительные процессы» (стр. 1 )

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное автономное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

"ЮЖНЫЙ  ФЕДЕРАЛЬНЫЙ  УНИВЕРСИТЕТ"

Химический факультет

«ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ»

УЧЕБНОЕ  ПОСОБИЕ

для студентов 1 курса очно-заочного отделения 

химического факультета

Ростов-на-Дону

2013

Учебное пособие разработано:

кандидатом  технических наук, доцентом кафедры общей и неорганической химии 

Учебное пособие «Окислительно-восстановительные процессы» предназначено для студентов  1 курса очно-заочного отделения химического факультета. Пособие может быть рекомендовано также для студентов факультета биологических наук (направление «почвоведение»). Пособие написано в соответствии с программой по «Неорганической химии»; на модульной основе с диагностико-квалиметрическим обеспечением; содержит 2 модуля: «Окислительно-восстановительные реакции» и «Основы электрохимии».

В 1 модуле даны понятия степени окисления, восстановителя, окислителя, окислительно-восстановительной двойственности, рассмотрены типы окислительно-восстановительных реакций, а также методы уравнивания таких реакций. Во 2 модуле рассматриваются вопросы, относящиеся к основам электрохимии: электродные потенциалы, катодные и анодные процессы в гальванических элементах и при электролизе. В каждом модуле имеются комплексные цели, вопросы для самоподготовки, инструкция к лабораторной работе, проектное задание и тест рубежного контроля.

Модуль 1. Окислительно-восстановительные реакции

Комплексные цели: студенты должны: знать, что такое степень окисления элемента, что называют восстановителем и окислителем; объяснять суть процессов окисления и восстановления; уметь определять неизвестные степени окисления различных элементов в сложных веществах; составлять уравнения окислительно-восстановительных процессов методами электронного баланса и полуреакций.

  Понятие о реакциях окисления-восстановления.

Окислительно-восстановительные процессы чрезвычайно распространены в природе (дыхание, усвоение углекислого газа растениями, гниение, коррозия металлов и т. д.) и играют важную роль в практической деятельности человека (извлечение металлов и неметаллов из руд, производство синтетических материалов, химических продуктов, использование химических источников электрического тока, борьба с коррозией и  др.).

В настоящее время среди огромного разнообразия химических реакций можно выделить два типа, существенно отличающихся друг от друга. К первому типу реакций относятся такие, в ходе которых степени окисления элементов, входящих  в состав реагирующих веществ, не изменяются. В этом случае новые молекулы образуются за счет перегруппировки атомов или ионов. К таким реакциям относятся следующие процессы:

а) огромное число реакций обмена, например: BaCl2 + K2SO4 = BaSO4 + 2KCl;

б) некоторые реакции соединения, например: CaO + H2O = Ca(OH)2;

в) некоторые реакции разложения, например: CaCO3 = CaO + CO2.

В ходе перечисленных реакций степени окисления элементов не изменяются.

К другому типу химических реакций относятся такие, где степени окисления  атомов изменяются. Например:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2.

В этой реакции принимают участие атомы железа, ионы хлора и водорода, причем, в ходе реакции степень окисления железа повышается от «0» до «2+», а ионов водорода понижается от «1+» до «0». Изменение степеней окисления обусловлено перемещением электронов от одних частиц к другим.

Правила определения степени окисления элемента.

Степень окисления – это условный заряд, который приписывается атому при допущении, что все связи в веществе являются ионными. Известно, что чисто ионной связи в природе не существует. Можно говорить лишь о преимущественно ионном типе химической связи. Ионная связь возникает за счет электростатического притяжения противоположно заряженных ионов. Для этого необходимо, чтобы более электроотрицательные атомы превратились в  отрицательно  заряженные ионы, а более электроположительные атомы – в  положительно заряженные ионы. Такие превращения происходят при переходе валентных электронов от одних атомов к другим. Понятно, что ионная связь образуется при взаимодействии наиболее активных неметаллов и наиболее активных металлов.

Что же делать, если между атомами в молекуле образуется ковалентная связь? В этом случае условно считают, что электронные пары, которые связывают данный атом с другими атомами, полностью смещены к более электроотрицательному атому. Значения относительной электрооотрицательности некоторых химических элементов представлены в Приложении 1.

Состояние окисления можно определить для любого атома в любом соединении, руководствуясь некоторыми правилами.

• В простых веществах (водород Н2, кислород О2, хлор Cl2, железо Fe  и т. д.) не происходит смещения связующих электронов, т. к. общие электронные пары в равной степени принадлежат всем взаимодействующим атомам одного вида, поэтому степени окисления атомов равны нулю.

• Степени окисления атомов металлов в соединениях всегда положительные, причем щелочные металлы имеют постоянную степень окисления (+1), бериллий,  магний, цинк и щелочно-земельные металлы  (+2), остальные металлы могут иметь переменные степени окисления в зависимости от валентного состояния. Например, Fe+2, Fe+3, Fe+6.

• Для реально существующих простых ионов степень окисления  совпадает с его зарядом, например: Са2+, Al3+, Fe2+, Fe3+.

• Водород в соединениях  с неметаллами имеет степень окисления (+1), а в солеобразных гидридах (CaH2, NaH и т. д.) степень окисления атомов водорода равна (–1).

• Фтор является наиболее электроотрицательным элементом, поэтому в соединениях с другими элементами он всегда имеет ст. ок. (–1).

• Кислород в своих соединениях чаще всего проявляет степень окисления (-2). Исключение составляют перекисные соединения, где степень окисления кислорода равна (-1) и соединения с фтором, где атомы фтора всегда заряжены отрицательно.

• В нейтральных молекулах алгебраическая сумма всех степеней окисления равна нулю.

• Сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав иона, определяет в конечном итоге полный заряд этого иона.

• Высшая положительная степень окисления атомов элементов обычно определяется номером группы, кроме элементов подгруппы меди и металлов восьмой группы побочной подгруппы.

• Степень окисления указывается в формуле вещества над символом элемента сверху соответствующей цифрой, впереди которой ставится знак (+) или (-):

+2  +6  +7  +3  -3

Cu,  S,  Cl,  N,  N и т. д.

• Для реально существующих ионов при указании заряда иона знак ставится после цифры: Cu2+, S2–.

Указанные выше правила позволяют определять неизвестные степени окисления атомов в молекулах. Рассмотрим в качестве примера ион ClO3Ї. Согласно правилам, степень окисления кислорода равна (-2), но всего в состав данного иона входят три атома кислорода, поэтому на них в целом приходится заряд, равный 3Ч(-2)= -6. Таким образом, можно составить простое уравнение: х + (-6) = -1. Следовательно, атом хлора в данном ионе имеет степень окисления равную (+5).

Очень часто степень окисления элемента не совпадает с его валентностью, которая определяется числом электронов, принимающих участие в образовании общего электронного облака связи. Так, в молекулах HCl и H2 каждый из атомов отдает по одному электрону в общее пользование, но степени окисления их различны. Водород это простое вещество, поэтому в молекуле Н2 максимальная электронная плотность находится на равном расстоянии от ядер обоих атомов, поскольку оба атома равноценны. В молекуле HCl максимальная электронная плотность смещена к более электроотрицательному атому хлора, поэтому степень окисления водорода равна (+1), а хлора (–1).

В общем случае вопрос о степени окисления атомов А и В  (положительная или отрицательная) в молекулах  сложных веществ типа А2В, АВ, АВ2 и т. п., решается при сопоставлении значений электроотрицательностей этих элементов (см. Приложение 1). Максимальная плотность электронного облака смещена к более электроотрицательному атому, поэтому атомам с большей электроотрицательностью приписывают отрицательные степени окисления; атомам с меньшей электроотрицательностью  - положительные степени окисления.

Задание. Определить степени окисления атомов в следующих частицах:

K3PO4,  SO42–,  HNO3,  SiH4,  Fe2+,  CrO42–,  KClO3.

Процессы окисления и восстановления.

Реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Процесс отдачи электронов атомами, ионами или молекулами, который сопровождается повышением степени окисления, называется окислением.

Вещества, в состав которых входят атомы, молекулы или ионы, способные отдавать электроны, называются восстановителями. В процессе отдачи электронов восстановители окисляются.

Процессы окисления  выражаются электронными уравнениями:

Znо – 2e– = Zn2+;  2ClЇ – 2e– = Cl2о;

Fe2+ – 1e– = Fe3+;  MnO42– – 1e– = MnO4–.

Процесс принятия электронов атомами, молекулами или ионами, который сопровождается понижением степени окисления, называется восстановлением.

Вещества, в состав которых входят атомы, молекулы или ионы, способные принимать электроны, называются окислителями. В процессе принятия электронов окислители восстанавливаются.

Процессы восстановления также  выражаются электронными уравнениями:

Sо + 2e– = S2–;  Cl2о + 2e– = 2ClЇ;

Fe+6 + 3e– = Fe3+;  2H+ + 2e– = H2о.

Окисление и восстановление – это одновременно протекающие процессы, неразделимые во времени.

Элементы, находящиеся в низшей степени окисления, могут только окисляться, так как их атомы способны только отдавать электроны, Элементы, находящиеся в высшей степени окисления, могут только восстанавливаться, так каких атомы могут только принимать электроны. Вещества, которые содержат элементы в промежуточных степенях окисления, обладают окислительно-восстановительной двойственностью. Они способны как принимать электроны, так и отдавать, в зависимости от партнера и от условий проведения процесса.