Окислительно-восстановительные свойства элементов

Окислительно-восстановительные реакции

Цель занятия:

Познакомить студентов с редокс-потенциалом, оценить его значимость при определении направления реакции.

Студент должен знать:

Cущность окислительно-восстановительных реакций; Механизм возникновения электродного и редокс-потенциалов. Сравнительную сила окислителей и восстановителей. Прогнозирование направления редокс-процессов по величинам редокс-потенциалов. Токсическое действие окислителей.

Студент должен уметь:

Записывать константу равновесия окислительно-восстановительного процесса, уравнение Нернста для данной реакции.

Окислительно-восстановительные свойства элементов.

Химические реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. В этих реакциях происходит обмен (перенос) электронов от одних реагирующих веществ к другим.

Степень окисления – условный заряд элемента в соединении, который вычисляется в предположении, что химические связи между элементами являются ионными. Заряды атомов кислорода принимают равными -2, в пероксидных соединениях – равным -1; заряд элементов первой группы +1, заряд атома водорода +1, а в гидридах металлов -1.

Принято обозначать степень окисления цифрой с указанием: «плюс», «минус».

В качестве примера окислительно-восстановительной реакции приведем уравнение реакции взаимодействия между H₂S и HClO:

-2 +1 -1 0

H₂S и HClO=HCl+S↓+H₂O

В приведенной реакции происходит понижение степени окисления окислителя (Cl⁺+2ē= Cl^-) и повышение степени окисления восстановителя

(S^2--2 ē=S⁰). В приведенном примере HClO является окислителем, а H₂S- восстановителем.

Восстановитель - это частица, отдающая электрон, окислитель - принимающая электрон. Окисление - процесс отдачи электронов, восстановление - процесс приема электрона.

Окисление и восстановление – взаимосвязанные процессы, так как вещества могут отдавать электроны только в том случае, если в реакции участвует другое вещество, способное электроны принимать, что определяет закон сохранения заряда в химических реакциях.

Окислительные свойства могут проявлять как простые, так и сложные вещества. К типичным
(сильным) окислителям относятся фтор, галогены, кислород, а так же КClO₃, НClO₃, HNO₃, H₂SO_{4 (конц)}, MnO₂, KMnO₄, K₂Cr₂O₇, PbO₂ и др.

Восстановителями являются металлы, Н₂, С (графит), HCl_(конц), KI, KBr, H₂S, CO, FeSO₄.

Всегда восстановитель – это атом (частица) с максимально возможным числом электронов. Окислитель - это атом (частица) с минимально возможным числом электронов.

Пример:

Мn0	Мn+2, Мn+3, Мn+4, Мn+5, Мn+6 ,	Мn+7
всегда восстановитель	состояние атома в окислительно-восстановительной двойственности	всегда окислитель

Есть вещества, способные проявлять и окислительные и восстановительные свойства. К ним относятся вещества, в состав которых входят атомы элементов в промежуточных степенях окисления. Под действием окислителей они могут повышать свою степень окисления, проявляя восстановительные свойства, а при реакциях с восстановителями – понижать степень окисления, проявляя окислительные свойства. К таким веществам относятся KNO₂, H₂O₂, SO₂, Na₂SO₃ и др.

Факторы, определяющие окислительно-восстановительные свойства элементов:

1. Природа атомов определяется положением элемента в периодической системе.

Для восстановителей характерен большой радиус, маленькая энергия ионизации. Энергия ионизации - энергия, которая затрачивается для отрыва электрона от атома. Для окислителей характерен малый радиус и большая энергия сродства к электрону.

2. Влияние кислотности среды. Например, KMnO₄ универсальный окислитель, его окисляющая способность проявляется при любых условиях среды:

а) кислая среда, рН<7

Mn⁺⁷+5ē→ Mn⁺² (безцветный)

б) нейтральная среда, рН=7

Mn⁺⁷+3ē→ Mn⁺⁴ (бурый)

в) щелочная среда, рН>7

Mn⁺⁷+1ē→ Mn⁺⁶ (зеленый)

Расстановку коэффициентов в ОВР проводят по правилу электронного баланса: «Число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем».