Найважливіші окисники і відновники

                                    Міністерство освіти і науки України

Медичний коледж Харківської медичної академії післядипломної освіти

 

 

 

 

 

                 Реферат

          З Біо-Неорганічної Хімії

                         На тему:

«Найважливіші окисники і відновники»

 

 

 

                                                                                              Виконала

                                                                                Студентка 1 курсу

                                                                              Групи М-13                      

                                                                                      Сергєєва Альона

 

                                 Харків-2014

                 Окислительно–восстановительные реакции

Все химические реакции подразделяются на две группы

• протекающие без изменения степеней окисления атомов, например:

2 KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2 H2O,

• окислительно–восстановительные реакции, идущие с изменением степени окисления, например:

4 N3-H3 + 3 O2o = 2 N2o + 6 H2O2– ,

2 Ko + 2 H2+O = 2K+OH + H2o,

2 Ag+N5+O32– 

 2 Ago + 2 N4+O2 + O2o.

Химические реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно–восстановительными.

Окисление – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом:

Nao – 1e = Na+;

Fe2+ – e = Fe3+;

H2o – 2e = 2H+;

2 Br– – 2e = Br2o.

Восстановление – это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом:

So + 2e = S2– ;

Cr3+ + e = Cr2+;

Cl2o + 2e = 2Cl– ;

Mn7+ + 5e =Mn2+.

Атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями.Восстановителями являются атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны.

Принимая электроны окислитель в процессе протекания реакции восстанавливается, а восстановитель – окисляется. Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот. Таким образом, число электронов, отдаваемых восстановителем, всегда равно числу электронов, принимаемых окислителем

                                    Степень окисления

Степень окисления – это условный (формальный) заряд атома в соединении, рассчитанный в предположении, что оно состоит только из ионов. Степень окисления принято обозначать арабской цифрой сверху символа элемента со знаком “+” или “–” . Например, Al3+, S2–.

Для нахождения степеней окисления руководствуются следующими правилами:

• степень окисления атомов в простых веществах равна нулю;
• алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле равна нулю, в сложном ионе – заряду иона;
• степень окисления атомов щелочных металлов всегда равна +1;
• атом водорода в соединениях с неметаллами ( CH4, NH3 и т.д) проявляет степень окисления +1, а с активными металлами его степень окисления равна –1 ( NaH, CaH2 и др.);
• атом фтора в соединениях всегда проявляет степень окисления –1;
• степень окисления атома кислорода в соединениях обычно равна –2, кроме пероксидов (H2O2, Na2O2), в которых степень окисления кислорода –1, и некоторых других веществ (надпероксидов, озонидов, фторидов кислорода).

Максимальная положительная степень окисления элементов в группе обычно равна номеру группы. Исключением являются фтор, кислород, поскольку их высшая степень окисления ниже номера группы, в которой они находятся. Элементы подгруппы меди образуют соединения, в которых их степень окисления превышает номер группы ( CuO, AgF5, AuCl3).

Максимальная отрицательная степень окисления элементов, находящихся в главных подгруппах периодической системы может быть определена вычитанием из восьми номера группы. Для углерода это 8 – 4 = 4, для фосфора – 8 – 5 = 3.

В главных подгруппах при переходе от элементов сверху вниз устойчивость высшей положительной степени окисления уменьшается, в побочных подгруппах, наоборот, сверху вниз увеличивается устойчивость более высоких степеней окисления.

Условность понятия степени окисления можно продемонстрировать на примере некоторых неорганических и органических соединений. В частности, в фосфиновой (фосфорноватистой) Н3РО2, фосфоновой (фосфористой) Н3РО3 и фосфорной Н3РО4 кислотах степени окисления фосфора соответственно равны +1, +3 и +5, в то время как во всех этих соединениях фосфор пятивалентен. Для углерода в метане СН4 , метаноле СН3ОН, формальдегиде СН2O , муравьиной кислоте НСООН и оксиде углерода (IV) СO2 степени окисления углерода составляют соответственно –4, –2, 0, +2 и +4, в то время как валентность атома углерода во всех этих соединениях равна четырем.

Несмотря на то, что степень окисления является условным понятием, она широко используется при составлении окислительно–восстановительных реакций.

               Важнейшие окислители и восстановители

Типичными окислителями являются:

1. Простые вещества, атомы  которых обладают большой электроотрицательностью. Это, в первую очередь, элементы главных подгрупп VI и VII групп периодической системы: кислород, галогены. Из простых веществ самый сильный окислитель – фтор.

2. Соединения, содержащие  некоторые катионы металлов в  высоких степенях окисления: Pb4+, Fe3+, Au3+ и др.

3. Соединения, содержащие  некоторые сложные анионы, элементы  в которых находятся в высоких  положительных степенях окисления: [Cr26+O7]2– , [Mn7+O4,]– [N5+O3]– и др.

К восстановителям относят:

1. Простые вещества, атомы  которых обладают низкой электроотрицательностью – активные металлы. Восстановительные свойства могут проявлять и неметаллы, например, водород и углерод.

2. Некоторые соединения  металлов, содержащие катионы (Sn2+, Fe2+, Cr2+), которые, отдавая электроны, могут повышать свою степень окисления.

3. Некоторые соединения, содержащие такие простые ионы  как, например I–, S2– .

4. Соединения, содержащие  сложные ионы (S4+O3)2– , (НР3+O3)2– , в которых элементы могут, отдавая электроны, повышать свою положительную степень окисления.

В лабораторной практике наиболее часто используются следующие окислители:

• перманганат калия (KMnO4);
• дихромат калия (K2Cr2O7);
• азотная кислота (HNO3);
• концентрированная серная кислота (H2SO4);
• пероксид водорода (H2O2);
• оксиды марганца (IV) и свинца (IV) (MnO2, PbO2);
• расплавленный нитрат калия (KNO3) и расплавы некоторых других нитратов .

К восстановителям, которые применяются в лабораторной практике относятся:

• магний (Mg), алюминий (Al) и другие активные металлы;
• водород (Н2) и углерод (С);
• иодид калия (KI);
• сульфид натрия (Na2S) и сероводород (H2S);
• сульфит натрия (Na2SO3);
• хлорид олова (SnCl2).

Классификация окислительно–восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции обычно разделяют на три типа: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления).

Межмолекулярные реакции протекают с изменением степени окисления атомов, которые находятся в различных молекулах. Например:

2 Al + Fe2O3 

 Al2O3 + 2 Fe,

C + 4 HNO3(конц) = CO2 

 + 4 NO2 + 2 H2O.

К внутримолекулярным реакциям относятся такие реакции, в которых окислитель и восстановитель входят в состав одной и той же молекулы, например:

(NH4)2Cr2O7 

 N2  + Cr2O3 + 4 H2O,

2 KNO3 

 2 KNO2 + O2 .

В реакциях диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) атом (ион) одного и того же элемента является и окислителем, и восстановителем:

Cl2 + 2 KOH 

 KCl + KClO + H2O,

2 NO2 + 2 NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O.

Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций

Составление окислительно-восстановительных реакций осуществляют согласно этапам, представленным в табл. 7.2.

Таблица 7.2

Этапы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций

Этап	Действие
1.	Определить окислитель и восстановитель.
2.	Установить продукты окислительно-восстановительной реакции.
3.	Составить баланс электронов и с его помощью расставить коэффициенты у веществ, изменяющих свои степени окисления.
4.	Расставить коэффициенты у других веществ, принимающих участие и образующихся в окислительно-восстановительной реакции.
5.	Проверить правильность расстановки коэффициентов путем подсчета количества вещества атомов (как правило, водорода и кислорода), находящихся в левой и правой частях уравнения реакции.

Правила составления окислительно-восстановительных реакций рассмотрим на примере взаимодействия сульфита калия с перманганатом калия в кислой среде:

K2SO3 + KMnO4 + H2SO4 

 ?

1. Определение  окислителя и восстановителя

Находящийся в высшей степени окисления марганец не может отдавать электроны. Mn7+ будет принимать электроны, т.е. является окислителем.

Ион S4+ может отдать два электрона и перейти в S6+ , т.е. является восстановителем. Таким образом, в рассматриваемой реакции K2SO3 – восстановитель, а KMnO4 – окислитель.

2. Установление  продуктов реакции

K2SO3 + KMnO4 + H2SO4 

 ?

Отдавая два электрона электрон, S4+ переходит в S6+. Сульфит калия (K2SO3), таким образом, переходит в сульфат (K2SO4). В кислой среде Mn7+ принимает 5 электронов и в растворе серной кислоты (среда) образует сульфат марганца (MnSO4). В результате данной реакции образуются также дополнительные молекулы сульфата калия (за счет ионов калия, входящих в состав перманганата), а также молекулы воды. Таким образом рассматриваемая реакция запишется в виде:

K2SO3 + KMnO4 + H2SO4 = K2SO4 + MnSO4 + H2O.

3. Составление  баланса электронов

Для составления баланса электронов необходимо указать те степени окисления, которые изменяются в рассматриваемой реакции:

K2S4+O3 + KMn7+O4 + H2SO4 = K2S6+O4 + Mn2+SO4 + H2O.

Далее записываем для окислителя и восстановителя:

Mn7+ + 5 е = Mn2+;

S4+ – 2 е = S6+.

Число электронов, отдаваемых восстановителем должно равняться числу электронов, принимаемых окислителем. Поэтому в реакции должно участвовать два Mn7+ и пять S4+ :

Mn7+ + 5 е = Mn2+ 

2,

S4+ – 2 е = S6+ 

5.

Таким образом, число электронов, отдаваемых восстановителем (10) будет равно числу электронов, принимаемых окислителем (10).

4. Расстановка  коэффициентов в уравнении реакции

В соответствии с балансом электронов перед K2SO3 необходимо поставить коэффициент 5, а перед KMnO4 – 2. В правой части перед сульфатом калия ставим коэффициент 6, поскольку к пяти молекулам K2SO4 , образующимся при окислении сульфита калия, добавляется одна молекула K2SO4в результате связывания ионов калия, входящих в состав перманганата. Поскольку в качестве окислителя в реакции участвуют две молекулы перманганата, в правой части образуются также двемолекулы сульфата марганца. Для связывания продуктов реакции (ионов калия и марганца, входящих в состав перманганата) необходимо три молекулы серной кислоты, поэтому в результате реакции образуется три молекулы воды. Окончательно получаем:

5 K2SO3 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 = 6 K2SO4 + 2 MnSO4 + 3 H2O.

5. Проверка правильности  расстановки коэффициентов в  уравнении реакции

Число атомов кислорода в левой части уравнения реакции равно:

5 · 3 + 2 · 4 + 3 · 4 = 35.

В правой части это число составит:

6 · 4 + 2 · 4 + 3 · 1 = 35.

Число атомов водорода в левой части уравнения реакции равно шести и соответствует числу этих атомов в правой части уравнения реакции.

Примеры окислительно–восстановительных реакций с участием типичных окислителей и восстановителей

Окислительно-восстановительные реакции с участием перманганата калия

В зависимости от среды (кислая, нейтральная, щелочная) перманганат калия, выступая в качестве окислителя, дает различные продукты восстановления, рис. 7.1.

Рис. 7.1. Образование продуктов восстановления перманганата калия в различных средах

Ниже приведены реакции KMnO4 с сульфидом калия в качестве восстановителя в различных средах, иллюстрирующие схему, рис. 7.1. В этих реакциях продуктом окисления сульфид-иона является свободная сера. В щелочной среде молекулы КОН не принимают участие в реакции, а лишь определяют продукт восстановления перманганата калия.