Окислителят и редуциращият агент се използват за формулиране на реакция в органичната и неорганичната химия. Нека разгледаме основните характеристики на такива взаимодействия, идентифицираме алгоритъма за съставяне на уравнението и подреждането на коефициентите.
Дефиниции
Окислителят е атом или йон, който при взаимодействие с други елементи приема електрони. Процесът на приемане на електрони се нарича редукция и е свързан с намаляване на степента на окисление.
Знам неорганична химияРазгледани са два основни метода за подреждане на коефициентите. Редукторът и окислителят в реакциите се определят чрез съставяне на електронен баланс или по метода на полуреакциите. Нека разгледаме по-отблизо първия метод за подреждане на коефициенти в OVR.
Състояния на окисление
Преди да се определи окислителят в реакцията, е необходимо да се определят степените на окисление на всички елементи във веществата, участващи в трансформацията. Представлява заряда на атом от даден елемент, изчислен по определени правила. В сложните вещества сумата от всички положителни и отрицателни степени на окисление трябва да бъде равна на нула. За металите от основните подгрупи той съответства на валентността и има положителна стойност.
За неметалите, които се намират в края на формулата, степента се определя чрез изваждане на номера на групата от осем и има отрицателна стойност.
За простите вещества е нула, тъй като няма процес на приемане или отдаване на електрони.
За сложни връзки, състоящи се от няколко химически елементи, се използват математически изчисления за определяне на степента на окисление.
И така, окислителят е атом, който в процеса на взаимодействие понижава степента си на окисление, а редуциращият агент, напротив, повишава стойността си.
Примери за OVR
Основната характеристика на задачите, свързани с подреждането на коефициентите в окислително-възстановителните реакции, е идентифицирането на липсващи вещества и изготвянето на техните формули. Окислителят е елемент, който ще приеме електрони, но освен него редуциращият агент също трябва да участва в реакцията и да ги отдаде.
Представяме обобщен алгоритъм, чрез който можете да изпълнявате задачите, предлагани на зрелостниците гимназияна единична държавен изпит. Нека да разгледаме няколко конкретни примера, за да разберем, че окислителят не е само елемент в сложно вещество, но и просто вещество.
Първо, трябва да зададете степени на окисление за всеки елемент, като използвате определени правила.
След това трябва да анализирате елементите, които не са участвали в образуването на вещества и да създадете формули за тях. След като всички пропуски бъдат елиминирани, можете да продължите към процеса на изготвяне на електронен баланс между окислителя и редуциращия агент. Получените коефициенти се вписват в уравнението, като при необходимост се добавят пред тези вещества, които не са включени в баланса.
Например, използвайки метода на електронния баланс, е необходимо да завършите предложеното уравнение и да поставите необходимите коефициенти пред формулите.
H 2 O 2 + H 2 SO 4 + KMnO 4 = MnSO 4 + O 2 + …+…
Като начало определяме стойностите на степента на окисление за всяко, което получаваме
H 2+ O 2 - + H 2+ S +6 O 4 -2 + K + Mn +7 O 4 -2 = Mn +2 S +6 O 4 -2 + O 2 0 + …+…
В предложената схема те се променят за кислород, както и за манган в калиев перманганат. Така открихме редуциращ агент и окислител. От дясната страна няма вещество, което да съдържа калий, така че вместо празнините ще създадем формулата за неговия сулфат.
Последното действие в тази задача ще бъде поставянето на коефициенти.
5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 + 2KMnO 4 = 2Mn SO 4 + 5O 2 + 8H 2 O + K 2 SO 4
Киселини, калиев перманганат и водороден пероксид могат да се считат за силни окислители. Всички метали проявяват редуциращи свойства, превръщайки се в катиони с положителен заряд по време на реакции.
Заключение
Процеси, включващи приемане и даряване на отрицателни електрони, се срещат не само в неорганичната химия. Метаболизмът, който се случва в живите организми, е ярък пример за възникването на редокс реакции в органичната химия. Това потвърждава значимостта на разглежданите процеси, тяхната значимост за живата и неживата природа.
Окислителиса частици (атоми, молекули или йони), които приемат електронипо време на химическа реакция. В този случай степента на окисление на окислителя слиза. Окислители се възстановяват.
Реставратори са частици (атоми, молекули или йони), които даряват електронипо време на химическа реакция. В този случай степента на окисление на редуктора се издига. Редуктори в този случай окислявам.
Химикалите могат да бъдат разделени на типични окислители, типични редуциращи агенти, и вещества, които могат да проявяват както окислителни, така и редуциращи свойства. Някои вещества практически не проявяват редокс активност.
ДА СЕ типични окислители включват:
- прости вещества- неметали с най-силни окислителни свойства (флуор F 2, кислород O 2, хлор Cl 2);
- йониметали или неметалис високи положителни (обикновено по-високи) степени на окисление : киселини (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), соли (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), оксиди (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
- съединения, съдържащи някои метални катиониимайки високи степени на окисление: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ и др.
Типични редуциращи агенти - това е, като правило:
- прости вещества - метали(редукционните способности на металите се определят от редица електрохимични активности);
- сложни вещества, които съдържат атоми или йони на неметали с отрицателна (обикновено най-ниска) степен на окисление: бинарни водородни съединения (H 2 S, HBr), соли на безкислородни киселини (K 2 S, NaI);
- някои съединения, съдържащи катиони с минимална положителна степен на окисление(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), които, отдавайки електрони, могат да повишат степента си на окисление;
- съединения, съдържащи сложни йони, състоящи се от неметали с междинно положително състояние на окисление(S +4 O 3) 2–, (НР +3 O 3) 2–, в които елементите могат, като отдават електрони, повишава положителното си окислително състояние.
Повечето други вещества могат да проявяват както окислителни, така и редуциращи свойства.
Типичните окислители и редуциращи агенти са дадени в таблицата.
В лабораторна практика най-често използваните са следните окислители :
калиев перманганат (KMnO 4);
калиев дихромат (K 2 Cr 2 O 7);
азотна киселина (HNO3);
концентриран сярна киселина(H2SO4);
водороден пероксид (H 2 O 2);
оксиди на манган (IV) и олово (IV) (MnO 2, PbO 2);
стопен калиев нитрат (KNO 3) и стопилки на някои други нитрати.
ДА СЕ реставраторите , които се прилагат V лабораторна практика отнасям се:
- магнезий (Mg), алуминий (Al), цинк (Zn) и други активни метали;
- водород (Н2) и въглерод (С);
- калиев йодид (KI);
- натриев сулфид (Na 2 S) и сероводород (H 2 S);
- натриев сулфит (Na 2 SO 3);
- калаен хлорид (SnCl2).
Класификация на редокс реакциите
Редокс реакциите обикновено се разделят на четири типа: междумолекулни, вътрешномолекулни, реакции на диспропорциониране (автоокисление-саморедукция) и реакции на контрадиспропорциониране.
Междумолекулни реакции възникват с промяна в степента на окисление различни елементиот различни реагенти. В такъв случай, различни продукти на окисление и редукция .
2Al 0 + Fe +3 2 O 3 → Al +3 2 O 3 + 2Fe 0,
C 0 + 4HN +5 O 3 (конц.) = C +4 O 2 + 4N +4 O 2 + 2H 2 O.
Вътрешномолекулни реакции - това са реакции, при които различни елементиот един реагентотидете на различни продукти, например:
(N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 → N 2 0 + Cr +3 2 O 3 + 4 H 2 O,
2 NaN +5 O -2 3 → 2 NaN +3 O 2 + O 0 2 .
Реакции на диспропорционалност (автооксидация-самовъзстановяване) са реакции, при които окислителят и редуциращият агент са същият елемент от същия реагент,който след това се превръща в различни продукти:
3Br 2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO 3 + 3 H 2 O,
Препропорциониране (съпоставяне, контра-диспропорционалност ) са реакции, при които окислителят и редукторът са същият елемент, Кой от различни реагентиотива в един продукт. Реакцията е противоположна на диспропорционалността.
2H 2 S -2 + S +4 O 2 = 3S + 2H 2 O
Основни правила за съставяне на редокс реакции
Редокс реакциите са придружени от процеси на окисление и редукция:
Окисляванее процес на отдаване на електрони от редуциращ агент.
Възстановяване е процес на получаване на електрони от окислител.
Окислител се възстановява, и редуциращия агент окислява се .
При окислително-възстановителните реакции се наблюдава електронен баланс: Броят на електроните, които редукторът отдава, е равен на броя на електроните, които окислителят получава. Ако балансът е съставен неправилно, няма да можете да създавате сложни OVR.
Използват се няколко метода за съставяне на окислително-възстановителни реакции (ORR): метод на електронен баланс, метод на електронно-йонен баланс (метод на полуреакция) и други.
Нека да разгледаме по-отблизо метод на електронен баланс .
Доста лесно е да „идентифицирате“ ORR - просто подредете степени на окисление във всички съединения и определете, че атомите променят степента на окисление:
K + 2 S -2 + 2K + Mn +7 O -2 4 = 2K + 2 Mn +6 O -2 4 + S 0
Изписваме отделно атомите на елементите, които променят степента на окисление, в състояние ПРЕДИ реакцията и СЛЕД реакцията.
Степента на окисление се променя от манганови и серни атоми:
S -2 -2e = S 0
Mn +7 + 1e = Mn +6
Манганът абсорбира 1 електрон, сярата отдава 2 електрона. В този случай е необходимо да се съобразят електронен баланс. Следователно е необходимо да се удвои броят на мангановите атоми и да се остави броят на серните атоми непроменен. Посочваме балансови коефициенти както преди реактивите, така и преди продуктите!
Схема за съставяне на OVR уравнения по метода на електронния баланс:
внимание!В реакцията може да има няколко окислителни или редуциращи агенти. Балансът трябва да се състави така, че Общ бройдадените и получените електрони бяха еднакви.
Общи модели на редокс реакции
Продуктите на редокс реакциите често зависят от условия за процеса. Нека помислим основни фактори, влияещи върху протичането на редокс реакциите.
Най-очевидният определящ фактор е реакционен разтвор среда — . Обикновено (но не задължително), веществото, определящо средата, е посочено сред реагентите. Възможни са следните опции:
- окислителна активност се подобрява в по-кисела среда и окислителят се редуцира по-дълбоко(например калиев перманганат, KMnO 4, където Mn +7 в кисела среда се редуцира до Mn +2, а в алкална среда - до Mn +6);
- окислителна активност се увеличава в по-алкална среда, а окислителят се редуцира по-дълбоко (например калиев нитрат KNO 3, където N +5, когато взаимодейства с редуциращ агент в алкална среда, се редуцира до N -3);
- или окислителят практически не подлежи на промени в околната среда.
Реакционната среда позволява да се определи съставът и формата на съществуване на останалите OVR продукти. Основният принцип е, че се образуват продукти, които не взаимодействат с реагентите!
Забележка! дАко средата на разтвора е кисела, тогава сред реакционните продукти не могат да присъстват основи и основни оксиди, т.к те реагират с киселина. И обратно, в алкална среда е изключено образуването на киселина и киселинен оксид. Това е една от най-честите и най-сериозни грешки.
Посоката на потока на OVR също се влияе от природата на реагиращите вещества. Например, когато азотната киселина HNO 3 взаимодейства с редуциращи агенти, се наблюдава модел - колкото по-голяма е активността на редуциращия агент, толкова повече азот N +5 се редуцира.
При увеличаване температура Повечето ODD обикновено са по-интензивни и по-дълбоки.
При хетерогенни реакции съставът на продуктите често се влияе от степен на смилане твърдо . Например прахообразният цинк с азотна киселина образува някои продукти, докато гранулираният цинк образува съвсем други. Колкото по-голяма е степента на смилане на реагента, толкова по-голяма е неговата активност, обикновено.
Нека да разгледаме най-типичните лабораторни окислители.
Основни схеми на редокс реакции
Схема за възстановяване на перманганат
Перманганатите съдържат мощен окислител - манганв степен на окисление +7. Манганови соли +7 оцветяват разтвора виолетовоцвят.
Перманганатите, в зависимост от средата на реакционния разтвор, се редуцират по различни начини.
IN кисела среда възстановяването настъпва по-дълбоко, до Mn 2+. Мангановият оксид в степен на окисление +2 проявява основни свойства, следователно в кисела среда се образува сол. Манганови соли +2 безцветен. IN неутрален разтвор манганът се намалява до състояние на окисление +4 , с образование амфотерен оксид MnO2 — кафяво утайка, неразтворима в киселини и основи. IN алкаленсреда, манганът се възстановява минимално – с точност до степени на окисление +6 . Манганови съединения +6 експонат киселинни свойства, в алкална среда те образуват соли - манганати. Манганатите придават на разтвора зелен цвят .
Нека разгледаме взаимодействието на калиев перманганат KMnO 4 с калиев сулфид в кисела, неутрална и алкална среда. В тези реакции продуктът на окисление на сулфидния йон е S0.
5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,
3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O = 2 MnO 2 ↓ + 3 S↓ + 8 KOH,
Често срещана грешка при тази реакция е да се посочи взаимодействието на сяра и алкали в реакционните продукти. Въпреки това, сярата взаимодейства с алкали при доста сурови условия (повишена температура), което не съответства на условията на тази реакция. При нормални условия би било правилно да се посочат молекулярната сяра и алкалите отделно, а не продуктите от тяхното взаимодействие.
K 2 S + 2 KMnO 4 –(KOH)= 2 K 2 MnO 4 + S↓
Трудности възникват и при съставянето на тази реакция. Въпросът е, че в в такъв случайзаписването на молекула от средата (КОН или друга основа) в реагентите не е необходимо за изравняване на реакцията. Алкалът участва в реакцията и определя продукта от редукция на калиев перманганат, но реагентите и продуктите се изравняват без негово участие. Този привидно парадокс може лесно да бъде разрешен, ако си спомним, че химическата реакция е просто конвенционално обозначение, което не показва всеки протичащ процес, а е просто отражение на сумата от всички процеси. Как да определите това сами? Ако следвате класическата схема - баланс - балансови коефициенти - метално изравняване, тогава ще видите, че металите са изравнени чрез балансови коефициенти и присъствието на алкали в лявата страна на уравнението на реакцията ще бъде излишно.
Перманганатиокислявам:
- неметалис отрицателна степен на окисление към прости вещества (със степен на окисление 0), изключения — фосфор, арсен - до +5 ;
- неметалис междинно състояние на окисление до най-висока степен на окисление;
- активни метали стабилно положителен степен на окисление на метала.
KMnO 4 + neMe (най-ниска d.o.) = neMe 0 + други продукти
KMnO 4 + neMe (средно d.o.) = neMe (по-високо d.o.) + други продукти
KMnO 4 + Me 0 = Me (стабилен s.o.) + други продукти
KMnO 4 + P -3 , As -3 = P +5 , As +5 + други продукти
Схема за възстановяване на хромат/бихромат
Особеност на хрома с валентност VI е, че той образува 2 вида соли във водни разтвори: хромати и дихромати, в зависимост от средата на разтвора. Активни метални хромати (например K 2 CrO 4) са соли, които са стабилни в алкалензаобикаляща среда. Дихромати (бихромати) на активни метали (например K 2 Cr 2 O 7) - соли, стабилни в кисела среда .
Съединенията на хром (VI) се редуцират до съединения на хром(III). . Хромните съединения Cr +3 са амфотерни и в зависимост от средата на разтвора те съществуват в разтвор в различни форми: в кисела среда под формата соли(амфотерните съединения образуват соли при взаимодействие с киселини), неразтворими в неутрална среда амфотерен хром (III) хидроксид Cr(OH) 3 , а в алкална среда се образуват съединения на хром (III). комплексна сол, Например, калиев хексахидроксохромат (III) K 3 .
Съединения на хром VIокислявам:
- неметали V отрицателна степенокисляване към прости вещества (със степен на окисление 0), изключения — фосфор, арсен – до +5;
- неметалив междинно състояние на окисление до най-висока степен на окисление;
- активни метали от прости вещества (степен на окисление 0) до съединения с стабилно положителен степен на окисление на метала.
Хромат/бихромат + NeMe (отрицателен d.o.) = NeMe 0 + други продукти
Хромат/бихромат + neMe (междинно положително d.o.) = neMe (по-високо d.o.) + други продукти
Хромат/бихромат + Me 0 = Me (стабилен d.o.) + други продукти
Хромат/бихромат + P, As (отрицателен d.o.) = P, As +5 + други продукти
Разлагане на нитрати
Нитратните соли съдържат азот в степен на окисление +5 - силен окислител. Такъв азот може да окисли кислорода (O -2). Това се случва при нагряване на нитратите. В повечето случаи кислородът се окислява до степен на окисление 0, т.е. преди молекулярно кислород O2 .
В зависимост от вида на метала, образуващ солта, по време на термичното (температурно) разлагане на нитратите се образуват различни продукти: активен метал(в поредицата от електрохимична активност има към магнезий), тогава азотът се редуцира до степен на окисление +3 и по време на разлагането образуват се нитритни соли и молекулярен кислород .
Например:
2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .
Активни металинамира се в природата под формата на соли (KCl, NaCl).
Ако даден метал е в серията на електрохимичната активност отдясно на магнезий и отляво на мед (включително магнезий и мед) , след което при разлагане се образува метален оксидв стабилно състояние на окисление, азотен оксид (IV)(кафяв газ) и кислород. По време на разлагането се образува и метален оксид литиев нитрат .
Например, разлагане цинков нитрат:
2Zn(NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2 .
Металите с междинна активност най-често се срещат в природата под формата на оксиди (Fe 2 O 3, Al 2 O 3 и др.).
йони метали, разположен в поредицата от електрохимична активност вдясно от медтаса силни окислители. При разграждане на нитратите, подобно на N +5, участват в окисляването на кислорода и се редуцират до прости вещества, т.е. образува се метал и се отделят газове - азотен оксид (IV) и кислород .
Например, разлагане сребърен нитрат:
2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2.
Неактивните метали се срещат в природата като прости вещества.
Някои изключения!
Разграждане амониев нитрат :
Молекулата на амониевия нитрат съдържа както окислител, така и редуциращ агент: азотът в степен на окисление -3 проявява само редуциращи свойства, докато азотът в степен на окисление +5 проявява само окислителни свойства.
При нагряване амониев нитрат разлага се. При температури до 270 o C се образува азотен оксид (I)(„смеещ се газ“) и вода:
NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O
Това е пример за реакция контра-диспропорционалност .
Получената степен на окисление на азота е средноаритметичното на степента на окисление на азотните атоми в оригиналната молекула.
При по-високи температури азотният оксид (I) се разлага на прости вещества - азотИ кислород:
2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O
При разграждане амониев нитрит NH4NO2възниква и контрадиспропорционалност.
Получената степен на окисление на азота също е равна на средноаритметичното от степени на окисление на изходните азотни атоми - окислител N +3 и редуциращ агент N -3
NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O
Термично разлагане манганов (II) нитрат придружено от окисление на метала:
Mn(NO 3) 2 = MnO 2 + 2NO 2
Железен(II) нитрат при ниски температуриразлага се до железен (II) оксид; при нагряване желязото се окислява до степен на окисление +3:
2Fe(NO 3) 2 → 2FeO + 4NO 2 + O 2 при 60°C
4Fe(NO 3) 2 → 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 при >60°C
Никелов (II) нитрат
при нагряване се разлага до нитрит.
Окислителни свойства на азотната киселина
Азотна киселина HNO 3 при взаимодействие с метали е практически никога не произвежда водород , за разлика от повечето минерални киселини.
Това се дължи на факта, че киселината съдържа много силен окислител - азот в степен на окисление +5. При взаимодействие с редуциращи агенти - метали се образуват различни продукти на азотна редукция.
Азотна киселина + метал = метална сол + продукт за редукция на азот + H 2 O
Азотната киселина при редукция може да се трансформира в азотен оксид (IV) NO 2 (N +4); азотен оксид (II) NO (N +2); азотен оксид (I) N 2 O („смеещ се газ“); молекулярен азот N 2; амониев нитрат NH 4 NO 3. По правило се образува смес от продукти с преобладаване на един от тях. Азотът се редуцира до степени на окисление от +4 до -3. Дълбочината на възстановяване зависи преди всичко по природа на редуциращ агентИ върху концентрацията на азотна киселина . Правилото работи: колкото по-ниска е концентрацията на киселината и колкото по-висока е активността на метала, толкова повече електрони получава азотът и толкова повече редуцирани продукти се образуват.
Някои закономерности ще ви позволят да определите правилно основния продукт от редукцията на азотна киселина с метали в реакцията:
- при действие много разредена азотна киселина На металиобикновено се формира амониев нитрат NH4NO3;
Например, реакция на цинк с много разредена азотна киселина:
4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
- концентрирана азотна киселинана студено пасивира някои метали - хром Cr, алуминий Al и желязо Fe . Когато разтворът се нагрее или разреди, протича реакцията;
метална пасивация - това е прехвърлянето на металната повърхност в неактивно състояние поради образуването на тънки слоеве върху металната повърхност инертни съединения, в този случай предимно метални оксиди, които не реагират с концентрирана азотна киселина
- Азотна киселина не реагира с метали от платиновата подгрупа — злато Au, платина Pt и паладий Pd;
- при взаимодействие концентрирана киселина с неактивни метали и метали със средна активностазоткиселина се редуцира до азотен оксид (IV) НЕ 2 ;
Например, окисление на мед с концентрирана азотна киселина:
Cu+ 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
- при взаимодействие концентрирана азотна киселина с активни метали е формиран Азотен оксид (I)N2O ;
Например, окисление натрийконцентриран азотна киселина:
Na+ 10HNO 3 = 8NaNO 3 + N 2 O + 5H 2 O
- при взаимодействие разредена азотна киселина с неактивни метали (в серията активност вдясно от водорода) киселината се редуцира до азотен оксид (II) NO ;
- при взаимодействие разредена азотна киселина с метали със средна активност се формира или азотен оксид (II) NO, или азотен оксид N 2 O, или молекулярен азот N 2 - в зависимост от допълнителни фактори (метална активност, степен на смилане на метала, степен на киселинно разреждане, температура).
- при взаимодействие разредена азотна киселина с активни метали е формиран молекулярен азот N 2 .
За приблизително определяне на продуктите на редукция на азотната киселина при взаимодействие с различни метали предлагам да използвам принципа на махалото. Основните фактори, които изместват позицията на махалото са: концентрация на киселина и активност на метала. За да опростим, ние използваме 3 вида киселинни концентрации: концентрирана (повече от 30%), разредена (30% или по-малко), много разредена (по-малко от 5%). Разделяме металите според активността на активни (преди алуминия), средноактивни (от алуминий до водород) и неактивни (след водорода). Ние подреждаме продуктите на редукция на азотната киселина в низходящ ред на степен на окисление:
NO2; НЕ; N2O; N 2; NH4NO3
Колкото по-активен е металът, толкова повече се движим надясно. Колкото по-висока е концентрацията или колкото по-ниска е степента на разреждане на киселината, толкова повече се изместваме наляво.
Например , взаимодействат концентрирана киселинаи неактивният метал мед Cu. Следователно се преместваме в крайна лява позиция, образуват се азотен оксид (IV), меден нитрат и вода.
Взаимодействие на метали със сярна киселина
Разредена сярна киселина взаимодейства с металите като обикновена минерална киселина. Тези. взаимодейства с метали, които са разположени в редица електрохимични напрежениякъм водород. Окислителят тук са Н + йони, които се редуцират до молекулярен водород Н 2 . В този случай металите се окисляват, като правило, до минимум степен на окисление.
Например:
Fe + H 2 SO 4 (разп.) = FeSO 4 + H 2
взаимодейства с метали в диапазона на напрежение както преди, така и след водорода.
H 2 SO 4 (конц.) + метал = метална сол + редукционен продукт на сяра (SO 2, S, H 2 S) + вода
Когато концентрираната сярна киселина взаимодейства с металите, се образува метална сол (в стабилно състояние на окисление), вода и продукт на редукция на сяра - серен диоксид S +4 O 2, молекулярна сяра S или сероводород H 2 S -2, в зависимост от степента на концентрация, активността на метала, степента на смилането му, температурата и др. Когато концентрираната сярна киселина реагира с метали, не се образува молекулярен водород!
Основни принципи на взаимодействие на концентрирана сярна киселина с метали:
1. Концентрирана сярна киселина пасивира алуминий, хром, желязо при стайна температура или на студено;
2. Концентрирана сярна киселина не взаимодейства с злато, платина и паладий ;
3. СЪС неактивни металиконцентрирана сярна киселинавъзстановен до серен (IV) оксид.
Например, медта се окислява с концентрирана сярна киселина:
Cu 0 + 2H 2 S +6 O 4 (конц.) = Cu +2 SO 4 + S +4 O 2 + 2H 2 O
4. При взаимодействие с активни метали и цинкформи на концентрирана сярна киселинасяра S или сероводород H 2 S 2- (в зависимост от температурата, степента на смилане и активността на метала).
Например , взаимодействие на концентрирана сярна киселина с цинк:
8Na 0 + 5H 2 S +6 O 4 (конц.) → 4Na 2 + SO 4 + H 2 S — 2 + 4Н 2 О
Водороден прекис
Водородният пероксид H 2 O 2 съдържа кислород в степен на окисление -1. Такъв кислород може както да увеличи, така и да намали степента на окисление. По този начин водородният прекис проявява както окислителни, така и редуциращи свойства.
При взаимодействие с редуциращи агенти водородният пероксид проявява свойствата на окислител и се редуцира до степен на окисление -2. Обикновено продуктът от редукция на водороден пероксид е вода или хидроксиден йон, в зависимост от условията на реакцията. Например:
S +4 O 2 + H 2 O 2 -1 → H 2 S +6 O 4 -2
При взаимодействие с окислители пероксидът се окислява до молекулярен кислород (степен на окисление 0): O 2 . Например :
2KMn +7 O 4 + 5H 2 O 2 -1 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 0 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
Много вещества имат специални свойства, които в химията обикновено се наричат окислителни или редуктивни.
Някои химични вещества проявяват свойствата на окислители, други - редуциращи агенти, докато някои съединения могат да проявяват и двете свойства едновременно (например водороден пероксид H 2 O 2).
Какво представляват окислителите и редукторите, окислението и редукцията?
Редокс свойствата на дадено вещество са свързани с процеса на отдаване и приемане на електрони от атоми, йони или молекули.
Окислителят е вещество, което приема електрони по време на реакция, т.е. се редуцира; редуциращ агент - отдава електрони, т.е. окислява. Процесите на прехвърляне на електрони от едно вещество към друго обикновено се наричат редокс реакции.
Съединения, съдържащи атоми на елементи с максимално ниво на окисление, могат да бъдат окислители само поради тези атоми, т.к. те вече са се отказали от всичките си валентни електрони и са в състояние да приемат само електрони. Максималната степен на окисление на атома на елемента е равна на номера на групата в периодичната таблица, към които принадлежи този елемент. Съединения, съдържащи атоми на елементи с минимална степенокисленията могат да служат само като редуциращи агенти, тъй като те са способни само да даряват електрони, тъй като външното енергийно ниво на такива атоми се допълва от осем електрона
Окислително-редукционните реакции, или накратко ORR, са една от основите на предмета химия, тъй като те описват взаимодействието на отделни химични елементи един с друг. Както подсказва името на тези реакции, те включват поне две различни химикалиединият от които действа като окислител, а другият като редуциращ агент. Очевидно е много важно да можете да ги различавате и определяте в различни химична реакция.
Как да определим окислител и редуциращ агентОсновната трудност при определянето на окислителя и редуциращия агент в химичните реакции е, че едни и същи вещества в различни случаи могат да бъдат както окислители, така и редуциращи агенти. За да научите как правилно да определите ролята на конкретен химичен елемент в реакция, трябва ясно да разберете следните основни понятия.
- Окисляване е процес на загуба на електрони от външния електронен слой на химически елемент. На свой ред окислител ще има атом, молекула или йон, който приема електрони и по този начин понижава своето окислително състояние, което е се възстановяват . След химическа реакция на взаимодействие с друго вещество, окислителят винаги придобива положителен заряд.
- Възстановяване е процес на добавяне на електрони към външния електронен слой на химически елемент. Реставратор ще има атом, молекула или йон, който дарява своите електрони и по този начин повишава степента си на окисление, т.е. окислявам . След химическа реакция на взаимодействие с друго вещество, редуциращият агент винаги придобива положителен заряд.
- Казано по-просто, окислителят е вещество, което "взима" електрони, а редуциращият агент е вещество, което ги предава на окислителя. Възможно е да се определи кой в окислително-редукционната реакция играе ролята на окислител, кой е редуциращ агент и в какви случаи окислителят става редуциращ агент и обратно, знаейки типично поведениев химични реакции на отделни елементи.
- Типични редуциращи агенти са металите и водорода: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Колкото по-малко йонизирани са те, толкова по-големи са техните редуциращи свойства. Например, частично окисленото желязо, което е отдало един електрон и има заряд +1, ще може да отдаде един електрон по-малко в сравнение с "чистото" желязо. Също така редуциращите агенти могат да бъдат съединения на химични елементи в най-ниското състояние на окисление, в които всички свободни орбитали са запълнени и които могат да даряват само електрони, например амоняк NH 3, сероводород H 2 S, бромоводород HBr, йодоводород HI , хлороводород HCl.
- Типични окислители са много неметали (F, Cl, I, O, Br). Също така металите с висока степен на окисление (Fe +3, Sn +4, Mn +4), както и някои съединения на елементи с висока степен на окисление: калиев перманганат KMnO4, сярна киселина H2SO4, азотна киселина HNO3, могат действат като окислители меден оксид CuO, железен хлорид FeCl 3.
- Химични съединенияв непълни или междинни степени на окисление, например моноосновна азотна киселина HNO 2, водороден пероксид H 2 O 2, сярна киселина H 2 SO 3 могат да проявяват както окислителни, така и редуциращи свойства, в зависимост от редокс свойствата на втория реагент, участващ във взаимодействието .
Както следва от този пример, един натриев атом отдава своя електрон на един кислороден атом. Следователно натрият е редуциращ агент, а кислородът е окислител. В този случай натрият ще бъде напълно окислен, тъй като ще се откаже от максималния възможен брой електрони, а кислородният атом няма да бъде напълно намален, тъй като ще може да приеме друг електрон от друг кислороден атом.
Химичните реакции, протичащи с промяна в степента на окисление на елементите, които съставляват реагиращите вещества, се наричат редокс.
Окислението е процесът на загуба на електрони от атом, молекула или йон. Ако един атом отдаде своите електрони, той придобива положителен заряд, например:
Ако отрицателно зареден йон (заряд -1), например, отдаде 1 електрон, тогава той става неутрален атом:
Ако положително зареден йон или атом отдаде електрони, тогава големината на неговия положителен заряд се увеличава в зависимост от броя на отдадените електрони:
Редукцията е процес на получаване на електрони от атом, молекула или йон.
Ако един атом получи електрони, той се превръща в отрицателно зареден йон:
Ако положително зареден йон приеме електрони, неговият заряд намалява, например:
или може да отиде в неутрален атом:
Окислителят е атом, молекула или йон, който приема електрони. Редуциращият агент е атом, молекула или йон, който отдава електрони.
Окислителят се редуцира по време на реакцията, а редукторът се окислява.
Трябва да се помни, че разглеждането на окислението (редукция) като процес на отдаване (и приемане) на електрони от атоми или йони не винаги отразява истинската ситуация, тъй като в много случаи няма пълен трансфер на електрони, а само изместване на електронният облак от един атом към друг.
Въпреки това, за съставяне на уравнения за редокс реакции, не е от съществено значение коя връзка се образува - йонна или ковалентна. Следователно, за простота, ще говорим за добавяне или даряване на електрони, независимо от вида на връзката.
Съставяне на уравнения на редокс реакции и избор на коефициенти. При съставянето на уравнението за редокс реакция е необходимо да се определи редукторът, окислителят и броят на отдадените и получените електрони.
Обикновено коефициентите се избират, като се използва или методът на електронен баланс, или методът на електронно-йонния баланс (понякога последният се нарича метод на полуреакция).
Като пример за съставяне на уравнения за редокс реакции, разгледайте процеса на окисление на пирит с концентрирана азотна киселина:
Първо, нека определим продуктите на реакцията. е силен окислител, така че сярата ще се окисли до максималното си състояние на окисление, а желязото ще се окисли до , докато може да се редуцира до или. Ние ще изберем.
Все още не знаем къде ще бъде (от лявата или от дясната страна).
1. Нека първо приложим метода на електронно-йонния баланс. Този метод разглежда прехвърлянето на електрони от един атом или йон към друг, като се взема предвид естеството на средата (киселинна, алкална или неутрална), в която протича реакцията. - При изготвяне на уравнения за процесите на окисление и редукция, за да се изравни броят на водородните и кислородните атоми, водните молекули и водородните йони (ако средата е кисела), или водните молекули и хидроксидните йони (ако средата е алкална), са въведени (в зависимост от носителя). Съответно в получените продукти от дясната страна на електронно-йонното уравнение ще има водородни йони и водни молекули (киселинна среда) или хидроксидни йони и водни молекули (алкална среда).
По този начин, когато пишете електронно-йонни уравнения, трябва да изхождате от състава на йоните, които действително присъстват в разтвора. Освен това, както при писане на съкратени йонни уравнения, веществата, които се дисоциират слабо, са слабо разтворими или се отделят като газ, трябва да бъдат записани в молекулярна форма.
Нека разгледаме полуреакцията на окисление за нашия случай.
Молекулата се превръща в йон и напълно се дисоциира на йони (пренебрегваме хидролизата) и два йона (дисоциация):
За да изравним кислорода, добавяме 8 молекули отляво и 16 йона отдясно (средата е кисела!):
Зарядът от лявата страна е 0, следователно зарядът от дясната страна трябва да отдаде 15 електрона:
Нека сега разгледаме полуреакцията на редукция на нитратен йон:
Необходимо е да се извади от атома O. За да направите това, добавете 4 йона (киселинна среда) към лявата страна и 2 молекули към дясната страна
За да изравним заряда, добавяме 3 електрона към лявата страна (заряд):
Накрая имаме:
Намалявайки двете страни с, получаваме съкратеното йонно уравнение на редокс реакцията:
Като добавим съответния брой йони към двете страни на уравнението, намираме молекулярно уравнениереакции:
Имайте предвид, че никога не е трябвало да определяме степента на окисление на елементите, за да определим броя на дадените и получените електрони. Освен това взехме предвид влиянието на околната среда и автоматично определихме какво е от дясната страна на уравнението. Няма съмнение, че този метод е много по-съвместим с химичното значение от стандартен методелектронен баланс, въпреки че последният е малко по-лесен за разбиране.
2. Нека изравним тази реакция с помощта на метода на електронния баланс. Процесът на възстановяване е описан просто:
По-трудно е да се състави схема на окисление, тъй като 2 елемента се окисляват наведнъж - Fe и S. Можете да присвоите степента на окисление на сярата на желязото и да вземете предвид, че за всеки 1 Fe атом има два S атома:
Можете обаче да се откажете от определянето на степени на окисление и да напишете диаграма, напомняща диаграма (7.1):
Дясната страна има заряд +15, лявата - 0, така че трябва да отдаде 15 електрона. Записваме общия баланс:
5 молекули отиват в окисление, а за образуването са необходими още 3 молекули
За да изравните водорода и кислорода, добавете 2 молекули от дясната страна:
Методът на електронно-йонния баланс е по-универсален в сравнение с метода на електронния баланс и има неоспоримо предимство при избора на коефициенти в много редокс реакции, особено тези, включващи органични съединения, при които дори процедурата за определяне на степента на окисление е много сложна.
Помислете например за процеса на окисление на етилен, който се случва, когато той премине през воден разтвор на калиев перманганат. В резултат на това етиленът се окислява до етиленгликол, а перманганатът се редуцира до манганов (IV) оксид, освен това, както ще бъде очевидно от уравнението на крайния баланс, калиевият хидроксид също се образува отдясно:
След като направим необходимите редукции на подобни членове, ние записваме уравнението в неговата крайна молекулярна форма
Количествени характеристики на редокс реакциите. Диапазон от стандартни електродни потенциали. Възможността за протичане на окислително-възстановителна реакция в реални условия се определя от редица причини: температура, естество на окислителя и редуциращия агент, киселинност на средата, концентрация на вещества, участващи в реакцията и др.
Може да е трудно да се вземат предвид всички тези фактори, но като се помни, че всяка редокс реакция протича с прехвърляне на електрони от редуциращ агент към окислител, е възможно да се установи критерий за възможността за такава реакция.
Количествена характеристика на редокс процесите са нормалните редокс потенциали на окислители и редуциращи агенти (или стандартни електродни потенциали).
За да се разбере физикохимичният смисъл на такива потенциали, е необходимо да се анализират така наречените електрохимични процеси.
Химически процеси, придружени от външния вид електрически токили причинени от него се наричат електрохимични.
За да разберем природата на електрохимичните процеси, нека разгледаме няколко доста прости ситуации. Нека си представим метална плоча, потопена във вода. Под въздействието на полярните водни молекули металните йони се отделят от повърхността на плочата и преминават хидратирани в течната фаза. Последният се зарежда положително и върху металната плоча се появява излишък от електрони. Колкото по-нататък протича процесът, толкова по-голям става зарядът както на плочата, така и на течната фаза.
Поради електростатичното привличане на катиони на разтвора и излишни метални електрони, така нареченият двоен електрически слой, което инхибира по-нататъшния преход на металните йони в течната фаза. Накрая идва момент, в който се установява равновесие между разтвора и металната плоча, което може да се изрази с уравнението:
или като се вземе предвид хидратацията на йони в разтвора:
Състоянието на това равновесие зависи от природата на метала, концентрацията на неговите йони в разтвора, температурата и налягането.
Когато металът се потапя не във вода, а в разтвор на сол на този метал, равновесието, в съответствие с принципа на Le Chatelier, се измества наляво и колкото по-голяма е концентрацията на метални йони в разтвора, толкова по-голяма е концентрацията . Активните метали, чиито йони имат добра способност да преминават в разтвор, в този случай ще бъдат отрицателно заредени, макар и в по-малка степен, отколкото в чистата вода.
Равновесието (7.2) може да бъде изместено надясно, ако електроните бъдат отстранени от метала по един или друг начин. Това ще доведе до разтваряне на металната плоча. Напротив, ако електроните се подават към метална плоча отвън, тогава йони ще се отложат от разтвора върху нея.
Както вече беше отбелязано, когато метал се потопи в разтвор, на границата се образува двоен електрически слой. Потенциалната разлика, която възниква между метала и околната течна фаза, се нарича електроден потенциал. Този потенциал е характеристика на редокс-способността на метала под формата на твърда фаза.
Имайте предвид, че изолиран метален атом (състояние на моноатомна пара, което възниква, когато високи температуриИ високи градусиразреждане) редокс свойствата се характеризират с друго количество, наречено йонизационен потенциал. Йонизационният потенциал е енергията, необходима за отстраняване на електрон от изолиран атом.
Абсолютната стойност на потенциала на електрода не може да бъде измерена директно. В същото време не е трудно да се измери потенциалната разлика на електрода, която възниква в система, състояща се от две двойки метал-разтвор. Такива двойки се наричат полуелементи. Ние се съгласихме да определим електродните потенциали на металите по отношение на така наречения стандартен водороден електрод, чийто потенциал произволно беше приет за нула. Стандартният водороден електрод се състои от специално подготвена платинена плоча, потопена в киселинен разтвор с концентрация на водородни йони и промита от поток от водороден газ под налягане Pa, при температура
Появата на потенциал върху стандартен водороден електрод може да си представим по следния начин. Водородният газ, адсорбиран от платина, преминава в атомно състояние:
Осъществява се състояние на динамично равновесие между атомния водород, образуван на повърхността на плочата, водородните йони в разтвора и платината (електрони!):
Общият процес се изразява с уравнението:
Платината не участва в редокс процеса, а е само носител на атомарния водород.
Ако метална пластина, потопена в разтвор на нейната сол с концентрация на метални йони равна на 1 mol/l, се свърже със стандартен водороден електрод, се получава галваничен елемент. Електродвижеща силана този елемент (ЕМП), измерен при и характеризира стандартния електроден потенциал на метала, обикновено означаван като .
Таблица 7.1 представя стойностите на стандартните електродни потенциали за някои метали. Стандартните потенциали на електродите, действащи като редуциращи агенти по отношение на водорода, имат знак "-", а знакът "+" показва стандартните потенциали на електродите, действащи като окислители.
Металите, подредени в нарастващ ред на техните стандартни електродни потенциали, образуват така наречената електрохимична серия от метални напрежения:
Редица напрежения характеризират Химични свойстваметали:
1. Колкото по-отрицателен е електродният потенциал на даден метал, толкова по-голяма е неговата редуцираща способност.
2. Всеки метал е в състояние да измести (редуцира) от солеви разтвори онези метали, които са след него в електрохимичната серия от метални напрежения.
3. Всички метали, които имат отрицателен стандартен електроден потенциал, т.е. металите, разположени отляво на водорода в електрохимичните серии на напрежение, са способни да го изместят от киселинни разтвори.
Трябва да се отбележи, че представената серия характеризира поведението на металите и техните соли само във водни разтвори и при стайна температура. Освен това трябва да се има предвид, че стандартните електродни потенциали, посочени в таблицата, отчитат особеностите на взаимодействието на определен йон с молекулите на разтворителя. Това може да наруши някои очаквани модели в подреждането на металите в серията електрохимични напрежения на металите. Например, електрохимичната серия от напрежение на металите започва с литий, докато по-химически активните рубидий и калий са разположени вдясно от лития. Това се дължи на изключително високата енергия на процеса на хидратация на литиевите йони в сравнение с йоните на други алкални метали.
В същото време таблица 7.1 показва стандартните редокс потенциали, които са измерени за неметални системи от тип (7.3), разположени в равновесно състояниеспрямо нормален водороден електрод.
Таблицата показва редукционните полуреакции на следната обща форма:
Както в случая на определяне на стойностите на металите, стойностите на неметалите се измерват при температура от 25 ° C и при концентрация на всички атомни и молекулни видове, участващи в равновесието, равна на 1 mol/l.
Таблица 7.1. Стандартни редокс потенциали при 25 °C (298 K)
(виж сканиране)
Алгебричната стойност на стандартния редокс потенциал характеризира окислителната активност на съответната окислена форма. Следователно сравнението на стойностите на стандартните редокс потенциали ни позволява да отговорим на въпроса: случва ли се тази или онази редокс реакция?
По този начин всички полуреакции на окисление на халогенидни йони до свободни халогени
може да се приложи при стандартни условия, като се използва оловен (IV) оксид или калиев перманганат като окислител. Когато се използва калиев дихромат, могат да се проведат само реакции (7.5) и (7.6). И накрая, използването на азотна киселина като окислител позволява само полуреакция, включваща йодидни йони (7.6).
По този начин количественият критерий за оценка на възможността за протичане на определена редокс реакция е положителна стойностразлики в стандартните редокс потенциали на полуреакциите на окисление и редукция.
