9

Контрольная работа №5: Окислительно-восстановительные процессы.

Контрольная работа по химии №5: Окислительно-восстановительные процессы.

(методические указания)

1. Основные понятия.

Окислительно- восстановительный процесс представляет собой совокупность процессов окисления и восстановления, протекающих одновременно. Окисление – это процесс отдачи электронов, восстановление – процесс их присоединения. Степень окисления атомов, отдающих электроны, повышается, а при присоединении электронов степень окисления атомов, наоборот, понижается. Таким образом, отличительным признаком окислительно-восстановительных процессов является изменение степени окисления атомов окисляющегося и восстанавливающегося элемента.

Частицы вещества(атомы, молекулы, ионы), отдающие электроны, называются восстановителями, а частицы, присоединяющие электроны – окислителями. Окислитель, присоединяя электроны, превращается в соответствующий восстановитель и наоборот, в результате отдачи электронов восстановителем образуется соответствующий окислитель, т.е. соответствующие окислитель и восстановитель образуют единую окислительно- восстановительную пару ОК/ВС, где ОК – окислитель, ВС – соответствующий восстановитель. Взаимные превращения окислителя ОК в соответствующий восстановитель ВС, а также восстановителя ВС в соответствующий окислитель ОК можно выразить схемой: ОК+neВС, где n – количество электронов е. Например, для окислительно- восстановительной пары Zn²⁺|Zn взаимные превращения окислителя и восстановителя выражаются уравнением: Zn²⁺+2eZn; для пары (MnO₄^-+8H⁺)/(Mn²⁺+4H₂O) уравнение взаимного превращения имеет вид: MnO₄^-+8H⁺+5еMn²⁺+4H₂O.

Сущность окислительно-восстановительного процесса заключается в передаче электронов восстановителем окислителю. Окислительно-восстановительный процесс можно осуществить двумя способами: в форме окислительно-восстановительной реакции при непосредственном контакте окислителя с восстановителем и в форме электрохимического процесса с пространственно разделёнными процессами окисления и восстановления, протекающими на электродах.

Электрод представляет собой систему, включающую проводник электронов и окислительно-восстановительную пару. Поэтому для обозначения электрода достаточно указать окислительно- восстановительную пару ОК/ВС, например, Zn²⁺|Zn, (MnO₄^-+8H⁺)/(Mn²⁺+4H₂O). В любом электроде могут протекать 2 процесса: восстановление окислителя ОК+ne=ВС и окисление восстановителя ВС=ОК+ne. Электрод называется анодом, если в нём протекает процесс окисления, и катодом, если в нём реализуется восстановительный процесс. Характер электродного процесса зависит от относительной активности окислителя и восстановителя пары, которая количественно характеризуется величиной стандартного электродного потенциала Е^о: чем больше значение Е^о, тем выше активность окислителя и тем ниже активность соответствующего восстановителя.

Пример 1.1. Активность окислителей и восстановителей окислительно-восстановительных пар Zn²⁺/Zn и (MnO₄^-+8H⁺)/(Mn²⁺+4H₂O).

Из таблицы стандартных электродных потенциалов выписываем их значения для рассматриваемых пар: Е^о(Zn²⁺/Zn)=-0,76В; Е^о((MnO₄^-+8H⁺)/(Mn²⁺+4H₂O))= 1.51В. Сопоставляя значения Е^о, приходим к выводу, что в рассматриваемых окислительно-восстановительных парах наиболее сильным окислителем является MnO₄^-+8H⁺, а наиболее активным восстановителем – Zn.

В окислительно-восстановительном процессе восстановитель, отдавая электроны, превращается в соответствующий окислитель, а окислитель вследствие присоединения электронов образует соответствуюший восстановитель. Естественно, что образующиеся новый окислитель и новый восстановитель способны вступать друг с другом в окислительно-восстановительное взаимодействие. Поэтому любой окислительно-восстановительный процесс обратим и может быть выражен следующей схемой: ВС_I+ОК_IIОК_I+ВС_II, где индексы ”I” и “II” относятся к первой и второй окислительно-восстановительным парам.

Как и в любом обратимом процессе, возможность самопроизвольного взаимодействия в окислительно-восстановительном процессе определяется условием G<0. Для окислительно-восстановительных процессов имеет место соотношение:

G=-nFE (1.1)

где n – число электронов, F96500Кл – число Фарадея, Е – разность электродных потенциалов окислителя Е_ОК и восстановителя Е_ВС. Из формулы (1.1) вытекает, что условием самопроизвольного протекания окислительно-восстановительного процесса является:

Е>0 или Е_ОК>Е_ВС (1.2)

Пример 1.2. Определение возможности самопроизвольного протекания окислительно- восстановительного процесса Zn+Sn²⁺=Zn²⁺+Sn.

В рассматриваемом процессе Zn – восстановитель, ионы Sn²⁺ - окислитель.

Из таблицы стандартных электродных потенциалов выписываем их значения для окислительно- восстановительных пар, включающих данные окислитель и восстановитель: Е^о(Zn²⁺/Zn)=-0,76В, Е^о(Sn²⁺/Sn)=-0,14В. Находим стандартную разность потенциалов: Е^о=Е^о_ОК - Е^о_ВС= Е^о(Sn²⁺/Sn)- Е^о(Zn²⁺/Zn)=-0,14-(-0,76)=0,62В>0, что удовлетворяет условию (1.2). Следовательно, рассматриваемый окислительно-восстановительный процесс может протекать самопроизвольно.

2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.

В любом окислительно-восстановительном процессе общее количество электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, присоединённых окислителем. Это положение лежит в основе методов составления уравнений реакций окисления-восстановления: метода электронных уравнений (электронного баланса) и метода электронно-ионных уравнений (электронно-ионного баланса).

2.1. Метод электронных уравнений.

(задачи №№ 1 – 20)

Метод позволяет определить стехиометрические коэффициенты только четырёх участников окислительно- восстановительной реакции: окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления.

Первоначально записывается молекулярная схема реакции и определяется степень окисления атомов до и после реакции. Затем для атомов, степень окисления которых изменяется, записываются электронные уравнения окисления и восстановления, после чего по числу отдаваемых и присоединяемых электронов находятся коэффициенты для процессов окисления и восстановления. Наконец, производится суммирование электронных уравнений с учётом найденных коэффициентов, в результате чего получают уравнение окисления- восстановления атомов, из которого стехиометрические коэффициенты переносят в молекулярную схему реакции. На завершающем этапе уравнивают количество атомов, не фигурирующих в электронных уравнениях, и производят окончательную расстановку коэффициентов.

Пример 2.1.1. Составление уравнения реакции окисления-восстановления, протекающей по схеме: Al+H₂SO₄Al₂(SO₄)₃+H₂.

Определяем степень окисления атомов до и после реакции.

_{0 +1 +6 –2 +3 +6 –2 0}

Al+H₂SO₄Al₂(SO₄)₃+H₂.

Записываем электронные уравнения, определяем коэффициенты для процесса окисления и восстановления (слева от вертикальной черты), суммируем электронные уравнения с учётом найденных коэффициентов и записываем уравнение окисления- восстановления атомов.

Коэффициенты из уравнения окисления-восстановления атомов переносим в молекулярную схему: Al+1,5H₂SO₄0,5Al₂(SO₄)₃+1,5H₂

Т.к. в уравнениях реакций принято использовать целочисленные стехиометрические коэффициенты, произведём их удваивание и запишем новую схему реакции: 2Al+3H₂SO₄Al₂(SO₄)₃+3H₂. После проверки в записанной молекулярной схеме количества атомов, не участвующих в окислительно- восстановительном процессе (атомов S и O), приходим к выводу, что данная схема представляет собой уравнение реакции, которое и записываем в окончательном виде: 2Al+3H₂SO₄=Al₂(SO₄)₃+3H₂.

2.2. Метод электронно-ионных уравнений.

(задачи №№ 21 – 60)

Метод используется для составления уравнений реакций окисления-восстановления, протекающих в растворах. Отличительной особенностью данного метода является то, что уравнения окисления и восстановления составляются для процессов превращения частиц, реально существующих в растворе. Рассмотрим сущность метода электронно-ионных уравнений на примере конкретной реакции.

Пример 2.2.1. Составление уравнения реакции между дихроматом калия K₂Cr₂O₇ и нитритом натрия NaNO₂, протекающей в кислой среде.

Во-первых, записывается молекулярная схема реакции, в которой указываются все реагенты, а также продукты окисления и восстановления. В молекулярной схеме определяются степени окисления атомов до и после реакции и находятся атомы, изменяющие степень окисления (подчёркнуты).

_{+1 +6 -2 +1 +3 –2 +1 +6 –2 +3 +6 –2 +1 +5 -2}

K₂Cr₂O₇+NaNO₂+H₂SO₄Cr₂(SO₄)₃+NaNO₃+

Далее записывается ионно-молекулярная схема реакции. При этом используются те же правила, что и при записи ионно-молекулярных уравнений реакций ионного обмена, т.е. сильные электролиты записываются в виде ионов, слабые электролиты и неэлектролиты – в виде молекул.

2K⁺+ Cr₂O₇^2-+Na⁺+NO₂^-+2H⁺+SO₄^2-2Cr³⁺+3SO₄^2-+Na⁺+NO₃^-+

В ионно-молекулярной схеме обозначаются частицы (атомы, молекулы, ионы), в составе которых имеются атомы, изменяющие степень окисления (подчёркнуты). Для данных частиц составляются электронно-ионные уравнения окисления и восстановления, по которым определяются стехиометрические коэффициенты окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления (обозначены слева от вертикальной черты).

При составлении электронно-ионных уравнений вначале необходимо обеспечить равенство атомов. С этой целью в рассматриваемом примере для связывания атомов кислорода, высвобождающихся в процессе восстановления, в левую часть электронно-ионного уравнения вводятся ионы Н⁺ из расчёта 2 иона Н⁺ на каждый атом кислорода (в примере – 14 ионов Н⁺ на 7 атомов кислорода). В правой части электронно-ионного уравнения восстановления записывается эквивалентное количество молекул воды (в примере – 7 молекул Н₂О). Для компенсации недостатка атомов кислорода в процессе окисления в левую часть электронно-ионного уравнения этого процесса в рассматриваемом примере вводятся молекулы воды из расчёта 1 молекула Н₂О на каждый недостающий атом кислорода. В правой части уравнения окисления записывается эквивалентное количество высвобождающихся ионов Н⁺ (в примере – 2 иона Н⁺).

После того, как число атомов уравнено, производится уравнивание зарядов путём введения в левую или правую часть электронно-ионных уравнений соответствующего количества электронов, по которым и определяются стехиометрические коэффициенты. В нашем случае в левой части электронно-ионного уравнения восстановления суммарный электрический заряд ионов равен +12 (-2+14(+1)=+12), в правой +6 (2(+3)+70=+6). Поэтому для уравнивания зарядов в левую часть уравнения необходимо ввести 6е. Для уравнивания зарядов в электронно-ионном уравнении окисления требуется ввести 2е в его правую часть, т.к. суммарный электрический заряд левой части этого уравнения равен –1 (-1+0=-1), а правой +1 (-1+2(+1)=+1).

Как видно, в результате суммирования электронно-ионных уравнений получающееся ионно-молекулярное уравнение окисления- восстановления содержит в его левой и правой частях одинаковые члены: молекулы Н₂О и ионы Н⁺. В этом случае необходимо произвести сокращение этих членов, после чего получается ионно- молекулярное уравнение в окончательном виде: Cr₂O₇^2-+8H⁺+3NO₂^-=2Cr³⁺+4H₂O+3NO₃^-.

На следующем этапе производится перенос коэффициентов из ионно-молекулярного уравнения в молекулярную схему. При этом в правую часть молекулярной схемы переносятся все продукты ионно-молекулярного уравнения. В рассматриваемом примере в правую часть первоначальной молекулярной схемы из ионно-молекулярного уравнения переносится 4Н₂О. В результате получается новая молекулярная схема реакции: К₂Cr₂O₇+3NaNO₂+4H₂SO₄Cr₂(SO₄)₃+3NaNO₃+4Н₂О+

Наконец, на завершающем этапе производится проверка количества ионов, которые не использовались при составлении электронно-ионных уравнений. В нашем случае – это ионы K⁺, Na⁺, SO₄^2-. Из вышезаписанной молекулярной схемы видно, что в правой части уравнения реакции недостаёт двух ионов К⁺ и одного иона SO₄^2-. В молекулярном виде данная комбинация ионов представляет из себя соль – сульфат калия K₂SO₄. Это последний недостающий продукт реакции, после определения которого записывается её уравнение в окончательном виде: К₂Cr₂O₇+3NaNO₂+4H₂SO₄=Cr₂(SO₄)₃+3NaNO₃+4Н₂О+K₂SO₄.