В.В. Еремин, А.Я. Борщевский - Основы общей и физической химии (1113479), страница 18
Текст из файла (страница 18)
5. Слабые основания: К =[ВН')[ОН [ [Он [' [ОН [' Н-14 1(К 1 С) [В[ С [ОН [ С ' 2 РК» = — 18Км чем меньше К» (больше РК»), тем слабее основание. 6. Сопряженные кислота и основание; РК« + РК» РК>« = 1'1. 7. Буферный раствор «соль-кислота»; [А [ Р— Р «+ 8 [НА[ 8. Константа гидролиза; К К Кя = —, или Кя = —. К,' Кь ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ ГЛАВА Другой обширный класс реакций, в которые вступают неорганические вещества, составляют окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Так называют реакции, в которых изменяются степени окисления одного или нескольких элементов.
Напомним, что степень окисления — это формальный заряд атома, рассчитанный в предположении, что все связи в веществе — ионные. $4.1. ОКИСЛИТЕЛИ И ВОССТАНОВИТЕЛИ Любая окислительно-восстановительная реакция состоит из двух взаимосвязанных процессов (полуреакций): окисления и восстановления. Окисление— это потеря электронов. Элемент, который теряет электроны и тем самым увеличивает свою степень окисления, называют восстановителем. Вещество, которое содержит элемент-восстановитель, также называют восстановителем. Восстанови- тель в процессе реакции окисляется. В уравнениях полуреакций окисления и восстановления элементы записывают с их степенями окисления, а в левой части указывают число отданных или принятых электронов.
Примеры полуреакций окисления: Ре"2 — е — ~ геЧЗ. $-2 2е, ЯО А1о Зе А~ ьз Мп "т+ бе — Ми+2, О+2е- 02, б( ' з + Ве — )х) Таким образом, в процессе ОВР происходит (напрямую или через промежуточные вешества) пе- 1 ренос электронов от восстановителя к окислителю. Противоположный процесс называют восстановлением: восстановление — это приобретение электронов. Элемент, который получает отрицательно заряженные электроны и тем самым понижает свою степень окисления, называют окислителем.
Вещество, которое содержит элемент-окислитель, также называют окислителем. Окислитель в процессе реакции восстанавливается. Примеры полуреакций восстановления; 88 Гл. 4. Окислительно-восстановительные реакции Иногда химики используют другое, более узкое, зато наглядное определение окислителя и восстановителя. Окислителем называют вещество, которое отдает атомы 0 и(или) принимает атомы Н. Восстановитель, наоборот, принимает у окислителя атомы 0 или отдает ему атомы Н. Атомы водорода и кислорода в схемах полуреакций, записанных таким способом, заключают в квадратные скобки: [0], [Н]. Рассмотрим в качестве примера промышленное получение железа из его оксида при взаимодействии с коксом (углем): 2ГезОз+ ЗС = 4Ге+ ЗСОз.
В этой реакции углерод — восстановитель, он забирает у оксида железа ГезОз ато- мы кислорода и тем самым окисляется. В свою очередь, оксид железа ГезОз— окислитель, он отдает углероду атомы кислорода и восстанавливается до свобод- ного металла: 2[ ГезОз — 2Ге + 3[0] (ГезОз — окислитель), 3[ С + 2[0] — ~ СОз (С вЂ” восстановитель). Суммарное уравнение: 2ГезОз+ ЗС = 4Ге+ ЗСОз.
Эти же полуреакции в терминах степеней окисления выглядят следующим образом: 4 [ Ге+э + Зе — Гео (Ге+э — окислитель), 3 [ Со — 4е — ь С+» (Со — восстановитель), Суммарное уравнение: 4Ге» ~ + ЗС = 4Ге+ ЗС» . Суммируем различные определения и свойства окислителей и восстановителей в табл. 4.!. Таблица 4.1. Определения и свойства окислителей н восстановителей Окислитель Восстановитель принимает электроны понижает степень окисления отдает атомы [О] и/или принимает атомы [Н] восстанавливается отдает электроны повышает степень окисления принимает атомы [О] и/или отдает атомы [Н[ окисляется Подобно кислотам и основаниям, окислители и восстановители тоже бывают сильными и слабыми. Про окислитель говорят, что он сильный, если он реагирует со многими восстановителями, как сильными, так и слабыми; аналогично, сильные восстановители могут реагировать с большим числом сильных и слабых окислителей.
Количественную меру силы окислителей и восстановителей мы обсудим в $4.3, а здесь рассмотрим некоторые сильные окислители и восстановители и продукты их превращений. Самый распространенный на Земле окислитель — кислород, Оз. Он способен окислять почти все простые вещества (за исключением благородных металлов и благородных газов) с выделением большого количества теплоты и образованием оксидов. з4.8 Окислители и восстановители 89 С кислородом реагируют также многие сложные вещества: углеводороды, спирты, сульфиды металлов, гидриды неметаллов.
В зависимости от условий, реакции с кислородом могут протекать мгновенно (взрыв смеси водорода с кислородом), быстро (горение метана) или медленно (например, ржавление металлов). В результате реакций кислород переходит в оксиды, где его степень окисления равна -2: Оз+4е — ~ 20 ~. Самый сильный окислитель — фтор, Гз. Даже при обычных условиях он реагирует с большинством простых и сложных веществ, причем во многих случаях— со взрывом. При освещении фтор реагирует с благородными газами — криптоном и ксеноном: Хе + Гз = Хейг а при сильном нагревании окисляет благородные металлы — золото и платину. Фтор уникален еще и потому, что это — единственное вещество, которое ни при каких условиях не может быть восстановителем.
Нет такого вещества, которое могло бы отнять электроны у атомов фтора в молекуле Гз, .у фтора не бывает положительной степени окисления. При восстановлении фтор приобретает степень окисления -1: Гз+2е — ~ 2Г Окислительные свойства характерны для многих веществ, содержащих элемент, который находится в высшей возможной степени окисления. Напомним, что у большинства элементов высшая возможная степень окисления равна номеру группы в Периодической таблице.
Самый распространенный лабораторный окислитель — перманганат калия, КМп04 — содержит марганец в высшей степени окисления +7. Его окислительная способность зависит, в первую очередь, от характера среды. В кислой среде КМп04 — один из самых сильных окислителей, его используют для разрыва прочных химических связей в органических соединениях. При восстановлении КМп04 превращается в разные продукты в зависимости от характера среды. В кислой среде перманганат калия переходит в соль двухвалентного марганца Мп~+ и фиолетовый раствор становится бесцветным. В ионном виде эта полуреакция описывается уравнением: МпО + 8Н" + 5е — Мп~+ + 4НзО (Мп+ + 5е — Мпез).
Обычно для создания кислой среды берут серную кислоту, поэтому перманганат калия восстанавливается до сульфатов марганца (11) и калия: КМп04+Нз504+восстановитель н. Кз504+Мп504+НзО+продукты окисления. Иногда сам восстановитель создает кислую среду. Например, при реакции перманганата калия с концентрированной соляной кислотой последняя частично окисляется до хлора, а частично переходит в хлориды калия и марганца (П); 2КМп04 + 16НС! = 5С!з( + 2МпС!з + 2КС! + 8НзО. Это — один из лабораторных методов получения хлора. 90 Гл. 4. Окиелительно-воссгнонови~пельные реакции При восстановлении КМпОл в сильнощелочном растворе образуется манганат калия КгМпОл, раствор меняет цвет на зеленый: МпОл + е — ь МпОг (Мп г+е — Мпь~).
Наконец, в нейтральной и слабощелочной среде основной продукт восстановления КМп04 — темно-бурый осадок МпОг, среда в результате становится щелочной: МпОл +2НгО+Зе — МпОг+40Н (Мпь~ + Зе — ь Мп~~). Другой распространенный сильный окислитель — концентрированная серная кислота НгЯОл. Сера в ней имеет высшую степень окисления +б. Чаще всего при восстановлении НгЬОл превращается в 80г. 50~ + 4Нн + 2е — ь ЯОг + 2НгО (8-ьз + 2, 8+') В разбавленном растворе серная кислота почти не проявляет окнслительных свойств.
Напротив, другая сильная кислота — азотная НХОз является сильным окислителем в любом растворе, как разбавленном, так и концентрированном. Она может превращаться в разные продукты, в зависимости от концентрации кислоты и силы восстановителя, с которым она реагирует. Концентрированная (больше 407ь) НХОз восстанавливается преимущественно до оксида азота (Рн') ХОг. ХОз + 2Н+ + е — ь НОг + НгО (Н "з + е — Х "~) Разбавленная НХОз обычно восстанавливается до МО: НО + 4Нь + Зе — э ХО+ 2НгО (гч+ + Зе — «гч+ ) а в реакциях с активными металлами (магнием, алюминием, цинком) — до нитрата аммония: ЫОз + 10Н + Зе ~ 1ЧН4 + ЗНгО (м-ьз + Зе м-з) В последнем случае говорят, что происходит полное восстановление азотной кислоты.
Еше более сильным окислителем, чем ННОз, является смесь концентрированных азотной н соляной кислот, называемая «царской водкой» (лат. название — авиа геп1а). Эта смесь растворяет даже вещества, устойчивые к азотной и серной кислотам, например благородные металлы — золото и платину: Аи + НХОз + 4НС! = Н[АиС14] + ЫО+ 2НгО, ЗР1+ 4НХОз + 18НС! = ЗНг[Р1С(е) + 4ИО+ 8НгО. Э4.1.
Окислители и восстановители 91 Формальным окислителем в этих реакциях служит НИОз, однако главная действующая сила в них — хлористый нитрозил г(ОС!, который наряду с атомарным хлором образуется при окислении соляной кислоты: НИОз+ ЗНС1 — ~- 2С1+ НОС!+ 2НзО. Кроме перечисленных, в лабораториях используют и другие сильные окислители; дихромат калия КзСгзОг, пероксид водорода Н О, хлор С!э и гипохлорит натрия ХаС10. Дихромат калия в кислой среде восстанавливается до хрома (111): СгзО + 14Н» + бе — 2Сг~+ + 7НзО (2Сг»з + бе — 2Сг+з) а пероксид водорода — до воды: НзОз + 2Н+ + 2е — » 2НзО (20 '+2е — 20 з), Очень сильные окислители — все соединения благородных газов, особенно фториды.
Самый распространенный на Земле восстановитель — углерод, С. Его широко используют в промышленности для получения металлов из оксидов. Отнимая у оксидов кислород, углерод превращается в оксид углерода (1Ч): 22пО+ С = 22п+ СОз (Со 4е — С~~). При нагревании углерода с водяным паром образуется «водяной газ» вЂ” смесь СО и Нз. С+ НвО = СО+ Нз, из которой, применяя различные условия и катализаторы, получают ценные органические продукты: метанол СНзОН, этиленгликоль СвНв(ОН)з, глицерин СзНз(ОН)з. Другой широко распространенный восстановитель — водород, Нз.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
