Важнейшие окислители и востановители

Содержание:

Введение

1. Характерные особенности  окислительно-восстановительных реакций.

2. Изменение окислительно–восстановительных  свойств элементов в зависимости  от строения их атомов.

3. Важнейшие окислители  и восстановители.

4. Типы окислительно-восстановительных реакций. Окислительно–восстановительный эквивалент.

5. Методика составления  окислительно–восстановительных реакций  на основе электронного баланса

6. Особые случаи составления  уравнений окислительно-востановительных  реакций.

7. Перенос электронов в дыхательной цепи

8. Перекисная теория  окисления.

 

Список литературы.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Введение 

 

Существуют многочисленные критерии классификации химических реакций. Один из важнейших – признак  изменения степеней окисления элементов. В зависимости от того, изменяются степени окисления элементов или сохраняются, химические реакции могут быть разделены на окислительно-восстановительные и проходящие без изменения степеней окисления.

Реакции, протекающие  с изменением степеней окисления  элементов (окислительно-восстановительные), широко известны. Они играют большую роль в технике и природе, лежат в основе обмена веществ в живых организмах, с ними связаны процессы окисления, гниения, брожения, фотосинтеза. Процессы окисления (и восстановления) идут при сгорании топлива, коррозии металлов, электролизе, с их помощью получают металлы, аммиак, щелочи и многие другие ценные продукты. Поэтому изучение окислительно-восстановительных реакций предусмотрено школьными курсами неорганической и органической химии.

Напомним основные положения, связанные с концепцией окислительно-восстановительные реакций.

Степень окисления соответствует  заряду, который возник бы на атоме  данного элемента в химическом соединении, если предположить, что все электронные  пары, посредством которых данный атом связан с другими, полностью смещены к атомам элементов с большей электроотрицательностью.

Окислитель – вещество, содержащее атомы или ионы, принимающие  электроны: Xm (окислитель) + ne- = X(m-n)  , где m – степень окисления элемента в исходном веществе, n – число электронов.

Восстановитель –  вещество, содержащее атомы или ионы, отдающие электроны:  Ym (восстановитель) - ne- = Y(m+n) .

Окисление – процесс  отдачи электронов атомом, молекулой  или ионом, при этом степень окисления  элемента повышается.

Восстановление - процесс  приёма электронов атомом, молекулой  или ионом, при этом степень окисления  элемента понижается.

Окисление и восстановление – процессы сопряжённые, число электронов, отданных восстановителем в процесс  его окисления, всегда равно числу электронов, принятых окислителем в процессе его восстановления.

 

 

 

 

 

 

1. Характерные  особенности окислительно-восстановительных  реакций.

Существует обширный класс химических реакций, в ходе которых степень окисления у  атомов или ионов изменяется. Например, это реакция

Zn+2HCl=ZnCl2+H2↑.

В ней участвуют атомы  цинка, водорода и хлора; измененная в ходе реакции степень окисления (СО) цинка повышается от 0 до +2, а  ионов водорода – понижается от +1 до 0.

Реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.

Окислением называется процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением СО.

Вещество, в состав которого входит элемент, способный отдавать электроны, называется восстановителем. В процессе отдачи электронов восстановитель окисляется.

Присоединение электронов, сопровождающееся понижением степени  окисления, называется восстановлением.

Вещество, в состав которого входит элемент, способный присоединить электроны, называется окислителем. В  процессе присоединения электронов окислитель восстанавливается.

Известно, что атомы  металлов имеют на внешнем энергетическом уровне мало электронов (1-3) и способны отдавать их при химических реакциях, то есть окисляются, а неметаллы (на внешнем энергетическом уровне от 4 до 7 электронов) склонны присоединять электроны и восстанавливаться, следовательно, атомы металлов – восстановители (отдавая электроны, сами окисляются), а атомы неметаллов – окислители (присоединяя электроны, сами восстанавливаются).

Приведем примеры окислительно–восстановительных реакций.

1. Горение магния на  воздухе (или в кислороде):

2Mg0+O20=2Mg+2O-2.

Атом магния отдает два  электрона атому кислорода. У  последнего СО понижается от 0 до -2, а  степень окисления магния повышается от 0 до +2. Следовательно, магний окисляется, а кислород восстанавливается; магний – восстановитель, а кислород - окислитель.

2. Горение меди в  хлоре:

Cu0+Cl20=Cu+2Cl2-1.

Атом меди отдает два  электрона двухатомной молекуле хлора. СО хлора понижается от 0 до -1, а СО меди повышается от 0 до +2. Хлор восстанавливается и выступает в роли окислителя. Медь окисляется и является восстановителем.

Окисление хлорида железа (II) в водном растворе хлора:

2Fe+2Cl2-1+Cl20=2Fe+3Cl3-1.

Двухзарядный ион железа отдает один электрон атому хлора. При этом СО повышается от +2 до +3, СО хлора понижается от 0 до -1. Хлорид железа (II) окисляется, превращаясь в хлорид железа (III), и является восстановителем. Хлор при этом восстанавливается и выступает в роли окислителя.

Способность металлов, а  также их гидратированных ионов окисляться (восстанавливаться) в водной среде в ходе химических реакций можно установить по ряду напряжений, о чем будет говориться в теме «Электродные потенциалы и электродвижущие силы. Электролиз».

 

 

2. Изменение окислительно–восстановительных свойств элементов в зависимости от строения их атомов.

Способность химических элементов присоединять или отдавать электроны связана со строением  атомов и положением их в периодической  системе элементов Д.И. Менделеева.

Атомы металлов в химических реакциях способны лишь отдавать электроны и быть восстановителями. Наиболее активными восстановителями являются щелочные и щелочноземельные металлы.

Атомы неметаллов (за исключением  фтора) в зависимости от  свойств  партнеров, с которыми они взаимодействуют, могут  проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Например:

Fe0 + S0 = Fe+2S-2 и S0 + O2 = S+4O2-2.

Однако, у химически  активных неметаллов проявляются преимущественно  окислительные свойства. Их часто  используют на практике в качестве окислителей (кислород, Cl2).

Атомы водорода в зависимости от свойств партнера могут проявлять  как окислительные, так восстановительные  свойства. Например, в реакции

Cl20 + H20 = 2H+1Cl-1

водород восстановитель, так как  в молекуле HCl электронная пара сильно смещена в сторону ядра атома хлора. При нагревании натрия в струе водорода образуется гидрид натрия (2Na0 + H20 = 2Na+1H-1). Электронная пара, обусловливающая химическую связь, сильно смещена в сторону водорода. СО водорода в этом соединении равна -1. Таким образом, водород в этой реакции является окислителем. Однако для водорода более характерна тенденция к отдаче электронов. Чаще всего водород используют как восстановитель.

Одноатомные молекулы благородных  газов (Не, Nе, Ar…) практически не проявляют ни окислительных, ни восстановительных свойств, что находится в согласии со строением их атомов (внешний энергетический уровень полностью заполнен электронами).

У ионов металлов и неметаллов в  высших степенях окисления восстановительные  свойства отсутствуют. Такие частицы в окислительно–восстановительных реакциях могут проявлять только окислительные свойства (присоединять электроны). В связи с этим соединения, в состав которых входят частицы (ионы) в высшей СО, используются в качестве окислителей (KMnO4, HNO3, K2CrO4, K2Cr2O7 и т.д.).

Положительные ионы промежуточных  СО в зависимости от свойств партнеров  могут выступать как в роли восстановителей, так и в роли окислителей:

2Fe+2Сl2 + Cl20 = 2Fe+3Cl3-1 (Fe+2 - восстановитель);

Fe+2O + C+2O = Fe0 + CO2+4 (Fe+2 - окислитель).

Ион железа в высшей СО обладает только окислительными свойствами. Так, феррат калия К2FeO4 – один из наиболее сильных окислителей.

Вещества, в состав которых  входят ионы неметаллов (например, Cl-1,

Br-1, S-2, I-1), за счет последних могут выступать только в роли восстановителей.

В пределах каждого периода  с возрастанием порядкового номера элемента восстановительная способность  его атомов понижается, а окислительная  способность - повышается.

Так, во II периоде литий  – только восстановитель, а фтор – только окислитель. Это результат постепенного заполнения электронами внешнего электронного уровня (у атома лития - 1 электрон, у атома фтора - 7 электронов из 8 возможных на данном уровне).

В пределах каждой главной  подгруппы с возрастанием порядкового номера элемента восстановительная способность их атомов возрастает, а а окислительная способность постепенно убывает. Так, в главной подгруппе IV группы кислород – сильный окислитель, а теллур – очень слабый окислитель, в некоторых реакциях он выступает даже как восстановитель. Аналогичное явление наблюдается также и в отношении их химических соединений. Эти закономерности обусловлены повышением величины радиусов атомов элементов.

 

3. Важнейшие окислители и восстановители.

К числу сильных окислителей, широко используемых на практике, относятся галогены (Fe2, Cl2, Br2, I2), оксид марганца Mn+4O2, перманганат калия KMn+7O4, манганат калия K2Mn+6O4, оксид хрома (хромовый ангидрид) Cr+6O3, хромат калия K2Cr+6O4, бихромат калия K2Cr2+6O7, азотная кислота HN+5O3 и ее соли, кислород О2, озон О3, перекись водорода Н2О2, концентрированная серная кислота Н2S+6О4, оксид меди (II) Сu+2О, оксид серебра Ag2+1O, оксид свинца Рb+4О2, гипохлориты (например, NaCl-1O) и другие соединения.

Щелочные и щелочноземельные металлы являются сильными восстановителями. К числу других восстановителей относятся: водород, углерод, оксид углерода С+2О, сероводород Н2S-2, оксид серы S+4О2, сернистая кислота Н2S+4О3 и ее соли, галогенводороды (кроме HF), хлорид олова (II) Sn+2Cl2, сульфат железа (II) Fe+2SO4.

4. Типы окислительно-восстановительных реакций.

Окислительно–восстановительный  эквивалент

Различают три типа окислительно–восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции самоокисления–самовосстановления.

Межмолекулярные – это  такие реакции, в которых молекулы, атомы или ионы элементов, входящие в состав одного вещества и являющиеся окислителем, взаимодействуют с  молекулами, ионами, атомами, входящих в состав другого вещества (восстановителя): например:

Mn+4O2 + 4HCl-1 = Mn2+Cl2 + Cl20 + 2H2O.

Во внутримолекулярных реакциях изменяется СО элементов одного и того же вещества таким образом, что одни из них окисляются, а  другие - восстанавливаются. К таким  реакциям относится, например, разложение бертолетовой соли и оксида ртути (II):

2KCl+5O3-2 = 2KCl-1 + 3O20;

2Hg+2O-2 = 2Hg0 + O20.

В реакциях самоокисления самовосстановления (диспропорционирования) атомы одного и того же вещества так взаимодействуют друг с другом, что одни отдают электроны (окисляются), а другие их присоединяют (восстанавливаются). Например, растворение хлора в воде:

Cl20 + H2O = HCl+1O + HCl-1 или

(Cl0Cl0 + H2O = HCl+1O + HCl-1).

В обиход химиков, изучающих  рассматриваемые процессы, наряду с  химическими эквивалентами вошли  окислительный и восстановительный эквиваленты. Это частное от деления молярной массы вещества на число приобретаемых (или теряемых) электронов. Так, в реакции

5H2S + 2KMnO4 + 3H3SO4 = 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

для KMnO4 окислительный  эквивалент равен 158,15/5, а для сероводорода восстановительный эквивалент – половине его молярной массы.

5. Методика составления окислительно–восстановительных реакций на основе электронного баланса

С точки зрения электронной  теории окислительно–восстановительными  реакциями называются такие реакции, при протекании которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим. Поскольку электроны в окислительно–восстановительных реакциях переходят только от восстановителя к окислителю, а молекулы исходных веществ и продуктов реакции электронейтральны, то число электронов, отданных восстановителем всегда равно числу электронов, принятых окислителем. Это положение называется принципом электронного баланса и лежит в основе нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно–восстановительных реакций.

Согласно этому принципу число молекул окислителя и число  молекул восстановителя в уравнении  окислительно-восстановительных реакций  должны быть такими, чтобы количество принимаемых и отдаваемых электронов было одинаковым.