Материал: Строение вещества. учебное пособие. Корнеева В.В., Корнеева А.Н

Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы неметалла в состоянии положительной степени окисления: сильные окислительные свойства проявляют также неметаллы в состоянии высокой, а некоторые и в низкой положительной степени окисления. К числу этих окислителей относят кислородосо-

5

держащие кислоты, образующие их оксиды и соли (например, H N O3 , концен-

стояния эти неметаллы стремятся перейти в состояние с более низкой степенью окисления. Азотная кислота в зависимости от её концентрации активности восстановителей может принимать от 1 до 8 электронов (NO2, NO, N2O, N2, NH3).

Сильными окислителями являются также концентрированные серная, селеновая и теллуровая кислоты. В ряду H2SO4 – H2SеO4 – H2ТеO4 – H6ТеO6 окислительные свойства возрастают от серной к теллуровой кислоте. При этом

в зависимости от активности восстановителя и условий протекания реакции они могут восстанавливаться до S+4, Se+4, Te+4, S0, Se0, Te0, S-2, Se-2, Te-2.

Кислородные соединения галогенов усиливаются с понижением степени окисления от +7 до +1. Кислородные соединения хлора. Брома и иода, проявляя окислительные свойства, восстанавливаются в зависимости от условий реакции до свободного состояния или до отрицательно заряженного иона.

Окислители, имеющие большое значение в промышленности

Кислород: применяется для интенсификации производственных процессов в металлургической и химической промышленности. Кислород широко используется в смеси с ацетиленом для получения высоких температур (35000С) при сварке и резке металлов.

Озон: отличается более сильной окислительной способностью, чем кислород, убивает бактерии, и применяется для обеззараживание воды и для дезинфекции воздуха.

Электрический ток: используется как окислитель на аноде для получения чистых веществ.

Хромовая и двухромовая кислоты: обе кислоты известны только в растворе, поэтому вместо свободных кислот пользуются их устойчивыми солями K2Cr2O7 и K2CrO4 для окисления различных веществ в промышленности и лаборатории.

Азотная кислота: окисляет многие металлы и относительно легко многие неметаллы.

Концентрированная серная кислота: сравнительно сильный окислитель,

особенно при высоких температурах.

70

Диоксид свинца: как и все соединения четырёхвалентного свинца, является исключительно сильным окислителем, широко применяется в свинцовых аккумуляторах.

Хлорная кислота, перекись водорода, диоксид марганца, перманганат ка-

лия, хлорная известь и др. окислители.

Применяют два метода составления уравнений для реакций окисления – восстановления. Один из методов основан на использовании степеней окисления. Повышение степени окисления у одного элемента и её понижение у другого элемента происходит одновременно. Так, при взаимодействии алюминия и серы

3 2

Al S Al2 S3

степень окисления алюминия повышается на 3 единицы

а степень окисления серы понижается на 2 единицы

0 2

S S ( - 2 - 0 - 2) ,

Чтобы поставить коэффициенты в уравнении реакции, надо найти кратное для чисел, показывающих повышение и понижение степени окисления:

Найденные коэффициенты перенесём в уравнение реакции

2Al + 3S = Al2S3

соединениях изменяют степень окисления только марганец и железо:

Таким образом, основные коэффициенты при окислителе и восстановителе – это 1 и 5. Нужно, однако, учесть, что в результате реакции образуется Fe2(SO4)3, содержащий 2 моль атомов Fe(III), поэтому основные коэффициенты следует удвоить:

Найденные коэффициенты подставляют в уравнение реакции

71

Остальные коэффициенты находят при подсчёте баланса других элементов (пока без H и O), в данном случае атомов K и S:

2K MnO4 10FeSO 4 8H2SO 4 2MnSO 4 5Fe2 SO 4 3 K2SO 4 H2O .

Далее по балансу атомов водорода определяют число молей воды:

2K MnO4 10 FeSO 4 8H2SO 4 2 MnSO 4 5Fe2 SO 4 3 K2SO 4 8H2O .

Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитывают баланс кислорода.

Второй метод составления уравнений для реакций окислениявосстановления – ионно-электронный метод. Ионно-электронный метод основан на составлении частных уравнений реакций восстановления ионов (молекул) – окислителя и окисления ионов (- восстановителя с последующим суммированием их в общее уравнение. Для этого необходимо составить ионную схему реакции. Не изменяющиеся в результате реакции ионы в ионную схему не включаются.

Вернёмся к ранее рассмотренному примеру:

K MnO4 FeSO 4 H2SO 4 MnSO 4 Fe2 SO 4 3 K2SO 4 H2O .

Ионная схема реакции:

MnO-4 Fe 2 H Mn 2 Fe 3 H2O

новленную форму Mn+2 для баланса атомов необходимо добавить ионы водорода, чтобы связать атомы кислорода в воду. Для баланса зарядов, кроме того, в левой части уравнения нужно добавить 5 моль электронов. Тогда частное уравнение реакции восстановления окислителя будет

При выводе общего уравнения реакции частные уравнения надо помножить на такие коэффициенты, чтобы число молей потерянных электронов стало равно числу приобретённых:

72

Проверка правильности составленного уравнения производится по балансу атомов и зарядов в общем уравнении:

MnO-4 5Fe 2 8H Mn 2 5Fe 3 4H2O

Если в качестве среды взята серная кислота, то уравнение реакции можно

записать: 2K MnO4 10FeSO 4 8H2SO 4 2MnSO 4 5Fe2 SO 4 3 K2SO 4 8H2O .

Основные типы окислительно-восстановительных реакций

1. Реакции межмолекулярного окисления-восстановления

Mn+7 – окислитель, N-3 – восстановитель.

Количество отдаваемых электронов должно быть равно количеству присоединяемых электронов. Коэффициенты уравнений окислительновосстановительных реакций перед окислителем и восстановителем всегда равны дополнительным множителям в уравнениях электронного баланса. Все остальные коэффициенты определяются путём подбора. Проверяем верность составленных уравнений по количеству атомов элемента, который в большем количестве входит и в левую, и в правую части уравнения.

2. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления

Поскольку в молекулу кислорода входят 2 атома, коэффициенты должны быть чётными.

3. Реакции внутримолекулярного самоокисления и самовосстановления (реакции диспропорционирования)

73

СПЕЦИФИКАЦИЯ ТЕСТА ПО ХИМИИ ПО ТЕМЕ «ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ»

1.Назначение теста: контроль самостоятельной работы студентов по теме: « Реакции окисления-восстановления».

2.Перечень объектов контроля (виды знаний и умений, контролируемых заданиями теста).

2.1.Знать определения степени окисления (валентности), реакций окис- ления-восстановления, понятий окислителя, восстановителя, процесса окисления, процесса восстановления.

2.2.Понимать смысл положительной и отрицательной степени окисления, основных типов окислительно-восстановительных реакций, процессов окисления и восстановления.

2.3.Уметь рассчитывать степени окисления элемента в сложном соединении, расставлять на основании уравнений электронного баланса коэффициенты

вреакциях окисления-восстановления.

3.Перечень элементов содержания темы «Окислительновосстановительные реакции»:

3.1.Степень окисления (положительная и отрицательная).

3.2.Окислители. Процесс восстановления.

3.3.Восстановители. Процесс окисления.

3.4.Реакции окисления-восстановления (межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции внутримолекулярного самоокисления и самовосстановления).

4.Структура теста по уровням знаний.

Тест контролирует три уровня знаний (умений):

–1 уровень – воспроизведение (определений, формул и т.п.);

–2 уровень – применение знаний в стандартной ситуации;

–3 уровень – применение знаний в нестандартной ситуации (выполнение действий, требующих дополнительной ориентировки, при нестандартной формулировке заданий и т.п.).

5. Используется две формы задания:

–открытая форма, число заданий в открытой форме – 2 (1,2);

–закрытая форма с выборочными ответами–одно задание(3).

6.Каждый вариант содержит три задания: 1 и 2 задания сравнительно просты, 3-е требует применения уравнений электронного баланса.

7.Общее число вариантов теста 15.

Время выполнения теста – академический час.

Для оценки правильности ответов целесообразно использовать следующую шкалу:

Задание 1 – 2 балла. Задание 2 – 2 балла.

74