Окислительно-восстановительные реакции

Большинство химических реакций и процессов, протекающих в природе и осуществляемых человеком в его практической деятельности, представляют собой окислительно-восстановительные реакции. В качестве примера можно привести следующие процессы: а)процесс фотосинтеза б)горение природного газа в)получение металлов из руд г)синтез аммиака и многие другие.

Окислительно-восстановительные реакции имеют очень большое промышленное значение. Вся металлургическая промышленность основана на окислительно-восстановительных процессах процессах, в ходе которых МЕ выделяются из природных соединений.

Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют окислительно-восстановительными реакциями. Многие технологические процессы, такие как получение металлов, минеральных кислот, некоторых органических соединений являются окислительно-восстановительными, не говоря уже о реакциях, осуществляемых ежедневно в быту и медицинской практике: зажигание спички, горение природного газа, всевозможные процессы брожения (молочно-кислое, спиртовое), использование раствора перманганата калия в качестве окислителя для промывания желудка при пищевых отравлениях и др.

Окислительно-восстановительными реакциями в неорганической химии называют реакции, в результате которых все или некоторые элементы, входящие в состав исходных веществ и продуктов, меняют свои степени окисления. Например, окисление меди кислородом. В процессе окислительно-восстановительной реакции происходит перераспределение электронов, что и приводит к изменению степеней окисления некоторых элементов.

Атом или ион, который отдает электрон, повышая свою степень окисления, называется восстановителем. Процесс отдачи электронов называют окислением. Таким образом, отдавая электроны, восстановитель окисляется. Важнейшими восстановителями являются металлы, водород, уголь, оксид углерода (II) CО, сероводород H2S, аммиак NH3, соляная кислота HCI и т. д.

Наиболее активными восстановителями являются щелочные и щелочноземельные металлы. МЕ проявляют в своих соединениях обычно положительную степень окисления, а низшая их степень окисления равна нулю. Иначе говоря, низшей степенью окисления они обладают только в свободном состоянии. А также восстановителями являются и сложные вещества, молекулы которых содержат элементы в низшей степени окисления - это метан, силан, аммиак, фосфин, нитриды и фосфиды МЕ, сероводород, сульфиды Ме, галогеноводороды и галогениды МЕ, гидриды МЕ и многие другие.

Окислителями могут быть соединения, содержащие элементы в своей высшей степени окисления. Окислителями могут быть: простые вещества - неметаллы с наибольшими значениями электроотрицательности - фтор F2, кислород О2. А также сложные вещества, как перманганат калия; хроматы, азотная кислота и ее соли — нитраты, концентрированная серная кислота, хлорная кислота и ее соли - перхлораты и многие другие.

В зависимости от того, в каких веществах располагаются элементы окислитель и восстановитель, ОВР подразделяют на 3 типа.

Первый - это межмолекулярные ОВР. В таких реакциях элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят в состав молекул различных веществ.

1)N2 + Н2 → NН3

Второй тип - это внутримолекулярные ОВР. В этих реакциях окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе.

2)NН4NО2 → N2+ Н 2О

Третий тип - это реакции диспропорционирования, т. е. самоокисления-самовосстановления. Они сопровождаются одновременным увеличением и уменьшением степени окисления атомов одного и того же элемента.

3)NО2 + Н2О → НNО3 + НNО 2

Для составления уравнений ОВР часто используются специальные методы - электронного баланса и полуреакций. В основе метода электронного баланса лежит основное правило: общее число электронов, которые отдает восстановитель, должно быть равно общему числу электронов, которые присоединяет окислитель. Метод полуреакций используют для подбора коэффициентов в уравнениях ОВР, протекающих в водных растворах. Преимущества этого метода заключаются в том, что при его использовании нет необходимости определять степени окисления атомов отдельных элементов ,что особенно важно в случае ОВР, протекающих с участием органических соединений, для которых подчас очень сложно сделать это, а также, продукты реакции достаточно легко определяются в процессе уравнивания.

Развитие представлений об ОВР началось с работ русского ученого и педагога СВ. Дайна, преподавателя Томского технологического института, который не только сформулировал и обобщил принципиальные особенности этого типа реакций, но и разработал методический подход к трактовке и изучению ОВР, как ряда последовательных стадий. Он теоретически обосновал и развил практические методы подбора стехиометрических коэффициентов в ОВР, фактически не претерпевшие изменений до настоящего времени. Уже в 1910 году, т. е. до выхода в свет основополагающих публикаций Ф. Резерфорда и Н. Бора С. В. Дайн применял свою теорию при изучении качественного анализа в Томском политехническом Ген-институте. С. В. Дайн, исходя из химических свойств элементов и соединений, понял ряд особенностей распределения электронов в атоме. Однако, этого было недостаточно для создания стройных представлений об ОВР. Дайн фактически ввел понятие степени окисления, понимая под этим заряд, который возникает на атоме после полной передачи или присоединения электронов. Нетрудно заметить, что современное понятие степени окисления ничем не отличается от понятия

«значности» данного С. В. Дайном. «Например, — писал он — азот, трех-и пятивалентный с положительной значностью может переходить в трехвалентный с отрицательной».

Известно, что в сложных ОВР, в которых более двух элементов меняют степени окисления, подобрать коэффициенты обычными способами бывает затруднительно. Преподаватель университета г. Вилланова Оливер Людвиг (штат Пенсильвания, США) предлагает пользоваться в этом случае методом произвольных степеней окисления. Сущность метода заключается в том, чтобы, присвоив атомам произвольные, иногда даже абсурдные степени окисления, оставить в реакции только один окислитель и один восстановитель. Сами степени окисления при этом могут не нести никакого химического смысла. Конечно, достаточно сомнительна о допустимость такого способа подбора степеней окисления, но вспомним, что степень окисления - это изначально условное понятие, введенное в химии исключительно в манипулятивных целях и не фундаментальное по своей природе. Таким образом, метод произвольных степеней окисления можно считать педагогически оправданным не только потому, что он позволяет при известной тренированности легко подбирать коэффициенты в сложных ОВР, но и потому, что он со всей очевидностью демонстрирует условность понятия "степень окисления".

Эксперимент: Окислительно-восстановительные реакции, влияние среды на ход ОВР.

Целью своей статьи я поставила исследования влияния среды на ход ОВР. Я проводила реакцию взаимодействия перманганата калия с сульфатом натрия в различных средах. В три цилиндра налила по 50 мл малинового цвета раствора перманганата калия. Затем для создания среды в первый цилиндр добавила 10 мл серной кислоты (кислая среда), во второй цилиндр добавила 10 мл воды (нейтральная среда), в третий - 10 мл концентрированного гидроксида калия (щелочная среда). Мои наблюдения:

В первом цилиндре произошло мгновенное обесцвечивание раствора (ионы МnО4- - малинового цвета переходят в бесцветные ионы Мn2+).

2КМnО4+5Na2SО3 + ЗН2SО4 = 2МnSО4 +К2SО4 + 5Na2SО4+3Н2О

Во втором цилиндре наряду с обесцвечиванием наблюдается образование бурого осадка (хлопьевидного).

2КМnО4+3Na2SО3 + Н2О = 2МnО2 + 3Na2SО4+2КОН

В нейтральной среде восстановление идет до оксида марганца (IV)

В третьем цилиндре малиновая окраска переходит в светло-зеленую окраску ионов МnО42-

2КМnО4+N2SO3 + 2КОН = 2К2МnО4 + Na2SО4 +Н2О

Вывод: В зависимости от среды, глубина восстановления КМnО4 разная. Наибольшую окислительную активность MnO4- проявляет в кислотной среде, меньшую – в нейтральной и щелочной. Кислотная среда способствуют переходу окисленной формы вещества в восстановленную. Следовательно. меняя условия реакции, а конкретно, среду, можно осуществлять ОВР в нужном направлении.

В своей работе я привела основные понятия ОВР, рассмотрела основных три типа:

Первый – это межмолекулярные ОВР. В этих реакциях элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят в состав молекул различных веществ.

1) N2 + H = NH3

Второй тип – это внутримолекулярный ОВР. В этих реакциях окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе.

2) NH3 NO2 = N2 + N2O

Третий тип – это реакции диспропорционирования , т. е. самоокисления-самовосстановления. Они сопровождаются увеличением и уменьшением степени окисления атомов одного того элемента.

2) NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

Провела исследование влияние среды на протекание ОВР и пришла к выводу: а) кислотная среда способствует переходу окисленной формы вещества в восстановленную; б) меняя условия протекания реакции, а конкретно, среду. Можно осуществить ОВР в нужном направлении.