|
|
Учебник для 8 класса ХИМИЯ§ 44. Окислительно-восстановительные реакцииМногообразие классификаций химических реакций по различным признакам (направлению, числу и составу реагирующих и образующих веществ, использованию катализатора, тепловому эффекту) можно дополнить ещё одним признаком. Этот признак — изменение степени окисления атомов химических элементов, образующих реагирующие вещества. Например, в реакции
степени окисления атомов химических элементов после реакции не изменились. А вот в другой реакции — взаимодействие соляной кислоты с цинком
атомы двух элементов, водорода и цинка, изменили свои степени окисления: водород с +1 на 0, а цинк — с 0 на +2. Следовательно, в этой реакции каждый атом водорода получил по одному электрону
а каждый атом цинка отдал два электрона
Под восстановлением понимают процесс присоединения электронов атомами, ионами или молекулами. Степень окисления при этом понижается. Например, атомы неметаллов могут присоединять электроны, превращаясь при этом в отрицательные ионы, т. е. восстанавливаясь (Далее мы будем указывать степень окисления, а не заряды ионов, так как их численные значения совпадают.):
Электроны могут присоединяться и к положительным ионам, которые при этом превращаются в атомы:
Принимать электроны могут и положительные ионы, у которых при этом степень окисления понижается:
Под окислением понимают процесс отдачи электронов атомами, ионами или молекулами. Например, атомы металлов, теряя электроны, превращаются в положительные ионы, т. е. окисляются:
Отдавать электроны могут отрицательные ионы:
Терять электроны могут и некоторые положительные ионы с низшими степенями окисления:
Можно отметить, что при этом степень окисления повышается.
Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот, т. е. окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов — окисления и восстановления. Схема взаимосвязи изменения степеней окисления с процессами окисления и восстановления может быть представлена так, как это изображено на схеме 2. Схема 2
В окислительно-восстановительных реакциях число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, принимаемых окислителем, т. е. соблюдается электронный баланс. Метод электронного баланса применяют для записей электронных уравнений процессов окисления и восстановления.
Рис. 146. Например, реакцию алюминия с хлоридом меди (II) описывают схемой (рис. 146):
а электронные уравнения будут иметь вид:
Молекулярное уравнение этой реакции написать уже несложно, так как коэффициенты для него будут взяты из электронных уравнений: 3CuCl2 + 2Аl = 2АlСl3 + ЗСu. Покажем, как с помощью метода электронного баланса можно расставить коэффициенты в уравнении сложной окислительно-восстановительной реакции. Как вы помните, первое правило ряда напряжений металлов о взаимодействии металлов с растворами кислот не распространялось на серную кислоту концентрированную и азотную кислоту любой концентрации. В отличие от соляной кислоты, в которой окислителем атомов металла были катионы водорода, в концентрированной серной и азотной кислотах окислителями являются атомы серы и азота из сульфат-ионов и нитрат-ионов. Поэтому концентрированная H2SO4 и HNO3 любой концентрации взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду напряжений как до водорода, так и после него, восстанавливаясь при этом до SO2, NO и т. д. Например, при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с медью получается нитрат меди (II), оксид азота (II) и вода. Запишем формулы исходных веществ и продуктов реакции с указанием степеней окисления:
Подчеркнём знаки химических элементов, изменивших свои степени окисления:
Составим электронные уравнения, т. е. отразим процессы отдачи и присоединения электронов:
Запишем коэффициент 3 перед и перед формулой нитрата меди (II), в котором , так как с такими значениями степеней окисления медь встречается по одному разу. Коэффициент 2 запишем только перед формулой вещества с , так как это значение степени окисления для азота в схеме реакции встречается только один раз, а вот перед HNO3 коэффициент 2 не запишем, ибо встречается ещё раз в формуле Cu(NO3)2. Наша запись примет вид:
Теперь уравняем число атомов азота. После реакции оно равно 3 × 2 = 6 из Cu(NO3)2 и ещё 2 атома из 2NO, всего 8. Поэтому перед HNO3 запишем коэффициент 8: 8HNO3 + ЗСи → 3Cu(NO3)2 + 2NO + Н2O и уравняем число атомов водорода: 8HNO3 + ЗСu → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4Н2O. Проверим правильность расстановки коэффициентов, подсчитав число атомов кислорода до и после реакции: до реакции — 24 атома и после реакции — 24 атома. Коэффициенты расставлены правильно, поэтому заменим в уравнении стрелку на знак равенства: 8HNO3 + ЗСu = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4Н2O. Зная формулу вещества и определив степени окисления атомов химических элементов в нём, нетрудно предсказать, какие свойства будет проявлять каждый элемент и вещество в целом: окислительные или восстановительные. Например, азот в азотной кислоте имеет максимальное значение степени окисления +5, т. е. он «потерял» все электроны, поэтому в азотной кислоте будет проявлять только окислительные свойства. Азот в аммиаке имеет минимальное значение степени окисления -3, т. е. он не сможет принять больше ни одного электрона, и поэтому аммиак будет проявлять только восстановительные свойства. Другой пример — оксид азота (II) . Азот в этом соединении имеет промежуточное значение степени окисления и поэтому может проявлять как окислительные (например: ), так и восстановительные (например: ) свойства. Приведём примеры важнейших восстановителей и окислителей. Восстановители: активные металлы, водород, уголь, оксид углерода (II) СО, сероводород H2S, аммиак NH3 и т. д. Окислители: кислород, галогены; азотная HN03 и серная H2SO4 кислоты, перманганат калия КМnO2 и др. Ключевые слова и словосочетания
Работа с компьютером
Вопросы и задания
|
|
|