Направление реакций окисления-восстановления

Процессы окисления и восстановления неразрывны друг от друга и протекают всегда одновременно. Окислитель, присоединяя электроны, превращается в соответствующий восстановитель, и каждому восстановителю соответствует определенный окислитель. Таким образом, окислитель( О ) и восстановитель ( В ) образуют сопряженную окислительно-восстановительную пару, равновесие между компонентами которой выражается схемой:

О + n e- Û B ( *)

Можно сформулировать общий принцип, определяющий окислительно-восстановительные свойства пары О/В: чем сильнее окислитель, тем слабее восстановитель и, наоборот.

Относительная активность различных окислителей и восстановителей количественно характеризуется величиной стандартного электродного потенциала Е°о/в*): чем выше значение Е°о/в, тем сильнее окислитель и тем слабее восстановитель пары О/В.

Кроме этого, окислительно-восстановительные свойства пары зависят от концентраций окислителя (Со), восстановителя (Св) и температуры в соответствии с уравнением Нернста:

Eо/в = E°о/в + (RT/n) ln Cо/Cв = E° + (0.059/n) lg Cо/Cв, ( 1 )

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

*) стандартный электродный потенциал определяется как электродвижущая сила гальванического элемента, построенного из электрода, содержащего компоненты данной окислительно-восстановительной пары при их концентрациях 1моль/л и стандартного водородного электрода, потенциал которого по определению равна нулю.

 

Окислительно-восстановительные процессы подчиняются общим законам термодинамики, т.е. могут протекать самопроизвольно при выполнении условия: DG < 0.

Изменение энергии Гиббса реакции связано с ЭДС ( Е ) гальванического элемента, в котором идет данная окислительно-восстановительная реакция, соотношением: DG = - n F E , ( 2 )

где F = 96500 Кл/моль - постоянная Фарадея. Учитывая это, условие возможности самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции может быть записано в виде:

Е = Еок - Евос > 0илиЕок > Евос ( 3 )

Иными словами , окислительно-восстановительная реакция возможна, если электродный потенциал пары, содержащей данный окислитель,больше электродного потенциалапары, содержащей данный восстановитель.

Значения стандартных электродных потенциалов приводятся в термодинамических таблицах

( см. ПРИЛОЖЕНИЕ ).

ПРИМЕР 3.

Определить возможность протекания реакции между растворами бихромата калия и нитритом натрия ( разобрана в предыдущем разделе ).

Выписываем уравнения отдельно процессов окисления и восстановления и величины электродных потенциалов, соответствующие этим окислительно-восстановительным парам:

окислитель Cr2O72- + 14 H+ + 6 е- = 2 Cr3+ + 7 H2O восстановление Е0Cr O +14H /2Cr +7H O = 1,33 В

восстановитель NO2- + H2O = NO3- + 2 H+ + 2 е- окисление Е0 NO +2H / NO +H O = 0,84 В

Сопоставляя значения потенциалов ( см. соотношение 3 ), делаем вывод, что Cr2O72- более сильный окислитель, чем NO3-, следовательно данная реакция может протекать самопроизвольно в прямом направлении.

Экспериментальная часть.

ОПЫТ 1. Окислительные и восстановительные свойства химических соединений.

Рассматривается возможность протекания реакции между перманганатом калия KMnO4 и двумя соединениями серы Na2SO3 и Na2SO4 в кислой среде:

1). KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4

2). KMnO4 + Na2SO4 + H2SO4

Протекание реакции фиксируется по изменению фиолетовой окраски раствора.

В 2 пробирки внесите по 3 капли раствора KMnO4 и 1-2 капли раствора H2SO4. В одну пробирку добавьте 4-5 капель раствора Na2SO3 , в другую - столько же раствора Na2SO4.

1) Отметьте признаки реакции.

2) Определите степени окисления марганца и серы в исследуемых соединениях. Исходя из этого определите роль каждого соединения в реакциях окисления-восстановления и объясните результаты опыта.

3) Методом электронно-ионных уравнений составьте уравнение реакции:


ОПЫТ 2. Направление реакций окисления-восстановления. Вытеснение водорода из кислот.

Рассматривается возможность протекания окислительно-восстановительной реакции вытеснения молекулярного водорода из раствора серной кислоты металлами - цинком и медью.

1). Zn + H2SO4 =

2). Cu + H2SO4 =

Образование водорода определяется визуально по выделению пузырьков газа.

В одну пробирку поместите гранулу цинка, в другую - медную проволоку или стружку. В обе пробирки добавьте по 5-6 капель раствора ( 1 моль/л ) серной кислоты.

1) Допишите указанные реакции, отметьте признаки реакций и сделайте выводы об их протекании. 2) Напишите электронно-ионные реакции окисления-восстановления для исследуемых металлов и водорода, выпишите значения электродных потенциалов.

3) Сделайте вывод о возможности протекания данных реакций.

4) Сформулируйте общее правило вытеснения металлами водорода из растворов кислот.

 

 

ОПЫТ 3. Реакции диспропорционирования.

Реакции диспропорционирования ( самоокисления-самовосстановления ) представляют собой особый тип реакций, в которых и окислителем, и восстановителем являются атомы элементов с промежуточной степенью окисления в молекуле одного и того же вещества.

Рассматривается реакция диспропорционирования пероксида водорода: Н2О2 ®Н2О + О2. Кислород в Н2О2 находится в промежуточной степени окисления ( -1 ) , поэтому может быть как окислителем, так и восстановителем.

Реакция протекает в присутствии катализатора - диоксида марганца. Протекание реакции определяется по образованию газообразного кислорода, выделение которого вызывает возгорание тлеющей лучинки. Опыт проводится под тягой в присутствии преподавателя.

1) Составьте ионно-электронные уравнения окисления и восстановления пероксида водорода.

2) Выпишите ( см. приложение ) значения стандартных электродных потенциалов окислительно-восстановительных пар, в которые пероксид водорода входит в качестве окислителя и в качестве восстановителя.

3) Сделайте вывод о возможности самопроизвольного разложения пероксида водорода.


ОПЫТ 4. Влияние характера среды на особенности протекания реакций окисления-восстановления.

Изучается характер взаимодействия окислителя KMnO4 и восстановителя Na2SO3 в кислой, нейтральной и щелочной средах.

В зависимости от величины рН раствора окислитель MnO4- восстанавливается до Mn2+ (в кислой среде), MnO2 (в нейтральной среде) и MnO42- (в сильно-щелочной среде).

 

Исходный раствор рН среды Признаки реакции Продукты реакции
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 рН < 7    
KMnO4 + Na2SO3 + H2O рН = 7    
KMnO4 + Na2SO3 + КОН рН > 7    

 

В три пробирки внесите 3-4 капли раствора KMnO4. В первую пробирку для создания кислой среды внесите 1-2 капли раствора (1 моль/л ) H2SO4, во вторую для создания щелочной среды 5-6 капель концентрированного раствора КОН, в третьей среда останется нейтральной. В каждую из трех пробирок добавьте 3-4 капли раствора Na2SO3.

1)В таблице отметьте признаки протекания и состав продуктов реакций в каждом случае.

2) Методом электронно-ионных уравнений составьте уравнения проведенных реакций:

2.1) KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4

2.2) KMnO4 + Na2SO3 + H2O

2.3) KMnO4 + Na2SO3 + КОН


Вариант предлабораторного теста.

 

I. Определите степень окисления хлора в KClO

1) +3 2) +5 3) +7 4) +1

II. Укажите процессы восстановления

1) S4+ = S6+ + 2e- 2) Br7+ + 8e- = Br-3) Ag = Ag+ + e- 4) Cr2+ + 2e- = Cr

III. Какие свойства в реакциях окисления-восстановления может проявлять S

1) окислитель 2) восстановитель 3) и окислитель и восстановитель

IV. Какая окислительно-восстановительная пара содержит наиболее сильный восстановитель

1) H3РO3+3H+/P+3H2O, E°= -0.5 B 2) Na+/Na, E°= -2.71 B 3) Zn2+/Zn, E°= -0.76 B

V. Укажите реакции окисления-восстановления

1) AgNO3 + KOH ® Ag2O + H2O + KNO3 2) Zn(OH)2 + HCl ® ZnCl2 + H2O

3) MnS + HNO3 ® S + NO + Mn(NO3)2 + H2O 4) Fe(NO3)3 + Al ® Fe + Al(NO3)3

VI. Определите тип процесса и сколько электронов ( n ) в нем участвует Br7+ ®Br-

1) n = 6, окисление 2) n = 6, восстановление 3) n = 8, окисление 4) n = 8, восстановление

VII. Определите X в процессе S4+ = SX + 2e-

1) +4 2) +2 3) +64) - 2

VIII. Определите n e- в процессе PbO2 + 4H+ + ne- = Pb2+ + 2H2O

1) 4 2) 3 3) 2 4) 1

IX. Определите n H+ в процессе Mn2+ + 2H2O = MnO2 + nH+ + 2e-

1) 3 2) 2 3) 1 4) 4

X. Определите n OH- в процессе Si + n OH- = SiO32- + 3H2O + 4e-

1) 6 2) 3 3) 4 4) 2

 

Правильные ответы выделены жирным шрифтом.

 

Контрольные вопросы.

I. Определите, какую роль - окислителя или /и восстановителя - могут играть в реакциях окисления-

восстановления следующие частицы:

1) PO43-, PO33- 2) Сl-, ClO2- 3) NO, NO3- 4) S2-, SO2 5) Sn, SnO2

II. Составьте электронно-ионные уравнения взаимного превращения частиц ( см. п. I ) в кислой, нейтральной и щелочной средах.

III. Методом электронно-ионных уравнений составьте уравнение реакции:

1) NO2+H2O®HNO3+NO 2) Br2+H2O® HBr+HBrO3 3) MnO2+KOH® KMnO4+Mn(OH)2

4) HClO3 ® HCl + HClO4 5) P + H2O® H3PO3

Определите возможность самопроизвольного протекания реакции.


ПРИЛОЖЕНИЕ.

Стандартные электродные потенциалы окислительно-восстановительных пар 250С

Окислитель Восстановитель ne- E0о/в, В
К+ К I e - 2,92
Na+ Na I e -2,71
Mn2+ Mn 2 e -1,18
Zn2+ Zn 2 e -0,76
Fe2+ Fe 2 e -0,44
Ni2+ Ni 2 e -0,25
Sn2+ Pb2+ 2H+ Sn Pb H2 2 e 2 e 2 e -0,14 -0,13
Cu2+ Cu 2 e 0,34
Br2 2Br - 2 e 1,09
2BrO3-+12H+ Br2+6H2O 10 e 1,52
J2 2J- 2 e 0,54
2JO3-+6H2O J2+12OH- 10 e 0,21
NO3-+2H+ NO2+2H+ O2+2H+ NO2+H2O NO+H2O H2O2 I e 2 e 2 e 0,74 1,07 0,68
H2O2+2H+ 2H2O 2 e 1,78
MnO2+2H2O Mn(OH)2+2OH- 2 e -0,5
MnO4-+2H2O MnO2+4OH- 3 e 0,6
Окислитель Восстановитель ne- E0о/в, В
P+3H2O PH3+3OH- 3 e -0,89
H3PO3+3H+ P+3H2O 3 e -0,5
   
ClO3-+6H+ Cl-+3H2O 6 e 1,45
ClO4-+2H+ ClO3-+H2O 2 e 1,19
S2O82- 2SO42- 2 e 2,01