Сегодня – урок химии 9 — Окислительно-восстановительные реакции. Электролиз расплавов и растворов электролитов. Но прежде, проверьте ответы к тестовым заданиям урока химии 8: 1-3, 2-1, 3-4, 4-2, 5-2, 6-2, 7-2, 8-3, 9-1, 10-4, 11-1, 12-2, 13-4, 14-3, 15-4, 16-3, 17-3, 18-3, 19-1, 20-3, 21-4, 22-3, 23-2, 24-3, 25-3.

Переходим к уроку химии 9.

Степень окисления — условный (формальный) заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что все атомы в молекуле являют­ся ионами, а сама молекула электронейтральна.

Атомы более электроотрицательных элементов имеют отрицательную степень окисления, а менее электроотрицательных — положительную.

Следовательно, при определении степени окисления следует исходить, в первую очередь, не из электронного строения атома, а из ряда формаль­ных принципов, в соответствии с которыми все атомы можно разделить на три группы: атомы с постоянной степенью окисления; атомы, имеющие преобладающую степень окисления; атомы с переменной степенью окисле­ния.

К первой группе относятся атомы щелочных металлов (+1), щелочно­земельных (+2), алюминия (+3) и фтора (-1). Ко второй можно отнести атомы водорода (почти всегда +1, но в соединениях со щелочными и ще­лочноземельными металлами -1); кислорода (как правило, -2, но в соеди­нении со фтором +1 и +2, а в пероксидах -1). Сюда же можно отнести и атомы железа, имеющие две наиболее распространенные степени окисле­ния (+2 и +3). Степень окисления остальных атомов зависит от их химиче­ского окружения.

При определении степени окисления атомов в молекуле рекомендуется следующий порядок действий:

Установить степень окисления атомов, у которых она неизменна.

Сделать заключение о степени окисления атомов, имеющих преоб­ладающую степень окисления.

Степень окисления оставшихся атомов определить математически, исходя  из  электронейтральности  молекулы  (если определяют  степень окисления элемента в сложном ионе, то сумма степеней окисления всех элементов равна заряду этого иона).

Необходимо помнить также и следующее:

а) степень окисления атомов в молекулах простых веществ (Н₂, С, О₃) равна нулю;

б) металлы во всех соединениях имеют только положительные степени окисления;

в) степень окисления атома неметалла в соли всегда равна его степени окисления в соответствующей кислоте.

При таком образе действий степень окисления может оказаться дроб­ной величиной, что никак не противоречит ее определению. Например, в соединении железа Fе₃О₄ степень окисления железа равна +8/3.

Максимальная (высшая) степень окисления элемента (С.О.max), как правило, равна номеру группы, в которой находится элемент в периоди­ческой системе (исключения: кислород, фтор, элементы подгруппы меди).

Низшая (минимальная) степень окисления металлов равна нулю.

Низшая степень окисления неметаллов (C.O.min) обычно равна:

C.O.min =   С.О.max – 8

Например, для серы: 6 — 8 = -2.

Разные атомы одного и того же элемента, входящие в состав одной молекулы, могут иметь разные степени окисления. Такая ситуация наибо­лее распространена в органической химии.

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, вхо­дящих в состав реагирующих молекул, называются окислительно-восстановительными.

Окисление – процесс отдачи электронов атомом, ионом или молекулой.

Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом

Окислитель – это вещество, содержащее элемент, который принимает электроны, при этом степень окисления этого элемента понижается. В результате реакции окислитель восстанавливается. Сильные окислители: F₂, O₂, O₃, H₂O₂, Cl₂(особенно в водном р-ре), HClO, HClO₃, H₂SO₄(только концентрированная), HNO₃, NO₂, KMnO₄, MnO₂, K₂Cr₂O₇, CrO₃, PbO₂.

Восстановитель — вещество, содержащее элемент, который отдает электроны, при этом степень окисления этого элемента повышается. В результате реакции восстановитель окисляется. Сильные восстановители: щелочные и щелочноземельные металлы, Mn, Al, H₂(особенно в момент выделения), HI и иодиды, HBr и бромиды, H₂S и сульфиды, NH₃, PH₃, H₃PO₃, C, Fe²⁺ и Cr²⁺.

Так, в реакции:

 2FeCl₃ + 2KI → I₂ + 2FeCl₂ + 2KC1

окислителем является Fe³⁺ (Fe³⁺ + le = Fe²⁺), а восстановителем — ион I^—.

Методы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций применяют два метода: электронного баланса и полуреакций. Основным требованием обоих является то, что число электронов, отданных восста­новителем, должно равняться числу электронов, принятых окислителем.

В методе электронного баланса сначала определяют степень окисления каждого атома и затем составляют схемы, отражающие процесс передачи электронов. После этого подбирают множители по правилу нахождения общего кратного, которые и будут представлять собой коэффициенты при окислителе и восстановителе.

Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию:

KMnO₄+ HC1 → Сl₂ + MnCl₂ + KC1 + Н₂О

Mn⁷⁺ + 5e → Mn²⁺

2Cl^— — 2e → Cl₂⁰

2КМnО₄ + 10НС1 → 2МnСl₂ + 5Сl₂ + KCI + Н₂О

Теперь уравниваем количество атомов, не участвующих в окислитель­но-восстановительной реакции:

а) ионов металлов, не изменивших степени окисления (калий):

2КМnО₄ + 10НС1 → 2МnСl₂ + 5Сl₂ + 2КСl + Н₂О

б) ионов кислотных остатков (в данной реакции хлорид-ионов):

в) ионов водорода:

2КМnО₄ + 16НС1 → 5Сl₂ + 2КС1 + 2МnСl₂ + 8Н₂О

В заключение можно проверить правильность расстановки коэффици­ентов подсчетом общего количества атомов кислорода слева и справа.

В методе полуреакций коэффициенты окислительно-восстановитель­ных реакций определяют с учетом конкретной формы ионов, участвую­щих в процессе. Преимуществом метода является отсутствие необходи­мости пользоваться понятием степени окисления. Кроме того, он позволя­ет учесть влияние среды реакции на характер процесса.

Типы ОВР:

Межмолекурянные ОВР – реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в составе разных молекул.

Внутримолекулярные ОВР – реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в составе одной молекулы.

Диспропорционирование – окислительно – восстановительная реакция, в которой один тот же элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.

 Реакции электролиза

Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита.

Сущность электролиза заключается в осуществлении химических ре­акций — восстановления на катоде и окисления на аноде — за счет энергии электрического тока, подводимой извне.

Так, если в раствор или расплав хлорида натрия погрузить инертные (угольные) электроды и пропустить постоянный электрический ток, то ионы приобретут направленное движение: катионы Na+ будут двигаться к катоду (отрицательно заряженному электроду), а анионы СГ — к аноду (положительно заряженному электроду).

Общее уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

катод:   Na+ + е → Na°

анод:    2Cl^— — 2е → Cl°₂

                   эл. ток

2Na⁺ + 2Сl^— → 2Na° + CI₂°

                     эл. ток

или   2NaCI → 2Na° + Сl₂⁰

Эта реакция является окислительно-восстановительной: на катоде протекает процесс восстановления, на аноде — окисления.

Электролиз водных растворов электролитов является гораздо более сложным, так как в процессе могут участвовать молекулы воды. Поэтому в случае, например, электролиза водного раствора хлорида натрия теоре­тически может протекать сразу несколько превращений:

1) окисление на аноде:

2Сl^— — 2е → Сl₂ или 2Н₂О — 4е^— → О₂ + 4Н⁺

2) восстановление на катоде:

Na⁺ + е → Na⁰   или 2Н₂О + 2е → Н₂ + 2ОН^—

 Чтобы определить, какой из возможных процессов действительно бу­дет иметь место, нужно руководствоваться нижеследующими правилами, Для восстановительного процесса, протекающего на катоде:

1.  в водных растворах,  содержащих  катионы  металлов,  имеющих больший стандартный электродный потенциал, чем у водорода (от Сu²⁺до Аu³⁺), восстанавливаются ионы металлов;
2. катионы металлов с малым потенциалом (от Li⁺ до Аl³⁺ включитель­но), не восстанавливаются на катоде, вместо них восстанавливаются мо­лекулы воды;
3. катионы металлов с потенциалом, меньшим, чем у водорода, но большим, чем у алюминия (от А1³⁺ до Н⁺), при электролизе на катоде восстанавливаются одновременно с молекулами воды.

Если же водный раствор содержит катионы различных металлов, то при электролизе восстановление этих металлов на катоде протекает в порядке уменьшения алгебраической величины стандартного электродно­го потенциала соответствующего металла. Для того, чтобы узнать его, нужно обратиться к электрохимическому ряду напряжений металлов.

Так, из смеси катионов Ag⁺, Cu²⁺, Fe²⁺ сначала будут восстанавливать­ся катионы серебра (φ° = +0,80 В), затем катионы меди (φ° = +0,34 В) и последними — катионы железа (φ° = -0,44 В).

Характер реакций, протекающих на аноде, зависит как от присутствия молекул воды, так и от вещества, из которого сделан анод.

Если анод нерастворимый, т.е. инертный (уголь, графит, платина, зо­лото), то в процессе электролиза сначала окисляются анионы бескисло­родных кислот (кроме плавиковой), затем молекулы воды (с выделением кислорода), и только в последнюю очередь — солей кислородсодержащих кислот и фторидов. При электролизе растворов щелочей идет окисление гидроксид-ионов.

Если анод растворимый (железо, медь, цинк, серебро и все металлы, которые окисляются в процессе электролиза), то независимо от природы аниона всегда идет окисление металла анода.

При отдаче электронов сме­щается равновесие между электродом и раствором, и анод растворяется.

Законы электролиза Фарадея.

Первый закон Фарадея – масса вещества, образующегося на электродах, прямо пропорциональна количеству пропущенного электричества.

Второй закон Фарадея – для разряда одного моля ионов на электроде необходимо пропустить через электролит количество электричества, равная заряду иона, умноженному на постоянную Фарадея F. Объединенная формула первого и второго законов Фарадея:

                         m = MIt/nF,

где m – масса вещества выделившегося на электроде, M – его молярная масса, n – число электронов, участвующее в электродном процессе, I – сила тока (А), t – время электролиза (с).

 Это был урок химии 9 — Окислительно-восстановительные реакции. Электролиз расплавов и растворов электролитов