Реферат на тему: "Окислительно-восстановительные реакции"

Окислительно­восстановительные реакции Реферат Оглавление. 1. Введение …………………………………….………………............................2 2. Теория ОВР...……………………………………………………………......…3 3. Классификация ОВР…………………………………………………….....….2 4. Методы расстановки коэффициентов в ОВР………………………………..4 5. Факторы, влияющие на протекание ОВР……………………………………5 6. Влияние среды на характер протекания ОВР…..…………………………...5 7. Направление ОВР……………………………………………………………..6 8. Значение ОВР………………….…………………..................................……..7 9. Литература………………………………………………………...............…...8 10.Приложение ………………………………………….............................……..8 1 Введение Каждый день мы встречаемся с тысячами химических реакций. Все химические  реакции можно разделить на два типа. К первому из них относятся реакции,  протекающие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав  реагирующих веществ. Например: H+1N+5O3 ­2+ Na+1O­2H+1 = Na+1N+5O3 ­2 + H2 +1O­2 Ко второму типу относятся реакции, идущие с изменением степени атомов  реагирующих веществ. Например: 2K+1Cl+5O3 ­2 = 2K+1Cl­1 + 3O2 ­2 Здесь атомы хлора и кислорода меняют степени окисления. Эти реакции  принадлежат к числу наиболее распространенных. К ним относятся дыхание, брожение, фотосинтез и многие другие.  Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в  состав реагирующих веществ, называются окислительно­восстановительными. Число электронов, смещенных от атома данного элемента к соседнему атому в соединении, называют степенью окисления. Понятие степени окисления  связано с электроотрицательностью атомов. Понятие степени окисления элементов в  соединении имеет условный характер, так как не отражает реальный эффективный  заряд частицы. Расчетное значение получается из условия, что все молекулы  электрически нейтральны, а некоторые элементы имеют в большинстве соединений  единственную и постоянную степень окисления (Н+,О‒2). [4] Теория ОВР 1. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или  ионом. Например:Fe+2 – e­ = Fe+3 При окислении степень окисления повышается. 2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом,  молекулой или ионом. Например:S0 + 2e­ = S­2 При восстановлении степень окисления понижается. 2 3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются  восстановителями. Во время реакции они окисляются. 4. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются  окислителями. Во время реакции они восстанавливаются. 5. Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов,  присоединяемых окислителем. 6. В некоторых реакциях может быть несколько окислителей или восстановителей. Таблица 1 Важнейшие восстановители и окислители Восстановители Металлы, H2, уголь C, CO, сероводород,  H2S, SO2, H2SO3иеесоли,  галогеноводородные кислоты, SnCl2, FeSO4,  MnSO4, Cr2(SO4)3, HNO2, NH3, гидразин  N2H4, NO, фосфористая кислота H3PO3,  альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая  кислоты, глюкоза, катод при электролизе Окислители Галогены, KMnO4, K2MnO4, MnO2, K2Cr2O7,  K2CrO4, HNO3, O2, O3, H2O2, H2SO4(конц.),  H2SeO4, CuO, Ag2O, PbO2, ионы  благородных металлов (Ag+1, Au+3 и др.),  FeCl3, гипохлориты, хлораты и перхлораты,  царская водка, смесь концентрированных  азотной и плавиковой кислот, анод при  электролизе [7] Классификация ОВР 1) Межмолекулярные ОВР (элемент­окислитель и элемент­восстановитель в  составе молекул разных веществ) 2Fe+3Cl3 + 2KI­1 = 2Fe+2Cl2 + I2 0 + 2KCl 2) Внутримолекулярные ОВР (элемент­окислитель и элемент­восстановитель  входят в состав одного вещества) (N­3H4)2Cr2 +3O3 + 4H2O +6O7 = N2 0 + Cr2 3) Реакции диспропорционирования, или реакции самоокисления­ самовосстановления (один и тот же элемент, находящийся в промежуточной  степени окисления, и окисляется, и восстанавливается) Cl2 0 + Ca(OH)2 = CaCl2 3 ­1 + Ca(Cl+1O)2 + H2O 4) Реакции конмутации (реакция внутримолекулярного окисления­ восстановления, происходит выравнивание степеней окисления атомов одного и того же элемента) N‒3H4N+3O2+5O2 =N2 0 + 2H2O [5] Методы расстановки коэффициентов 1. Метод «Гарсиа» Cu2S+ HNO3 = Cu(NO3)2+ H2SO4+ NO+ H2O 1)Составим полуреакции: 2HNO3 = 2NO+H2O+ 3O Cu2S= 2Cu(NO3) 2+H2SO4 2) Уравняем атомы Cu и S 3) Прибавим в левую часть молекулы азотной кислоты: Cu2S+4HNO3→2Cu(NO3) 2+H2SO4 4)Уравняем остатки HNO3 , потом Н, прибавив в правую часть молекулу воды, и  наконец ­ кислород, прибавив в правую часть пять формальных О. 5О+Cu2S+4HNO3→2Cu(NO3) 2+ H2SO4 +H2O 5) Прибавим две полуреакции, предварительно помножив первую на 5, а вторую – на 6)  При этом формальные атомы О сократятся. 2HNO3 = 2NO + H2O + 3O |     5           5О + Cu2S + 4HNO3 → 2Cu(NO3) 2 + H2SO4 + H2O  |      3 Итог:  3Cu2S+ 22HNO3 = 6Cu(NO3)2+ 3H2SO4+ 10NO+ 8H2O 2. Метод электронного баланса 2Cu   0 + H+1N   +5O3 ­2 = 3Cu   +2(N+5O3 ­2)2 +2N   +2O­2 + H2 +1O­2 Cu0 – 2e­ = Cu+2  |    3  восстановитель,  окисление N+5 + 3e­ = N+2         |   2  окислитель,  восстановление 3. Метод ионно­электронного баланса (метод полуреакций) 4 Na2Cr2O7 + H2S +H2O  H2S ­ 2e­  2­ + 6e­  7H2O + Cr2O7 →  NaOH + S + Cr(OH) →  S + H  8OH→ ­ + 2Cr(OH)3 |1 +|3 3 7H2O +3H2S + Cr2O7  3H→ + +3S + 2Cr(OH)3 +8OH­ → 2­   3S + 2Cr(OH) →  2NaOH + 3S + 2Cr(OH) Итог: Na2Cr2O7 + 3H2S +H2O  H2O +3H2S + Cr2O7 3 +2OH­ 2­  3 [3] Факторы, влияющие на протекание ОВР Протекание окислительно­восстановительных реакций зависит от  природы взаимодействующих веществ,  условий проведения реакций,  концентрации реагента,  температуры реакции,  наличия катализатора,  влияния характера среды [6] Влияние среды на характер протекания окислительно­восстановительных реакций. Реакции окисления­восстановления могут протекать в различных средах: в  кислой (избыток Н+­ ионов), нейтральной (Н2О) и щелочной (избыток гидроксид­ионов  ОН­). В зависимости от характера среды может изменяться характер протекания  реакции между одними и теми же веществами. Среда влияет на изменение степеней  окисления атомов. Рассмотрим восстановление KMnO4: 2KMnO4 + 5Na2SO3 +3H2SO4= 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O 2KMnO4 + 3Na2SO3 +H2O= 2MnO2 5 ↓  + 3Na 2SO4 + 2KOH 2KMnO4 + Na2SO3 +2KOH= 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O [1] Направление окислительно­восстановительных реакций Для количественного определения возможности протекания ОВ реакций  используют значения окислительно­восстановительных потенциалов (редокс­ потенциалов). Значения некоторых стандартных электродных потенциалов приведены в приложении. Окислительно­восстановительная реакция будет самопроизвольно протекать в  таком направлении, при котором полуреакция с более высоким значением  окислительно­восстановительного потенциала выступает в качестве окислителя по  отношению к полуреакции с более низким потенциалом. Установить возможность и направление протекания реакции 2KBr + PbO2 + 2H2SO4 = Br2 + PbSO4 + K2SO4 + 2H2O. Запишем реакцию в ионном виде, разделив ее на полуреакции, и запишем  стандартные потенциалы полуреакций : 2Br ­1 + PbO2 + 4H+ = Pb2+ + Br2 + 2H2O. 1) Br2 + 2ē = 2Br­1;                                   E0 = 1,07 B, 2) PbO2 + 4H+ + 2ē = Pb2+ + 2H2O;          E0 = 1,45 B. Eок­ля – Eвосст­ля = 1,45 ­ 1,07 = 0,38 В > 0. В данном примере Еок­ля>Eвосст­ля, т.е. реакция в стандартных условиях будет  протекать самопроизвольно в прямом направлении (слева направо) и,  следовательно, указанные вещества будут реагировать между собой. [2] Электролиз Этот  окислительно­восстановительный   процесс  протекает   на   электродах   при прохождении   постоянного   электрического   тока   через   растворы   или расплавы электролитов.  На   отрицательно   заряженном   электроде   ­ катоде происходит электрохимическое восстановление частиц (атомов, молекул, катионов), а на положительно заряженном 6 электроде   ­ аноде идет электрохимическое   окислениечастиц   (атомов,   молекул, анионов). В расплаве: В растворе: NaCl⇌Na+1 + Cl–1 катод (–) (Na+1): Na+1 +e– = Na0, (процесс восстановления) анод (+) (Cl–1): Cl–1 – е = Cl0, 2Cl0 = Cl2; (процесс окисления) Суммарно:            2NaCl = 2Na + Cl2. NaCl ⇌ Na+1 + Cl–1, H2O ⇌  Н+1 + ОН–1; катод (–) (Na+1; Н+1): 2H2O + 2е– = H2 + 2OH–1, анод (+) (Cl–1; OН–1): Cl–1 – е– = Cl0, 2Cl0 = Cl2; Суммарно:                    2NaCl + 2H2O = 2NaOH + Cl2 + H2. [4] Значение ОВР в жизни человека 7 Окислительно­восстановительные реакции сопровождают многие процессы,  осуществляемые в промышленности и в различных сферах быта: горение газа в газовой  плите, приготовление пищи, стирка, чистка предметов домашнего обихода,  изготовление обуви, парфюмерных, текстильных изделий.  Для целей отбеливания и дезинфекции пользуются окислительными свойствами  таких наиболее известных средств, как пероксид водорода, перманганат калия, хлор и  хлорная, или белильная, известь. Если требуется окислить с поверхности изделия какое­либо легко  разрушающееся вещество, применяют пероксид водорода. Он служит для отбеливания  шелка, перьев, меха. С его помощью также реставрируют старинные картины. Ввиду  безвредности для организма пероксид водорода применяют в пищевой отрасли  промышленности для отбеливания шоколада, рубцов и оболочек в производстве  сосисок.  Дезинфицирующее действие перманганата калия тоже основано на его  окислительных свойствах.  Хлор разрушает многие краски, на чем основано его применение при белении  бумаги и тканей. Хлорная, или белильная, известь – это один из самых  распространенных окислителей как в быту, так и в производственных масштабах. В природе окислительно­восстановительные реакции чрезвычайно  распространены. Они играют большую роль в биохимических процессах: дыхании,  обмене веществ, нервной деятельности человека и животных. Проявление различных  жизненных функций организма связано с затратой энергии, которую наш организм  получает из пищи в результате окислительно­восстановительных реакций. Сжигание топлива в топках паровых котлов и двигателях внутреннего сгорания,  электролитическое осаждение металлов, процессы, происходящие в гальванических  элементах и аккумуляторах, включают реакции окисления­восстановления так же, как  и получение железа, хрома, марганца, никеля, кобальта, меди, серебра, серы, хлора,  иода и т.д. и ценных химических продуктов, например, аммиака, щелочей, сернистого  газа, азотной, серной и других кислот. 8 В аналитической химии на процессах окисления и восстановления основаны  перманганатометрия, иодометрия, броматометрия, играющие важную роль при  контролировании производственных процессов и выполнении исследований. Литература 1. Барышова И.В. ЕГЭ по химии. Часть С. 11 класс.— М.: БИНОМ. Лаборатория  знаний, 2013. 2. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: Учеб. Пособие для вузов/Под ред. В.А. Рабиновича и Х.М. Рубиной. – Л.: Химия, 1988. 3. Глинка Н.Л. Общая химия. Изд. 19­е, пер. ­ Л., «Химия», 1977. 4. Егоров А.С. и др. Химия. Пособие­репетитор для поступающих в вузы. 5­е изд.  — Ростов н/Д: Феникс, 2003. 5. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Попков В.А. Начала химии. Современный курс для  поступающих в вузы. Том 1 7­е изд., перераб. и доп. — М.: Экзамен, 2002. 6. Лидин Р.А., Аликберова Л.Ю. Химия: Справочник для старшеклассников и  поступающих в вузы: Полный курс подготовки к выпускным и вступительным. — М.: АСТ­ПРЕСС ШКОЛА, 2010. 7. Хомченко Г.П. Химия для поступающих в вузы: Учебное пособие.— М.: Высшая  школа, 1985. 9 Окислители Приложение Таблица 1 Формула окислителя KMnO4 MnO2 K2Cr2O7 K2CrO4 (Na2CrO4) CrO3 NaNO3 HNO2 KNO2 HNO3(разб.) HNO3(очень разб.) HNO3(конц.) H2SO4(разб.) H2SO4(конц.) Соли MxAny AgNO3 Соединение или ион, проявляющий окислительн ые свойства MnO4 MnO4 ­1 ­1 ­1 MnO4 MnO2 Cr2O7 ­2 ­2 Cr2O7 CrO4 ­2 ­2 CrO4 CrO3 Соединение или ион, в который переходит окислитель Mn+2 MnO2 ­2 MnO4 Mn+2 Cr+3 ­1 CrO2 Cr+3 ­1 CrO2 Cr+3 ­1 ­1 CrO3 NO3 ­1 HNO2 NO3 ­1 NO3 NO3 NO3 NO3 H+1 SO4 SO4 M+y M+y Ag+1 ­2 ­1 ­1 ­2 +1) ­1 CrO2 NH3 NO NO NO NH3 (NH4 N2O NO2 H2 SO2 H2S M0 M+n  (n