Как доказать что реакция окислительно восстановительная

1.4.8. Реакции окислительно-восстановительные. Коррозия металлов и способы защиты от нее.

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — такие реакции, которые протекают с изменением степеней окисления элементов.

Изменение степеней окисления происходит из-за полной или частичной передачи электронов от одних атомов к другим:

Процесс приобретения атомом дополнительных электронов называется восстановлением:

Вещество, которое содержит восстанавливающиеся атомы, называют окислителем.

В примере выше окислителем является азотная кислота HNO₃.

Аналогично повышение степени окисления происходит в том случае, когда атом элемента теряет некоторое количество своих электронов. Процесс потери атомом электронов называют окислением:

Химическое вещество, которое содержит окисляющиеся атомы, называют восстановителем. В указанном примере восстановителем является фосфин PH₃.

Виды окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные ОВР

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции — такие реакции, в которых атомы окислителя и атомы восстановителя находятся в разных веществах. Например:

Внутримолекулярные ОВР

Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции — такие реакции, в которых атомы восстановителя и атомы окислителя содержатся в одном веществе. Например:

Реакции диспропорционирования

Реакциями диспропорционирования называют такие реакции, в которых атомы одного химического элемента, являются окислителями и восстановителями и при этом находятся в одном веществе. Такие реакции также называют реакциями самоокисления-самовосстановления. Например, к таким реакциям относятся все реакции взаимодействия галогенов с растворами щелочей:

Расстановка коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях

Метод электронного баланса

Метод электронного баланса — метод расстановки коэффициентов в окислительно-восстановительной реакции, основанный на том, что количество электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, полученных окислителем.

Алгоритм расстановки коэффициентов данным методом выглядит следующим образом:

1) Следует записать схему реакции, указав формулы всех реагентов и продуктов. Например, при взаимодействии концентрированной серной кислоты с фосфором образуется фосфорная кислота, диоксид серы и вода:

2) Далее следует расставить все степени окисления и найти те элементы, у которых изменилось значение степени окисления.

3) После расстановки степеней окисления химических элементов находят те элементы, которые изменили свои степени окисления. Далее записывают уравнения полуреакций окисления и восстановления. В нашем случае они имеют вид:

4) Поскольку количество отдаваемых электронов восстановителем должно быть равно количеству принимаемых электронов окислителем, далее следует подобрать дополнительные множители к записанным полуреакциям:

5) Подобранные к полуреакциям множители переносятся в схему реакции:

6) Отталкиваясь от тех коэффициентов, которые уже известны из электронного баланса, оставшиеся коэффициенты расставляют методом подбора:

Примечание:

Следует отметить, что если в одной структурной единице какого-либо участника реакции содержится не один атом химического элемента, изменившего степень окисления, а 2 или больше, то это обязательно следует учитывать при записи уравнений полуреакций. Обратите внимание на составление электронного баланса для реакции горения этана в кислороде:

Как можно видеть в первом уравнении полуреакции, мы учли то, что в левой части уравнения уже сразу содержится не менее двух атомов углерода, поскольку одна формульная единица C₂H₆ содержит два атома C. По этой причине мы поставили коэффициент 2 перед атомами углерода в левой и правой частях полуреакции, а также удвоили количество «уходящих» электронов (14 вместо 7-ми).

Во второй полуреакции мы также учли, что в левой части уравнения реакции не может быть менее двух атомов кислорода, поскольку 2 атома O содержатся в одной молекуле O₂. Однако как вы могли заметить, в случае простого вещества кислорода мы не стали писать 2O, а записали O₂. Также следует поступать и в случае других простых молекулярных веществ, например, O₂, F₂, Cl₂, N₂, H₂ и т.д.

Очевидно, что электронный баланс — не самая сложная часть в процессе составления уравнения окислительно-восстановительной реакции. Часто трудности возникают в том, какие продукты записывать в правой части схемы реакции.

Для того чтобы записывать уравнения ОВР, не нужно пытаться выучить все возможные реакции, тем более, что это невозможно в принципе. Надо учиться их составлять. В первую очередь, что действительно следует выучить, так это формы существования окислителей и восстановителей до и после реакции в зависимости от среды раствора. Среда раствора определяется по наличию или отсутствию среди реагентов кислоты или щелочи. Также всегда нужно помнить, что в качестве возможных продуктов не следует писать формулы веществ, реагирующих с остальными продуктами и/или со средой. Так, например, в продуктах не может быть кислоты, если изначально среда раствора щелочная и наоборот. В общем, говоря более простыми словами, все продукты должны быть химически «безразличны» друг к другу, а также к среде раствора (исключение — электролиз).

Ниже представлены основные окислительно-восстановительные переходы окислителей и восстановителей в зависимости от среды. Во многих случаях указаны не целые формулы веществ, а формулы ионов, входящих в их состав. В таком случае для записи уравнения реакции в молекулярном виде формулу иона требуется дополнить противоионами. Катионы металлов, чаще всего, объединяют с кислотными остатками, если среда кислая, а анионы с катионами металлов (если среда щелочная) или водорода, если среда кислая или нейтральная.

Окислители

Восстановители

Коррозия металлов и способы защиты от нее

Коррозией металла называют процесс его самопроизвольного разрушения в результате контакта с окружающей средой.

Коррозия бывает химическая и электрохимическая.

Химическая коррозия — вид коррозии, при котором металл разрушается из-за его взаимодействия с газами или жидкостями, не проводящими электрический ток. Так, например, к химической коррозии относится образование окалины при взаимодействии железа с кислородом при высоких температурах, а также разрушение металлического оборудования под действием нефтяных фракций, содержащих сернистые соединения.

Электрохимической коррозией называют разрушение металла в растворе электролита вследствие возникновения в данной системе электрических токов. Электрические токи, способствующие коррозии, возникают в тех случаях, когда в растворе электролита изделие из металла контактирует с другим менее активным металлом. Также такие токи могут появляться из-за химической неоднородности металлического материала, из которого выполнено изделие.

Так, например, из-за электрохимической коррозии страдают подводные части судов, паровые котлы, трубопроводы, металлические конструкции в почве и т.д.

Способы защиты металлов от коррозии

1) Контроль условий, в которых эксплуатируется металлическое оборудование. Например, хранение и использование изделий из стали на открытом воздухе нежелательно и этого, по возможности, следует избегать. Эксплуатация металлического оборудования в помещениях с низкой влажностью существенно продлит его срок службы.

2) Создание защитных покрытий, изолирующих металлоконструкцию от контакта с окружающей средой. Среди таких покрытий различают:

— неметаллические покрытия — всевозможные краски, лаки, эмали, а также пленки из таких полимеров, как полиэтилен, поливинилхлорид и т.д.;

— химические покрытия (оксидные, нитридные, фосфатные и т.д.) (Такие покрытия получают специальной химической обработкой поверхности металла.);

Металлические покрытия получают нанесением на защищаемую металлическую конструкцию тонкого слоя другого металла (чаще всего с помощью процесса электролиза).

При этом, если в качестве покрытия используется менее активный металл, то такое покрытие будет защищать металлоконструкцию только при условии его целостности. В случае, если целостность такого покрытия будет нарушена, защищаемый металл будет ускоренно корродировать.

Также широко используется покрытие металлоконструкций более активным металлом. Например, распространено использование так называемого оцинкованного железа. Такое покрытие защищает металлические объекты даже при нарушении его целостности, поскольку пока практически полностью не исчезнет слой покрытия из более активного металла, коррозия металла, из которого сделан защищаемый объект, не начнется.

3) Электрохимические методы защиты:

— катодная защита — вид защиты, при котором металлический объект подключается с помощью проводников к катоду внешнего источника тока либо же приводится в контакт с более активным металлом.

Частный случай катодной защиты, при котором металлическая конструкция приводится в контакт с более активным металлом, называют протекторной защитой.

4) Изменение химических свойств среды, в которой эксплуатируется металлическое изделие, в частности:

— добавление в среду веществ, замедляющих коррозию (ингибиторов коррозии).

— дегазация среды (удаление растворенных в ней газов, в частности, кислорода). Например, такой метод работает для защиты от ржавления железа, поскольку в процессе ржавления железа активное участие принимает не только вода, но и кислород:

Источник

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции — это химические реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления у атомов реагирующих веществ. При этом некоторые частицы отдают электроны, а некоторые получают.

Окислители и восстановители

Окислители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые принимают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления окислителя понижается. Окислители при этом восстанавливаются.

Восстановители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые отдают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления восстановителя повышается. Восстановители при этом окисляются.

Химические вещества можно разделить на типичные окислители, типичные восстановители, и вещества, которые могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства. Некоторые вещества практически не проявляют окислительно-восстановительную активность.

К типичным окислителям относят:

Типичные восстановители – это, как правило:

Большинство остальных веществ может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Типичные окислители и восстановители приведены в таблице.

В лабораторной практике наиболее часто используются следующие окислители :

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции обычно разделяют на четыре типа: межмолекулярные, внутримолекулярные, реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), и реакции контрдиспропорционирования.

C 0 + 4H N +5 O_3(конц) = C +4 O₂ ↑ + 4 N +4 O₂ ↑+ 2H₂O.

Внутримолекулярные реакции – это такие реакции, в которых разные элементы из одного реагента переходят в разные продукты, например:

Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) – это такие реакции, в которых окислитель и восстановитель – один и тот же элемент одного реагента, который при этом переходит в разные продукты:

3Br₂ + 6 KOH → 5KBr + KBrO₃ + 3 H₂O,

Репропорционирование (конпропорционирование, контрдиспропорционирование ) – это реакции, в которых окислитель и восстановитель – это один и тот же элемент, который из разных реагентов переходит в один продукт. Реакция, обратная диспропорционированию.

Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции сопровождаются процессами окисления и восстановления:

Окисление — это процесс отдачи электронов восстановителем.

Восстановление — это процесс присоединения электронов окислителем.

В окислительно-восстановительных реакциях соблюдается электронный баланс: количество электронов, которые отдает восстановитель, равно количеству электронов, которые получает окислитель. Если баланс составлен неверно, составить сложные ОВР у вас не получится.

Используется несколько методов составления окислительно-восстановительных реакций (ОВР): метод электронного баланса, метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций) и другие.

«Опознать» ОВР довольно легко — достаточно расставить степени окисления во всех соединениях и определить, что атомы меняют степень окисления:

Выписываем отдельно атомы элементов, меняющих степень окисления, в состоянии ДО реакции и ПОСЛЕ реакции.

Степень окисления меняют атомы марганца и серы:

Mn +7 + 1e = Mn +6

Марганец поглощает 1 электрон, сера отдает 2 электрона. При этом необходимо, чтобы соблюдался электронный баланс. Следовательно, необходимо удвоить число атомов марганца, а число атомов серы оставить без изменения. Балансовые коэффициенты указываем и перед реагентами, и перед продуктами!

Схема составления уравнений ОВР методом электронного баланса:

Внимание! В реакции может быть несколько окислителей или восстановителей. Баланс необходимо составить так, чтобы ОБЩЕЕ число отданных и полученных электронов было одинаковым.

Общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций

Самый очевидный фактор, определяющий — среда раствора реакции — кислая, нейтральная или щелочная. Как правило (но не обязательно), вещество, определяющее среду, указано среди реагентов. Возможны такие варианты:

Среда протекания реакции позволяет определить состав и форму существования остальных продуктов ОВР. Основной принцип — продукты образуются такие, которые не взаимодействуют с реагентами!

Обратите внимание! Е сли среда раствора кислая, то среди продуктов реакции не могут присутствовать основания и основные оксиды, т.к. они взаимодействуют с кислотой. И, наоборот, в щелочной среде исключено образование кислоты и кислотного оксида. Это одна из наиболее частых, и наиболее грубых ошибок.

При увеличении температуры большинство ОВР, как правило, проходят более интенсивно и более глубоко.

Рассмотрим наиболее типичные лабораторные окислители.

Основные схемы окислительно-восстановительных реакций

Схема восстановления перманганатов

В составе перманганатов есть мощный окислитель — марганец в степени окисления +7. Соли марганца +7 окрашивают раствор в фиолетовый цвет.

Перманганаты, в зависимости от среды реакционного раствора, восстанавливаются по-разному.

3 K₂S + 2 KMnO₄ + 4 H₂O = 2 MnO₂↓ + 3 S↓ + 8 KOH,

Распространенной ошибкой в этой реакции является указание на взаимодействие серы и щелочи в продуктах реакции. Однако, сера взаимодействует с щелочью в довольно жестких условиях (повышенная температура), что не соответствует условиям этой реакции. При обычных условиях правильно будет указывать именно молекулярную серу и щелочь отдельно, а не продукты их взаимодействия.

При составлении этой реакции также возникают трудности. Дело в том, что в данном случае написание молекулы среды (КОН или другая щелочь) в реагентах не требуется для уравнивания реакции. Щелочь принимает участие в реакции, и определяет продукт восстановления перманганата калия, но реагенты и продукты уравниваются и без ее участия. Этот, казалось бы, парадокс легко разрешим, если вспомнить, что химическая реакция — это всего лишь условная запись, которая не указывает на каждый происходящий процесс, а всего лишь является отображением суммы всех процессов. Как определить это самостоятельно? Если действовать по классической схеме — баланс-балансовые коэффициенты-уравнивание металла, то вы увидите, что металлы уравниваются балансовыми коэффициентами, и наличие щелочи в левой части уравнения реакции будет лишним.

Перманганаты окисляют:

KMnO₄ + неМе (низшая с.о.) = неМе 0 + другие продукты

KMnO₄ + неМе (промежуточная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты

KMnO₄ + Ме 0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты

Схема восстановления хроматов/бихроматов

Соединения хрома VI окисляют:

Хромат/бихромат + неМе (отрицательная с.о.) = неМе 0 + другие продукты

Хромат/бихромат + неМе (промежуточная положительная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты

Хромат/бихромат + Ме 0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты

Хромат/бихромат + P, As (отрицательная с.о.) = P, As +5 + другие продукты

Разложение нитратов

Например:

Активные металлы в природе встречаются в виде солей (KCl, NaCl).

Металлы средней активности чаще всего в природе встречаются в виде оксидов (Fe₂O₃, Al₂O₃ и др.).

Неактивные металлы в природе встречаются в виде простых веществ.

Некоторые исключения!

Разложение нитрата аммония :

При нагревании нитрат аммония разлагается. При температуре до 270 о С образуется оксид азота (I) («веселящий газ») и вода:

Результирующая степень окиcления азота — среднее арифметическое степени окисления атомов азота в исходной молекуле.

При более высокой температуре оксид азота (I) разлагается на простые вещества — азот и кислород :

При разложении нитрита аммония NH₄NO₂ также происходит контрдиспропорционирование.

Термическое разложение нитрата марганца (II) сопровождается окислением металла:

Нитрат железа (II) при низких температурах разлагается до оксида железа (II), при нагревании железо окисляется до степени окисления +3:

Нитрат никеля (II) разлагается до нитрита при нагревании до 150 о С под вакуумом и до оксида никеля при более высоких температурах (разложения нитрата никеля в ЕГЭ по химии не должно быть, но это не точно)).

Окислительные свойства азотной кислоты

Это связано с тем, что в составе кислоты есть очень сильный окислитель — азот в степени окисления +5. При взаимодействии с восстановителями — металлами образуются различные продукты восстановления азота.

Азотная кислота + металл = соль металла + продукт восстановления азота + H₂O

Некоторые закономерности позволят верно определять основной продукт восстановления металлами азотной кислоты в реакции:

пассивация металлов — это перевод поверхности металла в неактивное состояние за счет образования на поверхности металла тонких слоев инертных соединений, в данном случае преимущественно оксидов металлов, которые не реагируют с концентрированной азотной кислотой

Для приближенного определения продуктов восстановления азотной кислоты при взаимодействии с разными металлами я предлагаю воспользоваться принципом маятника. Основные факторы, смещающие положение маятника: концентрация кислоты и активность металла. Для упрощения используем 3 типа концентраций кислоты: концентрированная (больше 30%), разбавленная (30% или меньше), очень разбавленная (меньше 5%). Металлы по активности разделим на активные (до алюминия), средней активности (от алюминия до водорода) и неактивные (после водорода). Продукты восстановления азотной кислоты располагаем в порядке убывания степени окисления:

Чем активнее металл, тем больше мы смещаемся вправо. Чем больше концентрация или меньше степень разбавления кислоты, тем больше мы смещаемся влево.

Взаимодействие металлов с серной кислотой

Например :

Концентрированная серная кислота взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода.

H₂SO_{4 (конц)} + металл = соль металла + продукт восстановления серы (SO₂, S, H₂S) + вода

Основные принципы взаимодействия концентрированной серной кислоты с металлами:

1. Концентрированная серная кислота пассивирует алюминий, хром, железо при комнатной температуре, либо на холоду;

2. Концентрированная серная кислота не взаимодействует с золотом, платиной и палладием ;

3. С неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV).

Cu 0 + 2H₂ S +6 O_4(конц) = Cu +2 SO₄ + S +4 O₂ + 2H₂O

4. При взаимодействии с активными металлами и цинком концентрированная серная кислота образует серу S либо сероводород H₂S 2- (в зависимости от температуры, степени измельчения и активности металла).

Пероксид водорода

При взаимодействии с окислителями перекись окисляется до молекулярного кислорода (степень окисления 0): O₂. Например :

Источник