Реферат: Сущность окислительно-восстановительных реакций

--PAGE_BREAK--СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ
Под степенью окисления атома  в молекуле понимается условный электрический заряд данного атома, вызванный смещением валентных электронов к более электроотрицательному атому.

При этом условии предполагается, что электроны каждой связи в моле-

куле ( или ионе ) принадлежат более электроотрицательному атому.

Степень окисления атома обозначается числом со знаком ( + ) или ( — ). Значение положительной степени окисления элемента соответствует числу оттянутых от атома электронов +, а величина отрицательной степени окисления – числу притянутых атомом электронов — .

Для определения степени окисления атомов в свободном состоянии и в химических соединениях следует руководствоваться данными ОЭО ( табл. 1 ) и следующим:

1.                  Атомы кислорода в соединениях могут проявлять как целые, так и дробные степени окисления. Например, степень окисления кислорода в основном равна      (-2), в H2O2  ( -1 ), в KO2 и КО3– соответственно (-1/2 и –1/3 ), а во фторокислороде ОF2— (+2 ). Для водорода характерна степень окисления +1, но встречается и –1 ( в гидридах металлов 2. Степень окисления атомов в простых ионных соединениях по знаку м величине равна электрическому заряду иона. Например, в хлориде калия степень окисления калия равна +1, а хлора – (-1).

3.Если молекула образована за счёт ковалентной или ионно-ковалентной связи (например, SO2,NH3, HCl,HNO3) степень окисления более электроотрицательного атома обозначается со знаком -, а менее электроотрицательного атома – со знаком +.                                                                                                                                                                             Для понимания определения степени окисления элементов ряда соединений целесообразно писать их графические формулы. Так, в соединениях азота NH3,N2H4, NH2OH, HNO2, HNO3степени окисления азота соответственно равны:-3, -2, -1, +3, +5. Это наглядно видно из их графических формул.                                       В случае наличия химической связи между одинаковыми атомами  (N3H4)электронную пару надо поделить между атомами, которые она связывает. Далее необходимо подсчитать число электронов у каждого из них. Разность между числом электронов у свободного атома на внешнем уровне и найденным числом даст степень окисления атома.

4.В отличие от рассмотренных выше молекул в молекулах, состоящих из одинаковых атомов (H2, Cl2, Br2, N2и др. ), степень окисления атомов равна нулю, так как здесь не имеет места одностороннее оттягивание общих пар электронов к какому-либо одному атому. Например, в молекулах водорода ( Н: Н ) и хлора (  :Cl: Cl: ) степень окисления равна нулю, но ковалентность их соответствует единице по количеству электронных пар.

5.В большинстве органических соединений химические связи имеют слабо вы-раженный полярный характер: присоединение к атомам углерода, составляющим скелет органических соединений ( например, фтора, кислорода, хлора, азота ), приводит к изменению электронной плотности между атомами углерода и указанных элементов и, тем самым, к увеличению полярности связи между ними. Степень окисления атомов в них определяется так же, как и в ковалентных полярных соединениях.

6, Металлы в элементарном состоянии имеют равномерное распределение электронной плотности вокруг ядра, поэтому степень окисления их принимается равной нулю.

7.В любом ионе алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов равняется заряду иона, а сумма степеней окисления всех атомов, входящих в электронейтральное соединение, — нулю.

8.Для комплексных соединений обычно указывают степень окисления центрального атома. Например, в К3( Fe  ( CN6)) и (Ni  (NH3)6 ) SO4  степень окисления железа равна +3, а никеля – (+2 ).                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                            Следует подчеркнуть, что понятие степени окисления является формальным и обычно не характеризует действительного состояния рассматриваемого атома в соединении. Во многих случаях степень окисления не равна валентности данного элемента. Например, в метане (СН4), метиловом спирте (СН3ОН), формальдегиде (СН2О), муравьиной кислоте (НСООН), и углекислом газе (СО2) степень окисления углерода равна соответственно:+4, -2, 0, +2, +4, в то время как валентность углерода во всех этих соединениях  равна четырем. Понятие «степень окисления» особенно широко используется при изучении окислительно-восстановительных реакций.                    


    продолжение
--PAGE_BREAK--ТИПЫ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ
Все окислительно-восстановительные реакции можно разделить на следующие типы:

1.Реакции межатомного и межмолекулярного окисления-восстановления  -обмен электронами происходит между различными атомами, молекулами или ионами. Например, простейшие реакции соединения и замещения:
        2Ca+O2 = 2CaO         2Hl+Br2= 2HBr + I2         2Al + 3CuSO4=Al2( SO4)3+3Cu
2.             Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления ) харакктерны для соединений или простых веществ, отвечающих одному из промежуточных значений степени окисления данного элемента, например:
          Cl2+2NaOH -----  NaCl +NaClO
     P + H2           -----  PH3 + H3PO3

3.             Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. В этих реакциях одна составная часть молекулы выполняет функцию окислителя, а другая восстановителя. Простейшими примерами таких реакций могут служить процессы термического разложения сложного вещества на более простые составные части, например:

                2NO2— NO2 + O2                                                  4KСlO3— KСlO4+ KCl

                2KСlO3— 3O2+ 2KCl                            2AgNO3— 2Ag + 2No2+ O2
МЕТОДИКА СОСТАВЛЕНИЯ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций следует знать окислительные и восстановительные свойства вступающих и образующихся в результате реакции соединений; они обычно усиливаются экспериментально или на основе известных свойств элементов.

Необходимо учитывать, что:

-             в окислительно-восстановительных реакциях формально происходит только эквивалентный обмен электронов между восстановителем и окислителем, т.е. суммарно числа электронов, теряемых восстановителем и приобретаемых окислителем, равны;

-             для любого химического уравнения общее количество одноимённых атомов в левой части равенства должно быть равно их количеству в правой части;

-             если реакции окисления-восстановления проходят в растворе, то следует учитывать влияние среды на стягивание освобождающихся ионов О   с ионами Н  (в кислой среде) с образованием слабо диссоциирующих молекул                    

Н2О, а в нейтральных и щелочных растворах ионы О  реагируют с образованием гидроксид-ионов НОН + О  = 2ОН.

Применяются в основном два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций:

1)                     электронного баланса – основан на определении общего количества электронов, перемещающихся от восстановителя к окислителю;

2)                       ионно-электронный – предусматривает раздельное составление уравнений для процесса окисления и восстановления с последующим суммированием их в общее ионное уравнение-метод полуреакции. В этом методе следует найти не только коэффициенты для восстановителя и окислителя, но и для молекул среды. В зависимости от характера среды число электронов, принимаемых окислителем или теряемых восстановителем, может изменяться.

В некоторых случаях среда обуславливает даже изменение направления процесса, например:

в щелочной среде ( рН >7 )

HIO3 +5HI  =  3I2 + 3H2O   в кислой среде (pH < 7)
В нейтральной и слабощелочной среде(рН > 7) As2O3 + 2I2 + 2H2O  =  As2O5 + 4HI В кислой среде (рН <7 ).
При рН < 1 пероксид водорода является окислителем по отношению к элементарному иоду:
5Н2О2+ I2— 2HIO3+ 4H2O;
рН > 2, наоборот, HIO3 окисляет пероксид водорода :
5Н2О2+ 2НIO3— I2+ 5O2+ 6H2O.
Регулируя среду, можно заставить реакцию количественно протекать в желаемом направлении. Это изменение зависит также от концентрации реагирующих веществ.

Уравнения реакций окисления-восстановления изображаются тремя последовательными стадиями: 1) начальные продукты; 2) промежуточные продукты и их стяжение; 3) конечные продукты.
    продолжение
--PAGE_BREAK--