Окислительно-восстановительные реакции.

Теоретическая часть

Реакции, в результате которых изменяется степень окисления одного или нескольких элементов, входящих в состав реагирующих веществ называются окислительно-восстановительными. Степень окисления элемента в соединениях определяется как число электронов, смещенных от данного элемента к другим атомам (положительная) или от других атомов к данному элементу (отрицательная).

Процесс повышения степени окисления атома, в результате отдачи электронов, называется окислением. Присоединение атомом электронов, приводящее к понижению степени окисления называется восстановлением.

Различают межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции (одно из реагирующих веществ является окислителем, другое – восстановителем), реакции диспропорционирования (один из элементов исходного вещества является и окислителем, и восстановителем), внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции (один из элементов, входящих в состав вещества является окислителем, другой – восстановителем).

К типичным окислителям относятся элементы, находящиеся в высшей степени окисления, так как их атомы способны только принимать электроны. Элементы, находящиеся в низшей степени окисления, могут лишь отдавать электроны и являются типичными восстановителями. Вещества, содержащие элементы в промежуточной степени окисления могут проявлять свойства, как окислителя, так и восстановителя в зависимости от свойств второго реагента и условий проведения реакции.

Эквивалентом окислителя (восстановителя) называется такое его количество, которое, восстанавливаясь (окисляясь), присоединяет (высвобождает) 1 моль электронов. Молярная масса эквивалента (М_э) окислителя (востановителя) равна его молярной массе (М), деленной на число электронов (n), которое присоединяет (высвобождает) одна молекула окислителя (востановителя) в протекающей реакции.

Возможность протекания окислительно-восстановительной реакции определяется электродвижущей силой (S или Э.Д.С.). реакции. В стандартных условиях она может быть представлена как разность стандартных электродных потенциалов (Е⁰) окислителя и восстановителя (см. приложение 6):

S⁰ = ΔE⁰ = E⁰_{окислителя} – Е⁰_{восстановителя}

Если ΔE⁰>0 реакция идет, если ΔE⁰<0 реация не идет.

Зависимость самого электродного потенциала от концентрации веществ, участвующих в электродных процессах, и от температуры выражается уравнением Нернста:

Е = Е⁰ + 0,059/n∙lg[Ок.]/[Вос.],

где n – число электронов в полуреакции, [Ок.] и [Вос.] ˗ концентрации окисленной и восстановленной форм одного и того же реагента.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Окисление иона Cr³⁺ до высшей степени окисления

В пробирке к 6-8 каплям раствора Cr(NO₃)₃ прибавить осторожно, по каплям раствор NaOH до растворения образующегося осадка Cr(OH)₃ и затем 3-4 капли 3% раствора Н₂О₂. Смесь встряхнуть и, при необходимости, нагреть на водяной бане в течение 1-2 мин. Желтый цвет раствора свидетельствует об образовании иона CrO₄^2-. Эта реакция используется для определения иона Cr³⁺ в растворе. Расставить коэффициенты в уравнении реакции методом полуреакций, вычислить Э.Д.С. и сделать вывод о возможности протекания реакции.

Cr(NO₃)₃ + NaOH + H₂O₂ ® Na₂CrO₄ + NaNO₃ + H₂O

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: