Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель

Окислительно-восстановительные реакции. Классификация ОВР

Урок 15. Химия 11 класс ФГОС

В данный момент вы не можете посмотреть или раздать видеоурок ученикам

Чтобы получить доступ к этому и другим видеоурокам комплекта, вам нужно добавить его в личный кабинет, приобрев в каталоге.

Получите невероятные возможности

Конспект урока “Окислительно-восстановительные реакции. Классификация ОВР”

К концу 18 века широкое распространение в химии получила кислородная теория окисления. Согласно этой теории окислениеэто процесс соединения вещества с кислородом, а восстановлениеэто процесс отнятия у него кислорода. Согласно данной теории в химических реакциях, протекающих с изменением степеней окисления атомов, происходит передача электронов от одних частиц к другим. Такими частицами могут быть атомы, ионы.

Окислительно-восстановительные процессы лежат в основе многих явлений природы, в основе промышленных производств, без них невозможна жизнедеятельность человека, животных и растений.

Все химические реакции можно разделить на два типа. Это реакции, которые протекают без изменения степени окисления, то есть степени окисления всех элементов в молекулах исходных веществ равны степеням окисления этих элементов в молекулах продуктов реакции. Так, в реакции серной кислоты с гидроксидом калия степени окисления элементов в исходных веществах равны степеням окисления этих элементов в продуктах реакции.

Реакции, которые идут с изменением степеней окисления элементов являются окислительно-восстановительными. То есть, степени окисления всех или некоторых элементов в молекулах исходных веществ не равны степеням окисления этих элементов в молекулах продуктов реакции.

Так, в реакции магния с кислородом магний и кислород изменяют свои степени окисления: магний с нуля до плюс двух, а кислород с нуля до минус двух.

Изменение степеней окисления в ходе окислительно-восстановительных реакций обусловлено полным или частичным переходом электронов от атомов одного элемента к атомам другого элемента. В данной реакции каждый атом магния отдаёт два электрона и эти электроны переходят к молекуле кислорода. Каждый атом кислорода в молекуле кислорода присоединяет два электрона, поэтому молекула кислорода присоединяет четыре электрона.

Окислительно-восстановительными являются реакции железа с хлором, потому что железо изменяет свою степень окисления с нуля до плюс трёх, а хлор – с нуля до минус единицы.

Окислительно-восстановительной является и реакция алюминия с йодом, здесь алюминий изменяет свою степень окисления с нуля до плюс трёх, а йод – с нуля до минус единицы.

Рассмотрим реакцию взаимодействия перманганата калия с соляной кислотой.

В этой реакции атомы хлора, которые в молекуле аш-хлор имеют степень окисления минус один, отдают по одному электрону и превращаются в нейтральные атомы хлора. А атом марганца, который в перманганате калия имеет степень окисления плюс семь, присоединяет пять электронов и превращается в атом марганца со степенью окисления плюс два.

Таким образом, любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой совокупность процессов отдачи и присоединения электронов.

Процесс отдачи электронов называется окислением. В результате процесса окисления степень окисления элемента повышается.

Процесс присоединения электронов называется восстановлением. В результате процесса восстановления степень окисления понижается.

Таким образом, атомы, молекулы или ионы, которые отдают электроны, называются восстановителями. Частицы, которые присоединяют электроны, называются окислителями.

Поэтому, в рассмотренных реакциях восстановителями являются магний и соляная кислота, а окислителями – кислород и перманганат калия. Восстановитель участвует в процессе окисления, то есть окисляется, а окислитель участвует в процессе восстановления, то есть восстанавливается.

Какие же вещества могут быть окислителями, а какие восстановителями? Если в состав вещества входит элемент с высшей степенью окисления, то он может только понижать степень окисления, то есть участвовать в процессе восстановления и это вещество может быть только окислителем.

Только окислителем может быть: перманганат калия, так как марганец здесь в высшей степени окисления – плюс семь. Если в состав вещества входит элемент с низшей степенью окисления, то он может только повышать её, то есть участвовать в процессе окисления, и это вещество может выступать только в роли восстановителя.

Так, в аммиаке степень окисления азота минус три, а это для него низшая степень окисления.

Если в состав вещества входит элемент с промежуточной степенью окисления, то он может повышать и понижать её, то есть может участвовать в процессах и окисления, и восстановления. Это вещество в данном случае может быть и окислителем, и восстановителем.

Так, в сульфите натрия степень окисления серы плюс четыре, а это промежуточная степень окисления. Будет сульфит натрия окислителем или восстановителем зависит от другого участника реакции.

Так, в реакции с перманганатом калия сульфит натрия является восстановителем, так как сера повышает свою степень окисления до плюс шести, а в реакции с сероводородом, сера понижает свою степень окисления и выступает в роли окислителя.

Следовательно, важнейшими окислителями являются простые вещества-неметаллы с наибольшими значениями электроотрицательности: фтор, кислород.

К важнейшим окислителям относятся также сложные вещества, которые содержат элементы в высшей степени окисления: перманганат калия, бихромат калия, азотная кислота и её соли, концентрированная серная кислота, оксид свинца четыре, хлорная кислота и её соли.

Окислительные свойства кислорода в пероксидах нашли своё применение при отбеливании тканей, бумаги. В присутствии перекисли водорода сульфид свинца два переходит в сульфат свинца два, эта реакция используется при реставрации картин.

Важнейшими восстановителями являются простые вещества-металлы, например, щелочные и щелочноземельные металлы, магний, алюминий, цинк. К важнейшим восстановителям относятся также сложные вещества, которые содержат элементы в низшей степени окисления, как метан, силан, аммиак, фосфин, нитриды и фосфиды металлов, сероводород и сульфиды металлов, бромоводород, хлороводород, йодоводород и галогениды металлов, а также гидриды металлов.

Читайте также:
Вычисление количества вещества, массы или объема вещества по количеству веществ, массе или объему одного из реагентов или продуктов реакции

Среди веществ, содержащих элементы в промежуточной степени окисления, есть вещества, для которых характерны или окислительные, или восстановительные свойства.

Так, окислителями обычно являются хлор, бром, хлорноватистая кислота и её соли, хлораты, оксид марганца четыре, соли трёхвалентного железа.

А в роли восстановителей чаще всего выступают водород, углерод, оксид углерода два, сульфиты металлов, соли двухвалентного железа.

Различают три типа окислительно-восстановительных реакций.

Это межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции, в которых окислитель и восстановитель входит в состав различных веществ. Например, в реакции хлорида железа три с йодидом калия окислитель и восстановитель входит в состав различных веществ. Железо – окислитель входит в состав хлорида железа три, а йод – восстановитель, входит в состав йодида калия.

К внутримолекулярным окислительно-восстановительным реакциям относятся реакции, в которых окислитель и восстановитель входит в состав одного вещества. К этому типу реакций относится большинство реакций разложения. Так, в реакции разложения бихромата аммония элемент-окислитель и элемент-восстановитель находится в одном веществе. Так, азот является восстановителем в составе бихромата аммония, а хром является окислителем, также в составе бихромата аммония.

К реакциям самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования, относятся реакции, в которых один и тот же элемент и окисляется, и восстанавливается. Так, в реакции оксида азота пять с водой азот и повышает свою степень окисления до плюс пяти и понижает до плюс трёх, то есть он и окисляется, и восстанавливается.

Для того чтобы составить уравнения окислительно-восстановительных реакций необходимо соблюдать следующую последовательность:

· Записать схему химической реакции;

· Расставить степени окисления атомов элементов; выделить элементы, которые изменили свои степени окисления, определить окислитель и восстановитель;

· Определить число отданных и принятых электронов, составить электронный баланс;

· Подобрать коэффициэнты в уравнении реакции.

Расставим коэффициенты в уравнении реакции сероводорода с кислородом. Сначала записываем схему химической реакции.

Расставляем степени окисления, выделяем элементы, которые изменили степени окисления, у нас – это сера и кислород.

Затем определяем число электронов, приобретенных атомами кислорода и отданных атомами серы. Так сера отдает шесть электронов, а кислород принимает четыре электрона. Следовательно, сера – восстановитель, а кислород – окислитель.

Для того чтобы уравнять число отданных и принятых электронов, находим наименьшее кратное этих чисел, то есть это 12, 12 делим на 6 будет 2, 12 делим на 4 будет 3. Результаты деления и будут коэффициенты в уравнении реакции. Переносим эти коэффициэнты в левую часть схемы химической реакции, а число атомов водорода, которые не участвовали в окислительно-восстановительном процессе, уравниваем подбором. Теперь вместо стрелки можно поставить знак равенства между исходными веществами и продуктами реакции.

В реакциях металлов с некоторыми кислотами коэффициэнты расставляются иначе. Запишем схему химической реакции магния с разбавленной азотной кислотой.

Расставляем степени окисления элементов, магний и азот изменили свои степени окисления. Определяем число отданных и присоединённых электронов. Так, азот присоединяет пять электронов, а магний отдаёт два электрона. Азот – окислитель, а магний – восстановитель.

Находим наименьшее общее кратно – десять. 10 делим на 5 будет 2, десять делим на 2 будет 5. Переносим полученные коэффициэнты в схему реакции. На связывание пяти моль ионов магния необходимо 10 моль нитрат-ионов, то есть дополнительно 10 моль азотной кислоты, кроме тех двух молей, которые пошли на окисление магния. Следовательно, в левой части уравнения перед формулой азотной кислоты нужно поставить коэффициэнт 12. Остаётся подсчитать число атомов кислорода до реакции, оно равно 36, значит перед формулой воды нужно поставить коэффициэнт шесть, потому что в нитрате магния 30 атомов кислорода.

В некоторых окислительно-восстановительных реакциях более двух элементов изменяют свои степени окисления. В реакции сульфида фосфора три с азотной кислотой фосфор, сера и азот изменяют свои степени окисления. Фосфор отдаёт 4 электрона, сера – 18, а азот принимает 1 электрон.

Таким образом, фосфор и сера являются восстановителями, а азот – окислителем. Следовательно, складываем число электронов, отданных восстановителями, получается 22 электрона. Для того чтобы сбалансировать число электронов, находим наименьшее общее кратное – 22. Делим 22 на 22 получаем 1, 22 делим на 1 получаем 22. Переносим полученные коэффициэнты в схему химической реакции.

Уравниваем число атомов фосфора и серы до и после реакции, в последнюю очередь считаем число атомов кислорода. До реакции 66 атомов кислорода, значит, перед формулой воды следует поставить коэффициент 8.

Изменяя пэ-аш среды можно изменить продукт реакции. Так, в кислой среде перманганат калия восстанавливается до марганца со степенью окисления плюс два, в нейтральной среде – до оксида марганца четыре (пауза), а в щелочной – до марганат-иона.

Для органических реакций коэффициэнты расставляются аналогично. Запишем схему реакции окисления этилена до этиленгликоля.

Определяем степени окисления атомов элементов, учитывая, что электроотрицательность атома углерода больше чем атома водорода, но меньше, чем кислорода. Так, в этилене степень окисления углерода минус два, а в этиленгликоле минус один, марганец также меняет свою степень окисления с плюс семи до плюс четырёх. Углерод отдаёт два электрона, а марганец принимает 3 электрона.

Следовательно, углерод – восстановитель, а марганец – окислитель. Находим наименьшее кратное – шесть. 6 делим на 2 будет 3, шесть делим на 3 будет 2. Полученные коэффициэнты переносим в схему реакции. Считаем атомы кислорода в продуктах реакции – 12. Следовательно, перед формулой воды следует поставить коэффициэнт 4.

Читайте также:
Электролиты и неэлектролиты

Этот метод уравнивания окислительно-восстановительных реакций называется методом электронного баланса.

В органической химии кроме этого метода удобно использовать метод макроподстановки. Разберём этот метод на примере предыдущей реакции.

Выделим общий фрагмент в молекулярной формуле исходного органического вещества и продукта. В нашем случае это фрагмент цэ-два-аш-четыре, который мы обозначим за икс.

Перепишем исходную схему реакции в упрощённом виде, а затем расставляем степени окисления. Икс изменяет свою степень окисления и марганец. Икс отдаёт 2 электрона и повышает свою степень окисления до плюс двух, а марганец принимает 3 электрона и понижает степень окисления до плюс четырёх.

Находим также наименьшее общее кратное, которое делим на число отданных и принятых электронов и получаем соответствующие коэффициэнты, которые переносим в схему реакции.

В последнюю очередь уравниваем кислород. Полученные таким образом коэффициэнты можно перенести в исходное уравнение реакции.

Окислительно-восстановительные реакции являются самыми распространёнными в природе и на производстве. В природе – это дыхание и обмен веществ во всех живых организмах, фотосинтез, брожение, гниение. В промышленности их применяют при получении металлов, аммиака, кислот, при изготовлении фотографий. В повседневной жизни мы также встречаемся с окислительно-восстановительными процессами: ржавление железа, горение природного газа, потемнение серебряных изделий.

Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель

Ключевые слова конспекта по химии для 11 класса: Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления. Окисление и восстановление. Окислитель и восстановитель. Метод электронного баланса.

Химия даёт множество примеров, иллюстрирующих один из основных философских законов — единства и борьбы противоположностей.

Единую структуру атома отражают его положительное ядро и отрицательно заряженные электроны оболочки. Природа амфотерных соединений заключается в единстве их кислотных и основных свойств. Обратимый гидролиз солей — это результат противоположных процессов: взаимодействия кислот и оснований с образованием соли и воды и разложение продуктов этого взаимодействия водой. Это утверждение справедливо для всех обратимых реакций: единство прямого и обратного химических процессов. Окислительно-восстановительные реакции — ещё один пример действия этого философского закона.

Реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов, образующих реагирующие вещества, называются окислительно-восстановительными .

В пробирку налейте 4—5 мл раствора сульфата меди(II) и опустите в неё стальную канцелярскую скрепку. Оставьте пробирку в штативе на 1—2 мин. При наблюдении легко заметить, что в результате реакции стальная скрепка покрылась красноватым налётом свободной меди:

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Сu

Для того чтобы выполнить задание, сформулированное в условии эксперимента, вам необходимо записать степени окисления элементов, образующих реагенты и продукты данной реакции.

Условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный из предположения, что соединение состоит только из простых ионов, называется степенью окисления .

Степень окисления атома обозначают знаком заряда и цифрой над символом химического элемента в формуле вещества, например: . Причём, в отличие от заряда иона, у степени окисления сначала пишут знак, а затем — цифру.

Для дальнейшего рассмотрения окислительно-восстановительных реакций необходимо уметь быстро и безошибочно определять степени окисления атомов . Приведём основные правила, которые необходимо знать.

  1. Степень окисления свободных атомов и атомов в простых веществах равна нулю. Например:
  2. Сумма степеней окисления всех атомов в молекуле (или формульной единице) вещества равна нулю:
  3. Существуют атомы химических элементов, которые в сложных веществах проявляют единственно возможную степень окисления. К ним относятся , многие металлы ( и др.). В большинстве соединений атомы водорода и кислорода проявляют степени окисления соответственно +1 и –2 .

Рассмотрим пример расстановки степеней окисления атомов в перманганате калия КМnO4:

  • а) степень окисления калия в сложных веществах всегда равна +1:
  • б) степень окисления кислорода в солях равна –2:
  • в) сумма степеней окисления атомов калия, марганца и кислорода с учётом их индексов равна нулю. Исходя из этого, вычислим степень окисления атома марганца: (+1) • 1 + (х) • 1 + 4 • (–2) = 0, х = +7.

Следовательно,

Вернёмся к выполнению задания, указанного в лабораторном опыте:

Как видите, степени окисления в данной реакции изменили атомы железа и меди. Следовательно, эта реакция является окислительно-восстановительной.

Атомы железа в степени окисления 0 отдали два электрона, превратившись при этом в ион с зарядом +2: — процесс окисления.

Процесс отдачи электронов атомом или ионом называется окислением .

Ионы меди в исходном веществе имели степень окисления +2, а в продукте реакции — степень окисления 0, т. е. каждый из них принял по два электрона: — процесс восстановления.

Процесс принятия электронов атомом или ионом называется восстановлением .

Итак, на схеме показано, что железо в этой реакции окисляется, являясь восстановителем; сульфат меди(II), а точнее, ионы , входящие в его состав, принимают 2 электрона, выступая в роли окислителя, т. е. восстанавливаются.

Окислительно–восстановительные реакции играют важную роль и в органической химии. Рассмотрим, например, реакцию горения метана и повторим, как рассчитываются коэффициенты и составляются уравнения окислительно–восстановительных реакций с использованием метода электронного баланса, т. е. равенства числа отданных и принятых электронов.

Убедиться, что атомы углерода в этой реакции теряют именно 8 электронов, поможет схема, где на числовом луче показаны степени окисления атомов, а также изменение этой величины в процессах окисления и восстановления.

Одно вещество в реакциях может выступать и в роли окислителя, и в роли восстановителя.

Читайте также:
Проблемы безопасного использования веществ и химических реакций в повседневной жизни

Во-первых, в состав вещества могут входить атомы элементов, один из которых проявляет свойства окислителя, а другой — восстановителя. Например, хлороводород (и его водный раствор — соляная кислота) проявляет окислительные свойства при взаимодействии с металлами за счёт катиона водорода и восстановительные благодаря наличию галогена в минимальной степени окисления :

Во-вторых, вещество может содержать атомы элемента в промежуточной степени окисления и выступать в качестве окислителя, принимая чужие электроны, или в качестве восстановителя, отдавая электроны другим атомам. Так, оксид серы(IV) в реакции с кислородом выступает в роли восстановителя, а в реакции с углеродом — окислителя:

Окислительно-восстановительные реакции используются на производстве (все металлургические процессы, синтез аммиака, производство кислот) и играют важную роль в процессах жизнедеятельности (процессы дыхания, горения и фотосинтеза).

В заключение подчеркнём единство окислительно–восстановительных процессов. Ведь если какой-то элемент или вещество окисляется (отдаёт электроны), то другое вещество обязательно восстанавливается (принимает эти электроны) с соблюдением электронного баланса. Эти процессы неразрывно связаны между собой.

Без изменения степеней окисления элементов протекают, например, реакции ионного обмена.

Окислительно-восстановительные реакции.
Шпаргалка по всей теме курса.

Конспект урока по химии «Окислительно-восстановительные реакции». В учебных целях использованы цитаты из пособия «Химия. 11 класс : учеб, для общеобразоват. организаций : базовый уровень / О. С. Габриелян, И. Г. Остроумов, С. А. Сладков. — М. : Просвещение». Выберите дальнейшее действие:

  • Вернуться к Списку конспектов по химии
  • Найти конспект в Кодификаторе ОГЭ по химии
  • Найти конспект в Кодификаторе ЕГЭ по химии

Реакции окислительно-восстановительные

Теория к заданию 21 из ЕГЭ по химии

Окислительно-восстановительные реакции. Коррозия металлов и способы защиты от нее

Признаки окислительно-восстановительных реакций

Многообразие классификаций химических реакций по различным признакам (числу и характеру реагирующих и образовавшихся веществ, направлению, фазовому составу, тепловому эффекту, использованию катализатора) можно дополнить еще одним признаком. Этот признак — изменение степени окисления атомов химических элементов, образующих реагирующие вещества.

Например, в реакции

степени окисления атомов химических элементов после реакции не изменились. А вот в реакции взаимодействия соляной кислоты с цинком

атомы двух элементов, водорода и цинка, изменили свои степени окисления: водород — с $+1$ на $0$, а цинк — с $0$ на $+2$. Следовательно, в этой реакции каждый атом водорода получил по одному электрону:

а каждый атом цинка отдал два электрона:

Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют окислительно-восстановительными реакциями.

Окислитель и восстановитель. Окисление и восстановление

Под восстановлением понимают процесс присоединения электронов атомами, ионами или молекулами.

Степень окисления при этом понижается.

Например, атомы неметаллов могут присоединять электроны, превращаясь при этом в отрицательные ионы, т.е. восстанавливаясь:

Электроны могут присоединяться и к положительным ионам, превращая их при этом в атомы:

Принимать электроны могут и положительные ионы, у которых при этом степень окисления понижается:

Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, называются окислителями.

Под окислением понимают процесс отдачи электронов атомами, ионами или молекулами.

Например, атомы металлов, теряя электроны, превращаются в положительные ионы, т.е. окисляются:

Отдавать свои электроны могут отрицательные ионы:

Терять электроны могут и некоторые положительные ионы с низшими степенями окисления:

Можно отметить, что при этом степень окисления повышается.

Атомы, ионы или молекулы, отдающие электроны, называются восстановителями.

Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот, т.е. окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов — окисления и восстановления. Схема взаимосвязи изменения степеней окисления с процессами окисления и восстановления может быть представлена так, как это изображено на схеме ниже.

Зная формулу вещества и определив степени окисления атомов химических элементов в нем, нетрудно предсказать, какие свойства будет проявлять каждый элемент и вещество в целом. Например, азот в азотной кислоте $H↖<+5>O_3$ имеет максимальное значение степени окисления $+5$, т.е. он потерял все электроны, поэтому азот и азотная кислота будут проявлять только окислительные свойства.

Азот в аммиаке $↖<-3>↖<+1>$ имеет минимальное значение степени окисления $-3$, т.е. он не сможет принять больше ни одного электрона, и поэтому аммиак будет проявлять только восстановительные свойства.

Оксид азота (II) $↖<+2>↖<-2>$. Азот в этом соединении имеет промежуточное значение степени окисления и поэтому может проявлять как окислительные (например, $N^<+2>+2ē→N^0$ или $N^<+2>+5ē→N^<-3>$), так и восстановительные (например, $N^<+2>-2ē→N^<+4>$) свойства.

Метод электронного баланса

В окислительно-восстановительных реакциях число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, принимаемых окислителем, т.е. соблюдается электронный баланс. Метод электронного баланса применяют для записей электронных уравнений процессов окисления и восстановления.

Например, реакция взаимодействия алюминия с хлоридом меди (II) описывается схемой:

а электронные уравнения будут иметь вид:

Молекулярное уравнение этой реакции:

Покажем, как с помощью метода электронного баланса можно расставить коэффициенты в уравнении сложной окислительно-восстановительной реакции. Известно, что первое правило ряда напряжений металлов о взаимодействии металлов с растворами кислот не распространяется на концентрированную серную кислоту и азотную кислоту любой концентрации.

В отличие от соляной кислоты, в которой окислителем атомов металла были катионы водорода, в серной и азотной кислотах окислителями являются атомы серы и азота из сульфат-ионов и нитрат- ионов. Поэтому $H_2SO_4$(конц.) и $HNO_3$(любой концентрации) взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду напряжений как до водорода, так и после него, восстанавливаясь при этом до $SO_2$, $NO$ и т.д. Например, при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с медью получаются нитрат меди (II), оксид азота (II) и вода. Запишем формулы исходных и конечных веществ с указанием степеней окисления:

Читайте также:
Химические свойства простых веществ-неметаллов: водорода, кислорода, галогенов, серы, азота, фосфора, углерода, кремния

Подчеркнем знаки химических элементов, изменивших свои степени окисления:

Составим электронные уравнения, т.е. отразим процессы отдачи и присоединения электронов:

Ставим коэффициент $3$ перед $Cu^0$ и перед формулой нитрата меди (II), в котором $Cu^<+2>$, так как с такими значениями степеней окисления медь встречается по одному разу. Коэффициент $2$ поставим только перед формулой вещества с $N^<+2>$, так как это значение степени окисления для азота в схеме реакции встречается только один раз, а вот перед $HNO_3$ коэффициент не запишем, ибо $N^<+5>$ встречается еще раз в формуле $Cu(NO_3)_2$. Наша запись имеет вид:

Теперь уравняем число атомов азота. После реакции оно равно $3·2=6$ из $Cu(NO_3)_2$ и еще два атома из $2NO$, всего $8$.

Поэтому перед $HNO_3$ запишем коэффициент $8$:

и уравняем число атомов водорода:

Проверим правильность расстановки коэффициентов, подсчитав число атомов кислорода до и после реакции: до реакции — $24$ атома и после реакции — $24$ атома. Коэффициенты расставлены правильно, поэтому заменим в уравнении стрелку на знак равенства:

Коррозия металлов

При взаимодействии металлов с веществами окружающей среды на их поверхности образуются соединения, обладающие совершенно иными свойствами, чем сами металлы. В обычной жизни мы часто повторяем слова «ржавчина», «ржавление», видя коричнево-желтый налет на изделиях из железа и его сплавов. Ржавление — это частный случай коррозии.

Коррозия — это процесс самопроизвольного разрушения металлов под влиянием внешней среды.

Однако разрушению подвергаются практически все металлы, в результате чего многие их свойства ухудшаются (или совсем теряются): уменьшаются прочность, пластичность, блеск, снижается электропроводность, а также возрастает трение между движущимися деталями машин, изменяются размеры деталей и т.д.

Коррозия металлов бывает сплошной и местной.

Первая не так опасна, как вторая, ее проявления могут быть учтены при проектировании конструкций и аппаратов. Значительно опаснее местная коррозия, хотя потери металла здесь могут быть и небольшими. Один из наиболее опасных ее видов — точечная. Она заключается в образовании сквозных поражений, т.е. точечных полостей — питтингов, при этом снижается прочность отдельных участков, уменьшается надежность конструкций, аппаратов, сооружений.

Коррозия металлов наносит большой экономический вред. Человечество несет огромные материальные потери в результате разрушения трубопроводов, деталей машин, судов, мостов, различного оборудования.

Коррозия приводит к уменьшению надежности работы металлоконструкций. Учитывая возможное разрушение, приходится завышать прочность некоторых изделий (например, деталей самолетов, лопастей турбин), а значит, увеличивать расход металла, что требует дополнительных экономических затрат.

Коррозия приводит к простоям производства из-за замены вышедшего из строя оборудования, к потерям сырья и продукции в результате разрушения газо-, нефте- и водопроводов. Нельзя не учитывать и ущерб природе, а значит, и здоровью человека, нанесенный в результате утечки нефтепродуктов и других химических веществ. Коррозия может приводить к загрязнению продукции, а следовательно, к снижению ее качества. Затраты на возмещение потерь, связанных с коррозией, колоссальны. Они составляют $30%$ годового производства металлов во всем мире.

Из всего сказанного следует, что очень важной проблемой является изыскание способов защиты металлов и сплавов от коррозии. Они весьма разнообразны. Но для их выбора необходимо знать и учитывать химическую сущность процессов коррозии.

По химической природе коррозия — это окислительно-восстановительный процесс. В зависимости от среды, в которой он протекает, различают несколько видов коррозии.

Виды коррозии

Наиболее часто встречающиеся виды коррозии: химическая и электрохимическая.

I. Химическая коррозия происходит в не проводящей электрический ток среде. Такой вид коррозии проявляется в случае взаимодействия металлов с сухими газами или жидкостями-неэлектролитами (бензином, керосином и др.). Такому разрушению подвергаются детали и узлы двигателей, газовых турбин, ракетных установок. Химическая коррозия часто наблюдается в процессе обработки металлов при высоких температурах.

Большинство металлов окисляется кислородом воздуха, образуя на поверхности оксидные пленки. Если эта пленка прочная, плотная, хорошо связана с металлом, то она защищает металл от разрушения. Такие защитные пленки появляются у $Zn, Al, Cr, Ni, Pb, Sn, Nb, Ta$ и др. У железа она рыхлая, пористая, легко отделяется от поверхности и поэтому не способна защитить металл от дальнейшего разрушения.

II. Электрохимическая коррозия происходит в токопроводящей среде (в электролите с возникновением внутри системы электрического тока). Как правило, металлы и сплавы неоднородны, содержат включения различных примесей. При контакте их с электролитами одни участки поверхности начинают выполнять роль анода (отдают электроны), а другие — роль катода (принимают электроны).

Рассмотрим разрушение железного образца в присутствии примеси олова.

На железе, как более активном металле, при соприкосновении с электролитом происходят процессы окисления (растворения) металла и перехода его катионов в электролит:

Таким образом, железо (его основная часть) служит анодом. Поток электронов перемещается к олову — металлу с меньшей активностью, на нем накапливается избыточное количество электронов. Таким образом, участки олова могут «поделиться» электронами, поэтому на них возможны процессы восстановления. Примесь олова выполняет роль катода.

В зависимости от среды электролита на катоде могут идти различные процессы. В одном случае будет наблюдаться выделение газа ($Н_2$). В другом — образование ржавчины, состоящей в основном из $Fe_2O_3·nH_2O$.

Читайте также:
Правило безопасной работы в школьной лаборатории. Лабораторная посуда и оборудование. Разделение смесей и очистка веществ. Приготовление растворов

Итак, электрохимическая коррозия — окислительно-восстановительная реакция, происходящая в средах, проводящих ток (в отличие от химической коррозии). Процесс происходит при соприкосновении двух металлов или на поверхности металла, содержащего включения, которые являются менее активными проводниками (это может быть и неметалл).

На аноде (более активном металле) идет окисление атомов металла с образованием катионов (растворение).

На катоде (менее активном проводнике) идет восстановление ионов водорода или молекул кислорода с образованием соответственно $Н_2↑$ или гидроксид-ионов $ОН^-$.

Катионы водорода и растворенный кислород — важнейшие окислители, вызывающие электрохимическую коррозию.

Скорость коррозии тем больше, чем сильнее отличаются металлы (металл и примеси) по своей активности (для металлов — чем дальше друг от друга они расположены в ряду напряжений). Значительно усиливается коррозия при увеличении температуры.

Электролитом может служить морская вода, речная вода, конденсированная влага и, конечно же, хорошо известные вам электролиты — растворы солей, щелочей, кислот.

Вы, очевидно, помните, что зимой для удаления снега и льда с тротуаров используют техническую соль (хлорид натрия, иногда хлорид кальция). Образующиеся растворы стекают в канализационные трубопроводы, создавая тем самым благоприятную среду для электрохимической коррозии подземных коммуникаций.

Способы защиты от коррозии

Уже при проектировании металлических конструкций и их изготовлении предусматривают меры защиты от коррозии:

1. Шлифование поверхности изделий, чтобы на них не задерживалась влага.

2. Применение легированных сплавов, содержащих специальные добавки: хром, никель, которые при высокой температуре на поверхности металла образуют устойчивый оксидный слой (например, $Cr_2O_3$). Общеизвестны легированные стали — нержавейки, из которых изготавливают предметы домашнего обихода (ножи, вилки, ложки), детали машин, инструменты.

3. Нанесение защитных покрытий. Рассмотрим их виды.

А. Неметаллические — неокисляющиеся масла, специальные лаки, краски, эмали. Правда, они недолговечны, но зато дешевы.

Б. Химические — искусственно создаваемые поверхностные пленки: оксидные, нитридные, силицидные, полимерные и др. Например, все стрелковое оружие и детали многих точных приборов подвергают воронению — это процесс получения тончайшей пленки оксидов железа на поверхности стального изделия. Получаемая искусственная оксидная пленка очень прочная (в основном состава $↖<+2>↖<+3>O_4$ и придает изделию красивый черный цвет и синий отлив. Полимерные покрытия изготавливают из полиэтилена, полихлорвинила, полиамидных смол. Наносят их двумя способами: нагретое изделие помещают в порошок полимера, который плавится и приваривается к металлу, или поверхность металла обрабатывают раствором полимера в низкокипящем растворителе, который быстро испаряется, а полимерная пленка остается на изделии.

В. Металлические — это покрытие другими металлами, на поверхности которых под действием окислителей образуются устойчивые защитные пленки. Нанесение хрома на поверхность — хромирование, никеля — никелирование, цинка — цинкование, олова — лужение и т.д. Покрытием может служить и пассивный в химическом отношении металл — золото, серебро, медь.

4. Электрохимические методы защиты.

А. Протекторная (анодная) — к защищаемой металлической конструкции присоединяют кусок более активного металла (протектор), который служит анодом и разрушается в присутствии электролита. В качестве протектора при защите корпусов судов, трубопроводов, кабелей и других стальных изделий используют магний, алюминий, цинк.

Б. Катодная — металлоконструкцию подсоединяют к катоду внешнего источника тока, что исключает возможность ее анодного разрушения.

5. Специальная обработка электролита или другой среды, в которой находится защищаемая металлическая конструкция.

А. Введение веществ-ингибиторов, замедляющих коррозию.

Известно, что дамасские мастера для снятия окалины и ржавчины пользовались растворами серной кислоты с добавлением пивных дрожжей, муки, крахмала. Эти примеси и были одними из первых ингибиторов. Они не позволяли кислоте действовать на оружейный металл, в результате растворялись только окалина и ржавчина. Уральские оружейники применяли для этих целей «травильные супы» — растворы серной кислоты с добавкой мучных отрубей.

Примеры использования современных ингибиторов: соляная кислота при перевозке и хранении прекрасно «укрощается» производными бутиламина, а серная кислота — азотной кислотой, летучий диэтиламин впрыскивают в различные емкости. Отметим, что ингибиторы действуют только на металл, делая его пассивным по отношению к среде, например, к раствору кислоты. Науке известно более $5$ тыс. ингибиторов коррозии.

Б. Удаление растворенного в воде кислорода (деаэрация). Этот процесс используют при подготовке воды, поступающей в котельные установки.

Окислительно-восстановительные реакции. Способы составление ОВР.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Степень окисления

Степень окисления это условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна.

Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью – положительные.

Степень окисления – формальное понятие; в ряде случаев степень окисления не совпадает с валентностью.

степень окисления азота – -2; валентность азота – 3.

Расчет степени окисления

Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие положения:

1. Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na 0 ; H2 0 ).

2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона.

3. Постоянную степень окисления имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), водорода (+1) (кроме гидридов NaH, CaH2 и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме F2 -1 O +2 и пероксидов, содержащих группу –O–O–, в которой степень окисления кислорода -1).

4. Для элементов положительная степень окисления не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы.

Реакции без и с изменением степени окисления

Существует два типа химических реакций:

Читайте также:
Химические свойства солей (средних)
A Реакции, в которых не изменяется степень окисления элементов:
B Реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих соединений:

2Mg 0 + O2 0 ® 2Mg +2 O -2

2KCl +5 O3 -2 – t ° ® 2KCl -1 + 3O2 0 ­

2KI -1 + Cl2 0 ® 2KCl -1 + I2 0

Такие реакции называются окислительно – восстановительными.

Окисление, восстановление

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов – окисление. При окислении степень окисления повышается:

2Br – – 2ē ® Br2 0

Процесс присоединения электронов – восстановление: При восстановлении степень окисления понижается.

Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны – восстановителями.

Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов

Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент. Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами. Минимальная степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов – (n–8) (где n- номер группы в периодической системе). Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями и восстановителями, в зависимости от партнера, с которым взаимодействуют и от условий реакции.

Важнейшие восстановители и окислители

Восстановители

Окислители

Окись углерода (II) (CO).

сернистая кислота H2SO3 и ее соли.

Галогеноводородные кислоты и их соли.

Азотистая кислота HNO2;

оксид азота(II) (NO).

Катод при электролизе.

оксид марганца (IV) (MnO2).

Азотная кислота (HNO3).

Оксид меди(II) (CuO);

Хлорид железа(III) (FeCl3).

Бертоллетова соль (KClO3).

Анод при электролизе.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции

Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами:

S – восстановитель; O2 – окислитель

Cu +2 O + C +2 O ® Cu 0 + C +4 O2

CO – восстановитель; CuO – окислитель

Zn 0 + 2HCl ® Zn +2 Cl2 + H2 0 ­

Zn – восстановитель; HСl – окислитель

KI – восстановитель; MnO2 – окислитель.

Сюда же относятся реакции между веществами, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления

Внутримолекулярные окислительно- восстановительные реакции

Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той жемолекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложениивеществ, содержащих окислитель и восстановитель.

2KCl +5 O3 -2 ® 2KCl -1 + 3O2 0 ­

Cl +5 – окислитель; О -2 – восстановитель

N +5 – окислитель; N -3 – восстановитель

N +5 – окислитель; O -2 – восстановитель

Опыт. Разложение дихромата аммония

Cr +6 – окислитель; N -3 – восстановитель.

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

Cl2 0 + 2KOH ® KCl +1 O + KCl -1 + H2O

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

A Электронный баланс – метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, получаемых окислителем.

Уравнение составляется в несколько стадий:

1. Записывают схему реакции.

2. Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые меняются.

KMn +7 O4 + HCl -1 ® KCl + Mn +2 Cl2 + Cl2 0 ­ + H2O

3. Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем.

2Cl -1 – 2ē ® Cl2 0

4. Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления.

2Cl -1 – 2ē ® Cl2 0

2Mn +7 + 10Cl -1 ® 2Mn +2 + 5Cl2 0

5. Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции.

2KMn +7 O4 + 16HCl -1 ® 2KCl + 2Mn +2 Cl2 + 5Cl2 0 + 8H2O

B Электронно-ионный баланс (метод полуреакций) метод нахождения коэффициентов, в котором рассматривается обмен электронами между ионами в растворе с учетом характера среды:

MnO4 1- + 8H +

Mn 2+ + 4H2O

7+

2+

10Cl – + 2MnO4 1- + 16H + ® 5Cl2 0 ­ + 2Mn 2+ + 8H2O

(для уравнивания ионной полуреакции используют H + , OH – или воду)

Типичные реакции окисления-восстановления

Реакции с участием перманганата калия в качестве окислителя

При взаимодействии перманганата калия с восстановителем образуются различные продукты восстановления в зависимости от pH среды.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Все химические реакции можно разделить на два типа:

1) Реакции, которые протекают без изменения степеней окисления элементов: степени окисления всех элементов в молекулах исходных веществ равны степеням окисления этих элементов в молекулах продуктов реакции. Например:

2) Реакции, которые протекают с изменением степеней окисления элементов: степени окисления всех или некоторых элементов в молекулах исходных веществ не равны степеням окисления этих элементов в молекулах продуктов реакции. Например:

Реакции второго типа называются окислительно-восстановительными.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — это химические реакции, при протекании которых степени окисления элементов изменяются.

Изменение степеней окисления в ходе ОВР обусловлено полным или частичным переходом электронов от атомов одного элемента к атомам элемента.

Читайте также:
Атомы и молекулы. Химический элемент. Простые и сложные вещества. Основные классы неорганических веществ. Номенклатура неорганических соединений

Так, в реакции 4.1.2 каждый атом магния отдает 2 электрона:

Mg 0 = Mg +2 + 2ē (или: Mg 0 — 2ē = Mg +2 ) (4.1.4)

Эти электроны переходят к молекуле кислорода. Каждый атом кислорода в молекуле О2 присоединяет 2 электрона, поэтому молекула кислорода присоединяет 4 электрона:

В реакции 4.1.3 атомы хлора, которые в молекулах HCl имеют степень окисления —1 , отдают по одному электрону и превращаются в нейтральные атомы хлора, которые соединяются попарно и образуют молекулы хлора Сl2:

Cl -1 = Cl 0 + 1ē; Cl 0 + Cl 0 = Cl2

Атом марганца, который в исходном веществе (KМnО4) имеет степень окисления +7, присоединяет 5 электронов и превращается в атом марганца со степенью окисления +2 (такую степень окисления он имеет в молекуле продукта реакции MnCl2):

Mn +7 + 5ē = Mn +2 (4.1.7)

Рассмотренный выше механизм ОВР объясняет, почему эти реакции называют реакциями с переносом электронов. Реакции, при протекании которых степени окисления не изменяются, называются реакциями без переноса электронов. Таким образом, любая ОВР представляет собой совокупность процессов отдачи и присоединения электронов.

Процесс отдачи электронов называется окислением. В результате процесса окисления алгебраическая величи на степени окисления элемента повышается.

В рассмотренных примерах процессы 4.1.4 и 4.1.6 являются процессами окисления.

Процесс присоединения электронов называется восстановлением. В результате процесса восстановления алгебраическая величина степени окисления понижается.

Процессы 4.1.5 и 4.1.7 являются примерами процессов восстановления.

Частицы (атомы, молекулы, ионы), которые отдают электроны, называются восстановителями.

В реакциях 4.1.2 и 4.1.3 восстановителями являются соответственно Mg и НCl.

Частицы, которые присоединяют электроны, называются окислителями.

В реакциях 4.1.2 и 4.1.3 окислителями являются соответственно O2 и KМnО4.

Следовательно, в общем виде окислительно-восстановительную реакцию можно представить следующей схемой:

Восстановитель + Окислитель = Продукты реакции

Восстановитель участвует в процессе окисления, т. е. окисляется. А окислитель участвует в процессе восстановления, т. е. восстанавливается.

Важнейшие окислители и восстановители

Какие же вещества могут быть окислителями и какие восстановителями? Это зависит от величины степеней окисления элементов, которые входят в состав данных веществ. Как известно, некоторые элементы имеют постоянные степени окисления во всех или в большинстве сложных веществ. Для таких элементов изменение степеней окисления нехарактерно. Поэтому свойства веществ обычно не зависят от присутствия этих элементов. Элементы с переменной степенью окисления, как правило, легко ее изменяют, т. е. могут участвовать в процессах отдачи или присоединения электронов. Поэтому свойства сложных веществ обусловлены наличием в их составе элементов с переменной степенью окисления.

Если в состав вещества входит элемент с высшей степенью окисления, он может только понижать ее, т. е. участвовать в процессе восстановления. Следовательно, данное вещество может только присоединять электроны и выступать только в роли окислителя.

Например, свойства перманганата калия KМnО4 определяются степенью окисления марганца (калий и кислород — элементы с постоянной степенью окисления). Марганец в KМnО4 имеет высшую степень окисления +7, поэтому KМnО4 может быть только окислителем.

Если в состав вещества входит элемент с низшей степенью окисления, он может только повышать ее, т. е. участвовать в процессе окисления. Следовательно, данное вещество может только отдавать электроны и выступать только в роли восстановителя.

Например, свойства аммиака NH3 определяются степенью окисления азота (для водорода степень окисления +1 является практически постоянной). Азот в NH3 имеет низшую степень окисления —3, поэтому NH3 может быть только восстановителем.

Если в состав вещества входит элемент с промежуточной степенью окисления, он может как повышать, так и понижать ее, т. е. может участвовать и в процессе окисления, и в процессе восстановления. Следовательно, данное вещество может быть и окислителем, и восстановителем. Это зависит от второго участника реакции.

Например, свойства сульфита натрия Na23 определяются степенью окисления серы, которая имеет промежуточную степень окисления +4. Поэтому Na23 проявляет окислительно-восстановительную двойственность. В реакции с перманганатом калия:

сульфит натрия окисляется до сульфата натрия, т. е. выступает в роли восстановителя. Это обусловлено тем, что KМnО4 может быть только окислителем (см. выше). А в реакции с сероводородом:

сульфит натрия восстанавливается до свободной серы, т. е. выступает в роли окислителя, так как H2S может быть только восстановителем (сера в H2S находится в низшей степени окисления).

Важнейшими окислителями являются:

б) сложные вещества, молекулы которых содержат элементы в высшей степени окисления — перманганат калия KМnО4, хроматы и дихроматы (например, дихромат калия K2СrО7), азотная кислота HNO3 и ее соли — нитраты, концентрированная серная кислота H2SO4, оксид свинца (IV) РbО2, хлорная кислота HClO4 и ее соли — перхлорат и др.

Важнейшими восстановителями являются:

б) сложные вещества, молекулы которых содержат элементы в низшей степени окисления — метан силан SiH4, аммиак NH3, фосфин PН3, нитриды и фосфиды металлов (например, Na3N, Са3Р2), сероводород Н2S и сульфиды металлов, гaлогеноводороды HI, НВr НСl и галогениды металлов, гидриды металлов (например, NaH, СаН2) и др.

Среди веществ, содержащих элементы в промежуточных степенях окисления, есть вещества, для которых более характерными являются или окислительные, или восстановительные свойства. Обычно являются окислителями галогены Сl2 и Br2, хлорноватистая кислота НClО и ее соли — гипохлориты, хлораты (KСlO3 и др.), оксид марганца (IV) МnO2, соли трехвалентного железа (FeCl3 и др.). Как правило, в роли восстановителей выступают водород Н2, углерод С, оксид углерода (II) СО, сульфиты металлов (Na2SO3 и др.), соли двухвалентного железа (FeSO4 и др.).

Читайте также:
Вычисление массовой доли химического элемента в веществе

Типы окислительно-восстановительных реакций

Различают 3 типа окислительно-восстановительных реакций.

1) Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции. В этих реакциях элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят в состав молекул различных веществ. Примерами данного типа реакций являются

2) Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции. В этих реакциях элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят в состав одного вещества. Например:

К этому типу ОВР относятся многие реакции термического разложения веществ.

З) Реакции самоокисления-самовосстановления, называемые также реакциями диспропорционирования. Это ОВР, при протекании которых один и тот же элемент, находящийся в промежуточной степени окисления, и окисляется и восстанавливается. Часть атомов данного элемента отдает электроны другой части атомов этого же элемента. Например:

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций часто используется специальный метод — метод электронного баланса. В основе его лежит следующее правило: общее число электронов, которые отдает восстановитель, должно быть равно общему числу электронов, которые присоединяет окислитель.

Рассмотрим применение метода электронного баланса на примере реакции, которая выражается следующей схемой:

а) Определим степени окисления всех элементов в молекулах исходных веществ и продуктов реакции:

б) Подчеркнем символы элементов, которые изменяют степени окисления в ходе реакции:

в) Составим уравнения процессов окисления и восстановления:

Обратите внимание, что в левой части уравнения процесса окисления взято два атома брома, так как продуктом окисления является двухатомная молекула брома Br2.

г) Находим множители для уравнений процессов окисления и восстановления, при умножении на которые числа отданных и присоединенных электронов будут равны. Так как наименьшим общим кратным чисел «5» и «2» является «10», то уравнение процесса восстановления нужно умножить на «2», а уравнение процесса окисления — на «5»:

Два атома Мn +7 присоединяют 10 электронов, а 10 атомов Br -1 отдают 10 электронов, т. е. выполняется основное правило метода электронного баланса.

д) Найденные множители запишем как коэффициенты перед формулами веществ, которые содержат элементы, участвующие в процессах окисления и восстановления:

е) После этого уравниваем числа атомов элементов, которые не изменяют степени окисления. В данном случае это атомы калия, серы, водорода и кислорода.

Обычно числа атомов водорода и кислорода уравнивают в последнюю очередь. Во многих случаях равенство чисел атомов кислорода в левой и в правой частях уравнения ОВР свидетельствует о том, что это уравнение составлено правильно (в составленном уравнении 40 атомов кислорода и в левой, и в правой частях).

Рассмотрим некоторые более сложные примеры составления уравнений ОВР.

Составим уравнение реакции, которая протекает по следующей схеме:

Определим степени окисления всех элементов и подчеркнем символы элементов, которые изменяют свои степени окисления:

Составим уравнения процессов окисления и восстановления и найдем множители, на которые нужно умножить эти уравнения:

Обратите внимание, что не все атомы азота, которые входят в состав HNО3, изменяют свою степень окисления: часть атомов азота без изменения степени окисления переходит в молекулы Cu(NO3)2 Поэтому найденные методом электронного баланса коэффициенты напишем перед всеми формулами, содержащими Сu и N, кроме формулы HNO3:

Коэффициент перед формулой HNO3 равен общему числу атомов азота в правой части уравнения, т. е. равен 8 (из них 6 атомов, которые не изменяют степень окисления):

В последнюю очередь уравниваем числа атомов водорода и кислорода:

В некоторых ОВР более двух элементов изменяют свои степени окисления. В качестве примера рассмотрим следующую реакцию:

Два элемента — фосфор и сера — в ходе этой реакции окисляются, один элемент — азот — восстанавливается:

Общее число электронов, которые участвуют в процессах окисления, равно 22; в процессе восстановления участвует 1 электрон. Поэтому общий множитель для двух уравнений процессов окисления равен 1, а множитель для уравнения процесса восстановления равен 22. Запишем эти множители в качестве коэффициентов перед формулами соответствующих веществ:

В заключение уравняем числа атомов водорода и кислорода:

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:

Поскольку электроны имеют заряд «-1» , следовательно, понижение степени окисления атома химического элемента происходит в результате приобретения им дополнительных электронов.

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.

Читайте также:
Углеводороды предельные и непредельные: метан, этан, этилен, ацетилен

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.

Читайте также:
Человек в мире веществ, материалов и химических реакций

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:

Урок 16 Бесплатно Окислительно-восстановительные реакции

Когда мы видим ржавчину на железе или темный налет на серебре, мы часто можем услышать фразу: «металл окислился».

Разберём подробнее, что значит это выражение с точки зрения химии.

Окислитель и восстановитель

Как мы уже с вами усвоили ранее, при образовании ионной химической связи между атомами разных элементов происходит перемещение валентных электронов к более электроотрицательному атому с образованием ионов.

Для обозначения их условного заряда в соединении введено понятие «степень окисления».

В ионных соединениях степень окисления отражает истинный заряд ионов, что связано с переходом электронов от атомов металла к атомам неметалла:

Этот процесс можно условно разбить на два уравнения:

Окислением называется процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением степени окисления.

Восстановлением называется процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления.

Эти два процесса взаимосвязаны, так как электроны от атома, отдающего электроны, переходят к атому, присоединяющему электроны.

Однако с нашей точки зрения, в большом масштабе, мы видим не изолированные атомы, а реальные вещества: натрий очень активно горит в хлоре ярким жёлтым пламенем.

Вещество, в состав которого входит элемент, способный присоединять электроны и понижать свою степень окисления, называется окислителем.

Из химических элементов типичными окислителями являются неметаллы – элементы VII, VI, V групп периодической системы элементов: это фтор (наиболее сильный окислитель, который никогда не выступает в роли восстановителя), кислород, хлор, бром, йод, азот, сера.

Вещество, в состав которого входит элемент, способный отдавать электроны и увеличивать свою степень окисления, называется восстановителем.

Типичными восстановителями являются металлы. Чем левее и ниже они находятся в периодической системе, тем сильнее их восстановительные свойства. Наиболее сильные восстановители – это щелочные и щелочноземельные металлы.

Может показаться немного запутанным, но на самом деле запомнить это несложно – достаточно вспомнить бытовую фразу «металл окислился» и знать, что при этом он отдал электроны:

Ионы Fe 3+ придают химическим соединениям, в состав которых входят, бурые и тёмно-оранжевые оттенки.

Реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.

Такими реакциями является абсолютное большинство из протекающих в быту и в технике химических реакций.

К ним относятся все реакции соединения простых веществ, реакции замещения, большинство реакций разложения.

Окислительно-восстановительные реакции проходят в живых организмах в процессе обмена веществ. Например, в процессе фотосинтеза образуется кислород – здесь атомы кислорода тоже окисляются, поскольку степень окисления атомов увеличивается:

Однако вернёмся к примеру с горением натрия в хлоре.

Здесь хлор – окислитель, натрий – восстановитель.

Здесь окислитель и восстановитель – разные элементы.

Реакций такого типа множество, например, соединение простых веществ.

Но также существуют реакции, в которых окислителем и восстановителем выступает один и тот же химический элемент.

Это реакции диспропорционирования и конпропорционирования.

Отличаются они тем, что в первом случае из одной степени окисления получается несколько:

При пропускании хлора через воду образуется хлорная вода.

Она обладает отбеливающими свойствами из-за нестойкой хлорноватистой кислоты HClO, которая легко разлагается на HCl и O– атомарный кислород, который является очень сильным окислителем и легко вступает в реакции с органическими красителями с образованием бесцветных веществ.

Степень окисления атомов хлора в простом веществе , в хлороводороде –1, в хлорноватистой кислоте +1.

При разложении перекиси водорода образуется кислород, который обладает обеззараживающими свойствами (из-за своей большой химической активности):

Степени окисления атомов кислорода в перекиси водорода –1, в воде –2, в простом веществе 0.

В случае с конпропорционированием происходит наоборот: из нескольких степеней окисления получается одна:

При реакции сернистого газа и сероводорода образуется элементарная сера S.

Степени окисления атомов серы в сернистом газе +4, в сероводороде –2, в простом веществе – 0.

Окислительно-восстановительные реакции, как и все другие, подчиняются общему закону природы – закону сохранения массы и энергии.

А именно: в реакционной системе сохраняется число электронов. То есть число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

Пройти тест и получить оценку можно после входа или регистрации

Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: