Как марганец проявляет окислительно-восстановительные свойства в различных химических реакциях

Сущность окислительно-восстановительных реакций

Взаимодействия веществ с изменением С.О. атомов составляющих их элементов называют окислительно-восстановительными реакциями

В этой трансформации заключается их главный и характерный признак

Ещё одно определение ОВ-реакций – это химическое преобразование, протекающее с переносом электронов от одних частиц (восстановителей) к другим (окислителям).

2Na + Cl2 = 2Na+Cl

Приведенный пример ОВР умозрительно можно представить состоящим из двух полуреакций:

2Na – 2e = 2Na – здесь идёт отдача электроотрицательных частиц (электронов) от атома натрия, являющимся в данном случае восстановителем. Происходит окисление. 

Во втором полупроцессе Cl2 + 2e = 2Cl – окислитель хлор, принимая электрон, участвует в восстановлении.

Усвоению этих процессов и обозначающих их терминов может помочь схема:

Советы для избежания путаницы в этих понятиях:

  1. Составить аббревиатуру по первым буквам терминов:

    Окислитель – взял е — восстановился → ОВВ  Восстановитель – отдал е — окислился → ВОО 

  2. Выучить стихотворение:

    Восстановитель — это тот, кто электроны отдает. Сам отдает грабителю, злодею-окислителю. Отдает — окисляется, сам восстановителем является.

Понятие о степени окисления (С.О.)

С.О. – основная характеристика состояния химических элементов.

Она условно обозначает заряд атома в химическом веществе, приобретенный этим атомом в процессе отдачи или принятия электронов от других элементов.

У элемента, отдавшего электрон, появляется положительная С.О., у принявшего электрон – отрицательная.

Важно помнить. В веществах молекулы электронейтральны, и сумма С.О. всех входящих в эти молекулы атомов будет всегда нулевой.

Это позволяет находить С.О. по формулам соединений.

Коррозия металлов 

Разрушение металла от воздействий окружающей среды называется коррозией. По сути коррозия – химический окислительно-восстановительный процесс, зависящий от места, где он происходит.

Следует различать химическую (Х.К.) и электрохимическую (Э.Х.К.) коррозию.

  1. При химической коррозии металлы подвергаются деструкции от вредных влияний газов, жидкостей, не способных проводить электричество. Например, появление окалины на железе от контакта с кислородом при повышенных температурах. Или разрушение металлического оборудования, трубопроводов от воздействия сернистых соединений, содержащихся в нефтяных фракциях.
  2. Электрохимическая коррозия непосредственно связана с деструкцией металла в электролитном растворе под действием возникающего в нем электрического тока. Для возникновения разрушительных электрических токов необходим контакт металлов разной активности или наличие неоднородных участков на поверхности корродирующего металла. Таким электрохимическим разрушениям часто подвергаются морские корабли, котельное оборудование, заглублённые в почву металлические сооружения.

Справка. В мире ежегодно из-за коррозии теряется 25% произведённого человечеством железа!

Составление ОВР методом электронного баланса

При написании ОВ-реакций важно соблюдать не только закон сохранения масс веществ до и после взаимодействия, но и равенство (баланс) электрических зарядов исходных реагентов и полученных продуктов.

При способе электронного баланса производится сравнение С.О.в левой и правой части уравнения. При этом необходимо знать формулы получаемых веществ.

Правило.В уравнении ОВР слева сначала записывается восстановитель, отдающий электроны, потом окислитель, их принимающий. Справа, в первую очередь пишут продукт окисления, потом восстановления, после все остальные вещества.

Пример составления уравнения ОВР углерода (С) с алюминием (Al).

Al + C → Al4C3

  • Сначала следует определить элементы, изменившие свои С.О.

Al+ C → Al4+3C3-4

  • Алюминий, отдав три электрона, сменил С.О. с 0 до +3

Al → Al+3 1Al- 3e → 1Al+3

  • Углерод, приняв четыре электрона, сменил свою С.О. с 0 на – 4

C → C+4 1C+ 4e → 1C-4

  • Далее уравнение нужно сбалансировать, подбирая множители. Число отданных Al электронов подставить в полуреакцию углерода C, а число принятых углеродом электронов записать в схему полуреакции алюминия:

4| 1Al-3e → 1Al+3

3| 1C+4e → 1C-4

В результате алюминий лишился 4×3 = 12 электронов, а углерод принял 3×4 = 12 электронов.

Окончательно уравнение выглядит так:

4Al+3C = Al4+3C3-4

ОКИСЛИТЕЛИ
  • MnO4   в кислой среде до      Mn+2
  • MnO4   в щелочной среде до   MnO4-2
  • MnO4  в нейтральной среде до    MnO2
  • MnO2  в  кислой среде до   Mn+2    
  • Сr2O72   в кислой среде  доCr+3
  • Н+  до Н2
  • NO2 в кислой среде до NO
  • NO3  в кислой среде до NO2
  • SO4-2 в кислой среде до SO2

Типичные восстановители

  • Положительно заряженные частицы металлов в самой низкой С.О., например, олова Sn2+, железа Fe2+, свинца Pb2+ и др.
  • кислородсодержащие кислоты со своими окислами, в которых кислотообразующий элемент находится в низшей степени окисления, к примеру, сернистая кислота H2SO3, азотистая кислота HNO2 и т.д.
  • группа бескислородных кислот и их солей: иодистовородная кислота НI, иодид калия KI, сероводород Н2S, сульфид натрия Na2S и т.д.

У веществ, содержащих атомы элементов с промежуточной С.О., может возникать окислительно-восстановительная двойственность. Так, азотистокислый натрий будет восстановителем относительно сильных окислителей (K2Cr2O7) и окислителем относительно типичного восстановителя KI.

Оцените статью
Рейтинг автора
5
Материал подготовил
Илья Коршунов
Наш эксперт
Написано статей
134
Добавить комментарий