Окислительно-восстановительные реакции Электрохимия
1.Основные понятия
2.Составление уравнений окислительно- восстановительной реакции
3.Типы окислительно-восстановительных реакций
4.Общие представления о электрохимии
5.Химические источники тока. Гальванические элементы
Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, протекание которых связано со смещением или полным переходом электронов от одних атомов к другим.
Степень окисления (с.о.) - условный заряд, возникающий у атомов в результате перемещения электронов от атома к атому при образовании молекулы (обозначается цифрой со знаком «+» или « »).
Важнейшие окислители и восстановители
•К числу сильных окислителей относятся: галогены (Fe2, Cl2, Br2, I2), оксид марганца MnO2, перманганат калия KMnO4, манганат калия K2MnO4, оксид хрома (хромовый ангидрид) CrO3, хромат калия K2CrO4, бихромат калия K2Cr2O7, азотная кислота HNO3 и ее соли, кислород О2, озон О3, перекись водорода Н2О2, концентрированная серная кислота Н2SО4, оксид меди (II) СuО, оксид серебра Ag2O, оксид свинца РbО2, гипохлориты (например, NaClO) и другие соединения.
•Щелочные и щелочноземельные металлы являются сильными восстановителями. К числу других восстановителей относятся: Н2, С, оксид углерода СО, сероводород Н2S, оксид серы SО2, сернистая кислота Н2SО3 и ее соли, галогенводороды (кроме HF), хлорид олова (II) SnCl2, сульфат железа (II) FeSO4.
Правила определения с.о.:
а) степень окисления простых веществ равна нулю.
б) алгебраическая сумма с.о. атомов входящих в молекулу равна |
|
нулю, а в сложных ионах заряду иона. Например: с.о. (HNO3)= |
|
c.о.(Н) + с.о.(N) + 3с.о.(О) = 1+5+3∙(-2)= 0; с.о.(SO4 )= с.о.(S) +4с.о. |
|
(О) =+6+4 (-2)= -2; |
-2 |
в) Постоянную степень окисления имеют щелочные металлы (+1), щелочно-земельные, а также Zn (+2), F(-1).
г) с.о. Н всегда составляет +1 за исключением гидридов металла, где она равна (-1) например в NaH, CaH2.
д) с.о. кислорода всегда (-2), кроме пероксидов H2O2, Na2O2 где она равна (-1) и соединения OF2 где она равна (+2).
е) Положительная с.о. элемента не может превышать номер группы периодической системы элементов, в которой помещен данный элемент, например KClO4, K2Cr2O7, где с.о. Cl = +7, а с.о. Cr = +6.
N |
-3 |
+1 |
0 |
+2 -2 +1 +5 -2 |
+1 +3 -2 |
|
H3 , N2-2 H4+1, N2, N O , H N O3 |
, H N O2 |
|||
Окислительно-восстановительная реакция состоит из процессов: окисления и восстановления.
Окислением называется процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением СО.
Са + 2HCl = СаCl2 + Н2 |
Са0 - 2e = Са+2 |
Вещества отдающие свои электроны называются восстановителями.
Восстановление - процесс присоединения |
|
электронов, сопровождающийся |
|
понижением степени окисления |
|
+1 |
0 |
Са + 2HCl = СаCl2 + Н2 2Н + 2е = Н2 |
|
Вещества, которые принимают электроны называются окислителями
Типы окислительно-восстановительных реакций.
Различают три типа окислительно–восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции самоокисления– самовосстановления.
Межмолекулярные – это реакции, в которых молекулы, атомы или ионы элементов, входящие в состав одного вещества и являющиеся окислителем, взаимодействуют с молекулами, ионами, атомами, входящих в состав другого вещества (восстановителя):
Mn O2 + 4HCl = Mn Cl2 + Cl2 + 2H2O.
Во внутримолекулярных реакциях изменяется СО элементов одного и того же вещества таким образом, что одни из них окисляются, а другие -
+4 -1 +2 0
восстанавливаются. К таким реакциям относится, например, разложение бертолетовой соли и оксида ртути (II):
2KCl O3 = 2KCl + 3O2
+5 -2 |
-1 |
0 |
В реакциях самоокисления–самовосстановления (диспропорционирования) атомы одного и того же вещества в результате реакции являются и окислителем и восстановителем.
Например, растворение хлора в воде:
Cl20 + H2O = HCl+1O + HCl-1
Составление уравнений окислительно- восстановительной реакции
Правила составления ОВР:
а) записывают реакции с указанием исходных веществ и продуктов реакции;
б) определяют с.о. элементов в исходных веществах и продуктах реакции;
в) находят окислители и восстановители и составляют электронные полуреакции. По ним находят коэффициенты для окислителя и восстановителя;
г) уравнивают металлы; д) уравнивают кислотные остатки; е) уравнивают водород;
ж) проверяют по кислороду.
+1 |
+7 -2 |
+1 |
+6 |
|
-2 |
+1 |
+4 -2 |
= |
|
|
||
K Mn O4 |
+ H2 |
S O4 |
+ Na2 S O3 |
|
|
|||||||
+1 |
+6 -2 |
+2 |
+6 |
|
-2 |
+1 |
+6 -2 |
+1 |
O |
-2 |
||
K2 S O4 |
+ Mn S O4 |
+ Na2 |
S O4 |
+ H2 |
|
|||||||
Mn+7+ 5e = Mn+2 |
+5e |
|
10 |
|
|
2 - окислитель, восст-ние |
||||||
|
|
|
||||||||||
S +4- 2e = S+6 |
-2e |
|
|
|
5 - восстановитель, ок-ние |
|||||||
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5Na2SO3 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5Na2SO4 + 3H2O