Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

 

Химические реакции, сопровождающиеся полным или частичным переходом электронов от атомов или ионов одних элементов к атомам или ионам других элементов, называются окислительно-восстановительными.

Характерным признаком протекания ОВР является изменение степени окисления.

Степень окисления – условный заряд, который приобретается атомом в молекуле, если все связи считать ионными.

Порядок нахождения степени окисления:

1. В простых неполярных молекулах (Cl₂, O₂, H₂) и элементах в свободном состоянии (Na, Fe, Mg) степень окисления = 0.

2. В большинстве соединений кислород имеет степень окисления = -2. Исключение: O⁺²F₂, H₂O^­­­­-1₂.

3. Водород в соединениях имеет степень окисления, равную +1.

Исключение: CaH^-1_2.

4. Сложные соединения: K⁺¹Mn^xO^-2₄

+1 + x + (-2)∙4 = 0

x = +7

Окислители – это вещества, присоединяющие электроны, сами восстанавливаются.

Восстановители – это вещества, отдающие электроны, сами окисляются.

 

1) H⁰₂ + 2Na⁰ = 2Na⁺¹H^-1

H⁰₂ + 2℮ = 2H^-1

окислитель

2Na⁰ – 2℮ = 2Na⁺¹

восстановитель;

2) H⁰₂ + I⁰₂ = 2H⁺¹I^-1

H⁰₂ – 2℮ = 2H⁺¹

восстановитель

I⁰₂ + 2℮ = 2I^-1

 

окислитель.

Ионно-электронный метод

Это метод, при котором отдельно составляются ионные уравнения для процесса окисления и для процесса восстановления с последующим суммированием их в общее ионное уравнение.

1. Порядок нахождения коэффициентов в уравнениях ОВР, если в левой части уравнения имеется молекула кислот:

 

K⁺¹Mn⁺⁷O^-2₄ + H⁺¹₂C⁺³₂O^-2₄ + H₂SO₄ ® Mn⁺²SO^-2₄ + K₂SO₄ + C⁺⁴O^-2₂ + H₂O

 

окислитель: (Mn⁺⁷O₄)^-1 + 8H⁺ + 5℮ ® Mn²⁺ + 4H₂O 2

восстановитель: (C⁺³₂O₄)^2- – 2℮ ® 2C⁺⁴O₂ 5

2MnO^-₄ + 16H⁺ + 5C₂O^2-₄ ® 2Mn²⁺ + 8H₂O + 10CO₂

 

2KMnO₄ + 5H₂C₂O₄ + 3H₂SO₄ ® 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 10CO₂ + 8H₂O

 

2. Порядок нахождения коэффициентов, если в левой части ОВР имеется молекула основания:

 

Na⁺¹Cr⁺³O^-2₂ + Br⁰₂ + NaOH ® Na⁺¹₂Cr⁺⁶O^-2₄ + Na⁺¹Br^-1 + H₂O

 

восстановитель: (Cr⁺³O₂)^-1 + 4OH^- - 3℮ ® (Cr⁺⁶O₄)^2- + 2H₂O 2

окислитель: Br⁰₂ + 2℮ ® 2Br^-1 3

2CrO^-₂ + 3Br₂ + 8OH^- ® 2CrO^2-₄ + 4H₂O + 6Br^-1

 

2NaCrO₂ + 3Br₂ + 8NaOH ® 2Na₂CrO₄ + 6NaBr + 4H₂O

 

3. Нахождение коэффициентов, если в левой части уравнения ОВР имеется молекула воды. Способ подбора коэффициентов зависит от того, что образуется в правой части. Если в полученных продуктах существует кислота, то коэффициенты подбирают как в п.1, если основание, то как в п.2.

 

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

Процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии называют электрохимическими процессами:

1) Процессы превращения химической энергии в электрическую (в гальванических элементах);

2) Процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиз).

Электрохимическая система состоит из двух электродов и ионного проводника между ними. Электроды замыкаются металлическим проводником.

Ионным проводником (проводником 2-го рода) служат растворы или расплавы электролитов.

Электродами (проводниками 1-го рода) называют проводники, имеющие электронную проводимость и находящиеся в контакте с ионным проводником.

Для обеспечения работы системы электроды соединяются друг с другом металлическим проводником, называемым внешней цепью электрохимической системы.

Законы Фарадея. 1833 год

1 закон. Количество вещества, испытавшего электрохимические превращения на электроде, прямо пропорционально количеству прошедшего электричества:

m = Э ∙ I ∙ t / F, где

m – масса вещества;

Э – эквивалентная масса вещества;

I – сила тока;

t – время;

F – постоянная Фарадея, равная 96500 Кл.

 

Электродный потенциал

 

На границе металл – раствор возникает ДЭС – двойной электрический слой. Между металлом и раствором возникает разность потенциалов – электродный потенциал.

- +

- +

металл - + раствор

- +

-

Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом:

Ме = Меⁿ⁺ + n℮; j_Меn+_./Ме.