1. Степень окисления.Типичные окислители и восстановители

Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный

исходя из предположения, что молекула состоит из ионов

и в целом электронейтральна. Вещество, которое принимает электроны, называется окислителем,а вещество, которое отдает электроны, - восстановителем. Вещества, являющиеся окислителями во многих реакциях, представляют собой типичные (сильные) окислители. К ним относятся F₂, Cl₂, O₂, KClO₃, H₂SO₄, HNO₃, KMnO₄, MnO₂, K₂Cr₂O₇, PbO₂ и др. Типичными (сильными) восстановителями являются H₂, C (графит), Zn, Al, Ca, KI, HCl (конц.), H₂S, CO и др.

2. Реакции окисления—восстановления. Метод электронного баланса. Молярные массы эквивалентов окислителей и востановителей

Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, принимаемых окислителем, поэтому стехиометрические коэффициенты окислительно-восстановительных реакций определяют используя метод электронного баланса или метод электронно-ионного баланса.

Порядок составления уравнений окислительно-восстановительных

реакций (метод электронного баланса):

1. Написать формулы исходных веществ и продуктов реакций.

2. Определить элементы, которые меняют свою степень окисления.

3. Составить две полуреакции для окислителя и восстановителя и

определить число принятых и отданных электронов.

4. Найти наименьшее общее кратное между числом принятых и

отданных электронов и определить дополнительные множители к

обеим полуреакциям.

5. Умножить дополнительные множители на соответствующие

полуреакции и сложить их левые и правые части. Полученные коэффициенты

перенести в молекулярное уравнение.

6. Если окислитель или восстановитель расходуется на получение

других продуктов реакции, в которых степень их окисления не

меняется, то необходимо уточнить коэффициенты.

7. Уравнять число атомов водорода и кислорода.

Молярная масса эквивалентов окислителя равна молярной массе

окислителя, деленной на число электронов, принятых одной молекулой

окислителя. Молярная масса эквивалента восстановителя

равна молярной массе восстановителя, деленной на число электронов,

отданных одной молекулой восстановителя.

3. Направление протекания и константа равновесия окислително восстановительных реакций

Расчеты с применением уравнения Нернста, позволяющего найти константу равновесия ОВР, и закона действующих масс показывают, что реакции заведомо химически необратимы при Δφ^о > 0,4. В этом случае реакция всегда, т.е. при любых начальных условиях (о стандартных условиях теперь речь, разумеется, не идет), проходит в прямом направлении до конца. Совершенно аналогичным образом, если Δφ^о < – 0,4 В, реакция всегда протекает до конца, но в обратном направлении. Изменять направление и полноту протекания таких реакций, т.е. управлять ими, при всем желании невозможно, в отличие от химически обратимых реакций, для которых < Δφ^о < 0,4 В или –0,4 В < Δφ^о < 0. В первом случае в стандартных условиях реакция всегда протекает в прямом направлении. Это означает, что в отсутствие продуктов реакции в начальный момент времени реакция тем более (т.е. тоже всегда) будет протекать в прямом направлении, но не до конца. Более полному протеканию реакции способствуют избыток одного или нескольких реагентов и вывод из сферы реакции тем или иным способом ее продуктов. Часто удается добиться достаточно полного протекания таких реакций несмотря на их химическую обратимость. С другой стороны, обычно можно также создать условия, при которых такая реакция будет протекать в обратном направлении. Для этого надо создать высокие концентрации "реагентов" (до сих пор мы считали их продуктами реакции), начинать реакцию в отсутствии ее "продуктов" (т.е. реагентов, при прямом течении реакции) и стараться поддерживать по возможности низкую их концентрацию в ходе реакции.