6. Понятие об окислительно-восстановительных процессах.

1) Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции, ОВР, — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.Типы ОВР:Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:Н₂S + Cl₂ → S + 2HCl

Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:2H₂O → 2H₂ + O₂

Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:Cl₂ + H₂O → HClO + HCl

2) Окислитель - это атомы, ионы или молекулы, которые принимают электроны. Восстановитель - это атомы, ионы или молекулы, которые отдают электроны. 

Восстановители	Окислители
Металлы, водород, уголь	Фтор, хлор, бром, иод
Оксид углерода (II) CO	Перманганат калия KMnO4, манганат калия K2MnO4, оксид марганца (IV)MnO2
Сероводород H2Sоксид серы (IV)SO2	Бихромат калия K2Cr2O7, хромат калия K2CrO4
HI, HBr, HCl	Азотная кислота HNO3
Хлорид олова (II) SnCl2	Кислород O2, озон O3, перекись водорода H2O2
Азотистая кислота HNO2	Серная кислота (конц.) H2SO4
Фосфористая кислота H3PO3	Оксид меди (II) CuO, оксид серебра Ag2O
	Хлорид железа (III) FeCl3
	Царская водка (смесь концентрированных соляной и азотной кислот)

Разделяется на две полуреакции:

1) Окисление:

2) Восстановление:

3) Уравнения окислительно-восстановительных реакций на примере взаимодействия простых веществ с кислородом:

4HBrO₃ = 2Br₂ + 5O₂ + 2H₂O

ОВР:

Восстановление: Br5+ + 5e− = Br Окисление: O2− − 2e− = O

2Br⁵⁺ + 5O²⁻ = 2Br + 5O

 Условия :при кипячении

уравнения окислительно-восстановительных реакций на примере взаимодействия металлов с кислотами: Cu + 4HNO_3(конц.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

ОВР: 

Восстановление: NO3− + 2H+ + 1e− = NO2 + H2O Окисление: Cu − 2e− = Cu2+

2 1

2NO₃⁻ + 4H⁺ + Cu = 2NO₂ + 2H₂O + Cu²⁺

4) Влияние характера среды на протекание овр на примере перманганата калия

Среда (рН раствора) в которой протекает реакция, оказывает влияние на степень окисления атомов и, поэтому, окислительно-восстановительный процесс между одними и теми же веществами в разных средах приводит к образованию различных продуктов.

Итак, перманганат-ионы (MnO₄^-), которые придают раствору малиновую окраску:

в кислой среде (pH < 7) восстанавливаются до катионов Mn²⁺, раствор становится бесцветным

Пример реакции перманганата калия:

в нейтральной среде (pH = 7) восстанавливаются до MnO₂, выпадает осадок бурого цвета

Пример реакции перманганата калия:

в щелочной среде (pH > 7) восстанавливаются до манганат-ионов MnO₄^2-, раствор приобретает зеленую окраску

Пример реакции перманганата калия:

окислительные свойства перманганата калия выражены наиболее сильно в кислой среде.