VI. Понятие об оки.-восстан. Процессах.

1)Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции, ОВР, это химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.

1. Рeакции мeжмолeкулярного окислeния-восстановлeния. В таких рeакциях окислитeль и восстановитeль находятся в разных вeщeствах:

3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3H₂O

         2. Внутримолeкулярныe ОВР. Сюда относятся рeакции, в которых окислитeль и восстановитeль содeржатся в одном и том жe вeщeствe в виде атомов разных элeмeнтов::

 (NH₄)₂Cr₂O₇ =N₂­ + Cr₂O₃ + 4H₂O

         3. Рeакции диспропорционирования. В них молeкулы и ионы одного и того жe вeщeства рeагируют друг с другом как окислитeль и восстановитeль.

         Вeщeства, участвующие в рeакциях диспропорционирования содeржат элeмeнт в промeжуточной степени окисления, которая одноврeмeнно повышаeтся и понижаeтся:

2Н₂O₂ = O₂­ + 2Н₂O

3 HNO₂ = HNO₃+ 2NO + H₂O

2)

Окислителем является атом, молекула или ион, принимающий электроны. Восстановителем является атом, молекула или ион, отдающий электроны.

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.

Окисление

Окисление - процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.

При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.

В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см. Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель:

окислитель + e⁻ ↔ сопряжённый восстановитель.

Восстановление

При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель:

восстановитель — e⁻ ↔ сопряжённый окислитель.

Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

Степень окисления - (окислительное число) , условный показатель, характеризующий заряд атома в соединениях.

3)задача

4 )

На характер протекания окислительно – восстановительной реакции между одними и теми же веществами влияет среда. Так, например MnO^-₄ восстанавливается до H⁺ Mn⁺² бесцветный раствор M nO^-₄ H₂O MnO₂ бурый осадок Фиолето- вый OH^- MnO₄^2- раствор зеленого цвета Для создания кислой среды используют серную кислоту. Для создания щелочной среды – растворы гидроксидов калия или натрия. 1)2 KMn⁺⁷O₄ + 5Na₂S⁺⁴O₃ + 3H₂SO₄ = 2Mn⁺²SO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄+3H₂O

Mn⁺⁷ + 5e = Mn⁺² 2 Э_KMnO4= М\5=158\5=31,6 г\моль S⁺⁴ -- 2e = S⁺⁶ 5 (метод электронного баланса) 5Na⁺NO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5NaNO₃ + 2MnSO₄ + 3H₂O + K₂SO₄ Mn O^-₄ + 8H⁺ + 5e = Mn⁺² + 4H₂O 2 NO ^-₂ + H₂O - 2e = NO^-₃ + 2H⁺ 5 2MnO^-₄ + 16H⁺ + 5NO^-₂ + 5H₂O = 2Mn⁺² + 8H₂O + 5 NO^-₃ + 10H⁺ 6H⁺ 3H₂O ( метод полуреакций) 2) 2 KMn⁺⁷O₄ + 3Na₂SO₃ + H₂O = 2 Mn⁺⁴O₂ ↓ + 3 Na₂SO₄ + 2KOH Mn⁺⁷ + 3e = Mn ⁺⁴ 2 М _ЭKMnO4 = M\3 = 158\3 = 52,7 г\моль S⁺⁴ - 2e = S⁺⁶ 3 3) 2 KMn⁺⁷O₄ + Na₂SO₃ + 2KOH = 2K₂Mn⁺⁶O₄ + Na₂SO₄ + H₂O

Mn⁺⁷ + 2e = Mn⁺⁶ 2 М_{Э KMnO4} = M\1 = 158\1 = 158,0г\моль

S⁺⁴ -2e = S⁺⁶ 1 Эквивалент окислителя и эквивалент восстановителя – это часть моля, которая отвечает соответственно одному присоединенному или отданному каждой молекулой электрону в данной реакции. Для определения эквивалента (молярной массы эквивалента) окислителя надо молекулярную массу его разделить на число электронов, присоединенных одной молекулой, а эквивалента восстановителя - молекулярную массу разделить на число электронов, отданных одной молекулой восстановителя. ^ Эквивалент – безразмерная величина, а молярная масса эквивалента выражается в г/моль Э = M / n Эквивалент одного и того же окислителя в различных реакциях будет различным, он зависит от реакции, от числа присоединенных электронов.

5) Окислительно-восстановительная двойственность – это способность атома, находящегося в промежуточной степени окисления, быть как восстановителем, так и окислителем, в зависимости от того, с каким веществом он реагирует.

(Подробнее об окислителях, восстановителях, промежуточной степени окисления можно узнать в предыдущем разделе).

Например, окислительно-восстановительную двойственность проявляют все неметаллы (кроме фтора и кислорода), нитриты, сульфиты, некоторые сложные вещества:

+4        +3 SO₂,   HNO₂

_{репркись водрода Н2О2}

6) Окислительно-восстановительный потенциал (редокс-потенциал от англ. redox — reduction-oxidation reaction, E_h или Eh) — мера способности химического вещества присоединять электроны (восстанавливаться^[1]). Окислительно-восстановительный потенциал выражают в милливольтах (мВ). Примером окислительно-восстановительного электрода: Pt/Fe3+,Fe2+ Окислительно-восстановительный потенциал определяют как электрический потенциал, устанавливающийся при погружении платины или золота (инертный электрод) в окислительно-восстановительную среду, то есть в раствор, содержащий как восстановленное соединение (A_red), так и окисленное соединение (A_ox). Если полуреакцию восстановления представить уравнением:

A_ox + n·e⁻ → A_red,

то количественная зависимость окислительно-восстановительного потенциала от концентрации (точнее активностей) реагирующих веществ выражается уравнением Нернста.

Окислительно-восстановительный потенциал определяют электрохимическими методами с использованием стеклянного электрода с red-ox функцией^[2] и выражают в милливольтах (мВ) относительно стандартного водородного электрода в стандартных условиях.

В электрохимии стандартный электродный потенциал, обозначаемый E^o, E⁰, или E^O, является мерой индивидуального потенциала обратимого электрода (в равновесии) в стандартном состоянии, которое осуществляется в растворах при эффективной концентрации в 1 моль/кг и в газах при давлении в 1 атмосферу или 100 кПа (килопаскалей). Объёмы чаще всего взяты при 25 °C. Основой для электрохимической ячейки, такой как гальваническая ячейка всегда является окислительно-восстановительная реакция, которая может быть разбита на две полуреакции: окисление на аноде (потеря электрона) и восстановление на катоде (приобретение электрона). Электричество вырабатывается вследствие различия электростатического потенциала двух электродов. Эта разность потенциалов создаётся в результате различий индивидуальных потенциалов двух металлов электродов по отношению к электролиту.