Окислительно- восстановительн ые реакции
Составитель О.П.Тарасова
ОВР
•ОВР -реакции, идущие с изменением степени окисления
•С.О – условный заряд, вычисленный из предположения, что молекула состоит из ионов
Cтепень окисления:
постоянная переменная
+1 Н, Ме I А группы
(кроме гидридов Na+H-)
+2 Me II A группы, Zn
+3 Al
-2 О (кроме пероксидов Н2+1 О2-1)
-1 F
Переменная С.О.
+ 2 ē |
|
VI группа |
|
|||||
|
S |
|
|
|
-6ē |
высшая |
||
низшая |
O |
промежуточные |
||||||
-2 |
+4 |
+6 |
|
|||||
H2S |
S H2SO3 |
|
|
|
H2SO4 |
|
||
всегда |
|
ox-red |
|
|
|
всегда ox |
||
red |
двойственность |
|
||||||
|
S-2 |
-2e |
S0 отдача е - |
|||||
|
-6e |
S+4 |
|
|
окисление |
|||
|
Red |
-8e |
S+6 |
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Вывод: С.О. |
|
ОХ свойствa |
|
||
|
|
|
акцепторы ē
в ОВР +nē ( c.о.), имеют высокий φ0
•Простые
вещества
ЭО >3 Hal2 (F2, Cl2) O2 ,O3
•Сложные вещества 
содержат элемент в
высшей с. о.
+7 |
+6 |
KMnO4 |
K2Cr2O7 |
перманганат К |
дихромат К |
+6 |
+5 |
H2SO4 HNO3 соли Fe+3, Cu+2
Типичные восстановители (Red) –
доноры ē, в ОВР |
-nē (↑ c.о.), имеют |
низкий φ0 |
• Сложные вещества |
• Простые |
|
вещества |
содержат элемент |
ЭО < 1,5 |
в низшей с.о. |
Н2 С Ме |
N-3H3 H2S-2 C+2O |
|
HHal-1 ( HI , HBr…) и |
соли KI, NaBr, Fe+2 и Cu+1
Окислительно-восстановительная двойственность у веществ,
содержащих
элемент в промежуточной С.О.: NaNO2 H2O2 H2SO3
баланса
+nē = -nē
H2O-12 +2KI-1 + 2HCl 
2H2O-2 +I02 + 2KCl
ox1 |
red1 |
red2 ox2 |
ОВР – состоит из 2 полуреакций:
для Ох |
O-12 + 2ē ↔ 2O-2 |
|
2 |
|
1 восст-ние |
|
|
|
|||||
|
ох1 |
red2 |
|
|
|
|
для Red |
2I- - 2ē ↔ |
I02 |
2 |
|
|
1 окисление |
|
red1 |
ox2 |
|
|
|
|
коэффициенты |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
|
|
|
|
||
ОВ пара (система) содержит 
элемент в разной С.О.
Стандартный окислительно
-
восстановительный (red-ох)
потенциал φ0-количественная
характеристика Ox – Red свойств, 
измеряется в стандартных условиях:
Т = 2980К Р =1атм (101 КПа) С =1 моль/л
φ0 ox форма Red |
φ0 H2O2 H2O = 1,77В |
(>c.о.) (<с.о.) |
|
ОВ система |
φ0 I2 2I- = 0,53В |
Применение таблиц φ0
1)oпределение силы Ох и Red 
Чем φ0, тем сильнее Ох
чем ↓ φ0, тем сильнее Red 2) cоставление схем ОВР
Пример 1: φ0 Fe+3/Fe+2 = 0,77В
сильный ОХ
φ0 I2 /2I- = 0,53В
сильный Red
2Fe+3 + 2I- 2Fe+2 +I2
pH – зависимые ОВР 
Пример 2. В кислой среде (рН < 7)
φ0 MnO-4 Mn+2 =1,52В
φ0 O2 |
H2O2 = 0,68В |
||
MnO-4 + H2O2 |
|
|
Mn+2 +O2 |
|
|
||
Оx Red
(без электронного баланса и без учёта pH
Пример 3. Можно ли окислить Н2О2 
перманганатом К в щелочной среде
φ0 MnO4- 
MnO4-2 =0,56 В