- •Основные понятия
- •1.2. Степень окисления или окислительное число атома в соединениях
- •Восстановители, окислители. Процессы окисления и восстановления
- •1.3.1. Восстановители
- •1.3.2. Окислители
- •1.4. Классификация окислительно-восстановительных реакций (типы овр)
- •1.4.1. Реакции межатомного или межмолекулярного окисления-восстановления
- •1.4.2. Реакции внутримолекулярного окисления – восстановления
- •1.4.3. Реакции диспропорционирования (самоокисления – самовосстановления)
- •2. Составление уравнений реакций окисления – восстановления
- •2.1. Метод электронного баланса
- •2.2. Метод ионно-электронного баланса (метод полуреакций)
- •Овр, протекающие в кислой среде
- •2.2.2. Овр, протекающие в щелочной среде
- •2.2.3. Овр, протекающие в присутствии молекул воды в левой части схемы
- •3.Некоторые особые случаи уравнений
- •3.1. Одновременное окисление атомов, находящихся
- •3.2. Овр в присутствии перекиси водорода (h2o2) и её соединений
- •3.3. Проявление восстановительной и окислительной способности разных атомов одного и того же элемента, входящих в состав разных веществ или одного и того же вещества
- •3.4. Особенности протекания овр при термитной сварке
- •3.5. Овр в присутствии окислителя – озона (о3)
- •3.6. Овр с участием органических соединений
- •4. Эквиваленты окислителей и восстановителей
- •5. Количественная характеристика окислительно-восстановительных реакций и направление овр
- •5.1. Электродный потенциал и его возникновение
- •5.2. Общие понятия о работе гальванического элемента
- •5.3. Стандартный электродный потенциал
- •5.4. Окислительно-восстановительные потенциалы
- •5.4.1. Направление овр в зависимости от значения величины энергии Гиббса ∆g
- •5.4.2. Условия, влияющие на величину овп и направление овр
- •5.4.3. Влияние на направление овр растворимости продукта реакции восстановленной формы
- •5.4.4. Константы равновесия окислительно-восстановительных реакций
- •5.4.5. Примеры решения задач на определение направления окислительно-восстановительных реакций
- •5.4.6. Задачи для самостоятельного решения
- •6. Механизмы некоторых реакций
- •7. Тестовый промежуточной контроль по теме овр
- •Задание: Коэффициент перед восстановителем в реакции
- •Задание: Константа равновесия окислительно-восстановительной системы пристандартных условиях ; равна:
- •Задание: Направление окислительно-восстановительной реакции при указанных условиях будет:
- •Задание: Окислительно-восстановительная реакция
- •Ответы: 1) 0,56 в; 2) 1,21 в; 3) 0,7 в; 4) 0,8 в; 5) 0,82 в.
- •Задание: Константа равновесия окислительно-восстановительной реакции
- •Задание: Константа равновесия реакции
- •Для стандартных условий равна:
- •8. Лабораторные работы
- •8.1. Рекомендации для подготовки к лабораторным занятиям
- •8.2. Реакции межмолекулярного окисления-восстановления Опыт 1. Окислительные свойства дихромата калия
- •Опыт 2. Окислительные свойства перманганата калия (kMnO4) в разных средах
- •Опыт 4. Восстановительные свойства галогенидов
- •Опыт 5. Взаимодействие растворов солей железа (ш) и иодида калия
- •8.3. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления
- •Опыт 2. Термическое разложение перманганата калия (kMnO4)
- •Опыт 3. Термическое разложение нитрата меди (II) (Cu(no3)2·2h2o)
- •8.4. Реакции диспропорционирования (самоокисления, самовосстановления) Опыт 1. Взаимодействие йода со щелочами
- •Опыт 2. Термическое разложение сульфита натрия
- •8.5. Двойственное поведение пероксида водорода в овр Опыт 1. Восстановительные свойства пероксида водорода
- •Опыт 2. Окислительные свойства пероксида водорода
- •8.6. Зависимость направления овр от рН среды Опыт 1 Влияние рН раствора на направление овр
- •8.7. Реакции, в которых окислитель или восстановитель
- •Расходуются также на связывание получаемых продуктов
- •Опыт 1. Окисление хлорид-иона концентрированной соляной кислоты
- •Двуокисью свинца (PbO2)
- •8.8. Учебно-исследовательская работа
- •10. Вопросы для домашнего задания
3.3. Проявление восстановительной и окислительной способности разных атомов одного и того же элемента, входящих в состав разных веществ или одного и того же вещества
Например: а) H3PO3 + H3PO3 → H3PO4 + PH3
В реакции участвуют две молекулы H3PO3, где фосфор имеет С.О. =+3. В приведенной схеме одной молекулы фосфор проявляет окислительные свойства, а второй молекулы – восстановительные.
в-ль Р+3 - 2ē = P+5 окислениее
ок-ль Р+3 + 6ē = P-3 восстановление
Ионно-электронный баланс, РН < 7;
|
в-ль (PO3)3- - H2O-2 ē = (PO4)3- + 2H+ |
3 окисление |
|
ок-ль (PO3)3- + 3 H+ + 6 H+ + 6 ē = PH3 + 3H2O |
2 восстановление |
3(PO3)3- + (PO3)3- +3H+→ 3(PO4)3- + PH3
Расставим коэффициенты в молекулярное уравнение:
3H3PO3 + H3PO3 → 3H3PO4 + PH3 ,
б) KBr + KBrO3 + H2SO4→ Br2 + K2SO4 + H2O
|
в-ль 2Br- - 2ē = Br2 |
2 |
1 |
5 |
5 |
окисление |
|
ок-ль 2Br+5 + 10ē = Br2 |
10 |
5 |
1 |
восстановление |
10Br- + 2Br+5 = 5Br2 + Br2
5 Br- + Br+5 = 3Br2
Ионно-электронный баланс:
|
в-ль 2Br‾ - 2 ē = Br2 |
5 |
|
ок-ль 2BrO3‾ + 12H+ + 10 ē = Br2 + 6H2O |
1 |
10Br‾ + 2BrO3‾ + 12H+ = 5Br2 + Br2 + 6H2O
5 Br‾ + BrO3‾ + 6H+ = 3Br2 + 3H2O
Расставляем коэффициенты в молекулярное уравнение:
5KBr + KBrO3 + 3H2SO4 = 3Br2 + 3K2SO4 + 3H2O
3.4. Особенности протекания овр при термитной сварке
При термитной сварке протекает следующая реакция:
Al + Fe3O4 → Fe0 + Al2O3
Молекулу Fe3O4 можно представить в виде двух оксидов:
FeO · Fe2O3 С.О. Fe в FeO = +2; С.О.Fe в Fe2O3 = +3. В схеме ОВР Fe+2 и Fe+3 проявляют свойства окислителя и принимают электроны:
-
ок-ль
Fe+2 + 2ē = Fe0
8-Σ принятых ē
8
4
12
3
ок-ль
2Fe+3 + 6ē = 2Fe0
в-ль
2Al0 - 6 ē = 2Al3+
6- Σ отданных ē от двух атомов Al
6
3
4
8 Al + 3Fe +2 + 3Fe +3 = 8Al+3 + 9Fe0
Расставим коэффициенты в схеме реакции ОВР:
8 Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe0
3.5. Овр в присутствии окислителя – озона (о3)
Атомы кислорода в молекуле озона расположены в вершине равнобедренного треугольника с углом < 1170и сторонами 1,26 А10μ = 0,52 Д. Молекула О3диамагнитна. Озон образуется в процессах, сопровождающихся выделением атомарного кислорода:
О2 + О2 + hν = О3 + О
О + О2 = О3
Получение озона – энергоемкий процесс (ΔН = 142,5 кДж/моль), и поэтому О3разлагается самопроизвольно в две стадии
2О3 → 2О2 + 2О →3О2
В ОВР окисление озоном происходит за счет атомарного кислорода.
Пассивные металлы (Cu, Аu, Нg, Аg, Pt и др.) окисляются озоном, например:
8Ag + 2O3 = 4Ag2O + O2
Очень активные металлы отдают молекуле озона электрон без разрушения молекулы и озон превращается в озонид-ион с образованием озонидов
K + O3 = KO3
Рассмотрим, как будет протекать реакция окисления бромид-иона с участием озона.
NaBr + O3 + H2O →
Бромид ионы (Br¯) - являются восcтановителями, и в ОВР они могут только окисляться 2Br- - 2ē = Br2, а молекула озона принимает 2ē и восстанавливается в О-2 и О2. Учитывая эти рассуждения, запишем продукты реакции:
NaBr + O3 + H2O → Br2 + O2 + NaOH
|
2Br- - 2ē= Br2 |
1 окисление |
|
O3 + 2 ē = O-2 + O2 |
1 восстановление |
Расставим коэффициенты в молекулярное уравнение ОВР:
2NaBr + O3 + H2O = Br2 + O2 + 2NaOH