Типы овр

Межмолекулярные	реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов в различных молекулах. Mg + O2 = 2MgO
Внутримолекулярные	реакции, сопровождающиеся изменением СО разных атомов в одной и той же молекуле. 2KClO3 = 2KCl + 3O2
Диспропорционирования	реакции, в которых происходит одновременное изменение степени окисления атомов одного и того же элемента. Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H2O
Усреднения	происходит изменение степени окисления одного и того же элемента с образованием одной и той же молекулы 2H2S + H2SO3 = 3S + 3H2O

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

1. метод электронного баланса (схема)

1. Записать уравнение в молекулярной форме:

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

2. Определить степень окисления (СО) каждого элемента:

_{+1 +4 -2 +1 +7 -2 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +1 -2}

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

3. Выбрать элементы, которые поменяли СО в ходе реакции:

S⁺⁴ ( Na₂SO₃) → S⁺⁶ (Na₂SO₄)

Mn⁺⁷ (KMnO₄) → Mn⁺² (MnSO₄)

4. Составить схемы электронных переходов для элементов, изменивших СО в ходе реакции, определить восстановитель и окислитель.

5. Составляем электронный баланс – уравниваем число отданных и принятых электронов. Находим наименьшее общее кратное и определяем множители:

   5	S+4 – 2e → S+6	окисление, восстановитель
   2	Mn+7 + 5е → Mn+2	восстановление, окислитель

6. Переносим множители в молекулярное уравнение

7. Уравниваем остальные катионы и анионы, водород. Проверяем баланс по кислороду:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

В методе электронного баланса пользуются формальным представлением о степени окисления (в растворе нет иона Mn⁺⁷, а есть ион MnO₄^-). Также он не учитывает влияние среды на характер ОВР. С учетом этого для составления уравнения ОВР пользуются методом полуреакций.

2. метод полуреакций (электронно-ионного баланса)

1. Написать уравнение в молекулярном виде:

К₂SO₃ + KMnO₄ + H₂O → MnO₂ + К₂SO₄ + KOH

2. Записать уравнение в молекулярно-ионной форме и сокращенной ионной форме:

2K⁺ + SO₃^-2 + K⁺ + MnO₄^- + H₂O → MnO₂ + 2K⁺ + SO₄^-2 + K⁺ + OH^-

SO₃^-2 + MnO₄^- + H₂O → MnO₂ + SO₄^-2 + OH^-

3. Выписываем ионную схему процесса окисления и восстановления (полуреакций):

SO₃^-2 → SO₄^-2

MnO₄^- → MnO₂

4. Уравниваем число атомов в обеих частях системы, при этом пользуемся правилом:

а) если продукт реакции содержит больше кислорода, чем исходное вещество, то в этом случае расходуется Н₂О – в нейтральной и кислых средах, ОН^- - в щелочных растворах

б) если продукт реакции содержит меньше кислорода, чем исходное вещество, то в кислой среде освобождающейся кислород связывается с протоном водорода с образованием воды, в нейтральной и щелочной среде кислород взаимодействует с водой с образованием ОН^- (табл. 39).

Таблица 39

Участие ионов в различных средах

Среда	В продукте больше атомов кислорода	В продукте меньше атомов кислорода
Кислая	Ион + Н2О → Ион + 2Н+	Ион + 2Н+ → Ион + Н2О
Нейтральная	Ион + Н2О → Ион + 2Н+	Ион + Н2О → Ион + 2ОН-
Щелочная	Ион + 2ОН- → Ион + Н2О	Ион + Н2О → Ион + 2ОН-

SO₃^-2 + Н₂О → SO₄^-2 + 2Н⁺

MnO₄^- + 2Н₂О → MnO₂ + 4ОН^-

5. Уравниваем сумму зарядов в левой и правой части молекулярно-ионных схем ОВР. Находим коэффициенты (общий множитель), учитывая, что число отданных электронов равно числу принятых.Записываем электронно-ионное уравнение:

   3	SО3-2 + Н2О – 2e → SО4-2 + 2Н+	окисление, восстановитель
   2	MnО4- + 2Н2О + 3е → MnО2 + 4ОН-	восстановление, окислитель

6. Умножаем на коэффициенты все члены уравнений полуреакций и складываем:

3SO₃^-2 + 3Н₂О + 2MnO₄^- + 4H₂O → 2MnO₂ + 3SO₄^-2 + 8OH^- + 6Н⁺

приводим подобные члены: 8OH^- + 6Н⁺ → 6Н₂О + 2ОН^-

3SO₃^-2 + 7Н₂О + 2MnO₄^- → 2MnO₂ + 3SO₄^-2 + 2OH^- + 6Н₂О

3SO₃^-2 + Н₂О + 2MnO₄^- → 2MnO₂ + 3SO₄^-2 + 2OH^-

7. Подставляем коэффициенты в исходное уравнение:

3К₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O → 2MnO₂ + 3К₂SO₄ + 2KOH

Количественные характеристики окислительно-восстановительной способности элемента для определения направления протекания ОВР:

1. Энергия Гиббса (ΔG<0).

2. Электродный потенциал.

При погружении любого металла в раствор электролита на границе раздела металл-раствор возникает разность потенциалов, называемая электродным потенциалом.

Механизм возникновения электродного потенциала.

В узлах кристаллической решетки металлов находятся ионы. При погружении ее в раствор электролита ионы ее поверхностного слоя под действием анионов отрываются и переходят в раствор.

Ме⁰ ↔ Ме^п+ + пе

Вследствие этого раствор в непосредственной близости к пластинке заряжается положительно.

Ме^п+ + пН₂О ↔ Ме^п+· пН₂О

^{металл раствор}

Рис. 24. Возникновение двойного электрического слоя на границе металл-раствор.

Рис. 25. Возникновение электродного потенциала

Переход ионов металла в раствор создает в самой пластинке металла избыток свободных электронов, придающих ей отрицательный заряд (рис 24).

Благодаря возникновению на металлической пластинке отрицательного заряда она начинает притягивать обратно из раствора положительно заряженные ионы. На границе раздела фаз устанавливается равновесие:

(восстановление) Ме⁰ + пН₂О ↔ Ме^п+·пН₂О + пе (окисление)

^{раствор кристал}

Возникает двойной электрический слой. Вследствие его возникновения между металлом и раствором возникает разность (скачек) потенциала (электродный потенциал) (рис. 25).

Электродный потенциал (Е) характеризует способность атома отдавать свои валентные электроны, т.е. восстановительную активность.

Абсолютное значение электродного потенциала найти нельзя. Находят относительные значения по отношению к водороду (эталон, стандарт)

(). Е_{окисленная форма/восстановленная форма} (В)

Потенциал, измеренный при стандартных условиях, называется стандартным электродным потенциалом (Е⁰).

По своей химической активности вещества располагаются в ряд, который называется рядом напряжений (ряд стандартных электродных потенциалов) (см. прил. 5, табл. 40, рис. 26).

Таблица 40