2.5 Как определяется возможная роль в овр химического элемента или атома в составе молекулы (только окислитель, только восстановитель, окислительно-восстановительная двойственность)

2.6 Укажите, на какие разновидности и по какому признаку делятся ОВР

Типы окислительно-восстановительных реакций

1.          Межмолекулярные – изменяются С.О. атомов элементов, входящих в состав разных веществ:

2.          Внутримолекулярные – окислитель и восстановитель - атомы одной молекулы:

tº

3.          Самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования) – один и тот же элемент повышает и понижает С.О.

.

Cl₂  - является окислителем и восстановителем.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

 

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции

 

Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами:

 

S⁰ + O₂⁰  S⁺⁴O₂^-2

S - восстановитель; O₂ - окислитель

 

Cu⁺²O + C⁺²O  Cu⁰ + C⁺⁴O₂

CO - восстановитель; CuO - окислитель

 

Zn⁰ + 2HCl  Zn⁺²Cl₂ + H₂⁰­

Zn - восстановитель; HСl - окислитель

 

Mn⁺⁴O₂ + 2KI^-1 + 2H₂SO₄    I₂⁰ + K₂SO₄ + Mn⁺²SO₄ + 2H₂O

KI - восстановитель; MnO₂ - окислитель.

 

Сюда же относятся реакции между веществами, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления

 

2H₂S^-2 + H₂S⁺⁴O₃  3S⁰ + 3H₂O

 

Внутримолекулярные окислительно- восстановительные реакции

 

Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.

 

2KCl⁺⁵O₃^-2  2KCl^-1 + 3O₂⁰­

Cl⁺⁵ - окислитель; О^-2 - восстановитель

 

N^-3H₄N⁺⁵O₃  –^t N₂⁺¹O­ + 2H₂O

N⁺⁵ - окислитель; N^-3 - восстановитель

 

2Pb(N⁺⁵O₃^-2)₂  2PbO + 4N⁺⁴O₂ + O₂⁰­

N⁺⁵ - окислитель; O^-2 - восстановитель

 

Опыт. Разложение дихромата аммония

(N^-3H₄)₂Cr₂⁺⁶O₇ –^t Cr₂⁺³O₃ + N₂⁰­ + 4H₂O

Cr⁺⁶ - окислитель; N^-3 - восстановитель.

 

Диспропорционирование - окислительно-восстановительная реакция, в которой один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.

 

Cl₂⁰ + 2KOH  KCl⁺¹O + KCl^-1 + H₂O

3K₂Mn⁺⁶O₄ + 2H₂O  2KMn⁺⁷O₄ + Mn⁺⁴O₂ + 4KOH

3HN⁺³O₂  HN⁺⁵O₃ + 2N⁺²O­ + H₂O

2N⁺⁴O₂ + 2KOH  KN⁺⁵O₃ + KN⁺³O₂ + H₂O

3.Тема Электрохимические системы, электродные потенциалы и химические источники электрического тока

3.1 Объясните, какова взаимосвязь между восстановительной и электрохимической активностью металлов: с помощью какой величины можно сопоставлять электрохимическую активность различных металлов.

Ряд напряжений используется на практике для сравнительной [относительной] оценки химической активности металлов в реакциях с водными растворами солей и кислот и для оценки катодных и анодных процессов при электролизе:

• Металлы, стоящие левее, являются более сильными восстановителями, чем металлы, расположенные правее: они вытесняют последние из растворов солей. Например, взаимодействие Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu возможно только в прямом направлении.

Вольты единица измерения.

3.2 Что представляет собой электрохимический ряд напряжений: на какие условные группы и по какому признаку разделены приведенные в нем металлы.

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЙ РЯД НАПРЯЖЕНИЙ, последовательность расположения электродов в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов (см. Стандартный потенциал). Металлич. электроды в водном р-реэлектролита образуют след. электрохимический ряд напряжений: Li, К, Rb, Ba, Sr, Ca, Na, Се, Mg, Be, Al, Ti, Mn, V, Zn, Cr, Ga, Fe, Cd, In, Tl, Co, Ni, Sn, Pb, H₂, Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, O₂, Au. Для сравнения включены водородный электрод (Pt, H₂[l атм] | Н⁺ ), потенциал к-рого при давлении водорода 1,01 x 10⁵ Па и термодинамич. активности а ионов Н⁺ в водном р-ре, равной 1, при всех т-рах принимается равным нулю (потенциалопределяющая р-ция Н⁺ + е¹/₂Н₂, где е - электрон) и кислородный электрод (потенциалопределяющая р-ция

О₂ + 2Н₂О + 4е 4ОН^-).  Электрохимический ряд напряжений позволяет судить о термодинамич. возможности протекания тех или иных электродных процессов. Металл с более отрицат. потенциалом может вытеснять металл с менее отрицат. потенциалом из р-ров его солей, растворяясь при этом. Металлы, имеющие отрицат.стандартный потенциал по сравнению с водородным электродом (т. наз. электроотрицат. металлы), в р-рах с не слишком большой термодинамич.активностью ионов металла имеют более отрицат. потенциал, чем водородный электрод в сильно кислых р-рах. Поэтому при замыкании такого электрода с водородным между ними протекает ток, металл растворяется, а на водородном электроде выделяется водород (см. Анодное растворение). Электроотрицат.металлы термодинамически неустойчивы в водных р-рах (их наз. неблагородными металлами) и осаждаются на катоде при более отрицат. потенциале, чем потенциал выделения Н₂ (см. Электроосаждение).  Металлы, потенциал к-рых менее положительный, чем у кислородногоэлектрода, термодинамически неустойчивы в контакте с О₂ (или воздухом) иводой. Поэтому электрохимический ряд напряжений служит для ориентировочных оценок скорости электрохим. коррозии в водных р-рах при обычных т-рах, а также для выбора безопасных контактных пар (гальванич. пар) разнородных металлов. Если металл электроотрицательнее, чем Н₂, то может идти активный коррозионный процесс (см. Коррозия металлов,Коррозионностойкие материалы, Электрохимическая защита). Практич. реализация электродных процессов определяется наряду с термодинамич. также и кинетич. факторами (см. Электрохимическая кинетика).  Положение в электрохимическом ряду напряжений металлов, образующих ионыразного заряда, зависит от природы соответствующих ионов. Аналогичные ряды напряжений можно построить для неметаллич. и редокс-электродов (окислит.-восстановительных

Ряд напряжений используется на практике для сравнительной [относительной] оценки химической активностиметаллов в реакциях с водными растворами солей и кислот и для оценкикатодныхианодныхпроцессов приэлектролизе:

• Металлы, стоящие левее, являются более сильными восстановителями, чем металлы, расположенные правее: они вытесняют последние из растворов солей. Например, взаимодействие Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu возможно только в прямом направлении.

• Металлы, стоящие в ряду левее водорода, вытесняют водород при взаимодействии с водными растворами кислот-неокислителей; наиболее активные металлы (до алюминия включительно) — и при взаимодействии с водой.

• Металлы, стоящие в ряду правее водорода, с водными растворами кислот-неокислителей при обычных условиях не взаимодействуют.

• При электролизе металлы, стоящие правее водорода, выделяются на катоде; восстановление металлов умеренной активности сопровождается выделением водорода; наиболее активные металлы (до алюминия) невозможно при обычных условиях выделить из водных растворов солей.