33. Окислительно-восстановительные сис. Степ окисл. Процессы ок и вос. Пр типичных ок и восстанов.

Окислительно-восстановительные системы (ОВРеакции) ОВР – это реакции, которые сопровождаются изменением степ окисления реагентов в результате полн или частичного переноса электронной плотности .

Степень окисления – условный заряд элемента в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что все связи ионные, т.е все электронные пары его химических связей смещены в сторону более электроотрицательного атома. Определение степени окисления проводят, используя следующие правила:

1.Степень окисления элемента в простом веществе, например, в металле или H₂, N₂,O₃ равна нулю.

2.Степ окисления эл-та в виде одноатомного иона в соед, имеющим ионное строение, = заряду данного иона.

3.В соединениях с ковалентными полярными связями отрицательный заряд относят к более электроотрицательному элементу, причём принимают следующие степени окисления: а)для фтора -1; б)для кислорода - 2, за исключением пероксидов, где С.О.= -1, надпероксидов (С.О.= -1/2), озонидов (С.О.= -1/3) иOF₂ (C.О.=+2 ) в)для водорода С.О.=+1, за исключением солеобразных гидридов, например LiH, где С.О.= -1 г)для щёлочных и щёлочно-земельных металлов С.О.=+1 и +2 соответственно.

4. Алгебраическая сумма С.О. элементов в нейтральной молекуле равна нулю, в сложном – заряду иона. Понятие С.О. для большинства соединений не отражает реальный эффективный заряд атома.

Процессы окисления и восстановления. Окисление- отдача электронов веществом, т.е. повышение степени окисления элемента. Zn⁰- 2е^→ Zn²⁺. С.О. цинка повышается от 0 до +2. Восстановление- это смещение электронов к веществу или понижение степени окисления элемента.

Примеры типичных окислителей и восстановителей Типичные ок: (хар-ся высоким положит окислит-восст потенциалом): а)Простые в-ва, атомы которых обладают большой ЭО. Пример I₂, Br₂, O₂,Cl₂,F₂. б)Сложные в-ва, в которых атомы имеют наивысшую положит степень окисления.

пример: KMnO_4, HNO3. Типичные восст (хар-ся низким часто отрицат окислит-восст потенциалами)

а)Простые в-ва ,атомы которых обладают низкими значениями энергии ионизации и малой ЭО. Li,Na,K,Cu,Al,Zn,H. б)сложные в-ва, содержащие атомы в низшей степени окисления, часто в отрицательной. Пр H₂S , NH3, HCl

34. Ур-ия ок-восст р-ций. Метод электронного баланса. Пр влияния среды (рН) на ок- восст превращ.

ОВР-реакции, которые сопровождаются изменением степени окисления реагентов в результате полного и частичного переноса эл. плотности.

ОВР делятся на типы: 1. Межмолекулярные р-ции – в которых окисилит и восстанов представляют собой разные вещества. Cu+2FeCl3→CuCl2+2FeCl2

1) определяем окисл. и вос. среди исходных вещей; 2)предполагаем вариант изменения их степени ок. в р-ции ОВР; 3) составляем баланс, записываем электродные потенциалы, определяем возможность протекания р-ции; 4) если р-ция возможна, то записываем ур-ние.

2. Внутримолекулярные реакции – окислит и восстан служат атомы или ионы одной и той же молекулы. (NH4)2Cr2O7→N2+Cr2O3+4H2O

3. Р-ции диспропорционирования протекают с одновременным ↓и ↑степ окисл-я атомов одного и того же эл-та. Cl2+H2O→HCl+HClO

При составлении ОВР применяют Метод электронного баланса: Ок-е и восстан-е выражают электронными ур-ми, в которых указывают изменение степени окисления атома восст-ля и окислителя, а также число отданных и принятых электронов. Коэффиц-ты подбираются так, чтобы соблюдался баланс отданных и принятых электронов.

pH среда создается добавлением в ур-ние р-ции молекул к-ты, воды или оснований.

Среда может ослабить окислит-восст св-ва соединений, а иногда изменить направление процесса. Реакция As2O3+2I2+2H2O→As2O5+4HI в прямом направлении идет только в нейтральной и щелочной средах. Чем меньше кислотность среды, тем, как правило, менее глубоко идет процесс: перманганат восстанавливается до Mn²⁺ в кислой среде, до MnO₂ - в нейтральной и до MnO₄^2- в щелочной среде.