Общая характеристика окислительно-восстановительных реакций

 

Реакции

 

степень окисления атомов степень окисления меняется

постоянна (сдвиг или полный переход

электронов от одних атомов (восст.)

к другим (окислители)

Типичные окислители

а) простые вещества, атомы которых имеют большую электроотрицательность (Сl₂, F₂, O₂);

б) ионы с дефицитом электронов

катионы: Pb⁴⁺, Fe³⁺, Ti³⁺, Ge⁴⁺ и др.;

анионы: CrO₄^2-, Cr₂O₇^2-, NO₃^-,SO₄^2-, ClO₃^-, ClO₄^- и др.;

в) пероксиды

Типичные восстановители

а) простые вещества, атомы которых имеют малую электроотрицательность;

б) анионы с минимальной и небольшой степенью окисления элементов: Cl^-, Br^-, I^-, S^2- SO₃^2-, NO₂^- и др.;

в) катионы с невысокой степенью окисления: Fe²⁺, Cr³⁺, Sn²⁺ и др.,

г) некоторые вещества при высокой температуре: С, СО, Н₂

Составление реакций

Отдача электронов – окисление

приобретение – восстановление

2Zn + O₂ → 2ZnO

Zn⁰ – 2e → Zn²⁺ 4 2

O₂ + 4e → 2O^2- 2 1

Влияние среды на характер реакций

2H₂S + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5S + 2MnSO₄ + K₂SO₄ +8H₂O

восст. окисл. среда

S^2- - 2e → S⁰ 5

Mn⁷⁺ + 5e → Mn²⁺ 2

 

3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O = 3Na₂SO₄ + 2MnO₂ + KOH

восст. окисл. среда

S⁴⁺ - 2e → S⁶⁺ 3

Mn⁷⁺ + 3e → Mn⁴⁺ 2

 

Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + KOH = Na₂SO₄ + 2K₂MnO₄ + H₂O

восст. окисл. среда

S⁴⁺ - 2e → S⁶⁺ 1

Mn⁷⁺ + e → Mn⁶⁺ 2

 

Типы окислительно-восстановительных реакций

 

1) Межмолекулярные (изменение степени окисления атомов в разных молекулах)

2Mg⁰ + O₂⁰ → 2Mg⁺²O^-2

2) Внутримолекулярные (изменение степени окисления атомов разных элементов в одной и той же молекуле)

2Ag⁺N⁺⁵O^-2₃ → 2Ag⁰ + 2N⁺⁴O₂ + O₂⁰

3) Самоокисления-самовосстановления:

-диспропорционирования

2Au⁺F^- + Au⁺F^-→ Au⁺³F₃ + 2Au⁰

-контрдиспропорционирования

N^-3H₄N⁺³O₂ → N₂⁰ + 2H₂O

 

Электролиз –

окислительно-восстановительный процесс, в котором стадии окисления и восстановления происходят на электродах под действием электрического тока

 

Знак заряда электрода	Название электрода	Процесс
отрицательный	катод	восстановление
положительный	анод	окисление

 

Электролиз расплава NaCl

NaCl ↔ Na⁺ + Cl^-

 

на катоде: Na⁺ + e → Na⁰

на аноде: 2Cl^- -2e → Cl₂⁰

2NaCl → 2Na⁰ + Cl⁰₂

 

Электролиз раствора NaCl в H₂O

NaCl ↔ Na⁺ + Cl^-

H₂O ↔ Н⁺ + ОН^-

 

на катоде: 2Н⁺ + 2e → Н₂⁰

на аноде: 2Cl^- -2e → Cl₂⁰

NaCl + H₂O → NaОН + Cl⁰₂ + Н₂⁰

Задачи

1. Определите направление протекания реакции 2NO₂= N₂O₄при 298 К и:

а) при стандартных состояниях всех веществ;

б) при начальных парциальных давлениях Р_N2O4= 0,8; Р_NO2= 0,2;

 

в) при начальных парциальных давлениях Р_N2O4= 0,2; Р_NO2= 0,8.

 

2. В начале реакции 3H_2(г)+ N_2(г)= 2NH_3(г)концентрации всех веществ были следующими: С_Н2= 2 моль\л; С_N2= 1,6 моль\л, С_NH3= 0,4 моль\л. Рассчитайте константу равновесия К_с, если в равновесной смеси содержание NH₃составило 1,6 моль\л.

3. Закончите уравнение NaNO₂+ PbO₂+ H₂SO₄ →....., вычислите э.д.с. реакции, укажите возможность осуществления этой реакции при стандартных условиях.

 

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы Е⁰в водных растворах при 25 ⁰С:

 

 

Электродный процесс	Е0, В
NO + H2O = HNO2+ H++ e	+0,957
Pb2++ 2H2O = PbO2+ 4H+	+1,455