ЛЕКЦИЯ №ЧЧ

одного или нескольких веществ, называются окислительно-восстановительными (ОВР), в ходе которых

Степень окисления (СО) – формальный заряд, который можно приписать атому, входящему в состав какой-либо частицы, считая все химические связи в ней ионными.

заряду этой частицы.
2. В простых веществах СО каждого атома равна

3. Атомам более электроотрицательных элементов в бинарных соединениях соответствуют отрицательные СО.

4. При определении СО элементов в сложных соединениях удобно пользоваться таблицей в последовательности возрастания порядкового номера строки.

которой принадлежит элемент.
6. Минимальная СО металлов равна 0, неметаллов –

2Cl¯ = 2NaCl
ПРИМЕРЫ
Горение металлического натрия в атмосфере дихлора
2Na +

2Na – 2ē = 2Na+ 1

Взаимодействие хлорида железа (III) и иодида калия

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl

2I¯ – 2ē = I2 2

Fe3+ + 1ē = Fe2+ 1

2I¯ + 2Fe3+ = I2 + Fe2+

С+IV
O2º + 4ē = 2O–II
C + O2 = CO2

4ē = C+IV (окисленная форма,
(восстановленная форма) окисляется потенциальный окислитель)
Восстановитель 2I– – 2ē = I2 (окисленная

ē = Fe2+ (восстановленная форма,
(окисленная форма) восстанавливается потенциальный восстановитель)
Окислитель O2 + 4ē = 2O–II (восстановленная

вместе сопряжённую окислительно-восстановительную пару, например Na+/Na, Cl1/2Cl-, Fe3+/Fe2+, I2/2I-.

положения элемента в периодической системе.
Электроотрицательность S- и P-элементов в нулевой

элемента с высокой электроотрицательностью, то от него следует ожидать проявления

высокой степени окисления: HNO3 (N+V), HClO3 (Cl+V), H2SO4(конц.) (S+VI), K2Cr2O7

ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ

Вещества, если в их составе имеется элемент в низкой степени окисления: H2S (S–II), HCl (Cl–), HI (I–), NH3 (N–III)

Вещества, частицы которых содержат элемент в промежуточной степени окисления, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, в зависимости от условий проведения реакции и окислительно-восстановительных свойств второго участника реакции.

ДВОЙСТВЕННЫЕ

ТРИ ГРУППЫ
1. Вещества, проявляющие только окислительные свойства (наличие в них элемента

Гидратация частицы
* т.е. СО не главный фактор
НАПРИМЕР:
HClO4  HClO3 

+ H2O(г)
1. Определение степеней окисления элементов в реагентах и продуктах:
H2S

O2 – O(0)
H2O – O(-II)

2. Процессы отдачи электронов атомами серы и принятия их атомами кислорода в виде 2-х уравнений:

S–II – 6ē = S+IV
O2º + 4ē = 2O–II

*Должно выполняться равенство
(–II) – 6ē = (+IV), 0 + 4ē = 2 · (–II)

3. Домножаем на соответствующие коэффициенты:

S–II – 6ē = S+IV 2
O2º + 4ē = 2O–II 3

6O–II
Эти коэффициенты должны сохраниться и в молекулярных уравнениях:
2H2S(г) + 3О2(г)

Необходимо проверить равенство числа атомов кислорода в правой части уравнения их числу в левой части (3 · 2 = 2 · 2 + 2) т.к. кислород распределен между разными веществами (SO2 и H2O).

+ 6ē = Cl–I (восстановление)
Cl+V – 2ē = Cl+VII 3
Cl+V +

4Cl+V = 3Cl+VII + Cl–I

4KClO3(т) = 3KClO4 + KCl

растворе, когда реагенты, продукты или часть их находится в растворе

в реагентах, характера среды, где протекает ОВР.
2. Составление двух электронно-ионных

3. Суммирование двух полуреакций с получением краткого ионного уравнения ОВР.

4. Составление молекулярного уравнения ОВР с учетом коэффициентов краткого ионного уравнения ОВР.

ТАКЖЕ НЕОБХОДИМО СОБЛЮДАТЬ:

- равенство числа атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения

- равенство зарядов в левой и правой частях уравнения.

 H3O+ + OH-
Часто случается, что в полуреакциях восстановления окислителя

MnO4- + 8H+ +5e = Mn2+ + 4H2O
MnO4- + 2H2O +3e = MnO2 + 4OH-

кислорода (-II), извлекая их из молекул воды или гидроксид-ионов. При

SO32- + H2O – 2e = SO42- + 2H+
SO32- + 2OH- – 2e = SO42- + H2O

Равенство зарядов в левой и правой частях уравнений полуреакций достигается добавлением или отнятием соответствующего числа электронов в левых частях.

восстановитель:
KMnO4 – окислитель, т.к. Mn(+VII)
H2O2 – восстановитель, т.к. O(-I)
2.1. Составим

2.2. Составим схему превращения окислителя и восстановителя в соответствующие продукты с учетом состояния в растворе всех участников реакции:

H2O2  O2
MnO4–  Mn+2

часть уравнения полуреакции окисления H2O2 прибавить 2Н+;
б) в левую часть

H2O2  O2 + 2H+
MnO4– + 8H+  Mn+2 + 4H2O

2.4. Уравниваем заряды, для этого

а) в левой части уравнения полуреакции окисления H2O2 написать 2ē со знаком (–) (отнять 2 электрона);
б) в левой части уравнения полуреакции восстановления MnO4– написать 5ē со знаком (+) (прибавить 5 электронов);

H2O2 – 2ē = O2 + 2H+
MnO4– + 5ē + 8H+ = Mn+2 + 4H2O

8H+ = Mn+2 + 4H2O 2
2.5. Для соблюдения электронного баланса

3.1. Суммируем после умножения два уравнения полуреакций (электроны не записываем):

5H2O2 + 2MnO4– + 16H+ = 5O2 + 10H+ + 2Mn+2 + 8H2O

3.2. Упрощаем его:

5H2O2 + 2MnO4– + 6H+ = 5O2 + 2Mn+2 + 8H2O

реакции дисмутации
В межмолекулярных ОВР атомы окислителя и восстановителя находятся в

Во внутримолекулярных ОВР атомы окислителя и восстановителя находятся в молекуле одного и того же соединения

2H2O
в т.ч. КОНМУТАЦИЯ (изменяются степени окисления у атомов одного и

MnO4- + 2H2O + 3e = MnO2 + 4OH- 2
H2O2 – 2e = O2 + 2H+ 3

KIO3(окислит.) + 5KI(восстановит.) + 3H2SO4  3I2 + 3H2O + 3K2SO4

2IO3- + 12H+ + 10e = I2 + 6H2O 1
2I- – 2e = I2 5

+ 2KOH = KClO + KCl + H2O
Cl2 + 4OH–

(изменяются степени окисления у атомов одного и того же элемента):

G < 0  nFE > 0  E >

Н2(г) + Cl2(г)  2HCl(р)

H2 + 2H2O – 2ē = 2H3O+ (на катоде)
Cl2 + 2ē = 2Cl– (на аноде)

невозможно, в качестве стандартного электрода сравнения с условным значением его

2H3O+ + 2ē  H2 + 2H2O

качестве электрода может выступать сам металл (Al3+/Al, Zn2+/Zn, Fe2+/Fe, Sn2+/Sn,

ряда металлов, то в зависимости от величины o их можно

РЯД АКТИВНОСТИ МЕТАЛЛОВ

Li Ca Na Mg Al Fe Pb H Cu Ag Au Pt

0 < 0

0 = 0

0 > 0

других полуреакций для того же элемента.
НАПРИМЕР:
Известны:
I. Fe3+ + ē

II. Fe2+ + 2ē = Feo

Посчитаем:

III. Fe3+ + 3ē = Feo

+ ē = Fe2+;
II. Fe2+ + 2ē = Feo;

III. Fe3+ + 3ē = Feo;

восстановительных свойствах различных веществ. Чем выше положительное значение стандартного электродного

MnO4– + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O o = +1,560В
Cl2 + 2ē = 2Cl– o = +1,359В
Cr2O72– + 14H+ + 6ē = 2Cr3+ + 7H2O o = +1,336В
CrO42– + 4H2O + 3ē = [Cr(OH)6]3– + 2OH– o = –0,165В

Окислителями в рассмотренных полуреакциях восстановления являются Cl2 и ионы MnO4-, Cr2O72-, CrO42-. Самым сильным окислителем среди них в рассматриваемых условиях восстановления является MnO4-. Судя по величине o для системы CrO42–/[Cr(OH)6]3–, восстановленная форма [Cr(OH)6]3– будет иметь тенденцию окисляться

восстановленной формы к окислению.
Cl2 + 2ē = 2Cl– o

В приведенном примере cамое низкое значение потенциала имеет пара S/H2S, следовательно, ее восстановленная форма (H2S) имеет тенденцию окисляться. Из практики известно, что сероводород является хорошим восстановителем. Йодоводород – в меньшей степени. Бромо- и хлороводород могут быть восстановителями, но при наличии достаточно сильных окислителей, таких как KMnO4 в кислотной среде

самопроизвольно начаться в стандартных условиях и протекать необратимо (до конца)
ОВР

ОВР может происходить и в прямом, и в обратном направлениях в зависимости от условий (ОВР обратима)

форму. Так, бром легко окисляет катион аммония в кислой среде

3Br2 + 2NH4+ = N2 + 6Br- + 8H+

тогда как реакция окисления катиона аммония катионом Fe3+:

6Fe3+ + 2NH4+  N2 + 6Fe2+ + 8H+

Другие условия протекания ОВР

+ 6H+ = 3Br2 + 3H2O
данная реакция осуществляется только в

2. КОНЦЕНТРАЦИИ ВЕЩЕСТВ:

MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O

при увеличении концентрации ионов перманганат-ионов и ионов оксония равновесие смещается вправо, а при увеличении катионов марганца влево

–число протонов, n – число электронов в полуреакции,
написанной для

ОТ рН

при соответствующем pH, могут восстанавливать водород из воды.
Цинк

(–1,216В < –0,828В)

при соответствующем pH, могут разлагать воду с выделением кислорода.
Например, раствор

.

ДИАГРАММЫ ЛАТИМЕРА И ФРОСТА ОСНОВЫВАЮТСЯ НА ТАБЛИЦАХ
СТАНДАРТНЫХ ВОССТАНОВИТЕНЫХ ПОТЕНЦИАЛОВ.