Окислительно-восстановительные реакции

2 группы, в одних реакциях степень окисления атомов остается неизменной

(обменные реакции), а в других реакциях она меняется – это окислительно-восстановительные реакции. Протекание их связано с переходом электронов от одних атомов (ионов) к другим.

или уменьшением отрицательной. Процесс принятия электронов - восстановление, сопровождается уменьшением

положительной степени окисления или увеличением отрицательной.

или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями.
Окисление всегда сопровождается восстановлением. Окислительно-восстановительные

реакции представляют собой единство двух противоположных процессов – окисления и восстановления.

элементы VII, VI, V групп главных подгрупп, из них наиболее

активные – фтор, кислород, хлор.
сложные вещества, катионы которых находятся в высшей степени окисления.
Например: SnCl4, FeCl3, CuSO4.
сложные вещества, в анионах которых атом металла или неметалла находятся в высшей степени окисления
Например: К2Сr2O7, КМnO4, КNO3, H2SO4.

Zn, H2, Al.
Сложные вещества, катионы которых находятся в низшей степени

окисления. Например: SnCl2, FeCl2 .
Сложные вещества, у которых анионы достигают предельной отрицательной степени окисления. Например: KI, H2S, NH3 .
Вещества, ионы которых находятся в промежуточных степенях окисления могут быть как окислителем, так и восстановителем Например: Na2SO3 .
Мерой восстановительных свойств служит величина энергии ионизации (это энергия, необходимая для последовательного отделения электронов от атома.)

элементы окислитель и восстановитель находятся в разных

веществах. Например:
SnCl2 + 2FeCl3 → SnCl4 + 2FeCl2
2 Fe 3+ + e = Fe 2+ - восстановление
1 Sn 2+ - 2е = Sn 4+ - окисление

и той же молекуле. Например:

2 КClO3 → 2KCl + 3O2

2 Cl5+ + 6e = Cl - - восстановление
3 2О2- - 4е- = О2 - окисление

Внутримолекулярные
реакции

атомов одного и того же элемента.
3HNO2 → HNO3 +

2NO + H2O
2 N 3+ + e = N 2+ - восстановление
1 N 3+ - 2е = N 5+ - окисление

ОВР могут протекать в различных средах: в кислой (избыток Н3О+

- ионов), нейтральной (Н2О) и щелочной (избыток ОН- - ионов).
В зависимости от среды может меняться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Среда влияет на изменение степени окисления атомов.

сильнокислой среде восстанавливается до ионов Мn2+, в нейтральной среде -

до MnO2 (оксида марганца IV) и в сильно щелочной среде - до МnО42- (манганат-иона).

– О Н + 2Н2О

Н2О2 + 2Н3О+ + 2е = 4Н2О
| +
Н – O ОН- 2ОН- Н2О2 + 2е = 2ОН-
  
Пероксид водорода как восстановитель.

Н – О Н + O2 + 2Н3О+ ; Н2О2 - 2е + 2Н2О = O2 + 2Н3О+
| +
Н – O ОН- O2 + 2Н2О; Н2О2 + 2ОН- - 2е = O2 + 2Н2О

калия К2Сr2О7 - сильные окислители. В кислых и щелочных растворах

соединения Сr(III) и Сr(VI) существуют в разных формах.
Окисленная Восстановленная
форма форма
Cr2O72- + H3O+ 2 Cr 3+
CrO42- + OH- Cr(OH)3, CrO2-, [Cr(OH)6]3- 

реакция протекает в кислой среде, то можно оперировать ионами Н3О+

(Н+) и молекулами воды. Ионы Н3О+ (Н+) записывают в той части уравнения полуреакции, где есть избыток кислорода, молекулы воды записывают соответственно в той части, где кислорода нет или есть недостаток его. Причём количество Н3О+ (Н+) берётся в два раза больше, чем количество избыточных атомов кислорода.

MnSO4 + K2SO4 + …
ок вос

среда
Решение
2 MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O

5 SО32- + Н2О – 2е = SО42- + 2Н+

2MnО4- +16H++5SО32-+5Н2О=2Mn2++8H2O+5SO42- +10H+

2КMnО4 + 5Nа2SО3 + 3Н2SО4 = 2MnSO4 + К2SO4 +5Na2SO4 + 3H2O
КMnО4 –окислитель, вос-ся; Nа2SО3 –восстановитель, окис-ся

среде, то можно оперировать ионами ОН- и молекулами воды. Ионы

ОН- записываются в той части уравнения полуреакции, где есть недостаток кислорода, молекулы воды записываются соответственно в той части, где кислорода больше. Причем, на каждый недостающий атом кислорода записывают два иона ОН-.

KNO2 + …

вос. ок. среда
Решение.
3 | NO3- + H2O + 2e = NO2- + 2OH-

1 | Cr2O3 + 10 OH- -6e = 2CrO4 2- + 5H2O

3NO3-+3H2O+Cr2O3+10OH-=3NO2-+6OH-+ 2CrO42- + 5 H2O

Cr2O3 + 3KNO3 + 4 KOH = 2 K2CrO4 + 3 KNO2 + 2 H2O
Cr2O3 - восстановитель, окисляется;
KNO3 - окислитель, восстанавливается.

нейтральной среде, следует оперировать только молекулами воды. Причем избыток кислорода

в окислителе связывается молекулами воды, за счёт ионов Н3О+ (Н+), на каждый избыточный атом кислорода расходуется одна молекула воды, которая ставится в левую часть уравнения полуреакции, в растворе накапливаются ОН- - ионы и ставятся они в правую часть уравнения полуреакции. Недостаток кислорода восстановитель восполняет из молекул воды за счет ОН- - ионов, на каждый недостающий атом кислорода расходуется одна молекула воды, которая ставится в левую часть уравнения полуреакции, в растворе накапливаются ионы Н3О+ (Н+) и ставятся они в правую часть уравнения полуреакции.

Na2SO4 + …

ок. вос.
Решение.
2 | MnO4- + 2H2O +3e = MnO2 + 4 OH-
3 | SO32- + H2O -2e = SO42- + 2 H+

2 MnO4-+4H2O+3SO32-+3H2O=2MnO2 +8OH- + 6H++ 3SO42-
 
2KMnO4 +3Na2SO3 + H2O = 2 MnO2 + 3 Na2SO4 + 2 KOH
КMnО4–окислитель, вос-ся; Nа2SО3–восстановитель, окис-ся  

окислительно-восстановительного процесса

потенциалом.

«металл – раствор», образуется двойной электрический слой (ДЭС)
Для сравнения

электродных потенциалов различных металлов выбирают стандартные условия: температура - 250 С,
давление - 101,3 кПа, активность одноименного иона - 1 моль/л.
Разность потенциалов, возникающая между металлом и раствором в таких условиях называется стандартным электродным потенциалом.

данного электрода и электрода сравнения. В качестве электрода сравнения используют

нормальный водородный электрод:

H2  2H+ + 2e

Pt (H2) | 2H+

Чернённая платиновая пластинка, насыщенная газообразным водородом (р = 1 атм) и опущенная в раствор кислоты с
С(Н+) = 1 моль/л при 298 К

погружении в раствор соли одноименного аниона его потенциал будет определяться

активностью аниона в растворе.

(1)
AgCl  Ag+ + Cl-

(2)

KCl  K+ + Cl- (3)

Чем больше концентрация KCl, тем больше концентрация Cl- , тем меньше растворимость AgCl и меньше концентрация Ag+. [Ag+] в этих условиях очень мала и практически неопределяема. Потенциал, возникающий на границе Ag|Ag+ определяется уравнением Нернста:

Ks

+ ne
Red - восстановленная форма
Ox – окисленная форма
Уравнение Нернста:
Стандартный ОВ

потенциал

окисленной и восстановленной форм
рН среды

и восстановленную формы – есть стандартный ОВ потенциал данной ОВ

системы

Нернста-Петерса:

выражены ее окислительные свойства в стандартных условиях. Например,

MnO4-/Mn2+

E0= 1,51 B
Fe3+/Fe2+ E0= 0,77 B
Sn4+/Sn2+ E0= 0,15 B