Окислительно восстановительная реакция это: Тюменский индустриальный университет » Страница не найдена

Содержание

Характеристика окислительно-восстановительных реакций — урок. Химия, 8–9 класс.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — это реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов.

В ОВР происходит переход электронов от одних атомов к другим, одновременно протекают два противоположных процесса: окисление и восстановление.

Окисление  — процесс отдачи электронов.

Элемент, отдающий электроны — восстановитель.

Окисление:

 

N+1−4e−→N+5,

 

O−2−2e−→O0,

 

C−4−6e−→C+2,

 

N+1,  O−2,  C−4 восстановители.

Восстановление — процесс принятия электронов.

Элемент, принимающий электроны — окислитель.

Восстановление:

  

S+6+2e−→S+4,

 

N0+3e−→N−3,

 

Cl+1+2e−→Cl−1,

 

S+6,  N0,  Cl+1 — окислители.

 

Обрати внимание!

В ОВР восстановитель окисляется, а окислитель восстанавливается.

Суммарный заряд всех частиц, участвующих в окислительно-восстановительной реакции, не меняется. В схемах процессов окисления и восстановления суммы зарядов слева и справа равны. Например:

 

N−3−5e−→N+2(−3)−5⋅(−1)=+2−3+5=+2+2=+2.

 

Обрати внимание!

При протекании ОВР степень окисления восстановителя повышается, а степень окисления окислителя понижается.

Окислительно-восстановительные реакции являются самыми распространёнными в природе и на производстве. В природе — это фотосинтез, дыхание, брожение, гниение. В промышленности их используют для получения металлов, удобрений. В повседневной жизни мы наблюдаем горение топлива, ржавление железа и др.

 

ХиМиК.ru — § 5. Окислительно–восстановительные реакции

Все процессы неорганической химии можно разбить на два типа: а) идущие без изменения валентности реагирующих элементов и б) идущие с изменением валентности. К первому из них относятся различные случаи обменного разложения, уравнения которых обычно весьма просты. Ко второму типу относятся реакции вытеснения и ряд иных, часто очень сложных химических процессов. Для быстрого и правильного составления их уравнений необходимо овладеть специально разработанной методикой.

Реакции второго типа называются окислительно–восстановительными или, сокращенно (но не вполне точно), реакциями окисления. Первоначально под окислением понималось только присоединение к веществу кислорода, под восстановлением – его отнятие. Понятия «окисление» и «восстановление» можно, однако, обобщить, если принять во внимание, что кислород почти всегда оттягивает к себе электроны от соединяющегося с ним элемента. Вследствие этого сущность окисления состоит в потере электронов окисляющимся веществом. Наоборот, при восстановлении оно получает обратно отданные ранее электроны., Следовательно, сущность восстановления состоит в присоединении электронов восстанавливающимся веществом.

Для дальнейших рассуждений несущественно, переходят ли электроны с одного атома на другой вполне (ионная связь) или же только более или менее оттягиваются (полярная связь). Поэтому при разборе материала данного параграфа мы будем говорить об отдаче или присоединении электронов независимо от действительного типа валентной связи. В общем, следовательно, окислительно–восстановительные реакции можно определить как процессы, связанные с переходом электронов от одних атомов к другим.

Рассмотрим ряд соединений хлора:

НСl Сl2 Сl2 О Сl2 О7

В НСl хлор отрицательно одновалентен. В молекуле Сl

2 ни один , из атомов не оттягивает электронов больше другого; следовательно, заряд каждого из них равен нулю. В Сl2 О хлор снова одновалентен, но уже положительно. В Cl2 O7хлор положительно семивалентен. Схематически все это можно обозначить так:

Говоря о переходе хлора из состояния А в состояние Г, можно сказать, что он отдает восемь электронов, при переходе от В к Г – шесть электронов, от Б к Г – семь электронов. Наоборот, при переходе от Г к В каждый хлор присоединяет шесть электронов, от Г к Б – семь электронов, от Г к А – восемь электронов. Вещество, в состав которого входит элемент, присоединяющий электроны, называется окислителем; вещество, содержащее элемент, отдающий электроны– восстановителем.

1) Соотношение между понятиями «восстановитель» и «окислитель» может быть наглядно выражено схемой: восстановитель <=> электроны <=> окислитель. Простейшей окислительно–восстановительной системой является установка для электролиза (рис. 101). В ней катод отдает ионам электроны, т. е является восстановителем, а анод их с ионов снимает, т. е. функционирует как окислитель. Следует отметить, что из всех имеющихся в распоряжении химии окислительно–восстановительных методов электролиз является самым мощным и универсальным.

2) При работах с окислителями и восстановителями удобно пользоваться их нормальными концентрациями. Под нормальным раствором окислителя или восстановителя понимают раствор, содержащий в литре один окислительный эквивалент, т. е. часть грамм–молекулы, отвечающую одному присоединяемому или отдаваемому каждой молекулой электрону. Например, при применении в качестве окислителя НСlO3, восстанавливающейся до НСl, валентность хлора изменяется от +5 до –1, т. е. один его атом (а следовательно, и одна молекула НСlO3 ) присоединяет 6 электронов.

 

 Поэтому нормальный раствор НClO3, как окислителя, будет содержать в литре 1/6 грамм–молекулы (а как кислоты – одну грамм–молекулу). Все обозначения концентраций остаются такими же, как и при нормальных растворах кислот и оснований (V § 5).

Для составления уравнения окислительно–восстановительной реакции прежде всего необходимо знать химические формулы вводимых в нее веществ и получающихся продуктов. Первые мы, естественно, знаем, вторые же должны быть установлены либо специальным химическим исследованием, либо прямо на основании известных свойств элементов. Так как, однако, окислительно–восстановительные процессы протекают обычно в водных растворах, непосредственно определить, входит ли вода в реакцию или, наоборот, получается в ее результате, часто бывает невозможно, и это выясняется лишь в процессе составления уравнения.

Простейшим примером окислительно–восстановительного процесса может служить любая реакция вытеснения (V § 8). Ниже рассматривается несколько более сложная реакция взаимодействия раствора хлорноватой кислоты с элементарным фосфором.

Исследование продуктов этой реакции показывает, что в результате взаимодействия образуются Н3РО4 и НСl. Следовательно:

НСlО3 + Р => Н3 РО4 + НСl (I)

Найдя заряды меняющих валентность элементов и надписав их над последними, имеем:

HCl+5O3 + P0 => H3P+5O4 + HCl–1 (II)

Из уравнения (II) видно, что валентность хлора изменилась от + 5 до –1. Следовательно, НСlO3 является окислителями одна ее молекула (точнее, хлор) в процессе реакции присоединяет шесть электронов. С другой стороны, валентность фосфора изменилась от 0 до +5. Следовательно, фосфор является восстановителем и каждый его атом отдает пять электронов. Отмечая это под соответствующими веществами, имеем:

Но все молекулы веществ и уступающих в реакцию и получающихся электронейтральны. Поэтому общее число электронов, отданных в процессе реакции восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, присоединенных окислителем. Отсюда находим основные коэффициенты уравнения – коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Теперь проверяем число атомов каждого элемента в обеих частях уравнения и расставляем соответствующие коэффициенты (начинать проверку целесообразно с элементов, изменяющих в процессе реакции свою валентность; водород и особенно кислород, если они не входят в уравнение в свободном состоянии, следует обычно проверять последними). Уравняв при помощи коэффициентов число атомов Сl и Р в обеих частях, приходим к следующему выражению:

5НСlО3 + 6Р = 6Н3 РО4 + 5НСl (V)

Проверяя водород, видим, что в правой части уравнения его значительно больше, чем в левой. Так как свободный водород в систему не вводился, это значит, что в реакции участвовала вода. Поэтому окончательно имеем:

5НСlО3 + 6Р + 9Н2 О = 6Н3РО4 + 5НСl (VI)

Проверяя кислород, убеждаемся в том, что уравнение составлено правильно.

Формулируя вкратце разобранное выше, приходим к следующей логической последовательности мысленных операций при составлении уравнений окислительно–восстановительных реакций (попутно в качестве более сложного примера рассмотрено взаимодействие между As2 S3 и HNO3 ):

I. Устанавливаем формулы веществ, получающихся в результате реакции:

As2 S3 + HNO3 = H3 AsO

4 + H2 SO4 + NO

II. Определяем валентность элементов, изменяющих ее в процессе реакции, до и после нее:

III. Подсчитываем число электронов, отдаваемое молекулой восстановителя и присоединяемое молекулой окислителя:

IV. Находим основные коэффициенты, т. е. коэффициенты при окислителе и восстановителе:

V. Проверяем число атомов каждого элемента (пока без водорода и кислорода) в начальных и конечных продуктах реакции и уравниваем его, расставляя коэффициенты:

3As2 S3 + 28HNO3 = 6H3 AsO4 + 9H2 SO4 + 28NO

VI. Проверяем водород и находим число молекул воды, участвующей в реакции:

3As2 S3 + 28HNO8 + 4Н2 О = 6H8 As04 + 9H2 SO4 + 28NO

VII. Проверяем кислород и убеждаемся в том, что уравнение составлено правильно.

Само собой разумеется, что нет надобности переписывать реакцию несколько раз, и все указанные выше операции производятся последовательно с одним и тем же уравнением (при некотором навыке– в уме). Признаком правильности расставленных коэффициентов является равенство числа атомов каждого элемента в обеих частях уравнения.

Упражнения. Закончить следующие схематические уравнения:

1) Sb2 S5 + HNO3 = H3 Sb04 + H2 SO4 + NO

2) FeSO4 + KClO3 + H2 SO4 = Fe(SO4)3 + KCl

3) HOCl + Br2 = НВrО3 + HCl

4) НСlO3 + HCl = >Cl2

Разобранная выше методика составления уравнений окислительно–восстановительных реакций непосредственно применима к большинству практически встречающихся процессов. Однако в некоторых специальных случаях требуются дополнительные пояснения. Важнейшие из этих случаев рассмотрены ниже.

А) Если число электронов, отдаваемое восстановителем, и число электронов, присоединяемое окислителем, имеют общий наибольший делитель, то оба числа делят на него при нахождении основных коэффициентов. Например, для реакции

основными коэффициентами будут не 8 и 6, а 4 и 3. Наоборот, если число участвующих в реакции электронов нечетно, а в результате ее должно получиться четное число атомов, основные коэффициенты удваивают. Так, при реакции

основными коэффициентами будут не 3 и 1, а 6 и 2.

Упражнения. Закончить следующие схематические уравнения:

1) НСlO3 + H2S => H2SO4 + HCl

2) FeSO4 + HNO3 + H2 SO4 => Fe2 (SO

4 )3 + NO

3) HClO4 +SO2 => H2 SO4 + HCl

4) FeCl3 + HJ => J2 + FeCl2 + НСl

Б) Окислитель или восстановитель расходуется также на связывание получающихся продуктов.

Например, рассуждая –по–предыдущему, находим, что при реакции (по стадиям I–IV уже проведенной)

на каждые 3 молекулы восстановителя – Fe(NO3 )2 – нужно затратить одну молекулу окислителя – HNO3 . Однако из сопоставления веществ левой и правой частей уравнения видно, чта, кроме того, при переходе Fe(NO3 )2 в Fe(NO3 )3 на каждую молекулу восстановителя требуется затратить одну молекулу НNОз для дополнительного связывания трехвалентного железа. Таким образом, в общем потребуется азотной кислоты: 1 молекула на окисление плюс 3 молекулы на связывание, т. е. всего 4 молекулы. Уравнение принимает вид

и окончательно (после проведения стадий V и VI):

3Fe(NO3 )2 + 4HNO3 = 3Fe(NO3 )3 + NO + 2Н2 О

Подобный же пример для восстановителя имеем при реакции:

Здесь также находим, что, кроме 4 молекул НСl, реагирующих как восстановитель, необходимо иметь еще 4 ее молекулы для связывания 2К+ и Мn2+. Таким образом, уравнение принимает вид

и окончательно:

К2 МnO4 + 8НСl = 2КСl + МnСl3 + 2Cl + 4Н2 O

Упражнения. Закончить следующие схематические уравнения:

1) СrО3 + НСl = > СrСl3 + Сl2

2) Cu2 O + HNO3 = >Cu(NO3 )2 + NO

3) Ag + HNO3 = >AgNO3 +NO

В) Оба элемента – и отдающий и присоединяющий электроны–находятся в одной и той же молекуле. Сюда относятся, в частности, случаи распада вещества на соединения одного и того же элемента одновременно более высокой и более низкой валентностей. Для нахождения основных коэффициентов подобные процессы рассматривают как бы идущими справа налево.

Упражнения, Закончить следующие схематические уравнения:

1) CuJ2 = > CuJ + J2

2) HNO2 = >HNO3 + NO

3) HClO3 = >ClO2 +HClO4

Г) Окислителем (или восстановителем) является перекисное соединение. Так как такие соединения представляют собой производные перекиси водорода, они ведут себя аналогично последней (IV § 5). Сама H2 О2 при окислительном распаде освобождает один атом кислорода, следовательно, молекула ее в качестве окислителя способна присоединить два электрона. При восстановительном распаде Н2 О2 он освобождает два атома водорода, что соответствует возможности отдачи опять–таки двух электронов,

Упражнения. Закончить следующие схематические уравнения:

1) Cr2 (SO4 )3 + Н2 О2 + КОН = > К2 Сr04 +K2 SO4

2) НОСl + Н2 О2 = > НСl + О2

3) Так как связь между одинаковыми атомами неполярна, при подсчете электрохимической валентности она не учитывается. Например, в перекиси водорода Н–О–О–Н кислород, будучи по существу двухвалентным, имеет отрицательную валентность –I.

4) Несовпадение электрохимической и общей валентности может встречаться и в ряде других случаев. Например, приписывая в Н–CN водороду валентность + 1, а азоту –3, получаем для углерода (в силу электронейтральности молекулы) электрохимическую валентность +2.

Следует отметить, что на значениях коэффициентов окислительно–восстановительного уравнения характер внутримолекулярного распределения зарядов не сказывается. Так, для реакции сгорания HCN в кислороде

4HCN + 5O2 = 2H2 O+4CO2 +2N2

основные коэффициенты 4 и 5 вычисляются независимо от того, принять ли для отдельных атомов молекулы HCN приведенные выше электрохимические валентности или какие–либо другие (например, нулевые). Само собой разумеется, что при любом распределении зарядов должна быть обеспечена электронейтральность молекулы в целом.

5) Ввиду малой полярности связей в органических соединениях часто трудно решить, какие из атомов в молекуле поляризованы положительно и какие отрицательно. Поэтому при составлении уравнений реакций окисления органических соединений основные коэффициенты иногда удобнее находить не по непосредственному подсчету числа электронов, а определяя предварительно число атомов кислорода, необходимое для перевода исходной молекулы в продукты реакции. Зная затем, что каждый пошедший на окисление атом кислорода соответствует переходу двух электронов, легко найти и основные коэффициенты уравнения.

Пример. Действием КМnО4 в кислой среде глюкоза может быть нацело окислена по схеме:

C6 H12 O6 = > 6CO2 + 6H2 O

Подсчитывая число атомов кислорода в глюкозе и продуктах ее окисления, находим, что на каждую молекулу глюкозы нужно затратить 12 атомов кислорода. Это соответствует отдаче 24 электронов, в связи с чем и находят основные коэффициенты уравнения:

6 Н12 О6+ 24КМnО4 + 36H2 SO4 = 12K2 SO4 + 24MnSO4 + 30СО2 + 66Н2 О

В заключение следует кратко остановиться на зависимости окислительно–восстановительных процессов от реакции среды, в которой они протекают. Чаще всего тот или иной окислитель или восстановитель является таковым только в определенной среде (кислой или щелочной). Сам процесс протекает более или менее энергично в зависимости от степени ее кислотности (щелочности). Иногда влияние характера среды может быть столь значительным, что обусловливает изменение самого направления процесса. Например, взаимодействие по схеме

в щелочной среде идет направо, в кислой – налево.

Практически для создания в растворе кислой среды чаще всего пользуются серной кислотой (НСl и HNO3 применяют реже, так как первая из них способна окисляться, а вторая сама является окислителем, и поэтому в обоих случаях иногда могут протекать различные побочные реакции). Для создания щелочной среды служит обычно NaOH или КОН.

Вещество, при помощи которого создается определенная среда, не всегда входит в окончательное уравнение реакции. Рассмотрим, например, следующие случаи окисления посредством КМnО4 в щелочной среде:

I SO2 + KMnO4 + КОН = > K2 SO4 + МnО2

II S + КМnО4 + КОН = > K2 SO4 + MnO2

III H2 S + KMnO4 + КОН = > K2 SO4 + MnO2

После нахождения основных коэффициентов и уравнивания числа атомов, меняющих валентность в процессе реакции, имеем:

3SO2 + 2KMnO4 + КОН = > 3K2 SO4 + 2МnО2

S + 2КМnО4 + КОН = > K2 SO4 + 2МnОа

3H2 S + 8КМnО4 + КОН = > 3K2 SO4 + 8МnО2

Только теперь следует приступать к проверке атомов вещества, создающего определенную среду (пока–без водорода и кислорода). Уравнивание числа атомов калия дает:

3SO2 + 2KMnO4 + 4KOH = >3K2 SO4 + 2MnO2

S + 2KMnO4 = > K2 SO4 + 2MnO2

3H2 S + 8KMnO4 = > 3K2 SO4 + 8MnO2 + 2KOH

Окончательно, после уравнивания водорода и кислорода, получаем:

3SO2 + 2КМnО4 + 4КОН = > 3K2 SO4 + 2МnО2 + 2Н2 О

S + 2KMnO4 = > K2 SO4 + 2MnO2

3H2 S + 8КМnО4 = >3K2 SO4 + 8МnО2 + 2КОН + 2Н2 О

Таким образом, с точки зрения подбора коэффициентов вводимая в систему для создания определенной среды щелочь или кислота ведет себя подобно воде: она может потребляться при реакции (случай I), не участвовать в ней (случай II) или даже дополнительно получаться в ее результате (случай III).

Еще по теме:

Урок 1: Окислительно-восстановительные реакции ✎ pangenes.ru

Привет)

Сегодня я хочу разобрать одну из самых интересных тем в неорганической химии, которая навевает на некоторых страх и непонимание, -это окислительно-восстановительные реакции.

Процесс окисления и восстановления заключается в том, что любое сложное вещество образуется тогда, когда один элемент отдает электроны, а другой забирает.

Рассмотрим этот процесс на известной всем реакции образования гремучего газа — Н2О (это та же реакция, что и образование воды, но, в отличие от последней, она осуществима при обычных условиях).

Итак, вначале мы пишем химическую реакцию (смотри пункт А), и расставляем степени окисления всех элементов.

Для удобства можно подчеркнуть те элементы, которые изменили свои степени окисления. В этой реакции это произошло с водородом и кислородом.

Разбираем детально этот процесс: у водорода до стрелки стоит степень окисления 0, почему?

Любое простое вещество, которое не входит в состав сложного вещества, всегда пишется со знаком 0, потому что это атом, а атом электронейтрален, соответственно, заряд должен быть равен 0.

Это же самое мы пишем у кислорода, так как до стрелки он представлен в виде свободного атома.

Теперь смотрим молекулу гремучего газа, Н2О: у водорода степень окисления равна +1, так как он отдал один электрон, а кислород имеет степень окисления -2, так как он принял два электрона, но это не логично.

Если элемент отдал электрон, то у него по сути должен быть знак -, а если принял, то +.

  • Однако, стоит запомнить, что если у элемента в процессе ОВР степень окисления увеличилась, значит он отдал электроны, и теперь называется восстановителем.
  • А если элемент принял электроны, то его степень окисления уменьшилась, и он теперь окислитель. В данной реакции восстановитель это водород, а окислитель-это кислород.

Теперь наступает самый сложный момент, как показать переход электронов. Смотрим пункт Б: рассматриваем первый процесс с водородом.

Слева пишем водород который стоит до стрелки, справа- после стрелки, между ними- количество электронов.

В первую очередь необходимо посмотреть как меняется степень окисления водорода: сначала Н2 имеет степень окисления 0, а после стрелки +1, и было бы естественно написать что водород отдал один электрон, но в итоге получается -2, почему? Когда элемент отдает электроны, он теряет их, и соответственно, ставим-2, а не +2; теперь рассматриваем другой аспект- почему -2, а не -1.

  • Водород, как и любой элемент необходимо уравнивать в соответствии с химической реакцией, это в основном касается тех случаев, когда в реакции присутствуют газы, которые пишутся с индексом 2 (например, О2, Н2, N2).
  • Мы видим, что у водорода до стрелки 2 атома, после стрелки тоже 2, но мы не имеем права писать второй водород также с индексом, так как он уже не свободное вещество, и представляет собой ион, поэтому ставим эту двойку в качестве коэффициента.

Если вышеперечисленный процесс понятен, переходим к аналогичному с кислородом:

  • Также как в случае с водородом, уравниваем кислород, чтобы до и после стрелки их было одинаковое количество, теперь у тебя может возникнуть вопрос, почему в пункте Б в процессе с кислородом перешло не 2, а 4 электрона, опять-таки объясняется удвоением количества электронов в связи исходя из реакции.

Почему +4? В процессе присоединения электронов элемент, в нашем случае кислород забирает два электрона, умноженное на два, то есть 4, у него становится больше, поэтому ставим «+».

Теперь пришло время немного расслабиться, потому что осталось совсем чуть-чуть).

В пункте Д, напротив процесса водорода за чертой стоит цифра 4, а напротив кислорода-2, может возникнуть непонимание, зачем это нужно и откуда взялись эти цифры. Цифры, стоящие за чертой, это количество электронов, отданные водородом и принятые кислородом, в сумме.

Важный аспект в том, что эти цифры нужно переместить крест-накрест, и поставить за черту,- они и выполняют роль коэффициентов при уравнивании. Если эти цифры имеют общее кратное, необходимо их сократить, и начать уравнивать- перед водородом нужно поставить 2, перед кислородом 1, но как ты знаешь, коэффициент 1 мы не ставим; смотри пункт Г.

В последнюю очередь нужно записать, какой элемент является окислителем, а какой восстановителем (это нужно для решения задач), пункт В.
Ну вот и все, реакция уравнена, мучения закончились).


Подведем итог, чтобы быстро и правильно решать реакции ОВР, нужно:

— верно указать степени окисления всех элементов в реакции;

— запомнить, что если у элемента увеличилась степень окисления, что он восстановитель, и над стрелкой ставим «-е», а если степень окисления уменьшилась, то этот элемент-окислитель, и над стрелкой при указании перехода ставим «+е»;

— внимательно расставлять коэффициенты, кислород уравнивать в самую последнюю очередь.

На этой прекрасной ноте я заканчиваю урок.

Внизу представлены задания по этой теме для самостоятельного решения.

При возникновении вопросов, пиши)


Окислительно-восстановительные реакци потенциалы — Справочник химика 21

    Зная можно лишь предвидеть возможность или невозможность прохождения окислительно-восстановительной реакции данная система может быть окислена лишь такой системой, окисли-тельно-восстановительный потенциал которой выше. Следует учитывать также и скорость протекания реакции система может иметь очень высокий потенциал, но действовать как окислитель с очень малой скоростью, например для персульфата г-/ 2- = [c.370]
    Алгебраическое значение стандартного окислительно-восстанови-тельного потенциала характеризует окислительную активность соответствующей окисленной формы. Поэтому сопоставление значений стандартных окислительно-восстановительных потенциалов позволяет ответить на вопрос протекает ли та или иная окислительно-восстановительная реакция  [c.92]

    Кривые титрования окислительно-восстановительных реакций могут быть построены или в координатах ионный показатель как функция объема добавленного титранта, или в виде зависимости окислительно-восстановительного потенциала от объема добавленного рабочего раствора. На практике обычно применяют второй способ. [c.269]

    Метод окисления — восстановления. В окислительно-восстановительных реакциях потенциал платинового индикаторного электрода зависит от соотношения концентраций окисленной и восстановленной формы. [c.203]

    Очевидно, представить направление окислительно-восстановительной реакции можно, только зная количественную характеристику относительной силы окислительно-восстановительной системы . Такой характеристикой является величина окислительно-восстановительного потенциала. [c.344]

    Пример 5. Подсчитать нормальный потенциал окислительно-восстановительной реакции [c.260]

    Окислительно-восстановительную реакцию, потенциал которой равен Ео, можно всегда записать как [c.164]

    Измерение ЭДС гальванических элементов — простой и точный метод получения сведений о термодинамических характеристиках компонентов окислительно-восстановительных реакций. Потенциал электрода, а следовательно, и ЭДС элемента, включающего этот электрод, зависят от активностей ионов, участвующих в электрохимическом процессе на электроде. Поэтому, измеряя 3)ДС соответствующим образом сконструированных элементов, можно определять активности ионов и их концентрации, в частности концентрации ионов водорода и тем самым pH растворов. [c.300]

    Вода — самое распространенное вещество в природе (организм человека, например, содержит около 65% воды). Замечательные свойства воды изучены не до конца. Вода остается жидкой в широком интервале температур и обычно ведет себя как почти универсальный растворитель. Вода является ионизующим растворителем, вероятно, вследствие ее высокой диэлектрической проницаемости. Вода может принимать участие в кислотно-основных равновесных реакциях в пределах 16 единиц pH и участвовать в равновесных окислительно-восстановительных реакциях, потенциал которых изменяется в интервале более 2 В. Уменьшение плотности воды при образовании льда имеет решающее значение для поддержания жизни в мировом океане. [c.8]


    Характеристика окислительно-восстановительных свойств воды очень важна для понимания многих окислительно-восстановительных реакций в водном растворе, суждения об устойчивости различных окислителей и восстановителей в водном растворе и т.д. Потенциал стандартного водородного электрода условно принят за нуль, поэтому уравнение Нернста для водородного электрода [c.111]

    Кривые потенциометрического титрования в окислительно-восстановительных реакциях. Потенциал платинового индикаторного электрода зависит от соотношения концентраций окисленной и восстановленной форм. Проследим изменение потенциала электрода при титровании соли железа перманганатом калия в кислой среде. [c.437]

    Соответственно в окислительно-восстановительных реакциях потенциал платины (блестящей) является индикатором для соотношения окислителя к восстановителю в растворе. [c.142]

    Для многих окислительно-восстановительных реакций (особенно с участием сложных органических соединений) равновесный потенциал непосредственно измерить невозможно. В отличие от потенциала кислородного электрода его не всегда удается и рассчитать. Поэтому для характеристики кинетики окислительно-восстановительных реакций часто используют не величину поляризации, а непосредственное значение электродного потенциала под током. [c.429]

    Многие окислительно-восстановительные реакции проходят с участием водородных ионов. Для таких реакций окислительновосстановительный потенциал, очевидно, зависит от концентрации (точнее — от активности) водородных ионов в растворе. Измерение окислительно-восстановительного потенциала в таких системах может быть использовано для определения pH среды. [c.440]

    Если в окислительно-восстановительной реакции принимают участие ионы, то потенциал системы зависит в этом случае не только от отношения активностей окисленной и восстановленной форм, но и от активности ионов Н , которая возводится при этом в соответствующую степень. [c.167]

    Указывает ли высокий положительный восстановительный потенциал электродной полуреакции на сильную способность данной окислительно-восстановительной реакции восстанавливать другие вещества  [c.195]

    Любая электродная реакция связана с изменением окислительно-восстановительного состояния участвующих в ней веществ, и поэтому все электроды являются окислительно-восстановительными. Однако обычно окислительно-восстановительными электродами называют такие, у которых в электродной реакции металлы или газы непосредственно не участвуют, а металл этих электродов (чаще всего платина), обмениваясь электронами с участниками окислительно-восстановительной реакции, принимает потенциал, отвечающий установившемуся окислительно-восстановительному равновесию  [c.174]

    Реакции с переносом заряда. Реакции с переносом атомов. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Направление окислительно-восстановительных реакций. Электродный потенциал. Электролиз. [c.159]

    Путем потенциометрических измерений можно определять также различные термодинамические параметры химических окислительно-восстановительных реакций. Наибольшее значение имеет определение изменения изобарного потенциала и, следовательно, константы равновесия данной реакции. [c.442]

    Способность данного деполяризатора ]) присоединять электроны, т.е. осуществлять катодный процесс, характеризуется значением обратимого потенциала данной катодной окислительно- восстановительной реакции ( / ) 5р.  [c.33]

    Запись данных опыта. Составить уравнения полуреакций окисления и восстановления для протекающей окислительно-восстановительной реакции. Рассмотреть данную реакцию как процесс, протекающий при работе гальванического элемента. Выписать значения соответствующих электродных потенциалов (см. Приложение, табл. 11) и вычислить э. д. с. Отметить положительное значение э. д. с. для протекающего окислительно-восстановительного процесса, а также тот факт, что окислителем является окисленная форма гальванической пары, имеющая более высокий электродный потенциал, а восстановителем — восстановленная форма пары с меньшим потенциалом. [c.113]

    Электродный потенциал не зависит от количества перенесенного электричества (т. е. количества, участвующего в окислительно-восстановительной реакции вещества). [c.139]

    О направлении окислительно-восстановительных реакций можно, естественно, судить по изменению изобарно-изотермического потенциала системы. Кроме того, для количественной характеристики окислительно-восстановительной активности веществ, находящихся в растворах или соприкасающихся с ними, используются так называемые электродные или окислительно-восстановительные потенциалы Е. [c.248]

    Здесь Z — число единичных зарядов, обмениваемых в окислительно-восстановительной реакции (в уравнении (501) г=1). В большинстве случаев это соответствует экспериментальным данным. Со Red — концентрация восстановленного вещества на поверхности электрода, —падение потенциала в плотной части двойного слоя, а — коэффициент перехода (обычно принимается равным V2 в предположении, что прямая и обратная реакции в одинаковой степени зависят от потенциала). Вообще говоря, 0константой скорости гетерогенной химической [c.340]


    Некоторые металлы также растворяются в щелочном растворе с выделением водорода, хотя в этих условиях концентрация ионов водорода очень невелика в 1 н. едком натре (pH 14) она составляет Ю моль/л. Если не учитывать влияния коэффициента активности, ен + /Н2 = —0,83 В. Однако этот потенциал достаточно положителен для того, чтобы окислить такие металлы, как алюминий и цинк. Окислительно-восстановительной реакции благоприятствует образование гидроксо-комплекса  [c.418]

    Причина подобного несоответствия между предположением,, основанным на величинах стандартных потенциалов, и опытом объясняется, очевидно, тем, что здесь вследствие малой растворимости ul сильно понижается концентрация Си+, и поэтому значительно изменяется значение потенциала пары Си Си+. Таким образом, в расчете следует пользоваться стандартным потенциалом пары u V uI, равным -)-0,86 в, а не Е° пары uV u+. Согласно сказанному, окислительно-восстановительной реакцией иа электроде является u +-f 1 + е-> СиЦ, для которой уравнение Нернста записывается в следующем виде  [c.354]

    Окислителем может служить только вещество, имеющее более положительный потенциал по сравнению с восстановителем, так как окислительно-восстановительная реакция может протекать только при условии положительного значения э. д. с. э. д. с. окислительно-восстановительной реакции представляет собой алгебраическую разность соответствующих потенциалов окислителя и восстановителя. [c.129]

    Значения е° можно определить на опыте, если выбрать некоторый универсальный электрод сравнения. По предложению Нернста в качестве такого электрода выбран водородный электрод. Он представляет собой платинированную платиновуку пластинку, погруженную в раствор кислоты, через который пропускается газообразный водород. Активность ионов гидроксония в растворе должна быть равна 1 стандартный потенциал водородного электрода по определению равен нулю. Э. д. с. ячейки, составленной из стандартного водородного электрода и электрода, на котором идет окислительно-восстановительная реакция между веществами, активность которых одинакова и равна 1, дает нам стандартный потенциал соответствующего окислительно-восстановительного электрода (редокс-электро да). Измеренные таким образом значения стандартных потенциалов сведены в таблицы. [c.314]

    При протекании окислительно-восстановительных реакций концентрации исходных веществ падают, а продуктов реакции — возрастают. Это приводит к изменению величин потенциалов обеих полуреакций электродный потенциал окислителя падает, а электродный потенциал восстановителя возрастает. Когда потенциалы обоих процессов становятся равными друг другу, реакция заканчивается — наступает состояние химического равновесия. [c.281]

    Металлы проявляют почти всегда только восстановительные свойства. Неметаллы же ведут себя в окислительно-восстановительных реакциях двойственным образом. Они бывают не только окислителями, но и восстановителями (за исключением фтора), причем иногда весьма активными. Так, например, электродный потенциал кремния в кислой среде, содержащей ионы фтора Е , по своему значению близок к значению электродного потенциала марганца  [c.338]

    Окислительно-восстановительные индикаторы представляют собой соединения, окисленная и восстановленная форма которых имеет различную окраску. Обычно это органические соединения, восстановленная форма которых бесцветна. Хотя окислительно-восстановительные индикаторы формально можно сопоставить с кислотно-основными индикаторами (первые фиксируют определенное значение потенциала, вторые — определенное значение pH), необходимо помнить и об их существенных различиях. Поскольку в окислительно-восстановительной реакции обычно участвуют протоны, интервал перехода окраски индикатора зависит от pH. При визуальном титровании сокис-лительно-восстановительньши индикаторами нужно поддерживать постоянное значение pH с помощью буферных растворов. Другое отличие от кислотно-основных индикаторов состоит в. том, что переход окраски окислительно-восстановительных индикаторов обычно необратим. [c.169]

    Для самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции необходимо, чтобы алгебраическая величина потенциала одной сопряженной пары была больше другой и, следовательно, чтобы разность потенциалов сопряженных пар была величиной положительной. Реакция идет до тех пор, пока потенциалы обеих пар не станут равными, после чего в системе устанавливается химическое равновесие. [c.127]

    Если в окислительно-восстановительной реакции принимают участие ионы И» , то потенциал системы зависит в этом случае не только от отношения концентраций окисленной и восстановленной форм, но и от концентрации ионов Н , которая при этом возводится в степень, равную числу этих ионов, участвующих в реакции. Так, потенциал системы [c.127]

    В окислительно-восстановительных реакциях потенциал платинового индикаторного электрода зависит от соотношения концентраций окисленной и восстановленной форм. Измёнение потенциала электрода можно проследить на примере титрования соли железа (II) стандартным раствором церия (IV) [c.119]

    Учитывая, однако, что потенциал в растворе, содержащем две окислительно-восстановительные системы, удовлетворяет обоим уравнениям, для расчета можно пользоваться любым из них, смотря по тому, что удобнее. Пока оттитровано, еще не все железо (И), концентрации Ре + и для любого момента титрования вычислить очень легко. Концентрации оставщихся, не вошедших в реакцию МпОГ-ионов, вычислить гораздо труднее, так как приходится использовать константу равновесия данной окислительно-восстановительной реакции, которая должна быть известна, и учитывать концентрации РеЗ+, Ре и Мп2+ в каждый момент титрования. [c.360]

    Пользуясь уравнением (XIII,18), можно приближенно определить Eq/ , измерив потенциал прн нескольких значениях Со/с . Зная Е , можно по уравне[[ию (Х1П,17) рассчитать константу равновесия реакции. Если окислительно-восстановительные реакции протекают при участии ионов водорода, то окислительно-восстановительный потенциал системы зависит и от концентрации (активности) водородных ионов. Например, для системы МпО, —Мп  [c.292]

    Окислительно-восстановительные свойства кажцой сопряженной пары не абсолютны, а зависят от другой пары, участвующей в окислительно-восстановительной реакции. Прецвицсть напра -ление окислительно-восстановительной реакции можно только на основе количественной характеристики донорно-акцепторных по отношению к электрону свойств, участвующих в реакции окислительно-восстановительных пар. Такой характеристикой является величина окислительно-восстановительного потенциала пары. Окислительно-восстановительный потенциал является мерой цо-норно-акцепторных свойств пары по отношению к электрону и описывается уравнением Нернста. Для обратимой полуреакции [c.125]

    Переход электронов в окислительно-восстановительной реакции может происходить как в объеме раствора между находящимися в нем частицами, так и на границе раздела твердая фаза — раствор. Примерами гомогенных реакций могут служить взаимодействия между ЗпСЬ и РеСЬ или между РеЗОч и К2СГ2О7 в водном растворе. Подобные реакции часто используются в химическом анализе для определения окислителей или восстановителей. При потенциометрическом титровании (разд. 39.6) точка эквивалентности совпадает со скачкообразным изменением потенциала. [c.416]

    Стандартные восстановительные потенциалы называют просто стандар1ными электродными потенциалами их значения табулированы для большого числа восстановительных полуреакций. Окислительный потенциал какой-либо окислительной полуреакции должен быть равен по величине, но противоположен по знаку электродному потенциалу обратного восстановительного процесса. Чем положительнее потенциал некоторой полуреакции, тем больше тенденция этой реакции протекать в записанном направлении. С помощью электродных потенциалов можно определить максимальное напряжение, создаваемое гальваническим элементом, или минимальное напряжение, необходимое для работы электролитической ванны. С их помощью можно также определить, является ли самопроизвольной конкретная окислительно-восстановительная реакция (э.д.с. реакции должна быть положительной). Э.д.с. окислительно-восстановительной реакции связана с изменением свободной энергии этой реакции уравнением ДС = — и , где -постоянная, называемая числом Фарадея и равная 96 500 Дж/(В моль). [c.234]

    Это линейное зфавнение наклонной прямой, где т —стехиометри-ческпн коэффициент перед ионами водорода п—число электрО» нов, участвующих в окислительно-восстановительной реакции. Сле-довательно, на величину окислительно-восстановительного потенциала-оказывает существенное влияние активность ионов водорода, если восстановление веществ идет с его участием. [c.113]


Окислительно-восстановительные реакции — Электронный учебник K-tree

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), или редокс (сокр. англ. redox, от reduction-oxidation — восстановление-окисление) — встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующимся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором).

Пример

Пример окислительно-восстановительной реакции:
2Na(тв) + Cl2 (г) → 2NaCl(тв)
Атомы натрия окисляются до катионов натрия Na+ (Na → Na+ + 1e), атомы хлора восстанавливаются до анионов Cl (Cl2 + 2e → 2Cl), данные реакции происходят одновременно.

Степень окисления

В нейтральном атоме количество электронов численно равно электрическому заряду атома. Степень окисления — это условное обозначение разницы между количеством электронов данного атома и количеством электронов в нейтральном состоянии. Степень окисления обозначается цифрой и знаком плюс или минус над названием атома. Плюс ставится когда заряд атома математически положителен, минус — если отрицателен. Например, кальций — в нейтральном состоянии имеет 20 электронов. Ca+2 — ион кальция со степенью окисления «+2», т.е. у данного катиона 18 электронов.

Простое вещество — это вещество, молекулы которого состоят из одинаковых атомов, например O, O2, O3 и другие. Степень окисления атома простого вещества всегда равна нулю.

Металлы первой и второй группы имеют степень окисления 1 и 2 соответственно.

В соединениях фтор всегда имеет степень окисления «-1». Кислород в большинстве соединений имеет степень окисления «-2», кроме пероксидов, в которых степень окисления равна -1: O. Водород имеет степень окисления «-1» в гидридах металлов (NaH, CaH2, и другие), в остальных случаях водрод имеет степень окисления «+1».

Окисление и восстановление

Процесс, в котором вещество отдаёт электроны называется окислением — степень окисления повышается. Обратный процесс — принятие электронов, называется восстановлением. Оба процесса происходят одновременно: в результате окисления одного элемента восстанавливается другой.

В качестве восстановителя чаще всего используются:

  • Металлы
  • Водород
  • Уголь
  • Окись углерода (II) (CO)
  • Сероводород (H2S)
  • Оксид серы (IV) (SO2)
  • Сернистая кислота H2SO3 и её соли
  • Галогеноводородные кислоты и их соли
  • Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3
  • Азотистая кислота HNO2
  • Аммиак NH3
  • Гидразин NH2NH2
  • Оксид азота(II) (NO)
  • Катод при электролизе

В качестве окислителя используются:

  • Галогены
  • Перманганат калия(KMnO4)
  • Манганат калия (K2MnO4)
  • Оксид марганца (IV) (MnO2)
  • Дихромат калия (K2Cr2O7)
  • Хромат калия (K2CrO4)
  • Азотная кислота (HNO3)
  • Концентрированный раствор серной кислоты (H2SO4)
  • Оксид меди(II) (CuO)
  • Оксид свинца(IV) (PbO2)
  • Оксид серебра (Ag2O)
  • Пероксид водорода (H2O2)
  • Хлорид железа(III) (FeCl3)
  • Бертоллетова соль (KClO3)
  • Анод при электролизе

Также существуют вещества, которые могут быть как окислителями, так и восстановителями, в зависимости от условий проведения реакции. В основном, это вещества с атомами в промежуточной степени окисления:

  • Оксид серы (IV) (SO2)
  • Сернистая кислота h3SO3 и её соли
  • Пероксид водорода (h3O2)
  • Азотистая кислота HNO2 и ее соли

Уравнение редокс

Реакция редокс (с английского redox — reduction–oxidation) уравнивается в два этапа: реакция разбивается на две полуреакции — окисления и восстановления, каждая из них математически уравнивается относительно массы вещества и затем по количеству электронов, затем обе реакции совмещаются, уравнивая количество электронов в обеих реакциях.

Рассмотрим на примере реакции
Fe2+(р-р) + I2 (тв) ↔ Fe3+ + I(р-р)

1. Разобьём реакцию:
Fe2+ → Fe3+ — окисление
I2 → I — восстановление

2. Уравняем по массе:
Fe2+ — e → Fe3+ — окисление
I2 + 2e → 2I — восстановление

3. Приведём уравнение:
2Fe2+(р-р) + I2 (тв) ↔ 2Fe3+ + 2I(р-р)

Используемые термины

Окислительно-восстановительная реакция
химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующимся путём перераспределения электронов между окислителем и восстановителем.
Степень окисления
условное обозначение разницы между количеством электронов данного атома и количеством электронов в нейтральном состоянии
Окисление
Процесс, в котором молекулы отдают электроны
Восстановление
Процесс, в котором молекулы принимают электроны

Калькулятор ОВР

Реакции окислительно-восстановительные. Часть 2

Чтобы поделиться, нажимайте

В начале страницы вы можете выполнить тест онлайн: после ввода ответа нажимайте кнопку «Проверить решение»: если ответ неверный, то вводите другой ответ, пока не введёте верный или нажмите кнопку «Показать ответ» и у вас появится правильный ответ на это задание и вы сможете перейти к следующему заданию  (для некоторых заданий есть видео-объяснения, тогда после ввода ответа нажимайте кнопку «Проверить решение»: если ответ неверный, то у вас появится ссылка красного цвета, а если верный — то зелёного цвета. С помощью ссылки вы можете просмотреть подробное видео-объяснение этого задания, но помните, что ссылка неактивная, поэтому для просмотра видео-объяснения вам необходимо скопировать эту ссылку и вставить на новую страницу и нажать клавишу Enter, как результат у вас откроется видео на YouTube). В середине страницы вы увидите текстовые условия заданий, для некоторых из которых видео-объяснения даны сразу после задания, а текстовые ответы представлены в конце страницы.



Задание 1

Задание 2

Задание 3

Задание 4

Задание 5

Задание 6

Задание 7

Задание 8

Задание 9

Задание 10

Задание 11

Задание 12

Задание 13

Задание 14

Задание 15

Установите соответствие между химическим превращением и окислительно-восстановительными свойствами кислорода, которые он проявляет в этом превращении: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

ХИМИЧЕСКОЕ ПРЕВРАЩЕНИЕ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА
А) растворение песка в фтороводородной кислоте 1) является только восстановителем
Б) взаимодействие фтора с водой 2) является и окислителем, и восстановителем
В) растворение хлора в гидроксиде калия 3) не проявляет окислительно-восстановительных свойств
4) является только окислителем

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Задание 16

Задание 17

Установите соответствие между изменением степени окисления азота и схемой химического превращения: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ АЗОТА СХЕМА ПРЕВРАЩЕНИЯ
А) 0 → -3 1) NO → NO2
Б) +2 → +4 2) N2 → NH3
В) не изменяется 3) NH3 → NH4NO3
4) N2H4→ N2

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Задание 18

Установите соответствие между схемой окислительно восстановительной реакции и суммой коэффициентов в уравнении этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СХЕМА ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНОЙ РЕАКЦИИ СУММА КОЭФФИЦИЕНТОВ
А) Fe + Cl2 1) 3
Б) NH3 + HBr → 2) 4
В) NaI + Br2 3) 6
4) 7

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Задание 19

Установите соответствие между рядом части и изменением их окислительно-восстановительных свойств: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

РЯД ЧАСТИЦ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА
А) Na+ → Fe3+ → Cu2+ 1) усиливаются восстановительные свойства
Б) Se → S8 → O2 2) усиливаются окислительные свойства
В) S → H2S → SO42- 3) окислительно-восстановительные свойства не изменяются
4) восстановительные свойства усиливаются, а затем ослабевают

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Задание 20

Установите соответствие между типом добавляемого вещества, которое требуется для химического превращения, и схемой этого превращения: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

ТИП ДОБАВЛЯЕМОГО ВЕЩЕСТВА СХЕМА ПРЕВРАЩЕНИЯ
А) окислитель 1) HPO42- → H2PO42-
Б) восстановитель 2) HS → SO2 + H2O
В) не проявляет окислительно-восстановительных свойств 3) NO3 → NO2
4) KClO3 → KCl + KClO4

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Задание 21

Установите соответствие между схемой перехода и количеством отданных/принятых электронов в результате этого перехода: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СХЕМА ПЕРЕХОДА КОЛИЧЕСТВО ЭЛЕКТРОНОВ
А) 2O-1 → O20 1) -10e
Б) O2 → 2O-2 2) -2e
В) Cr2O72- → 2Cr3+ 3) +4e
4) +6e

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Задание 22

Установите соответствие между формулой уравнением реакции и формулой вещества, являющегося восстановителем в данной реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ ВОССТАНОВИТЕЛЬ
А) NO + NO2 + 2NaOH = 2NaNO2 + H2O 1) NO2
Б) SeO2 + 2H2Se = 3Se + 2H2O 2) H2Se
В) Cl2 + SeO2 + 2H2O = 2HCl + H2SeO4 3) Cl2
4) SeO2
5) NO

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Задание 23

Установите соответствие между формулой вещества и окислительно-восстановительными свойствами атомов серы, которые она способна проявлять: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА
А) H2S 1) является только восстановителем
Б) H2SO4 2) является и окислителем, и восстановителем
В) Na2S2O3 3) не проявляет окислительно-восстановительных свойств
4) является только окислителем

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Задание 24

Задание 25

Задание 26

Установите соответствие между схемой реакции и свойством, которое проявляет элемент хром в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СХЕМА РЕАКЦИИ СВОЙСТВО ХРОМА
А) CrBr2 + O2 + HBr → CrBr3 + H2O 1) является окислителем
Б) Na2Cr2O7 + NaOH → Na2CrO4 + H2O 2) является восстановителем
В) Na2Cr2O7 + Mg + H2SO4 → Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + MgSO4 + H2O 3) является и окислителем, и восстановителем
4) не изменяет степень окисления

Задание 27

Установите соответствие между уравнением реакции и названием вещества, являющимся окислителем в данной реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ ОКИСЛИТЕЛЬ
А) 3Hg + 8HNO3 = 3Hg(NO)2 + 2NO + 4H2O 1) HNO3
Б) 3HgO + 2NH3 = 3Hg + N2 + 3H2O 2) O2
В) 2NO + O2 = 2NO2 3) Hg
4) NO
5) NH3
6) HgO

Задание 28

Установите соответствие между схемой реакции и свойством, которое проявляет элемент марганец в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СХЕМА РЕАКЦИИ СВОЙСТВО МАРГАНЦА
А) HMnO4 → MnO2 + O2 + H2O 1) является окислителем
Б) NaMnO4 → Na2MnO4 + MnO2 + O2 2) является восстановителем
В) Na2MnO4 + H2O → NaMnO4 + MnO2 + NaOH 3) является и окислителем, и восстановителем
4) не изменяет степень окисления

Задание 29

Установите соответствие между схемой реакции и свойством, которое проявляет атом азота в ней: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СХЕМА РЕАКЦИИ СВОЙСТВО АЗОТА
А) K + NH3 → KNH2 + H2 1) является окислителем
Б) CH3NH2 + HNO3 → [CH3NH3]NO3 2) является восстановителем
В) N2H4 + Zn + HCl → NH4Cl + ZnCl2 3) является и окислителем, и восстановителем
4) не является окислителем или восстановителем

Задание 30

Установите соответствие между уравнением реакции и свойством атома галогена с более низкой электроотрицательностью: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ СВОЙСТВО АТОМА ГАЛОГЕНА С БОЛЕЕ НИЗКОЙ ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬЮ
А) I2 + 5Cl2 + 6H2O = 10HCl + 2HIO3 1) является окислителем
Б) I2 + 2KBrO3 = 2KIO3 + Br2 2) является восстановителем
В) I2 + 2HClO4 = 2HIO4 + Cl2 3) является и окислителем, и восстановителем
4) не изменяет степень окисления

Ответы:

  1. 422
  2. 424
  3. 144
  4. 512
  5. 616
  6. 345
  7. 413
  8. 244
  9. 312
  10. 144
  11. 123
  12. 252
  13. 423
  14. 412
  15. 313
  16. 434
  17. 213
  18. 413
  19. 224
  20. 231
  21. 234
  22. 524
  23. 142
  24. 344
  25. 122
  26. 241
  27. 162
  28. 113
  29. 441
  30. 222

Также предлагаем вам плейлист видео-уроков и видео-объяснений заданий на эту тему:

Окислительно-восстановительные реакции. Часть 3

Чтобы поделиться, нажимайте

Окислительно-восстановительные реакции. Часть 3

Предлагаем вам сборку заданий 29 формата ЕГЭ 2022 по теме Окислительно-восстановительные реакции. Ответы вы найдёте внизу страницы.


ВНИМАНИЕ — в ЕГЭ 2022 года это будет задание 29


Задание 1

Задание 2

Задание 3

Задание 4

Задание 5

Задание 6

Задание 7

Задание 8

Задание 9

Задание 10

Задание 11

Задание 12

Задание 13

Задание 14

Для выполнения заданий 30, 31 используйте следующий перечень веществ:

перманганат калия, гидрокарбонат калия, сульфит калия, сульфид меди (II), гидроксид калия, пероксид водорода. Допустимо использование водных растворов веществ.

  1. Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми окислительно-восстановительная реакция протекает с изменением цвета раствора. Выделение осадка или газа в ходе этой реакции не наблюдается. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Задание 15

Для выполнения заданий 30, 31 используйте следующий перечень веществ:

сульфат натрия, пероксид водорода, карбонат кальция, иодноватая кислота, хлорид бария, гидроксид калия. Допустимо использование водных растворов веществ.

  1. Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми окислительно-восстановительная реакция протекает с выпадением осадка тёмно-фиолетового цвета и выделением газа. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Задание 16

Задание 17

Задание 18

Для выполнения задания используйте следующий перечень веществ: сульфит калия, гидроксид меди (II), хлор, хлороводород, оксид фосфора (III), гидроксид натрия. Допустимо использование водных растворов веществ.

Из предложенного перечня выберите вещества, в результате окислительно-восстановительной реакции между которыми образуется две соли, содержащие в кислотных остатках атомы разных химических элементов, но имеющие одинаковый катион металла. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Задание 19

Для выполнения задания используйте следующий перечень веществ: оксид меди (II), фторид калия, сернистый газ, хлор, хлорид железа (II), гидроксид натрия. Допустимо использование водных растворов веществ.

Из предложенного перечня выберите вещества, в результате окислительно-восстановительной реакции между которыми образуется бесцветный раствор и выпадает бурый осадок. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Задание 20

Для выполнения задания используйте следующий перечень веществ: иодид калия, гидроксонитрат меди (II), концентрированная серная кислота, серебро, хлорид натрия, гидроксид стронция. Допустимо использование водных растворов веществ.

Из предложенного перечня выберите вещества, в результате окислительно-восстановительной реакции между которыми одними из продуктов являются кислая соль и три вещества молекулярного строения. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Задание 21

Для выполнения задания используйте следующий перечень веществ: иодат калия, гидразин, хлорид алюминия, магний, карбонат натрия, фосфат аммония. Допустимо использование водных растворов веществ.

Из предложенного перечня выберите вещества, в результате окислительно-восстановительной реакции между которыми одна молекула восстановителя отдаёт 4 электрона, а окислитель восстанавливается до минимальной степени окисления. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Задание 22

Для выполнения задания используйте следующий перечень веществ соляная кислота, гидроксид калия, азотная кислота, платина, оксид цинка, фосфорная кислота: Допустимо использование водных растворов веществ.

Из предложенного перечня выберите вещества, в результате окислительно-восстановительной реакции между которыми выделяется бесцветный газ. Причём одна структурная единица восстановителя отдаёт 4 электрона, а окислителя – принимает 3 электрона. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Задание 1

Задание 2 Задание 3 Задание 4 Задание 5 Задание 6 Задание 7 Задание 8 Задание 9 Задание 10 Задание 11 Задание 12

Задание 13


Также предлагаем вам плейлист видео-уроков и видео-объяснений заданий на эту тему:

Понимание окислительно-восстановительных реакций | Окисление и восстановление

Основные концепции

В этом руководстве вы узнаете, что такое окислительно-восстановительная реакция , различные части такой реакции, а также как распознавать и записывать окислительно-восстановительные реакции. Вы также узнаете разницу между окислением и восстановлением , а также определение окисления.

Темы, затронутые в других статьях

Словарь

  • Окисление: тип химической реакции, при которой один или несколько электронов теряются.
  • Состояние / число окисления: число, присвоенное атому, описывающее его степень окисления, означающее, сколько электронов он получил или потерял.
  • Восстановление: тип химической реакции, при которой приобретается один или несколько электронов.
  • Реакция окисления-восстановления : химическая реакция, при которой окисление и восстановление происходят одновременно

Что такое окислительно-восстановительные реакции?

Редокс — это сокращение для восстановления-окисления, означающее, что окислительно-восстановительная реакция — это реакция, в которой одновременно протекают и реакция восстановления, и реакция окисления.Это также сокращение для окислительно-восстановительная реакция . Давайте обсудим эти два компонента по отдельности, а затем вернемся к тому, как они сочетаются в полной окислительно-восстановительной реакции.

Восстановление:

Восстановление происходит, когда атом получает один или несколько электронов во время химической реакции. Это означает, что его степень окисления снижается. Это связано с тем, что электрон имеет отрицательный заряд, поэтому, когда атом приобретает электрон, он получает отрицательный заряд, что снижает степень окисления.Это может выглядеть как, например, атом, идущий от X 2+ к X 1+ или X 0 к X 1-. Это может помочь нам запомнить, что такое восстановление, поскольку степень окисления уменьшается до .

Примечание : восстанавливаемое вещество называется окислителем. Поначалу это может немного сбивать с толку, но помните, что окислитель — это тот вид, который вызывает окисление другого — поскольку окислительно-восстановительные реакции протекают парами восстановления и окисления, вид, вызывающий окисление, восстанавливается.

Рассмотрим несколько примеров восстановления полуреакций . Эти реакции называются полуреакциями, потому что они составляют половину полной окислительно-восстановительной реакции:

Cu 2+ (водн.) → Cu (s)

F 2 (г) → 2F (г)

Определение окисления:

Существует три различных определения окисления . «Процесс или результат окисления или окисления», «получение кислорода, например, когда элемент соединяется с кислородом с образованием его оксида, как ржавчина», и, наконец, «потеря электронов во время реакции, в результате которой атом повышение степени окисления ».Последнее определение вам следует запомнить для химии.

Окисление происходит, когда атом теряет один или несколько электронов во время химической реакции, что означает, что его степень окисления увеличивается. Это связано с тем, что атом теряет отрицательный заряд электрона, что аналогично получению положительного заряда, увеличивая степень окисления. Это может выглядеть как, например, атом, идущий от X 1- к X 0 или X 0 к X 1+ . Фраза «окисление» используется потому, что исторически первые наблюдаемые окислительно-восстановительные реакции были реакциями с участием кислорода.Однако, если это помогает, мы можем думать об этом как об окислении, потому что степень окисления увеличивается / становится более положительной.

Когда отбеливатель или перекись водорода превращает что-то в белое, мы говорим, что вещество окислено. Ион гипохлорита в отбеливателе или ион пероксида приобретает электроны, а вещество, которое становится белым (по умолчанию восстановитель), теряет электроны.

Примечание : Восстановитель является окисляющимся веществом. Это потому, что восстанавливающий агент — это тот вид, который вызывает восстановление другого.В окислительно-восстановительной реакции окисляющиеся частицы вызывают восстановление других частиц за счет обмена электронами.

Давайте рассмотрим некоторые примеры полуреакций окисления:

2I (водн.) → I 2 (s)

Zn (s) → Zn 2+ (водн.)

Окисление по сравнению с восстановлением

Remember OIL RIG : O xidation I s L oss электронов — R eduction I s G ain электронов.Вы также можете вспомнить « LEO GER » (представьте себе льва, говорящего «Гер !!!!»). LEO означает «свободные электроны, окисление». GER означает «получение электронов, уменьшение».

Окислительно-восстановительные реакции: задействуют обе

Окислительно-восстановительные реакции объединяют две полуреакции (одно восстановление, одно окисление) в полное уравнение. Электроны, потерянные в полуреакции окисления, затем приобретаются в полуреакции восстановления. Таким образом, окислительно-восстановительная реакция — это химическая реакция, при которой электронов переносятся между двумя частицами.

Примеры окисления

Ржавчина является классическим примером окисления. Металлическое железо окисляется до коричневого оксида железа (III). Другие примеры окисления включают металлический цинк, замещающий серебро или медь в растворе, цинк окисляется до иона цинка (II). А сжигание чего-либо в кислороде, например сахара или магния, является реакцией окисления.

Примеры окислительно-восстановительных реакций

Давайте рассмотрим некоторые примеры полных окислительно-восстановительных реакций

CO 2 (г) + H 2 (г) → CO (г) + H 2 O (г)

CH 4 (г) + O 2 (г) → CO 2 (г) + H 2 O (г)

Zn + CuCl 2 → ZnCl 2 + Zn

Na + Cl → NaCl

Как распознать окислительно-восстановительные реакции?

Самый простой и первичный способ распознать окислительно-восстановительную реакцию — это посмотреть на изменения в степени окисления атомов от реагентов до продуктов.У одного вида должно быть снижение степени окисления от реагентов к продуктам (это, опять же, восстановление). Степень окисления другого вещества в той же реакции должна быть увеличена от реагентов до продуктов (это, опять же, окисление). Просто помните — количество потерянных электронов должно быть равно количеству полученных электронов.

Напоминание: степень окисления атома (также иногда называемая степенью окисления) является мерой того, сколько электронов он получил или потерял. То есть степень окисления, равная нулю, указывает на нейтральный атом.Точно так же получение электронов снижает степень окисления, поскольку электроны отрицательны и, таким образом, добавляют отрицательный заряд. Потеря электронов увеличивает степень окисления, поскольку теряется отрицательный заряд. Узнайте больше о степенях окисления здесь!

Общие типы окислительно-восстановительных реакций

Помимо использования состояний окисления для распознавания окислительно-восстановительных реакций, есть и другие ключи к разгадке того, когда происходит окислительно-восстановительная реакция; а именно, существует несколько различных типов реакций, в которых часто имеют место и восстановление, и окисление.

  • Комбинированные реакции: эти реакции объединяют элементы для создания соединения, обычно принимающего форму A + B → AB
  • Реакции разложения: эти реакции являются обратными реакциям комбинации; соединение разлагается на элементарные части. Обычно они имеют форму AB → A + B
  • Реакции горения: эти реакции включают топливо (обычно органическое) и кислород в качестве реагентов и приводят к воде и двуокиси углерода, а иногда и к другому органическому продукту, например азоту.Общая форма: X + O 2 → CO 2 + H 2 O. Это уравнение, конечно, необходимо сбалансировать в соответствии с тем, что такое X, органическое топливо.
  • Реакции вытеснения с изменением степени окисления. Эти реакции могут происходить либо в форме одиночной замены, когда один элемент в соединении заменяется другим, либо в форме двойной замены, когда заменяется элемент в каждом из двух различных реагентов. Фактически, поменял местами. Общая форма реакции одиночного замещения — A + BC → B + AC.Общая форма реакции двойного замещения — AB + CD → AD + CB.

См. Наше руководство по уравновешиванию окислительно-восстановительных реакций для получения дополнительной информации и других примеров!

Обычно это НЕ окислительно-восстановительные реакции:

  • Кислотно-основные реакции
  • Простые реакции осаждения
  • Реакции двойного вытеснения без изменения степени окисления

Видео простой окислительно-восстановительной реакции

Давайте посмотрим на окислительно-восстановительную реакцию.В этом видео о реакции зубной пасты слона марганец в перманганате калия восстанавливается от +7 до +4 и +2 степеней окисления, в то время как кислород в перекиси водорода окисляется от -1 до 0 степени окисления (до элементарного кислорода. ).

Дополнительная литература

Балансировка уравнений окислительно-восстановительного потенциала | Введение в химию

Цель обучения
  • Получение сбалансированного окислительно-восстановительного уравнения из несбалансированного в кислой или основной среде

Ключевые моменты
    • Чтобы сбалансировать окислительно-восстановительные реакции, сначала необходимо разделить уравнение на две половинные реакции восстановления и окисления.
    • Сначала необходимо уравновесить все атомы, кроме кислорода и водорода.
    • В кислой среде атомы кислорода должны уравновешиваться водой, а атомы водорода должны уравновешиваться H + .
    • В основных условиях атомы кислорода должны быть уравновешены с OH , а атомы водорода должны быть уравновешены водой.
    • В полностью сбалансированной реакции обе полуреакции должны быть снова сложены.

Условия
  • baseA акцептор протонов или донор электронной пары.
  • Spectator ion Ион, который существует как реагент и продукт в химическом уравнении.
  • кислота — акцептор электронной пары; обычно способны отдавать ионы водорода.

Понимание окислительно-восстановительного потенциала

Окислительно-восстановительные реакции (окислительно-восстановительные) включают все химические реакции, в которых изменяется степень окисления атомов. Окисление — это потеря электронов или увеличение степени окисления молекулой, атомом или ионом. Уменьшение — это усиление электронов или уменьшение степени окисления молекулой, атомом или ионом.Чтобы запомнить это, представьте, что LEO лев говорит GER ( L oss для лектронов E — это O xidation; G ain E lectron — это R eduction).

Описание общей электрохимической реакции окислительно-восстановительного процесса требует уравновешивания составляющих полуреакций окисления и восстановления.

Простые окислительно-восстановительные реакции

Следуйте этим правилам, чтобы сбалансировать простые уравнения окислительно-восстановительного потенциала:

  1. Запишите полуреакции окисления и восстановления для веществ, которые восстанавливаются или окисляются.
  2. Умножьте половинные реакции на соответствующее число, чтобы в них было равное количество электронов.
  3. Добавьте два уравнения, чтобы сократить электроны. Уравнение должно быть сбалансированным.

Ниже приводится пример реакции сульфата железа (III) с магнием.

  • Несбалансированная реакция: Mg (s) + Fe 2 (SO 4 ) 3 (водн.) → Fe (s) + MgSO4 (водн.)

Эта реакция делится на две полуреакции, одна из которых включает окисление, а другая — восстановление.

  • Восстановление: Fe 3+ (водн.) + 3e → Fe (s)
  • Окисление: Mg (т) → Mg 2+ (водн.) + 2e

Эту пару полуреакций можно уравновесить, убедившись, что обе имеют одинаковое количество электронов. Для этого умножьте полуреакцию окисления на 3, а полуреакцию восстановления на 2, чтобы каждая полуреакция имела 6e .

  • 2 Fe 3+ (водн.) + 6e → 2 Fe (т.)
  • 3 мг (с) → 3 мг 2+ (водн.) + 6e

Сложение этих двух половин реакций дает сбалансированное уравнение:

  • 2 Fe 3+ (водн.) + 3 Mg (s) → 2 Fe (s) + 3 Mg 2+ (водн.)

Обратите внимание, что сульфат-ион (SO 4 2- ) игнорируется.Это потому, что он не участвует в реакции; это ион-наблюдатель.

Комплексные окислительно-восстановительные реакции

Для реакций в водном растворе эти реакции могут быть более сложными и включать добавление H + , OH и H 2 O в дополнение к электронам для компенсации окислительных изменений.

Выполните следующие действия при уравновешивании кислотных сложных окислительно-восстановительных уравнений:

  1. Запишите полуреакции окисления и восстановления для веществ, включая восстанавливаемый или окисляемый элемент.
  2. Уравновесить обе реакции для всех элементов, кроме кислорода и водорода.
  3. Если атомы кислорода не сбалансированы ни в одной из реакций, добавьте молекулы воды в сторону, где отсутствует кислород. Если атомы водорода не сбалансированы, добавьте ионы водорода (H + ).
  4. Умножьте половинные реакции на соответствующее число, чтобы в них было равное количество электронов.
  5. Добавьте два уравнения, чтобы сократить электроны. Уравнение должно быть сбалансированным.

Если реакция протекает в щелочной среде, действуйте так, как если бы она протекала в кислой среде, но после шага 4 добавьте ион гидроксида к обеим сторонам уравнения для каждого добавленного иона водорода.Затем объедините ионы гидроксида и водорода, чтобы образовать воду. Затем отмените все молекулы воды, которые появляются с обеих сторон.

Условия как кислых, так и основных сред теперь будут изучены более подробно.

Кислая среда

В кислой среде ионы H + и вода добавляются к полуреакциям, чтобы сбалансировать общую реакцию. Например, когда марганец (II) реагирует с висмутатом натрия:

  • Несбалансированная реакция: Mn 2+ (водн.) + BiO 3 (с) → Bi 3+ (водн.) + MnO 4 (водн.)

Шаг 1. Запишите полуреакции окисления и восстановления для веществ, включая восстанавливаемый или окисляемый элемент.- [/ латекс]

Проверьте уравнение:

14 H слева и 14 H справа

5 Bi слева и 5 Bi справа

2 Mn слева и 2 Mn справа

15 O слева и 15 O справа

13+ заряд слева и 13+ справа

Basic Media

В основных средах ионы OH и вода добавляются в половину реакции, чтобы сбалансировать общую реакцию. Например, возьмите реакцию между перманганатом калия и сульфитом натрия:

Несбалансированная реакция: MnO 4 + SO 3 2- + H 2 O → MnO 2 + SO 4 2- + OH

Как и в кислой среде, несбалансированная реакция может быть разделена на две половинные реакции, каждая из которых представляет собой восстановление или окисление.

  • Редукция: 3 e + 2 H 2 O + MnO 4 → MnO 2 + 4 OH
  • Окисление: 2 OH + SO 3 2- → SO 4 2- + H 2 O + 2 e

Уравновешивание количества электронов в двух полуреакциях дает:

  • 6 e + 4 H 2 O + 2 MnO 4 → 2 MnO 2 + 8 OH
  • 6 OH + 3 SO 3 2− → 3 SO 4 2− + 3 H 2 O + 6 e

Сложение этих двух половин реакций дает сбалансированное уравнение:

  • 2 MnO 4 + 3 SO 3 2- + H 2 O → 2 MnO 2 + 3 SO 4 2- + 2 OH
Уравновешивание окислительно-восстановительных уравнений Альтернативный метод уравновешивания окислительно-восстановительных (окислительно-восстановительных) реакций.Он состоит из четырех шагов, выполнение которых может уравновесить любое уравнение окислительно-восстановительного потенциала. Приведено шесть примеров.

Показать источники

Boundless проверяет и курирует высококачественный контент с открытой лицензией из Интернета. Этот конкретный ресурс использовал следующие источники:

Типы химических реакций — окислительно-восстановительный потенциал

Нижеследующее содержание является сутью лекции 12. В этой лекции мы рассмотрим числа окисления и баланс реакций окисления и восстановления с помощью метода половинной реакции.

Число окисления

Когда мы говорим о том, почему реакции протекают в прямом направлении, мы обычно говорим о производстве продукта, который, поскольку он каким-то образом удален из раствора (газ, твердое тело, ковалентная система и т. Д.), Не позволит реакции повернуть ее вспять. направление и, следовательно, реакция продолжает производить продукт.

Я часто думаю об этом процессе как о производственной линии с конвейерной лентой. Пока продукты неуклонно удаляются со стороны ленты продукта, производство будет продолжаться.

Но есть другой тип реакции, который также приводит к превращению реагентов в продукты, и это реакция окисления-восстановления (Redox), которая запускается необратимым переносом электронов.

Я называю эту реакцию «необратимой», потому что самопроизвольный перенос электронов происходит только в одном направлении. Если вы хотите обратить реакцию вспять, вам придется вложить энергию.

Еще одним отличием этих реакций от кислотно-основных реакций или реакций осаждения является то, что они не имеют каких-либо явных индикаторов протекания окислительно-восстановительного потенциала.Другими словами, нет символов окислительно-восстановительного потенциала, таких как символы твердого (ых) или жидкого (l) для других типов реакций, чтобы рассказать вам, что они собой представляют. Единственный способ оценить, является ли реакция окислительно-восстановительной — это присвоить каждому элементу степень окисления и определить, произошло ли изменение.

Присвоение чисел окисления осуществляется с помощью набора иерархических правил:

Hierarchichal означает, что правила, находящиеся выше в списке, заменяют правила ниже.

В приведенных ниже примерах степень окисления написана над элементом или ионом:

Правило 1 применяется как к хлору, так и к водороду, поскольку они оба находятся в элементарной форме. Правило 4 тогда диктует, что H равно +1.

Правило 4 — это то место, где вы начинаете с C 2 H 6 , но затем вы используете правило шесть, чтобы вычислить степень окисления углерода. Правило 1 снова обнуляет кислород, а правило 3 для кислорода и правило 6 для молекул устанавливает определение остальных элементов

Наконец, последняя реакция использует Правило 1 для реагентов, а затем правила 3 ​​и 6 для продуктовых элементов.

Когда элемент теряет электроны, его степень окисления или степень окисления становятся более положительными. Этот процесс называется окислением. В реакциях, показанных выше, окисляются водород, углерод и железо (красным цветом) соответственно. Когда элемент получает электроны, его степень окисления или степень окисления становятся более отрицательными. Этот процесс называется редукцией. В реакциях, показанных выше, восстанавливаются водород, кислород и кислород (зеленым цветом) соответственно.

Одновременная потеря и получение (перенос) электронов — вот что определяет каждую из этих реакций как окислительно-восстановительную реакцию.

Вот еще немного инструкция:

И ТЕПЕРЬ ПРАКТИКА …..

Балансировка окислительно-восстановительных реакций

Как и в случае с другими реакциями, которые мы наблюдали на сегодняшний день, окислительно-восстановительная реакция должна быть сбалансированной, чтобы ее можно было использовать. Но поскольку мы должны учитывать баланс переносимых электронов, а также элементы в реакции, существует другой набор шагов для создания этого баланса.Процесс, который я собираюсь представить здесь, называется методом полуреакции, и предполагается, что реакция уравновешивается в кислотном водном растворе .

Последняя часть приведенного выше утверждения важна, потому что метод, который мы будем использовать, предполагает легкодоступный запас как молекул воды, так и протонов (ионы H + ) в растворе.

Вот шаги, которые вам нужно будет использовать:

i) Присвойте каждому элементу степень окисления.

ii) Разделите реакцию на половину реакции: окисление и восстановление.

iii) Уравновешивание некислородных и водородных элементов

iv) Уравновесить атомы кислорода, добавив H 2 O

v) Уравновесить атомы водорода, добавив H +

vi) Уравновесить заряд с обеих сторон, добавив е- к стороне с большим положительным зарядом.

vii) Умножьте две половинные реакции на коэффициенты, чтобы исключить е:

viii) Сложите две реакции вместе и отмените ионы и т. Д.которые появляются в равных количествах с обеих сторон реакции:

viiii) Преобразуйте полученную реакцию в основную среду, используя H + + OH → H 2 O:

Вот пример того, как завершить этот процесс:

Вот несколько практических задач, которые вы можете попробовать:

Практические задачи и ключ ответов

окислительно-восстановительных реакций — химия | Socratic

Окисление обычно определяют двумя способами:

  • органическое окисление путем добавления кислорода или удаления водорода
  • неорганическое окисление путем удаления электронов, тем самым увеличивая степень окисления (т. (-) #

    Железо в его элементарной форме имеет степень окисления # 0 #, тогда как оно явно имеет степень окисления # + 2 # (и, очевидно, заряд) после удаления двух электронов[email protected] stackrel (?) (=) — «1,92 В» #

    И просто чтобы проверить, правильно ли это как написано , вспомните, чем активнее металл, тем лучше его восстановитель. Другими словами, более охотно отдает электроны (таким образом, окисляясь), тем активнее он .

    Это означает, что для того, чтобы это работало, окисляемый элемент должен быть выше в ряду активности, чем восстанавливаемый элемент. Магний на больше, чем железо, на , поэтому эта реакция на в обратном направлении [email protected] #, # DeltaG # отрицательный, поэтому окислительно-восстановительная реакция является спонтанной.

    Реакции окисления и восстановления — Химия

    Реакция восстановления — это реакция, в которой реагент в химической реакции получает один или несколько электронов. Реакции восстановления всегда происходят вместе с реакциями окисления, в которых реагент теряет один или несколько электронов. Реакции восстановления-окисления часто называют окислительно-восстановительными уравнениями. Реакция восстановления — это только половина окислительно-восстановительной реакции. Другая половина — это реакция окисления.»-» (s) #

    # Cl_2 # получил два электрона, так что это реакция восстановления.

    Модуль 2: РЕДОКС-реакции | Центр зеленой химии и зеленой инженерии в Йельском университете

    В окислительно-восстановительной реакции участвуют два ключевых игрока, окислители и восстановители, которые связаны двумя незаменимыми процессами — получением и потерей электронов. Окисление означает, что восстановитель теряет электроны на окислитель и сам окисляется. Восстановление относится к тому моменту, когда окислитель получает электроны от восстановителя и сам восстанавливается.Ясно, что окисление и восстановление должны происходить одновременно.

    ПОДСКАЗКА: можно использовать простую мнемонику «OILRIG» для запоминания окислительно-восстановительных реакций. Окисление — потеря (электронов). Уменьшение — это усиление (электронов).

    Важно понимать, что процесс переноса электрона является направленным. Возникает естественный вопрос: какие факторы определяют направление потока электронов? Чтобы ответить на этот вопрос, нам нужно ввести понятие восстановительного потенциала.Потенциал восстановления — это мера тенденции химического вещества накапливать электроны и, следовательно, уменьшаться (уменьшаться на его заряд, а не на количество электронов!). Чем выше потенциал восстановления, тем сильнее химическое вещество, получающее электроны. Количественно это можно описать уравнением Нернста.

    Можно рассматривать как внутреннее свойство химического вещества.
    Обратите внимание, что это модулируется средой для принятия определенного значения. Типичным примером окислительно-восстановительной реакции является реакция замещения Zn / Cu.В этом случае металлический Zn имеет более низкий потенциал восстановления (-0,76 В) и, таким образом, отдает два электрона катиону Cu. Катион Cu + с более высоким потенциалом восстановления (0,34 В), таким образом, приобретает электроны из Zn и тем самым восстанавливается. Потенциал восстановления Cu в форме уравнения Нернста можно выразить следующим образом.

    Редокс-реакции участвуют во многих метаболических процессах в живых организмах. Процесс производства энергии, зависящий от жизни, по сути, представляет собой цепь окислительных реакций.Возьмем, к примеру, глюкозу. Сначала он окисляется до пирувата-иона во время гликолиза. После этого пируват входит в цикл лимонной кислоты, чтобы завершить реакцию сгорания и произвести 38 единиц АТФ. Другим примером ступенчатых реакций ферментативного окисления является метаболизм алкоголя, который приводит к образованию конечной кислоты в ходе химических реакций, которые она претерпевает с получением конечного продукта. Важно отметить, что для выживания клеток крайне важно поддерживать межклеточный окислительно-восстановительный гомеостаз, который представляет собой сбалансированное состояние между восстановителями и оксидантами.Избыточное количество активных окислительно-восстановительных химикатов, таких как активные формы кислорода, может нарушить этот баланс и привести к клеточным заболеваниям или смерти. Таким образом, потенциал химического восстановления является информативным параметром, который следует учитывать при разработке более безопасных химических веществ.

    Балансировка окислительно-восстановительных реакций и определение окислителей и восстановителей — видео и стенограмма урока

    Получено Получено
    Имя Окислительное число Изменение электронов
    Окисление прибавок электронов потеряно
    Редукция убывает электронов
    Окислитель убывает электронов
    Восстановитель прибавок электронов потеряно

    Уравновешивание окислительно-восстановительной реакции

    Уравновешивание окислительно-восстановительной реакции может быть немного сложным.Вы можете использовать шаги, которые вы использовали ранее, чтобы сбалансировать другие уравнения, чтобы начать, но тогда вы должны принять во внимание ключевые ионы и степени окисления. Вот список шагов, которые помогут сбалансировать уравнение окислительно-восстановительного потенциала.

    1. Укажите реагенты и продукты.
      1. Напишите несбалансированное уравнение в ионной форме и исключите любые ионы-наблюдатели.
      2. Присвойте каждому атому степень окисления и укажите каждый атом, который меняет свою степень окисления. Игнорируйте любой атом, который не меняется.
    2. Запишите и уравновесите полуреакции.
      1. Разделите уравнение на половинки реакций.
      2. Сбалансируйте атомы, кроме водорода и кислорода.
      3. Уравновесить атомы кислорода, добавив молекулы воды.
      4. Уравновесите атомы водорода, добавив ион гидроксония для каждого атома водорода и добавив равное количество молекул воды к другой части уравнения.
      5. Уравновесить заряд, добавив электроны, если необходимо.
    3. Уравняйте электроны и объедините полуреакции.

    Примеры

    Уравновесить уравнение реакции сероводорода в воздухе с образованием диоксида серы и воды.

    h3 S + O2 = SO2 + h3 O

    1. Определите реагенты и продукты и укажите степени окисления.

    2. Запишите и уравновесите полуреакции.

    Обратите внимание, что сера меняется с степени окисления -2 на степень окисления +4, поэтому ей пришлось потерять шесть электронов.-2 + (-4) = -6.

    Кислород меняется с нулевой степени окисления до -2, получая два электрона. 0 + (-2) = -2. Поскольку свободные атомы кислорода перемещаются парами, фактическое количество получаемых электронов составляет -4.

    3. Две половинные реакции необходимо уравновесить, чтобы количество электронов, потерянных серой, было равно количеству электронов, полученному кислородом.

    Итак, из этих полуреакций вы знаете, что 2 должна идти впереди h3 S, а 3 должна идти впереди O2 на стороне реакции.Что касается продукта, шесть атомов кислорода, необходимых для баланса, делятся между SO2 и h3O.

    Окончательное уравнение:

    2h3 S + 3O2 = 2SO2 + 2h3 O

    Вот еще один пример. Сбалансируйте окислительно-восстановительную реакцию между диоксидом марганца и соляной кислотой, которая образует воду, хлорид марганца (II) и газообразный хлор.

    MnO2 + HCl = h3 O + MnCl2 + Cl2

    1. Определите реагенты и продукты и присвойте степени окисления.

    2.Запишите и уравновесите полуреакции.

    Обратите внимание, что Mn4 + восстанавливается до Mn2 +, а Cl- окисляется до Cl.

    Водород и кислород являются наблюдателями, поэтому не включайте их на этом этапе.

    Полуреакции:

    Два электрона приобретены и два электрона потеряны, поэтому эта часть уравновешена. Все уравнение выглядит так.

    MnO2 + 2HCl = h3 O + MnCl2 + Cl2

    Однако двойная проверка дает нам два атома кислорода в левой части уравнения и только один в правой.Все уравнение должно быть сбалансировано. Для этого добавьте 4 перед реагирующей HCl и 2 перед продуктом h3 O.

    Окончательное сбалансированное уравнение принимает следующий вид:

    MnO2 + 4HCl = 2h3 O + MnCl2 + Cl2

    Числа должны быть добавлены, чтобы сбалансировать уравнение реакции.

    Сила агентов

    Чем активнее элемент, тем больше вероятность того, что он потеряет электроны и будет восстановителем.Чем крепче и сильнее атом удерживает свои электроны, тем слабее он как восстанавливающий агент. Фтор, например, обожает свои электроны и никогда не хочет их отпускать, поэтому он является слабым восстановителем. С другой стороны, это очень сильный окислитель, потому что он легко и с радостью приобретает электроны.

    Краткое содержание урока

    Окислительно-восстановительная реакция — это реакция, в которой одно вещество отдает электрон, а другое вещество — этот электрон. Окислитель — это вещество, которое вызывает окисление в другом веществе.Восстановитель — это то, что вызывает восстановление другого вещества. Если степень окисления продукта выше, чем у реагента, то вещество теряет электроны и оно окисляется. Если степень окисления меньше, значит, оно приобрело электроны, и вещество восстановилось. Вещество, которое восстанавливается в результате реакции, является окислителем, поскольку оно приобретает электроны. Вещество, которое окисляется в реакции, является восстановителем, потому что оно теряет электроны.

    Уравновешивание окислительно-восстановительных реакций выполняется в три этапа:

    1. Идентификация продуктов и реагентов.
    2. Напишите и уравновесите полууравнения.
    3. Уравняйте электроны и объедините полуреакции.

    Результат урока

    После просмотра видео студенты должны уметь:

    • Объяснять, что такое окислительно-восстановительная реакция.

Author: alexxlab

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *