Виды окислительно восстановительных реакций – Окислительно-восстановительные реакции — Википедия

Типы овр

Межмолекулярные	реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов в различных молекулах. Mg + O2 = 2MgO
Внутримолекулярные	реакции, сопровождающиеся изменением СО разных атомов в одной и той же молекуле. 2KClO3 = 2KCl + 3O2
Диспропорционирования	реакции, в которых происходит одновременное изменение степени окисления атомов одного и того же элемента. Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H2O
Усреднения	происходит изменение степени окисления одного и того же элемента с образованием одной и той же молекулы 2H2S + H2SO3 = 3S + 3H2O

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

1. метод электронного баланса (схема)

1. Записать уравнение в молекулярной форме:

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

2. Определить степень окисления (СО) каждого элемента:

_{+1 +4 -2 +1 +7 -2 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +1 -2}

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

3. Выбрать элементы, которые поменяли СО в ходе реакции:

S⁺⁴ ( Na₂SO₃) → S⁺⁶ (Na₂SO₄)

Mn⁺⁷ (KMnO₄) → Mn⁺² (MnSO₄)

4. Составить схемы электронных переходов для элементов, изменивших СО в ходе реакции, определить восстановитель и окислитель.

5. Составляем электронный баланс – уравниваем число отданных и принятых электронов. Находим наименьшее общее кратное и определяем множители:

   5	S+4 – 2e → S+6	окисление, восстановитель
   2	Mn+7 + 5е → Mn+2	восстановление, окислитель

6. Переносим множители в молекулярное уравнение

7. Уравниваем остальные катионы и анионы, водород. Проверяем баланс по кислороду:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

В методе электронного баланса пользуются формальным представлением о степени окисления (в растворе нет иона Mn⁺⁷, а есть ион MnO₄^—). Также он не учитывает влияние среды на характер ОВР. С учетом этого для составления уравнения ОВР пользуются методом полуреакций.

2. метод полуреакций (электронно-ионного баланса)

1. Написать уравнение в молекулярном виде:

К₂SO₃ + KMnO₄ + H₂O → MnO₂ + К₂SO₄ + KOH

2. Записать уравнение в молекулярно-ионной форме и сокращенной ионной форме:

2K⁺ + SO₃^-2 + K⁺ + MnO₄^— + H₂O→ MnO₂ + 2K⁺ + SO₄^-2 + K⁺ + OH^—

SO₃^-2 + MnO₄^— + H₂O→ MnO₂ + SO₄^-2 + OH^—

3. Выписываем ионную схему процесса окисления и восстановления (полуреакций):

SO₃^-2 → SO₄^-2

MnO₄^— → MnO₂

4. Уравниваем число атомов в обеих частях системы, при этом пользуемся правилом:

а) если продукт реакции содержит больше кислорода, чем исходное вещество, то в этом случае расходуется Н₂О – в нейтральной и кислых средах, ОН^— — в щелочных растворах

б) если продукт реакции содержит меньше кислорода, чем исходное вещество, то в кислой среде освобождающейся кислород связывается с протоном водорода с образованием воды, в нейтральной и щелочной среде кислород взаимодействует с водой с образованием ОН^— (табл. 39).

Таблица 39

Участие ионов в различных средах

Среда	В продукте больше атомов кислорода	В продукте меньше атомов кислорода
Кислая	Ион + Н2О → Ион + 2Н+	Ион + 2Н+ → Ион + Н2О
Нейтральная	Ион + Н2О → Ион + 2Н+	Ион + Н2О → Ион + 2ОН—
Щелочная	Ион + 2ОН— → Ион + Н2О	Ион + Н2О → Ион + 2ОН—

SO₃^-2 + Н₂О → SO₄^-2 + 2Н⁺

MnO₄^— + 2Н₂О → MnO₂ + 4ОН^—

5. Уравниваем сумму зарядов в левой и правой части молекулярно-ионных схем ОВР. Находим коэффициенты (общий множитель), учитывая, что число отданных электронов равно числу принятых.Записываем электронно-ионное уравнение:

   3	SО3-2 + Н2О – 2e → SО4-2 + 2Н+	окисление, восстановитель
   2	MnО4— + 2Н2О + 3е → MnО2 + 4ОН—	восстановление, окислитель

6. Умножаем на коэффициенты все члены уравнений полуреакций и складываем:

3SO₃^-2 + 3Н₂О + 2MnO₄^— + 4H₂O→ 2MnO₂ + 3SO₄^-2 + 8OH^— + 6Н⁺

приводим подобные члены: 8OH^— + 6Н⁺ → 6Н₂О + 2ОН^—

3SO₃^-2 + 7Н₂О + 2MnO₄^—→ 2MnO₂ + 3SO₄^-2 + 2OH^— + 6Н₂О

3SO₃^-2 + Н₂О + 2MnO₄^— → 2MnO₂ + 3SO₄^-2 + 2OH^—

7. Подставляем коэффициенты в исходное уравнение:

3К₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O → 2MnO

2 + 3К₂SO₄ + 2KOH

Количественные характеристики окислительно-восстановительной способности элемента для определения направления протекания ОВР:

1. Энергия Гиббса (ΔG<0).

2. Электродный потенциал.

При погружении любого металла в раствор электролита на границе раздела металл-раствор возникает разность потенциалов, называемая электродным потенциалом.

Механизм возникновения электродного потенциала.

В узлах кристаллической решетки металлов находятся ионы. При погружении ее в раствор электролита ионы ее поверхностного слоя под действием анионов отрываются и переходят в раствор.

Ме⁰ ↔ Ме^п+ + пе

Вследствие этого раствор в непосредственной близости к пластинке заряжается положительно.

Ме^п+ + пН₂О ↔ Ме^п+· пН₂О

^{металл раствор}

Рис. 24. Возникновение двойного электрического слоя на границе металл-раствор.

Рис. 25. Возникновение электродного потенциала

Переход ионов металла в раствор создает в самой пластинке металла избыток свободных электронов, придающих ей отрицательный заряд (рис 24).

Благодаря возникновению на металлической пластинке отрицательного заряда она начинает притягивать обратно из раствора положительно заряженные ионы. На границе раздела фаз устанавливается равновесие:

(восстановление) Ме⁰ + пН₂О ↔ Ме^п+·пН₂

О + пе (окисление)

^{раствор кристал}

Возникает двойной электрический слой. Вследствие его возникновения между металлом и раствором возникает разность (скачек) потенциала (электродный потенциал) (рис. 25).

Электродный потенциал (Е) характеризует способность атома отдавать свои валентные электроны, т.е. восстановительную активность.

Абсолютное значение электродного потенциала найти нельзя. Находят относительные значения по отношению к водороду (эталон, стандарт)

(). Е_{окисленная форма/восстановленная форма} (В)

Потенциал, измеренный при стандартных условиях, называется стандартным электродным потенциалом (Е⁰).

По своей химической активности вещества располагаются в ряд, который называется рядом напряжений (ряд стандартных электродных потенциалов) (см. прил. 5, табл. 40, рис. 26).

Таблица 40

studfiles.net

Виды окислительно-восстановительных реакций

1.Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

Н₂S + Cl₂ → S+ 2HCl

2.Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

3.Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы являются атомами одного и того же элемента. Эти реакции возможны для веществ содержащих атомы в промежуточных степенях окисления, например:

Cl₂ + H₂O → HClO+HCl

4.Репропорционирование (контрпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

4. Растворы. Насыщенные и ненасыщенные растворы. Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе (массовая и мольная доли; молярная, эквивалентная, моляльная концентрации; титр)

Растворы — это сложные, равновесные гомогенные системы, образованные растворителем, растворенным веществом и продуктами их взаимодействия. m_(р-ра)=m_(в-ва) + m_(р-ля)

Раствор находящийся в равновесии с растворяющимся веществом называется насыщенным раствором.

Ненасыщенный раствор — раствор, в котором концентрация растворенного вещества меньше, чем в насыщенном растворе, и в котором при данных условиях можно растворить еще некоторое его количество.

Концентрация насыщенного раствора служит мерой растворимости вещества при данных условиях, растворимость зависит от природы растворителя и вещества, от температуры и давления. Подобное растворяется подобным. В соответствии с принципом Ле Шателье, если вещество растворяется с поглощением тепла, то повышение температуры приводит к увеличению его растворимости и наоборот.

Способы выражения концентрации растворов

Массовая доля (процентная концентрация) — отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы.

,

где: m₁ — масса растворённого вещества, г ; m — общая масса раствора, г .

Массовое процентное содержание компонента, m%

m_%=(m_i/Σm_i)*100

Молярная концентрация (молярность)— число молей растворённого вещества в 1 литре раствора. Молярная концентрация в системе СИ измеряется в моль/м³. Возможно другое обозначение молярной концентрации C_M , которое принято обозначать М.

где: ν — количество растворённого вещества, моль; V — общий объём раствора, л.

Нормальная концентрация (эквивалентная)— количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора. Нормальную концентрацию выражают в моль-экв/л или г-экв/л (имеется в виду моль эквивалентов). Для записи концентрации таких растворов используют сокращения «н»

С_н = ν_э/V_рра,

где: ν — число эквивалентов растворённого вещества, моль; V — общий объём раствора, л;

z — число эквивалентности.

Объемы реагирующих друг с другом растворов обратно пропорциональны их нормальностям:

Моляльная концентрация — количество растворённого вещества (число молей) в 1000 г растворителя. Измеряется в молях на кг, также распространено выражение в «моляльности».

,

где: ν — количество растворённого вещества, моль; m — масса растворителя, кг.

Мольная доля — отношение количества молей данного компонента к общему количеству молей всех компонентов. Мольную долю выражают в долях единицы.

где: ν_i — количество i-го компонента, моль; n — число компонентов;

Титр раствора — масса растворённого вещества в 1 мл раствора

где m₁ — масса растворённого вещества, г; V — общий объём раствора, мл;

Растворимость показывает, сколько грамм вещества растворяется в 100 г. растворителя при данной температуре.

г/100г Н₂О

studfiles.net

Типы окислительно-восстановительных реакций

1. Межмолекулярные ОВР – окислитель и восстановитель, разные вещества. Например:

К₂Cr₂O₇ + 6 KI + 4 H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3 I₂ + K₂SO₄ + 4 H₂O

ок-ль вос-ль

2. Внутримолекулярные ОВР — атом-окислитель и атом- восстановитель входят в состав одного вещества. Например:

2 Cu(NO₃)₂2CuO + 4 NO₂ + O₂

3. Реакции диспропорционирования — атом одного химического элемента является и окислителем, и восстановителем. Например:

3 Cl₂ + 6 KOH → 5 KCl + KClO₃ + 3 H₂O

2 Н₂О₂ → 2 H₂O + O₂

Схему межмолекулярной ОВР можно представить следующим образом:

Ок₁ + Вос₂ → Ок₂ + Вос₁,

где пары Ок₁ /Вос₁ и Ок₂ /Вос₂ — сопряженные пары окислителей и восстановителей.

Например, в химической реакции

MnO₂ + 4 HCl → MnCl₂ + Cl₂ + 2 H₂O

Ок₁ Вос₂ Вос₁ Ок₂

сопряженными парами являются: MnO₂ / Mn²⁺ и Сl₂ / 2Cl^—.

Если ОВР протекает в водном растворе, то характеристикой каждой сопряженной пары служит окислительно-восстановительный потенциал (ОВП), обозначаемый φ_ок/_вос и измеряемый в Вольтах.

В справочниках приводятся значения стандартных ОВП (φ⁰_ок/вос), то есть потенциалов, измеренных при стандартных условиях. Стандартные ОВП изменяются в диапазоне от – 3 до + 3 В. Например,

φ⁰ (Li⁺ / Li) = – 3,045 В

φ⁰ (F₂ / 2F‾) = + 2,87 В

Чем меньше ОВП, тем сильнее восстановитель и слабее сопряженный с ним окислитель. Так, Li — самый сильный восстановитель, Li⁺ — самый слабый окислитель. Чем больше ОВП, тем сильнее окислитель и слабее сопряженный с ним восстановитель. Так, F₂ – самый сильный окислитель, F^— – самый слабый восстановитель. Зная ОВП, можно сравнивать силу окислителей и восстановителей. Например, можно сравнить окислительную способность KMnO₄ в различных средах:

φ⁰ (MnO₄‾ / Mn²⁺) = 1,51 В

φ⁰ (MnO₄‾ / MnО₂) = 0,60 В

φ⁰ (MnO₄‾ / MnО₄²‾) = 0,56 В.

Очевидно, что окислительная способность KMnO₄ сильнее всего выражена в кислой среде.

Сила окислителей и восстановителей зависит от: а) природы, б) концентрации, в) температуры, г) иногда от рН.

Влияние температуры и концентрации на ОВ свойства веществ описывается уравнением Нернста (1889):

где F – постоянная Фарадея, 95500 Кл/моль;

n – число отданных или принятых электронов;

R – универсальная газовая постоянная, 8,31 Дж/ моль·К,

Т – температура, К,

[Ок] – молярная концентрация окисленной формы, моль/л;

[Восст] – молярная концентрация восстановленной формы, моль/л;

При Т = 298 К, можно рассчитать параметр данного уравнения, равный

Соответственно, уравнение Нернста примет вид:

,

Например, потенциал полуреакции

MnO₄‾ + 8H⁺ + 5 ē → Mn²⁺ + 4H₂O

можно рассчитать следующим образом:

Если ОВП описывает полуреакцию, то характеристикой всей окислительно-восстановительной реакции является ее электродвижущая сила (ЭДС или Е), измеряемая в Вольтах (В).

ЭДС рассчитывается по уравнению:

Е = φОк₁/ Вос₁–φ Ок₂/ Вос₂

Например, для реакции:

KMnO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ → MnSO₄ + O₂ + K₂SO₄ +H₂O

Ок₁ Вос₂ Вос₁ Ок₂

φ⁰ MnO₄‾ / Mn²⁺ = 1,51 В φ⁰ O₂ / H₂O₂ = 0,68 В

Е⁰ = 1,51 – 0,68 = 0,83 В

Рассчитав электродвижущую силу ОВ реакции, можно определить ее характер (само- или несамопроизвольный). Для этого необходимо установить взаимосвязь между эдс и изменением свободной энергии Гиббса (Δ_rG).

Электрическую работу, выполняемую при переносе электронов от восстановителя к окислителю А_эл, можно рассчитать двумя способами:

А_эл = n·F·E

A_эл = – Δ_rG

Соответственно Δ_rG = – n·F·E ,

Таким образом, если Е > 0, то Δ_rG < 0 (реакция протекает самопроизвольно), а если E < 0, то Δ_rG > 0 (реакция протекает несамопроизвольно).

Большинство ОВР имеют обратимый характер, поэтому их важной характеристикой является константа химического равновесия (К). Согласно уравнению химического сродства Δ_rG⁰ = – RT·lnK, а с другой стороны изменение свободной энергии Гиббса можно рассчитать как Δ_rG⁰ = – n·F·E⁰.

Следовательно, n·F·E⁰ = RT·lnK, откуда следует, что ln K =

Соответственно, K =

При Т = 298 К константу равновесия можно рассчитать как K = .

Большинство биохимических реакций являются окислительно-восстановительными. Они играют важную роль в организме, выполняя две важнейшие функции: 1) пластическую — синтез сложных органических молекул, 2) энергетическую – выделение энергии при окислении сложных высокомолекулярных веществ (углеводов, жиров и белков). Энергоснабжение организма на 99% обеспечивается протеканием в нем окислительно-восстановительных процессов. Причем, 90% всей энергии выделяется при окислении углеводов и жиров, и лишь 10% — при окислении белков.

Фармакологическое действие ряда лекарственных препаратов основано на их окислительно-восстановительных свойствах. Известно, что такие окислители как I₂, H₂O₂, O₃, KMnO₄, HNO₃ обладают бактерицидными свойствами. Например, натрий тиосульфат Na₂S₂O₃ — это универсальное противоядие, применяемое при отравлениях тяжелыми металлами и хлором. Механизм действия этого препарата можно объяснить при помощи химических уравнений:

Pb(CH₃COOH)₂ + Na₂S₂O₃ + H₂O → PbS + Na₂SO₄ + 2CH₃COOH

Cl₂ + Na₂S₂O₃ + H₂O→2 HCl + S + Na₂SO₄.

Под воздействием Na₂S₂O₃ происходит связываниетяжелых металлов и выведение их из организма, а токсичный хлор превращается в соляную кислоту.

Изучение механизмов возникновения электродных и окислительно-восстановительных потенциалов позволяет разобраться в закономерностях многих биохимических процессов в организме, в частности, в процессах биологического окисления, и установить энергетические характеристики окислительно-восстановительных процессов.

studfiles.net

1.4. Классификация окислительно-восстановительных реакций (типы овр)

Все ОВР подразделяются: на реакции межатомного или межмолекулярного окисления–восстановления; реакции внутримолекулярного окисления–восстановления; реакции самоокисления, самовосстановления (диспропорционирования).

1.4.1. Реакции межатомного или межмолекулярного окисления-восстановления

В реакциях этого типа обмен электронами происходит между различными атомами, молекулами или ионами.

Mg + O₂ = 2MgO

H₂SO₃ + 2H₂S = 3S + 3H₂O

2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄+K₂SO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃+8H₂O

Такие реакции могут протекать в трех разных условиях-средах.

а) в кислой среде, в левой части уравнения присутствуют молекулы кислот, например:

K₂Cr₂O₇ + 3H₂S + 4H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 3S + 7H₂O;

б) в щелочной среде, в левой части уравнения присутствуют молекулы основания, например:

3Zn + KNO₂ + 5KOH = NH₃ + 3K₂ZnO₂ + H₂O;

в) в нейтральной среде, в левой части уравнения присутствуют молекулы воды, например:

5(NH₄)₂S₂O₈ + 8H₂O + 2MnSO₄→ 2HMnO₄ + 7H₂SO₄ + 5(NH₄)₂SO₄.

1.4.2. Реакции внутримолекулярного окисления – восстановления

Это такие реакции, когда в одной и той же молекуле сложного вещества атомы одного элемента проявляют свойства окислителя, а атомы другого элемента – свойства восстановителя. Простейшими примерами таких реакций могут служить реакции термического распада сложного вещества. Например:

= ++

= +3

окислитель	+ 6ē =	2 процесс восстановления
восстановитель	–4ē =	3 процесс окисления

1.4.3. Реакции диспропорционирования (самоокисления – самовосстановления)

В таких реакциях атомы одного элемента в соединении исходного вещества одновременно проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства. Эти реакции протекают в том случае, когда атомы в соединении имеют промежуточную степень окисления и поэтому могут отдавать и принимать электроны и соответственно – окисляться и восстанавливаться, переходя в состояние с низшей или высшей степенью окисления.

Скорость реакции диспропорционирования связана с близостью внешних энергетических уровней в обоих состояниях атома.

= ++, где соединения азота в степени окисления (+3) проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства:

восстановитель	-2ē =	процесс окисления
окслитель	+ ē =	процесс восстановления

2Sº + 6KOH = + + 2H₂O

Sº — выполняет роль и окислителя и восстановителя:

восстановитель	Sº – 4ē =	процесс окисления
окислитель	Sº + 2ē =	процесс восстановления

2. Составление уравнений реакций окисления – восстановления

Для составления уравнений ОВР надо знать свойства взаимодействующих веществ, учитывать значения окислительно-восстановительных потенциалов (ОВП) в разных средах (глава 5.4.2), на их основании определять направление протекания ОВР и уметь написать на этом основании продукты реакции правой части уравнения.

Правильно составленное уравнение реакции является выражением сохранения массы веществ. Поэтому необходимо следить за тем, чтобы количество атомов одного и того же элемента в исходных веществах и продуктах реакции было одинаковым. Применяют два основных метода составления реакций окисления-восстановления:

– метод электронного баланса;

– метод ионно-электронного баланса (метод полуреакций).

studfiles.net

1.6. Типы окислительно-восстановительных реакций

Все химические реакции можно разделить на два типа.

К первому относятся реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав молекул реагирующих веществ и продуктов реакции, например:

+1 +4 –2 +1 –1 +1 –1 +1 –2 +4 –2

1) Na₂CO₃ + 2HCl =2NaCl + H₂O + CO₂;

+2 +1 +4 –2 +2 +4 –2 +1 –2 +4 –2

2) Ca(HCO₃)₂ = CaCO₃ + H₂O + CO₂;

+2 –2 +1 –2 +2 –2 +1

3) BaO + H₂O = Ba(OH)₂.

Такие реакции называются ионообменными.

Ко второму типу относятся реакции, идущие с изменением степени окисления атомов реагирующих веществ, например:

+1 +5 –2 +1 –1 0

2KClO₃= 2KCl + O₂

+1 –1 0 0 +1 –1

2KBr + Cl₂= Br₂+ 2KCl

Здесь в первой реакции атомы хлора и кислорода, а во второй — атомы брома и хлора изменяют степень окисления. Такие реакции называются окислительно-восстановите­льными.

Все окислительно-восстановительные процессы могут быть разделены на три типа: межмолекулярные, дисмутационные и внутримолекулярные.

Реакции межмолекулярного окисления-восстановления являются наиболее распространенными окислительно-восстанови­тельными реакциями. Это такие реакции, в которых атомы окислителя и восстановителя находятся в разных молекулах. Например:

0 0 +4 –2

C + O₂ → CO₂;

0 +4– 2 +2 –2 0

Mg + CO₂ → MgO + C;

+2 –2 0 0 +1 –2

СuO + H₂ → Cu + H₂O.

Реакцией окислительно-восстановительной дисмутации (или диспропорционирования) называется реакция, в которой из одного исходного вещества образуются два соединения, причем в одно из них входят атомы с более высокой, а в другое с более низкой степенью окисления по сравнению с первоначальной степенью окисления элемента. В уравнениях реакций диспропорционирования после составления электронных уравнений необходимо в первую очередь расставить коэффициенты в правую часть уравнения.

+1 +3 –2 +1 +5–l +2 –2 + 1 –1

НNО₂ → НNO₃ + NO + H₂O.

Атомы азота в соединении НNО₂ имеют промежуточную степень окисления (+3). Часть атомов азота со степенью окисления (+3) окисляется, приобретая более высокую степень окисления (+5). Другая часть атомов азота восстанавливается, переходя в состояние со степенью окисления (+2).

Внутримолекулярной реакцией окисления-восстановления называется реакция, приводящая к разложению вещества на более простые, при этом переход электронов происходит между двумя атомами, входящими в состав одной и той же молекулы вещества. Это могут быть как атомы разных элементов, так и одного элемента, находящегося в различных степенях окисления:

NH₄NO₃ → N₂O + H₂O.

В соединении NH₄NO₃ атомы азота со степенью окисления (–3), входящие в состав аммонийной группы — сильные восстановители, а атомы азота со степенью окисления (+5) — сильные окислители.

1.7. Нахождение коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций

Правильно составленное уравнение реакции является выражением закона сохранения массы веществ, поэтому необходимо следить за тем, чтобы число одинаковых атомов в исходных веществах и продуктах реакции было равным. Для нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций могут быть применены два метода: метод электронного баланса и метод электронно-ионного баланса. В данном учебном пособии ограничимся более простым методом электронного баланса.

Уравнивание окислительно-восстановительных уравнений по методу электронного баланса осуществляется в несколько стадий:

1. Записывают формулы веществ, вступающих в реакцию, а после стрелки — формулы продуктов реакции. Например:

PbS + HNO₃ → S + Pb(NO₃)₂ + NO + H₂O.

2. Определяют степени окисления атомов элементов до и после реакции, их величины проставляют над символами соответствующих атомов.

+2 –2 +1+5 –2 0 +2 +5–2 +2 –2 +1 –2

PbS + HNO₃ → S + Pb(NO₃)₂ + NO + H₂O.

3) Составляют электронные уравнения для процессов окисления и восстановления (полуреакции), число электронов в каждой из полуреакций является коэффициентом, на который умножают другую полуреакцию:

восстановитель S^–2 – 2ē → S⁰|(3) окисление

окислитель N⁺⁵+ 3ē → N⁺²|(2) восстановление.

В данном случае найденные множители не имеют общих делителей, но если их можно сократить, это следует сделать. Необходимо учитывать, что полуреакцию записывают для такого количества атомов или ионов, сколько их входит в состав молекулы исходного вещества или в состав молекулы продукта реакции.

4. В уравнении ставят коэффициенты перед молекулами, содержащими атом-окислитель и атом-восстановитель. Учитывать следует именно те атомы, которые действительно принимают участие в записанной полуреакции, а не переходят в продукт реакции без изменения степени окисления.

Например, в рассматриваемом уравнении, азот, приобретая электроны, является окислителем. Но, кроме участия в окислительно-восстановительном процессе, азотная кислота связывает ионы свинца в виде нитрата; при этом степень окисле­ния азота N⁺⁵ в составе кислотных остатков не изменяется. Значит, в данном случае коэффициент в правой части, относящийся к полученному в полуреакции восстановления азоту N⁺², ставится именно перед молекулой оксида азота, а не нитрата свинца, и уже потом число атомов азота в левой части находят как сумму всех атомов азота в правой части. В других случаях, наоборот, по левой части уравнивается правая.

5. Последовательно находят коэффициенты перед всеми остальными молекулами, каждый раз убеждаясь, что найденное число однозначно определяется из уже проставленных коэффициентов:

3PbS + 8HNO₃ → 3S + 3Pb(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

6. Убеждаются в правильности расстановки коэффициентов, подсчитывая и сравнивая число атомов кислорода в левой и в правой частях уравнения.

Встречаются реакции, в которых число частиц, изменяющих свою степень окисления, больше двух. Тогда определяют общее число электронов, отданных восстановителями, и общее число электронов, принятых окислителями, а в остальном придерживаются вышеизложенных правил. Например, в реакции:

3As₂S₃ + 28HNO₃ + 4H₂O = 6H₃AsO₄ + 9H₂SO₄ + 28NO

участвуют два восстановителя:

2As⁺³– 4ē → 2AS⁺⁵;

3S^–2 – 24ē → 3S⁺⁶.

Здесь также необходимо записывать полуреакцию для такого количества атомов или ионов, сколько их входит в состав молекул исходного вещества или в состав молекул продуктов реакции. Именно поэтому в полуреакциях берется сразу два атома мышьяка и три атома серы.

В итоге:

Восстановители:

2As⁺³ + 3S^–2 – 28ē → 2As⁺⁵ + 3S⁺⁶ (3ē) окисление.

Окислитель:

N⁺⁵ + 3ē → N⁺² (28ē) восстановление.

studfiles.net

Типы окислительно-восстановительных реакций (ОВР) — Мегаобучалка

Роль окислительно-восстановительных реакций

В метаболизме

Выполнила: студентка I курса

лечебного факультета

группы 124

Борисова Злата

 

Гомель 2016

Содержание:

1.	Основные понятия. Типы окислительно-восстановительных реакций (ОВР)
2.	Обмен веществ и энергии, или метаболизм.
	Пластический и энергетический обмен надо набирать вручную (см. с.113-114 Основы мед.знаний)
3.	Виды обмена веществ (можно о нем и не говорить, реферат и так большой): ОБМЕН БЕЛКОВ ОБМЕН ЖИРОВ ОБМЕН УГЛЕВОДОВ ВОДНО-СОЛЕВОЙ ОБМЕН ВИТАМИНЫ
4.	Распад и окисление органических веществ в клетках надо набирать вручную (см. с.124-125 Основы мед.знаний) рис. Главные фазы выделения энергии в процессах обмена веществ
5.	Роль окислительно-восстановительных реакций в метаболизме

Литература:

М.В. Ермолаев. Биологическая химия. – Москва «Медицина», 1974.

К.Ф. Сорвачев. Биологическая химия. – М., 1971.

И.В. Гайворонский, Г.И. Ничипорук, А.И. Гайворонский, С.В. Виноградов, «Основы медицинских знаний». – Спб., 2002.

Основные понятия.

Типы окислительно-восстановительных реакций (ОВР)

Окислительно-восстановительные процессы принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. Окисление-восстановление – один из важнейших процессов природы.

Дыхание, усвоение углекислого газа растениями с выделением кислорода, обмен веществ и ряд других химических процессов в основе своей являются окислительно-восстановительными реакциями.

 

Все химические реакций, происходящих в природе, можно разделить на 2 группы:

1.Реакции, протекающие без изменения СО (степени окисления) атомов, входящих в состав реагирующих веществ. К ним относятся

а) реакции обмена, например:

 

Ba ²⁺Cl^—₂ + K₂⁺S⁺⁶O^-2₄ = Ba⁺²S⁺⁶O^-2₄ ↓+ 2K⁺Cl^—

 

б) некоторые реакции соединения, разложения

 

NaOH + CO₂ = NaHCO₃

CaCO₃ =^t CaO + CO₂

 

Легко установить, что СО атомов в приведенных выше уравнениях до и после реакции осталась без изменения.

 

2. Реакции, сопровождающиеся изменением СО(степени окисления) атомов реагирующих веществ. К данному типу относятся реакции окисления-восстановления

а) реакции замещения

 

Cu SО₄(p) + Zn(k ) = Cu(k) + ZnSO₄(p) ΔG⁰₂₉₈ = -212кДж\моль

Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂ ↑

 

б) некоторые реакции соединения, разложения

 

Ba + O₂ = 2BaO

NH₄NO₂ = N₂ +2H₂O

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O

S^-2— 6e = S⁺⁴ 2

O₂ + 4e = 2O^-2 3

 

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Другими словами это реакции, связанные с передачей электронов от одних атомов к другим.

Окисление– процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, степень окисления при этом повышается.

 

Ca – 2e^— = Ca⁺² H⁰₂ – 2e^— = 2H⁺

Восстановление – процесс присоединения электронов атомом, молекулой, ионом. Степень окисления при этом понижается.

 

Fe⁺³ + e^— = Fe²⁺ Cl⁰₂ + 2e^— = 2Cl^—

Восстановители – молекулы или ионы отдающие электроны, сами при этом восстановители окисляются.

Окислители – молекулы или ионы, присоединяющие электроны, во время реакции окислители восстанавливаются.

Окисление и восстановление протекают одновременно.

 

Cu⁰ + Hg⁺²(NO₃)₂ = Hg⁰ + Cu⁺²(NO₃)₂

Восстановитель Cu⁰ – 2e^— = Cu⁺² процесс окисления

Окислитель Hg⁺² + 2e^— = Hg⁰ процесс восстановления

 

Окислители – к ним относятся те простые вещества, элементы которых обладают высокой электроотрицательностью, т.е. неметаллы, например, F₂, O₂, Cl₂, Br₂, S и т.д.

Из сложных веществ, роль окислителей играют те вещества, которые содержат атомы неметаллов, имеющие высокие степени окисления

K ₂Cr⁺⁶₂O₇, KMn⁺⁷O₄, HN⁺⁵O₃, H₂S⁺⁶O₄, HCl⁺⁷O₄, K₂Cr⁺⁶O₄

Окислительные свойства, обусловливает не только атом с высокой степенью окисления, а весь анион. Ионы металлов и водорода также являются окислителями: Ag ⁺, Au³⁺, Cu²⁺, H⁺, Fe³⁺, и т.д.

Восстановители – относятся простые вещества, образованные элементами с низкой электроотрицательностью, т.е. все металлы и некоторые неметаллы (H₂, B, C). Наиболее активный восстановитель – франций. Из сложных веществ относятся те, которые содержат атомы с низкими степенями окисления: Fe⁺²Cl ₂, Cr₂⁺³(SO₄)₃, KCl^-1, H₂S^-2, N^-3H₃, H₂S⁺⁴O_3.

Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, могут выполнять как функции окислителей, так и восстановителей, т.е. обладают окислительно – восстановительной двойственностью. Например: ряд соединений азота с различными степенями окисления:

N ^-3H₃ — всегда восстановитель

N₂^-2H₄, N^-1H₂OH, N₂⁰, N₂⁺¹O, N⁺²O, N₂⁺³O₃, N⁺⁴O₂ – обладают окислительно – восстановительной двойственностью

N₂⁺⁵O₅ — всегда окислитель

Азот в степени окисления -3 – может быть только восстановителем, т.е. может только повышать степень окисления.

Азот в степени окисления +5 всегда окислитель, повысить степень окисления не может, может только понизить.

Об окислительно – восстановительных свойствах элементов и соединений можно судить, руководствуясь периодической системой Д. И. Менделеева. Растворы кислот более сильные окислители чем растворы их солей, причем окислительная активность кислот тем значительнее, чем выше их концентрация. Так KNO_3(p) почти не проявляет окислительных свойств (необходим очень сильный восстановитель), HNO₃ разб. является слабым окислителем, а HNO₃ конц. – один из наиболее энергичных окислителей.

 

В зависимости от того между какими атомами и в каких веществах происходит переход электронов все окислительно-восстановительные процессы можно разделить на 4 типа:

1) Межмолекулярные

2) Дисмутационные (диспропорционирования)

3) Внутримолекулярные

4) Компропорционированния (процесс обратный диспропорционированию)

1.Межмолекулярные реакции окислителения-восстановления – это реакции, в ходе которых переход электронов происходит между частицами различных веществ. В выше рассматриваемых реакциях окислитель и восстановитель находятся в разных веществах

 

Mn⁺⁴O₂ + 4HCl^-1 =^t Cl⁰₂↑ + Mn⁺²Cl₂ + 2H₂O

Mn⁺⁴ + 2e = Mn⁺² 1

2Cl^— — 2e = Cl₂ 1

2.Диспропорционирования (самоокисление-самовосстановление) – когда атомы или ионы одного и того и того же элемента, содержащиеся в одной молекуле, являются и окислителем и восстановителем.

 

4KCl⁺⁵O₃ =^t KCl^— + 3KCl⁺⁷O₄

Cl⁺⁵ – 2e = Cl⁷⁺ 3

Cl⁺⁵ + 6e = Cl^— 1

Диспропорционировать могут вещества, один из элементов которых находится в промежуточной степени окисления, т.к. степень окисления одной части атомов понижается за счет другой части таких же атомов, степень окисления которых повышается.

 

3.Внутримолекулярные – когда окислитель и восстановитель одно и тоже вещество, но изменяют степень окисления в нем атомы различных элементов.

 

1)(N^-3H₄)₂ Cr₂⁺⁶O₇ = N⁰₂ + Cr⁺₂³ O₃ + 4H₂O

2N^-3 -6e = N⁰₂ 1

2Cr⁺⁶ + 6e =2Cr⁺³ 1

2)2Hg⁺²O^-2 = Hg⁰ + O⁰₂

 

3)2КClO₃ = 2KCl^— + 3O₂

Cl⁺⁵ + 6e = Cl^— 1

2O₃ – 6e = 3O₂ 1

 

4.Компропорционированния– реакции, в которых участвуют два вещества, содержащие атомы одного и того же элемента в разных степенях окисления

Cu⁰ + Cu⁺²Cl₂ = 2Cu⁺¹Cl

megaobuchalka.ru

Характерные особенности окислительно-восстановительных реакций

Существует обширный класс химических реакций, в ходе которых степень окисления у атомов или ионов изменяется. Например, это реакция

Zn+2HCl=ZnCl₂+H₂↑.

В ней участвуют атомы цинка, водорода и хлора; измененная в ходе реакции степень окисления (СО) цинка повышается от 0 до +2, а ионов водорода – понижается от +1 до 0.

Реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.

Окислением называется процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением СО.

Вещество, в состав которого входит элемент, способный отдавать электроны, называется восстановителем. В процессе отдачи электронов восстановитель окисляется.

Присоединение электронов, сопровождающееся понижением степени окисления, называется восстановлением.

Вещество, в состав которого входит элемент, способный присоединить электроны, называется окислителем. В процессе присоединения электронов окислитель восстанавливается.

Известно, что атомы металлов имеют на внешнем энергетическом уровне мало электронов (1-3) и способны отдавать их при химических реакциях, то есть окисляются, а неметаллы (на внешнем энергетическом уровне от 4 до 7 электронов) склонны присоединять электроны и восстанавливаться, следовательно, атомы металлов – восстановители (отдавая электроны, сами окисляются), а атомы неметаллов – окислители (присоединяя электроны, сами восстанавливаются).

Приведем примеры окислительно–восстановительных реакций.

1. Горение магния на воздухе (или в кислороде):

2Mg⁰+O₂⁰=2Mg⁺²O^-2.

Атом магния отдает два электрона атому кислорода. У последнего СО понижается от 0 до -2, а степень окисления магния повышается от 0 до +2. Следовательно, магний окисляется, а кислород восстанавливается; магний – восстановитель, а кислород — окислитель.

2. Горение меди в хлоре:

Cu⁰+Cl₂⁰=Cu⁺²Cl₂^-1.

Атом меди отдает два электрона двухатомной молекуле хлора. СО хлора понижается от 0 до -1, а СО меди повышается от 0 до +2. Хлор восстанавливается и выступает в роли окислителя. Медь окисляется и является восстановителем.

1. Окисление хлорида железа (II) в водном растворе хлора:

2Fe⁺²Cl₂^-1+Cl₂⁰=2Fe⁺³Cl₃^-1.

Двухзарядный ион железа отдает один электрон атому хлора. При этом СО повышается от +2 до +3, СО хлора понижается от 0 до -1. Хлорид железа (II) окисляется, превращаясь в хлорид железа (III), и является восстановителем. Хлор при этом восстанавливается и выступает в роли окислителя.

Способность металлов, а также их гидратированных ионов окисляться (восстанавливаться) в водной среде в ходе химических реакций можно установить по ряду напряжений, о чем будет говориться в теме «Электродные потенциалы и электродвижущие силы. Электролиз».

Изменение окислительно–восстановительных свойств элементов в зависимости от строения их атомов

Способность химических элементов присоединять или отдавать электроны связана со строением атомов и положением их в периодической системе элементов Д.И. Менделеева.

Атомы металлов в химических реакциях способны лишь отдавать электроны и быть восстановителями. Наиболее активными восстановителями являются щелочные и щелочноземельные металлы.

studfiles.net