Окислительно-восстановительные реакции

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 H2SO3 и её соли
  • Пероксид водорода (H2O2)
  • 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)
Скачать статью в формате PDF.

Следующая статья - Электрохимия.
Вам понравилась статья? Да / Нет (не требуется регистрации или чего-либо ещё, просто нажать)

Общая химия

1. Вещество

Вещество и его строение, модель атома

2. Электронная конфигурация атома

Сколько электронов в атоме и где их искать?

3. Ион

Ионы - заряженые частицы, катионы и анионы

4. Единицы измерения

А.е.м., моль, концентрация

5. Химические соединения

Молекулы, химические соединения

6. Термохимия

Химическая термодинамика, система, энтальпия

7. Скорость химической реакции

Сколько времени займёт реакция? Что влияет на скорость реакции?

8. Химическое равновесие

Равновесие обратимых реакций. Принцип Ле Шателье. Влияние внешних факторов на равновесие

9. Законы термодинамики

Мера беспорядка, энергия вселенной, свободная энергия Гиббса

10. Окислительно-восстановительные реакции

Степень окисления. Окислитель. Восстановитель. Редокс

11. Электрохимия

Электрохимия. Электролиз. Гальванические элементы

12. Классы соединений

Основные классы химических соединений. Классификация

Неорганическая химия

Органическая химия

Аналитическая химия




© 2015-2017 - K-Tree.ru
Копия материалов, размещённых на данном сайте, допускается только по письменному разрешению владельцев сайта.
По любым вопросам Вы можете связаться по почте info@k-tree.ru