Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Ионные уравнения реакций.

Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах являются реакциями между ионами.

Реакции, протекающие между ионами, называются ионными реакциями. А уравнения этих р-ций – ионными уравнениями.

При составлении ионных ур-ний р-ций надо помнить, что в виде ионов записываются сильные электролиты, а малодиссоциированные, малорастворимые (осадок) и газообразные в виде молекул.

FeCl₃ + 3NaOH → Fe (OH)₃ ↓ + 3NaCl

Fe ³⁺ + 3Cl ‾ + 3Na⁺ + 3OH ‾ → ? Fe (OH)₃ ↓ + 3Na⁺ + 3Cl ‾

полное ионное уравнение реакции

Удалим (исключим) одинаковые ионы, т.е.ионы, не участвующие в р-ции.

Fe ³⁺ + 3OH ‾ → Fe (OH)₃ ↓

сокращенное ионное уравнение реакции

Если при р-циях между ионами не происходит изменения зарядов ионов (не изменяется степень окисления), то они наз-ся реакциями ионного обмена.

Реакции обмена идут до конца, если в р-те р-ции образуется осадок, газ, слабый электролит или комплексное соединение.

1) NaCl + AgNO₃ = AgCl ↓ + NaNO₃

Na ⁺ + Cl ‾ + Ag ⁺ + NO₃ ‾ → AgCl ↓ + Na ⁺ + NO₃ ‾

Cl ‾ + Ag ⁺ → AgCl ↓

2) Na ₂CO₃ + H₂SO₄ → ? Na₂SO₄ + CO₂ ↑ + H₂O

2Na ⁺ + CO₃ ² ‾ + 2H ⁺ + SO₄² ‾ → CO₂ ↑ + H₂O + 2Na ⁺ + SO₄² ‾

CO₃² ‾ + 2H ⁺ → CO₂ ↑ + H₂O

3) NaOH + HNO₃ = NaNO₃ + H₂O

Na ⁺ + OH ‾ + H⁺ + NO₃‾ → Na ⁺ + NO₃‾ + H₂O

OH ‾ + H⁺ → H₂O

4) ZnCl₂ + 4NH₃ = [ Zn (NH₃)₄ ]Cl₂

Zn ²⁺ + 2Cl ‾ + 4NH₃ → [ Zn (NH₃)₄ ] ²⁺ + 2Cl ‾

Zn ²⁺ + 4NH₃ → [ Zn (NH₃)₄ ] ²⁺

Для характеристики состояния элементов в соединениях введено понятие степени окисления.

Степень окисления – это условный заряд атома, вычисленный исходя из предположения, что все связи в веществе ионные (оно состоит только из ионов).

Значение степени окисления определяется числом электронов, смещенных от атома данного элемента к атому другого элемента (от менее ЭО к более ЭО элементу).

Ст.ок. может иметь „ - ” , „ + ” и нулевое значение.

Отрицательную степень окисления имеют атомы, которые приняли электроны от других атомов, т.е. в их сторону смещено связующее электронное облако.

Положительную ст.ок. имеют атомы, отдающие свои электроны другим атомам, т.е. связующее электр.облако оттянуто от них.

Определение ст.ок. проводят, используя следующие правила:

1. Ст.ок. элемента в простом веществе, например, в металле или в Н₂,N₂,О₃ равна 0.

2. Ст.ок. элемента в виде одноатомного иона в соединении, имеющем ионное строение, равна заряду иона.

2+ - заряд иона для того, чтобы их

различить

+2 - ст.ок.

Na⁺¹Cl ‾¹

Mg⁺²Cl₂‾¹

Al³⁺F₃‾¹

3. В соединениях с ков. пол. связями „ - ” заряд относят к более электроотрицательному элементу, причем принимают следующ. ст.ок. :

а) для фтора ст.ок. = -1 во всех соединениях;

б) для кислорода ст.ок. = -2, за исключением Н₂О₂‾¹ и в соединении с F : O⁺² F₂ ;

в) для водорода ст.ок. = +1 , за исключением гидридов LiH , где ст.ок. = -1 ;

г) для щелочных и щелочно-земельных металлов – ст.ок. = +1 ; +2 соответственно.

4. Алгебраическая сумма ст.ок. атомов в соединении всегда равна 0 , а всложном ионе – заряду иона.

Н₃РО₄

(+1) ·3 + х + (-2) ·4 =0 х = +5

↑ ↑

Ст.ок. число атомов

Cr₂O₇ 2х + (-2) ·7 = -2 х = +6

Са₃⁺²(Р⁺⁵О₄‾²)₂

Еще выделяют – высшая , низшая и промежуточная ст.ок.

Высшая ст.ок. прявл-ся, когда в образовании свяи принимают участие все валентные электроны. Численно она равна номеру группы.

Mn⁺⁷ , S⁺⁶

Низшая ст.ок. – это наименьшее значение ст.ок. элемента, которое встречается в его соединениях. S^-2

Все остальные ст.ок. элемента называют промежуточными. S⁺⁴

Зная ст.ок. элемента в соединении, можно предсказать, окислительные или восстановительные св-ва проявит это соединение.

S 2s²2p⁴ S⁺⁶ 2s^o2p^o S^-2 2s²2p⁶

H₂S⁺⁶ O₄ - S имеет высш. ст.ок. в этом соединении и => больше не может

отдавать е ^- , поэтому H₂SO₄ может быть только окислителем.

H₂S^-2 - низшая ст.ок. , сера не может больше принимать е ^- и будет только восстановителем.

S⁺⁴ 2s²2p^o

H₂S⁺⁴ O₃ - промежуточная ст.ок., здесь может и отдавать и принимать е ^- => H₂SO₃ в зависимости от условий может проявлять как окислительные, так и восстановительные св-ва.

Особенно широко применяется понятие ст.ок. при изучении О-В Р.

Все хим. р-ции можно разделить на 2 типа. К первому типу относятся р-ции, протекающие без изменения ст.ок. атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

H⁺¹N⁺⁵O₃^-2 + Na⁺¹O^-2H^-1 = Na⁺¹N⁺⁵O₃^-2 + H₂⁺¹O^-2

Ко второму типу относятся р-ции, идущие с изменением ст.ок. атомов реагирующих веществ.

K⁺¹B^-1 + Cl₂^o = Br₂^o + K⁺¹Cl^-1

Бром и хлор меняют свои ст.ок.

Окислительно-восстановительные реакции - реакции , протекающие с изменением ст.ок. атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

О-В Р - самые распространенные и играют большую роль в природе и технике. С ними связаны дыхание и обмен веществ в живых организмах, фотосинтез.

Рассмотрим основные положения О-В Р.

1. Окислением наз-ся процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.

Al^o - 3e ^- → Al⁺³ H₂^o - 2e ^- → 2H⁺ Fe⁺² - e ^- → Fe⁺³

При окислении ст.ок. повышается.

2. Восстановлением наз-ся процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Fe⁺³ + e ^- → Fe⁺²

При восстановлении степень окисления понижается.

3. Восстановители - атомы , молекулы или ионы, отдающие электроны.

Во время р-ции они окисляются.

Окислители – атомы , молекулы или ионы , присоединяющие электроны. Во время р-ции они восстанавливаются. Т.к. атомы, молекулы и ионы входят в состав определен.

вещ-в, то и эти вещества соответственно наз-ся восстановителями и окислителями.

4. Процесс окисления не возможен без процесса восстановления и, наоборот, процесс восстановления всегда связан с процессом окисления. В одной р-ции одно вещ-во отдает е ^- , являясь восстановителем, другое – их принимает, являясь окислителем.

5. Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем ( число отданных е ^- = числу принятых е ^- ).

Zn^o + S^o = Zn⁺²S^-2

Zn^o - 2e ^- → Zn⁺² 2 1

S^o + 2e ^- → S^-2 2 1

Zn^o окисляется до Zn⁺² Zn^o - восстановитель

S^o восстанавливается до S^-2 S^o - окислитель

Процессы окисления и восстановления можно физически отделить друг от друга и осуществить перенос электронов по внешн. Электрической цепи. Это схема – гальванический элемент, где на катоде идет процесс восстановления, а на аноде - процесс окисления.

Есть вещ-ва типичные окислители и типичные восстановители.