Окислительно восстановительные реакции является: а) H2O + SO3 = …б)H2O + CaO = …в)H2O +…

Содержание

Урок «Окислительно-восстановительные реакции»

Окислительно-восстановительные реакции. (8 класс)

Цель: сформировать знания учащихся об окислительно-восстановительных реакциях.

Задачи:

Образовательные: показать причины, обусловливающие специфику химических процессов окисления и восстановления; научить учащихся применять понятие «степень окисления» для составления окислительно-восстановительных реакций; формировать умения составлять окислительно-восстановительные реакции методом электронного баланса.

Развивающие: развивать обогащение и усложнение словарного запаса, усложнение смысловой функции речи; способствовать развитию логического мышления, умения правильно обобщить данные и сделать вывод.

Воспитательные: воспитание ответственного отношения к учебному труду, интереса и потребности изучения предмета, самообразования.

Оборудование. Оксид меди (II), уголь.

Ход урока.

Что мы понимаем под понятием «степень окисления»?

Какой знак степени окисления приобретает элемент, который приобретает электроны?

Какой знак степени окисления приобретает элемент, который отдает электроны?

Какую степень окисления имеют простые вещества?

Запишите уравнение реакции взаимодействия алюминия с серой. Расставьте степени окисления элементов в каждом соединении.

    Обсуждая данную запись, учащиеся делают вывод, что данная реакция сопровождается изменением степени окисления элементов.

    Учитель указывает, что данная реакция является окислительно- восстановительной.

    Учащиеся сами могут сформировать определение окислительно- восстановительных реакций.

    ОВР – это реакции, идущие с изменением степеней окисления.

    Упражнение. Определите, какие из реакций являются окислительно-восстановительными?

    2KI + Br2 →2KBr + I2

    BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaCl

    SO2 + h3O → h3SO3

    h3S + 2Na → Na2S + h3

    2Al + 3S →Al2S3

    СаСО3 → CaO + CO2

    2Na + Cl2 →2NaCl

    Окислительно-восстановительные реакции сопровождаются изменением степени окисления элементов и состоят из двух противоположенных процессов, непрерывно связанных друг с другом,- процессов окисления и восстановления.

    Восстановитель — это элемент, который отдает электроны.

    Окислитель — это элемент, который принимает электроны.

    Процесс отдачи электронов молекулой, атомом, ионом называется окислением, например,

    Fe0 — 3 ē → Fe+3

    Процесс принятия электронов молекулой, атомом, ионом называется восстановлением, например, P0 +5 ē →P+5

    Восстановитель, отдавая электроны, окисляется, а окислитель, принимая их, восстанавливается.

    Упражнение. Какой процесс (окисление или восстановление) изображен следующими схемами? C0→C+4 Cu+2 → Cu0

    S0→S-2 Cu0→Cu+2

    S+4→S+6 S-2→S+4

    S0→S+4 K0→K+1

    Если в ОВР участвуют простые вещества, молекулы которых образованы несколькими атомами (N2, h3,O2, C, l2,Br2 ), то в электронном балансе число приобретенных и отданных электронов рассчитывают с учетом числа атомов в молекуле.

    Cl20+2 ē →2Cl-1

    2H+1+2 ē →h30

    В окислительно- восстановительных реакциях число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, принимаемых окислителем, т. е. соблюдается электронный баланс. Метод электронного баланса применяют для записей электронных уравнений процессов окисления и восстановления.

    Демонстрация опыта восстановления меди из оксида меди (II) углеродом.

    Расставим коэффициенты в данной реакции, схема которой CuO+C →Cu +CO2, методом электронного баланса.

    Определяют элементы, изменяющие степень окисления: Cu+2O-2 +C0 → Cu0+C+4O2-2

      В данной схеме изменяют степень окисления медь и углерод, а кислород имеет одинаковую степень окисления и в левой и в правой частях.

      Составляют схемы окисления и восстановления.

        Cu+2 → Cu0, процесс окисления – схема 1.

        C0 → C+4 , процесс восстановления – схема 2.

        Уравнивают заряды. В левой части схемы I заряд равен +2, в правой — 0, следовательно, в левую часть добавляют 2 ē. В схеме II в левой части заряд равен 0, а в правой – (+4), поэтому из левой части отнимают 4 ē.

        Количество отданных и принятых электронов всегда одинаково, поэтому, чтобы сбалансировать, уравнять их, находят наименьшее общее кратное и дополнительные множители, в нашем случае НОК = 4, числа 2 и 1, называемые множителями, выносят за вертикальную черту.

        Схема I: 2 Cu+2 + 2 ē → Cu0число отданных электронов: 2•2 ē =4 ē

          Схема II: 1 C0 — 4 ē → C+4 число принятых электронов: 1•4 ē =4 ē

          Определяют стехиометрические коэффициенты, которые будут стоять перед формулами веществ в молекулярном уравнении.

            Подсчитывают число атомов Cu+2, для этого множитель 2 умножают на коэффициент, который стоит перед Cu+2, т.е. на единицу: 2 • 1 Cu+2 =2 Cu+2. Эта запись показывает, что в реакцию вступают 2 атома меди.

            Теперь множитель 2 умножают на коэффициент, стоящий перед Cu0, т.е. на единицу: 2•1 Cu0= 2 Cu0. Эта запись показывает, что в результате реакции образуется 2 Cu0.

            Такие же действия производятся и в схеме II: 1•1С0 = 1C0; 1•1 C+4 =1 C+4 в составе C+4O2-2

            Итоговое молекулярное уравнение 2Cu+2O-2 +C0 → 2Cu0+C+4O2-2.

            Таким образом, электронные уравнения позволяют определять коэффициенты перед окислителем и восстановителем.

            Зная формулу вещества и определив степени окисления атомов химических элементов в нем, нетрудно предсказать, какие свойства будет проявлять каждый элемент и вещество в целом:

            Если в соединении элемент находится в минимальной степени окисления – соединение (частица) выступает в роли восстановителя.

            Если в соединении элемент находится в максимальной степени окисления – соединение (частица) выступает в роли окислителя.

            Если в соединении элемент находится в промежуточной степени окисления – соединение (частица) может выступить и окислителем – понизить степень окисления, и восстановителем – повысить степень окисления. Все зависит от условий протекания реакции, а также от тех соединений, с которыми реагирует.

              Приведем примеры важнейших восстановителей и окислителей:

              1. Окислители . Неметаллы – простые вещества (Cl2, Br2, O2), кислородсодержащие кислоты и их соли (KMnO4, K2CrO4, K2Cr2O7, h3SO4, HNO3), водород в степени окисления +1(преимущественно в растворах кислот, или воды), ионы металлов, находящиеся в высшей степени окисления.

              2. Восстановители. Активные металлы, некоторые неметаллы (h3, C,P,Si), бескислородные кислоты и их соли, гидриды, содержащие ион Н-1, ионы металлов в низшей степени окисления(Sn2+, Fe2+, Cu+, Hg2+).

              Упражнения. Расставьте коэффициенты в схемах уравнений химических реакций с помощью электронного баланса. Назовите окислитель и восстановитель.

              Al +S →Al2S3

              N2+h3 →Nh4

              NO+O2 → NO2

              Cl2 +KI →KCl +I2

              CuS + O2→ CuO +SO2

              Закрепление.

              Что нового вы узнали в сегодняшнем уроке?

              Все ли химические реакции являются окислительно-восстановительными?

              Для чего составляют электронные уравнения (электронный баланс)?

                Домашнее задание. Параграф 43 упр. 1, 3 стр. 235. ( по учебнику Габриелян О.С.)

                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]


                Redox Reactions and Ions | Biology

                2.17: Окислительно-восстановительные реакции

                Окислительно-восстановительные реакции изменяют степени окисления атомов посредством переноса электронов от одного атома, восстанавливающего агента, к другому атому, который получает электрон, называемому окислитель. Здесь атом, который отдает электроны, окисляется — он теряет электроны — а атом, который принимает электроны, приобретает менее положительный заряд, потому что он получает электроны. Перенос энергии в окислительно-восстановительных реакциях зависит от способности атомов притягивать связывающие электроны — их электроотрицательность. Если окислитель более электроотрицателен, чем восстановитель, то выделяется энергия. Однако, если окислитель менее электроотрицателен, чем восстановитель, требуется подвод энергии.

                Восстанавливающие агенты окисляются

                Окисление — это потеря или получение электронов? Терминология может сбивать с толку. Акроним OIL RIG обычно используется для запоминания. Это означает окисление — потеря; уменьшение есть прибыль (Oxidation Is Loss Reduction Is Gain). Итак, если атом окисляется, то он теряет электроны. В качестве восстановителя окисленный атом передает электроны другому атому, вызывая его восстановление. Имея в виду OIL RIG, можно ответить на большинство вопросов об участниках окислительно-восстановительной реакции.

                Электроотрицательность и энергия

                Окислительно-восстановительные реакции либо производят, либо требуют энергии. Если атом теряет электрон в пользу более электроотрицательного атома, то это энергетически выгодная реакция, и выделяется энергия. На самом деле это очень логично — похоже на то, что сильный человек выигрывает перетягивание каната с более слабым — потому что более электроотрицательный атом имеет большую способность притягивать электроны к себе. Биологическим примером этого типа реакции является клеточное дыхание, при котором энергия высвобождается и используется для создания АТФ, формы энергии, которую клетки могут легко использовать.

                Другие окислительно-восстановительные реакции требуют энергии, а не высвобождения. Если электрон перемещается от более электроотрицательного атома к менее электроотрицательному атому, необходимо использовать энергию. Это похоже на то, как более слабый человек выигрывает перетягивание каната с более сильным — для этого требуется энергия из внешнего источника. Биологический пример — фотосинтез, при котором электроны передаются от воды к углекислому газу с помощью энергии в виде света.

                Неполный перенос электронов

                Окислительно-восстановительная реакция может происходить не только при переносе электрона, но и при изменении распределения электронов в ковалентной связи! Например, при взаимодействии метана и кислорода они дают углекислый газ и воду. В этом случае углерод в метане окисляется. Это связано с тем, что электроны в метане поровну распределяются между углеродом и водородом, тогда как углерод в диоксиде углерода частично положителен, поскольку кислород притягивает электроны больше, чем углерод.

                Окислительно-восстановительные реакции — что это? Отвечаем на вопрос.

                Превращение одних веществ в другие с образованием новых соединений называется химической реакцией. Понимание этого процесса имеет огромное значение для жизнедеятельности людей, ведь с его помощью можно получать огромное количество нужных и полезных веществ, которые встречаются в природе в малых количествах или вообще не существуют в натуральном виде. Среди самых важных разновидностей выделяют окислительно-восстановительные реакции (сокращенно ОВР или редокс). Они характеризуются изменением степеней окисления атомов или ионов.

                Процессы, протекающие во время реакции

                Во время реакции проходят два процесса – окисление и восстановление. Первый из них характеризуется отдачей электронов восстановителями (донорами) с повышением их степени окисления, второй – присоединением электронов окислителями (акцепторами) с понижением степени окисления. В качестве восстановителей чаще всего выступают металлы и соединения неметаллов в низшей степени окисления (сероводород, аммиак). Типичными окислителями являются галогены, азот, кислород, а также вещества, в составе которых есть элемент в высшей степени окисления (азотная или серная кислота). Отдавать или присоединять электроны могут атомы, ионы, молекулы.

                До 1777 года существовала гипотеза, что при окислении происходит потеря невидимого горючего вещества, называемого флогистоном. Однако созданная А. Лавуазье теория горения убедила ученых, что окисление происходит при взаимодействии с кислородом, а восстановление — под действием водорода. Только спустя время выяснилось, что не только водород и кислород могут влиять на окислительно-восстановительные реакции.

                Окисление

                Процесс окисления может происходить в жидкой и газообразной фазе, а также на поверхности твердых веществ. Особую роль играет электрохимическое окисление, происходящее в растворах или расплавах на аноде (электроде, присоединенном к положительному полюсу источника питания). Например, при расплавлении фторидов посредством электролиза (разложения вещества на составные элементы на электродах) получается самый сильный неорганический окислитель – фтор.

                Другой классический пример окисления – горение в атмосфере воздуха и чистом кислороде. К этому процессу способны различные вещества: металлы и неметаллы, органические и неорганические соединения. Практическое значение имеет горение топлива, которое в основном представляет собой сложные смеси углеводородов с небольшими количествами кислорода, серы, азота и других элементов.

                Классический окислитель – кислород

                Простое вещество или химическое соединение, в котором атомы присоединяют электроны, называется окислителем. Классический пример такого вещества – кислород, превращающийся после реакции в оксиды. Но также окислителем в окислительно-восстановительных реакциях является озон, восстанавливающийся до органических веществ (например, кетонов и альдегидов), пероксиды, гипохлориты, хлораты, азотная и серная кислоты, оксид марганца и перманганат. Несложно заметить, что во всех этих веществах содержится кислород.

                Другие распространенные окислители

                Однако окислительно-восстановительной реакцией является не только процесс, протекающий с участием кислорода. Вместо него окислителем могут выступать галогены, хром и даже катионы металлов и ион водорода (если в результате реакции превращается в простое вещество).

                Какое количество электронов будет принято, во многом зависит от концентрации окислителя, а также от активности взаимодействующего с ним металла. Например, при реакции концентрированной азотной кислоты с металлом (цинком) может быть принято 3 электрона, а при взаимодействии тех же веществ при условии, что кислота будет находиться в очень разбавленном виде, уже 8 электронов.

                Самые сильные окислители

                Все окислители различаются по силе своих свойств. Так, ион водорода обладает невысокой окислительной способностью, тогда как атомарный хлор, образующийся в растворе царской водки (смеси азотной и соляной кислот в соотношении 1:3), способен окислить даже золото и платину.

                Аналогичными свойствами обладает концентрированная селеновая кислота. Это делает ее уникальной среди прочих органических кислот. В разбавленном виде она не способна взаимодействовать с золотом, но все равно остается более сильной, чем серная кислота, и может даже окислять другие кислоты, например, соляную.

                Другим примером сильного окислителя является перманганат калия. Он успешно взаимодействует с органическими соединениями и способен разрывать прочные углеродные связи. Также высокой активность обладают оксид меди, озонид цезия, надпероксид цезия, а еще дифторид, тетрафторид и гексафторид ксенона. Их окислительная способность обусловлена высоким электродным потенциалом при реакции в разбавленном водном растворе.

                Однако есть вещества, у которых этот потенциал еще выше. Среди неорганических молекул самым сильным окислителем является фтор, но он не способен воздействовать на инертный газ ксенон без дополнительного подвода тепла и давления. Зато с этим успешно справляются с гексафторид платины, дифтордиоксид, дифторид криптона, дифторид серебра, соли двухвалентного серебра и некоторые другие вещества. За уникальные способности к окислительно-восстановительным реакциям их относят к очень сильным окислителям.

                Восстановление

                Первоначально термин «восстановление» был синонимом раскисления, то есть лишения вещества кислорода. Однако со временем слово приобретало новое значение, под ним подразумевалось извлечение металлов из содержащих их соединений, а также любые химические превращения, при которых электроотрицательная часть какого-либо вещества заменяется положительно заряженным элементом, например, водородом.

                Сложность осуществления процесса во многом зависит от химического сродства элементов в соединении. Чем оно слабее, тем легче осуществляется реакция. Обычно сродство слабее в эндотермических соединениях (при их образовании поглощается тепло). Их восстановление происходит достаточно просто. Яркий тому пример — взрывчатые вещества.

                Для того чтобы пошла реакция с участием экзотермических соединений (образующихся с выделением тепла), нужно приложить сильный источник энергии, например, электрический ток.

                Стандартные восстановители

                Самый древний и распространенный восстановитель – уголь. Он смешивается с рудными окислами, при накаливании из смеси выделяется кислород, соединяющийся с углеродом. В итоге образуется порошок, гранулы или сплав металла.

                Другой обыкновенный восстановитель – водород. С его помощью также можно добывать металлы. Для этого окислы забиваются в трубку, через которую пропускают струю водорода. В основном такой метод применяют к меди, свинцу, олову, никелю или кобальту. Можно применить его и для железа, но восстановление будет неполным и образуется вода. Та же проблема наблюдается при попытках воздействия водородом на окислы цинка, к тому же она усугубляется летучестью металла. Калий и некоторые другие элементы вообще не восстанавливаются с помощью водорода.

                Особенности реакций в органической химии

                В процессе восстановления частица принимает электроны и тем самым снижает окислительное число одного из своих атомов. Однако определить сущность реакции по изменению степени окисления удобно при участии неорганических соединений, тогда как в органической химии окислительное число вычислить сложно, оно часто имеет дробное значение.

                Чтобы ориентироваться в окислительно-восстановительных реакциях с участием органических веществ, нужно запомнить следующее правило: восстановление происходит, когда соединение отдает атомы кислорода и приобретает атомы водорода, и наоборот, окисление характеризуется присоединением кислорода.

                Процесс восстановления имеет важное практическое значение для органической химии. Именно он лежит в основе каталитической гидрогенизации, применяемой для лабораторных или промышленных целей, в частности, очистки веществ и систем от примесей углеводородов и кислорода.

                Реакция может протекать как при низких показателях температуры и давления (до 100 градусов Цельсия и 1-4 атмосфер соответственно), так и при высоких (до 400 градусов и нескольких сотен атмосфер). Для производства органических веществ требуются сложные приборы, обеспечивающие подходящие условия.

                В качестве катализаторов при этом используют активные металлы платиновой группы или недрагоценные никель, медь, молибден и кобальт. Последний вариант более экономичен. Восстановление происходит за счет одновременной сорбции субстрата и водорода с облегчением реакции между ними.

                Реакции восстановления протекают и внутри человеческого организма. В одних случаях они могут быть полезными и даже жизненно важными, в других — приводить к серьезным негативным последствиям. Например, азотсодержащие соединения в организме преобразуются в первичные амины, которые, среди прочих полезных функций, составляют белковые вещества, являющиеся строительным материалом тканей. В то же время при употреблении продуктов, окрашенных при помощи анилина, образуются токсичные соединения.

                Виды реакций

                Какие реакции окислительно-восстановительные, становится понятно, если посмотреть на наличие изменений степеней окисления. Но внутри этого типа химических превращений есть свои разновидности.

                Так, если во взаимодействии участвуют молекулы разных веществ, в одно из которых входит атом-окислитель, а в другое восстановитель, реакция считается межмолекулярной. Уравнение окислительно-восстановительной реакции при этом может быть таким:

                Fe + 2HCl = FeCl2 + H2.

                Из уравнения видно, что степени окисления меняются у железа и водорода, при этом они входят в состав разных веществ.

                Но бывают и внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции, при которых в химическом соединении один атом окисляется, а другой восстанавливается, и получаются новые вещества:

                2О = 2Н2 + О2.

                Более сложный процесс происходит, когда один и тот же элемент выступает донором и акцептором электронов и образует несколько новых соединений, в которые входит в разных степенях окисления. Такой процесс называется дисмутацией или диспропорционированием. Его примером может служить следующее превращение:

                4KClO3 = KCl + 3KClO4.

                Из приведенного уравнения окислительно-восстановительной реакции видно, что бертолетова соль, в которой хлор находится в степени окисления +5, разлагается на две составляющие – хлорид калия со степенью окисления хлора -1 и перхлорат с окислительным числом +7. Получается, что один и тот же элемент одновременно повысил и понизил свою степень окисления.

                Обратной процессу дисмутации является реакция конпропорционирования или репропорционирования. В ней два соединения, в составе которых есть один и тот же элемент в разных степенях окисления, реагируют между собой с образованием нового вещества с единым окислительным числом:

                SO2 +2H2S = 3S + 2H2O.

                Как видно из приведенных примеров, в некоторых уравнениях перед веществом стоят цифры. Они показывают количество молекул, участвующих в процессе и называются стехиометрическими коэффициентами окислительно-восстановительных реакций. Чтобы составленное уравнение было правильным, нужно знать, как их расставить.

                Метод электронного баланса

                Баланс при окислительно-восстановительных реакциях всегда сохраняется. Это означает, что окислитель принимает ровно столько электронов, сколько было отдано восстановителем. Чтобы правильно составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, нужно следовать такому алгоритму:

                1. Определить степени окисления элементов до реакции и после нее. Например, в реакции между азотной кислотой и фосфором в присутствии воды получается ортофосфорная кислота и оксид азота: HNO3 + P + H2O = H3PO4 + NO. У водорода во всех соединениях степень окисления +1, а у кислорода -2. У азота до начала реакции окислительное число равно +5, а после ее протекания +2, у фосфора – 0 и +5 соответственно.
                2. Отметить элементы, в которых окислительное число изменилось (азот и фосфор).
                3. Составить электронные уравнения: N+5 + 3e = N+2; Р0 — 5е = Р+5.
                4. Уравнять количество принятых электронов, подобрав наименьшее общее кратное число и вычислив множитель (цифры 3 и 5 являются делителями для числа 15, соответственно множитель для азота равен 5, а для фосфора 3): 5N+5+ (3 х 5)e = 5N+2; 3Р0 — 15е = 3Р+5.
                5. Сложить полученные полуреакции в соответствии с левой и правой частями: 5N+5 + 3Р0 = 5N+2 — 15е = 3Р+5. Если на этом этапе все сделано правильно, электроны сократятся.
                6. Переписать уравнение полностью, проставив коэффициенты согласно электронному балансу окислительно-восстановительной реакции:5HNO3 + 3P + H2O = 3H3PO4 + 5NO.
                7. Проверить, везде ли количество элементов до и после реакции остается одинаковым, и в случае необходимости добавить коэффициенты перед другими веществами (в данном примере не уравнялось количество водорода и кислорода, чтобы уравнение реакции выглядело правильно, нужно добавить коэффициент перед водой): 5HNO3 + 3P + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.

                Такой несложный метод позволяет правильно расставить коэффициенты и не допустить путаницы.

                Примеры реакций

                Наглядным примером окислительно-восстановительной реакции может служить взаимодействие марганца с концентрированной серной кислотой, протекающее по следующей схеме:

                Mn + 2H2SO4 = MnSO4 + SO2 + 2 h3O.

                Окислительно-восстановительная реакция протекает с изменением степеней окисления марганца и серы. До начала процесса марганец находился в несвязанном состоянии и имел нулевую степень окисления. Но при взаимодействии с серой, входящей в состав кислоты, он повысил степень окисления до +2, таким образом выступив донором электронов. Сера, напротив, сыграла роль акцептора, понизив степень окисления с +6 до +4.

                Однако существуют и такие реакции, в которых марганец выступает акцептором электронов. Например, это взаимодействие его оксида с соляной кислотой, протекающее по реакции:

                MnO2+4HCl = MnCl2+Cl2+2 h3O.

                Окислительно-восстановительная реакция в этом случае протекает с понижением степени окисления марганца с +4 до +2 и повышением степени окисления хлора с -1 до 0.

                Раньше большое прикладное значение имело окисление оксида серы оксидом азота в присутствии воды, при котором получалась 75%-ная серная кислота:

                SO2 + NO2 + H2O = NO + h3So4.

                Окислительно-восстановительная реакция раньше осуществлялась в специальных башнях, и итоговый продукт назывался башенным. Сейчас этот метод далеко не единственный в производстве кислоты, так как существуют и другие современные способы, например, контактный с использованием твердых катализаторов. Но получение кислоты методом окислительно-восстановительной реакции имеет не только промышленное, но и историческое значение, поскольку именно такой процесс самопроизвольно произошел в воздухе Лондона в декабре 1952 года.

                Антициклон тогда принес непривычно холодную погоду, и горожане стали использовать очень много угля для обогрева жилища. Поскольку этот ресурс после войны был некачественным, в воздухе сконцентрировалось большое количество диоксида серы, который прореагировал с влагой и оксидом азота в атмосфере. В результате этого явления увеличилась смертность младенцев, пожилых людей и страдающих респираторными заболеваниями. Событию дали название Великого смога.

                Таким образом, окислительно-восстановительные реакции имеют большое практическое значение. Понимание их механизма позволяет лучше осознавать природные процессы и добиваться получения новых веществ в лабораторных условиях.

                окислительно-восстановительных реакций | MoDRN

                Введение: Окислительно-восстановительная реакция — это краткое название окислительно-восстановительных реакций. Как следует из названия, он включает две взаимозависимые полуреакции: окисление и восстановление. Этот тип реакций происходит естественным образом как часть необходимых процессов во всех биологических системах. Если в них вмешаются вредные химические вещества, могут последовать нежелательные последствия. Поэтому необходимо понимать фундаментальную химию окислительно-восстановительных реакций с целью разработки более безопасных химических веществ.

                Результаты обучения:  К концу этого модуля учащийся сможет:

                • Дайте определение восстановлению и окислению
                • Признать роль восстановительного потенциала в потоке электронов
                • Опишите уравнение Нернста
                • Определение окислительно-восстановительных реакций в биологических системах

                Исходная информация и информация:  В окислительно-восстановительной реакции участвуют два ключевых участника, окислители и восстановители, связанные двумя неотъемлемыми процессами: приобретением и потерей электронов. Окисление относится к тому, когда восстановитель отдает электроны окислителю и сам окисляется. Восстановление означает, что окислитель получает электроны от восстановителя и сам восстанавливается. Очевидно, что окисление и восстановление должны происходить одновременно.

                СОВЕТ. Можно использовать простую мнемоническую фразу «НЕФТЬ» для запоминания окислительно-восстановительных реакций. Окисление – это потеря (электронов). Уменьшение – это усиление (электронов).

                Важно признать, что процесс переноса электрона является направленным.Возникает естественный вопрос: какие факторы определяют направление потока электронов? Для ответа на этот вопрос необходимо ввести понятие восстановительного потенциала. Восстановительный потенциал — это мера тенденции химического вещества приобретать электроны и, следовательно, восстанавливаться (уменьшаться за счет его заряда, а не количества электронов, которые у него есть!). Чем выше восстановительный потенциал, тем сильнее химическое вещество приобретает электроны. Количественно это можно описать уравнением Нернста.

                Можно рассматривать как неотъемлемое свойство химического вещества.
                Обратите внимание, что он модулируется средой, чтобы принять определенное значение. Типичным примером окислительно-восстановительной реакции является реакция замещения Zn/Cu. В этом случае металлический Zn имеет более низкий восстановительный потенциал (-0,76 В) и, таким образом, отдает два электрона катиону Cu. Таким образом, катион Cu+ с более высоким восстановительным потенциалом (0,34 В) получает электроны от Zn и тем самым восстанавливается. Восстановительный потенциал Cu в виде уравнения Нернста может быть выражен следующим образом.
                 

                Окислительно-восстановительные реакции участвуют во многих метаболических процессах в живых организмах.Процесс производства энергии, зависящий от жизни, по существу представляет собой цепь реакций окисления. Возьмите глюкозу в качестве примера. Сначала он окисляется в ион пирувата 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 спирта, который приводит к образованию конечной кислоты на протяжении всех химических реакций, в которых она проходит 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 окислителями.Чрезмерное количество окислительно-восстановительных активных химических веществ, 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.

                Видео:  Д-р Пол Анастас, директор Центра зеленой химии и зеленой инженерии, и Тереза ​​и Х. Джон Хайнц III, профессор практической химии для окружающей среды, Школа лесного хозяйства и экологических исследований, Йельский университет

                Назначения:

                1.Использование уравнения Нернста для расчета восстановительного потенциала перекиси водорода при pH 2, 4 и 6. Объясните, почему результаты отличаются друг от друга или нет.

                2. Найдите пример в биологической системе, в которой участвуют окислительно-восстановительные реакции, и определите восстановители/окислители для каждого этапа.

                REDOX-реакции Ключ ответа № 1 находится ЗДЕСЬ.

                Нажмите здесь, чтобы оценить этот модуль.

                Ресурсы:

                Этот материал основан на работе, поддержанной химическим отделом NSF и Агентством по охране окружающей среды в рамках гранта No.1339637.

                Окислительно-восстановительная реакция: Степени окисления — Концепция | Лаборатория: Химия

                Окисление и восстановление

                Некоторые химические реакции можно классифицировать как реакции восстановления-окисления или окислительно-восстановительные реакции. Окисление — это процесс потери атомом одного или нескольких электронов, а восстановление — процесс приобретения атомом одного или нескольких электронов.

                Степени окисления

                Каждый атом в молекуле имеет свою собственную степень окисления или степень окисления. Степень окисления описывает степень окисления молекулы по сравнению с ее свободной элементарной формой.Степень окисления выражается как заряд, который имел бы атом, если бы каждая из его связей с другими элементами была чисто ионной. Это означает, что электроны в связи отнесены к более электроотрицательному атому. Степень окисления атома в его свободной элементарной форме определяется как 0,

                .

                Существует несколько правил, которым следует следовать при определении степени окисления. Элементы группы I и группы II обычно имеют степени окисления +1 и +2 соответственно. Водород и кислород обычно имеют степени окисления +1 и -2 соответственно, а галогены обычно имеют степень окисления -1.Кроме того, степени окисления атомов в молекуле всегда суммируются с зарядом молекулы. Таким образом, часто можно вывести степень окисления атома, не указанного выше. Например, рассмотрим двуокись углерода (CO 2 ), которая представляет собой нейтральную молекулу. Если каждая из двух молекул кислорода вносит -2, степень окисления углерода должна быть +4, чтобы компенсировать -4 от кислорода.

                Для более общего подхода нарисуйте структуру молекулы по Льюису, определите связи между различными атомами и назначьте каждую связь более электроотрицательному атому.Затем подсчитайте количество электронов на каждом атоме, причем каждая связь дает два электрона. Вычтите количество электронов, находящихся в данный момент на атоме, из стандартного числа валентных электронов для этого атома, чтобы получить степень окисления.

                Снова рассмотрим двуокись углерода. Каждый кислород имеет две неподеленные пары электронов и связан с центральным углеродом двойной связью. Кислород более электроотрицателен, чем углерод, поэтому каждая связь С=О, на которую приходится четыре электрона, соответствует своему кислороду. Таким образом, каждому кислороду соответствует в общей сложности восемь электронов (четыре от неподеленных пар и четыре от двойной связи), а углероду не назначено ни одного. По умолчанию число валентных электронов для кислорода равно шести, поэтому степень окисления для каждого кислорода составляет 6 – 8 = -2. По умолчанию число валентных электронов для углерода равно четырем, поэтому степень окисления углерода равна 4 – 0 = +4.

                Окислительно-восстановительные реакции

                Не все химические реакции классифицируются как окислительно-восстановительные. Окислительно-восстановительная реакция — это любая реакция, в которой происходит изменение степени окисления атома.Таким образом, чтобы проверить, является ли реакция окислительно-восстановительной реакцией, определите степени окисления каждого атома в реагентах и ​​продуктах и ​​обратите внимание на любые изменения.

                Многие окислительно-восстановительные реакции включают перенос электронов непосредственно от одной молекулы к другой. В этих реакциях, если молекула получает электрон, другая молекула должна потерять электрон. Одним из простых способов запомнить определения окисления и восстановления является фраза OIL-RIG, которая означает: O оксидация I s L osing – R edduction I s G aining.

                Молекула, получившая электрон, восстанавливается, но ее называют окислителем или окислителем , потому что она окисляет другую молекулу. Точно так же молекула, потерявшая электрон, окисляется, но ее называют восстановителем или восстановителем , потому что она восстанавливает другую молекулу.

                Существует четыре основных типа реакций, которые обычно включают окислительно-восстановительные процессы.

                1. Реакция одиночного смещения: Атом вытесняет другой атом, являющийся частью соединения, и замещает его.
                2. Реакция горения: Соединение восстанавливается сильным окислителем, обычно газообразным кислородом. Реакции горения, происходящие между углеводородами и органическими соединениями, обычно приводят к образованию двуокиси углерода и воды.
                3. Реакция синтеза: Два реагента образуют один продукт.
                4. Реакция разложения: Один реагент распадается на два или более продуктов.
                Каталожные номера

                1. Харрис, округ Колумбия (2015). Количественный химический анализ .Нью-Йорк, штат Нью-Йорк: WH Freeman and Company.

                Окислительно-восстановительные (окислительно-восстановительные) реакции: определения и примеры — видео и расшифровка урока

                Примеры окислительно-восстановительных реакций

                Самый простой способ полностью понять окислительно-восстановительные реакции — рассмотреть несколько примеров. Итак, давайте начнем с рассмотрения реакции образования поваренной соли. Натрий окисляется и теряет электрон, чтобы иметь заряд +1; тем временем хлор восстанавливается, потому что он получает электрон, чтобы иметь заряд -1. В результате окислительно-восстановительной реакции образуются два иона с противоположными зарядами, которые притягиваются друг к другу и образуют хлорид натрия или поваренную соль.

                На этом этапе также важно обсудить восстановители и окислители. Восстановитель отдает электроны или восстанавливает другое вещество. Итак, в случае нашей реакции с поваренной солью восстановителем является натрий. Окислитель принимает электроны или окисляет другое вещество. Итак, в случае нашей реакции с поваренной солью окислителем является хлор.Окислитель получает электроны, а окислитель восстанавливается.

                Глупый мнемонический прием, который поможет вам запомнить это: «Райан уже любит есть страусов. Страусов регулярно едят». Мнонические стенды для обучения R A Gent L ОС E Лекторт E Lectrons и представляют собой O XIdized, в то время как O XIdizing A Gent г AINS E Лектоны и г образован.

                Образование фтористого водорода является примером окислительно-восстановительной реакции.

                Другим примером окислительно-восстановительной реакции является образование фтористого водорода. Мы можем разбить реакцию, чтобы проанализировать окисление и восстановление реагентов. Водород окисляется и теряет два электрона, поэтому каждый водород становится положительным. Два электрона получены фтором, который восстанавливается. Это делает два фтора отрицательными. Окисление водорода и восстановление фтора создает два иона с противоположными зарядами +1 и -1.Противоположности притягиваются, поэтому они объединяются и образуют фтористый водород.

                Но не все окислительно-восстановительные реакции заканчиваются получением и потерей электронов; совместное использование электронов существует с ковалентной связью. В случае ковалентно связанных молекул окисляется или восстанавливается вещество в зависимости от притяжения атома к электронам или электроотрицательности. Электроотрицательность — это сила притяжения, с которой атом действует на электроны. Он основан на атомном номере и расстоянии валентных электронов в атоме.

                Мы уже говорили об электроотрицательности, когда обсуждали связь. Когда атомы имеют одинаковую электроотрицательность, они используют неполярную ковалентную связь. Но при ионной связи два атома имеют очень разные числа электроотрицательности, что приводит к тому, что они обмениваются электроном. Затем, когда числа электроотрицательности будут где-то посередине, атомы будут образовывать полярные ковалентные связи.

                Например, рассмотрим реакцию между метаном и хлором. Метан и хлор реагируют с образованием хлорметана и соляной кислоты.Атомы обеих молекул реагентов связаны ковалентно. Атом углерода в молекуле метана имеет немного более высокую электроотрицательность, чем атомы водорода, поэтому он оказывает небольшое притяжение на электроны. Электроны в молекуле хлора распределены поровну, потому что каждый атом хлора имеет одинаковое притяжение (или электроотрицательность). Когда две молекулы реагируют друг с другом, электроны в хлорметане и соляной кислоте распределяются неравномерно.

                В ходе реакции один атом восстанавливается, а один атом окисляется.Какой какой? Поскольку хлор является очень электроотрицательным атомом, он сильнее притягивает электроны в каждой новой молекуле. Это можно рассматривать как получение электронов (или восстановление). Таким образом, реагент хлор является окислителем в этой реакции, и он подвергается восстановлению с образованием как хлорметана, так и соляной кислоты. И наоборот, метан является классическим восстановителем. Углерод и водород имеют низкую электроотрицательность (по сравнению с хлором), поэтому они охотно отдают электроны хлорам.Молекула метана окисляется во время реакции, так как она меньше притягивает электроны, чем хлор.

                Итоги урока

                Итак, давайте подведем итоги. Окислительно-восстановительные реакции связаны с присоединением и потерей электронов реагентами. Они называются окислительно-восстановительными реакциями или сокращенно . Простой способ запомнить это — использовать мнемонический прием «Лев ЛЕО говорит ГЕР». LEO означает l ose e лектронов o окисление, а GER означает g ain e лектронов r образование.

                При определении окислителей и восстановителей в реакции учитывайте, приобретает ли реагент электроны или теряет. Восстановители теряют электроны, а окислители приобретают электроны. Однако в некоторых случаях электроны являются общими для атомов (например, при ковалентной связи). Когда эти молекулы участвуют в окислительно-восстановительных реакциях, вы должны обратить внимание на неравномерное распределение или притяжение электронов между атомами. Это называется электроотрицательностью. Это поможет вам определить, какое вещество окисляется, а какое восстанавливается.Притяжение можно интерпретировать как приобретение или потерю электронов.

                Результаты обучения

                После этого урока вы должны уметь:

                • Объяснять окислительно-восстановительные реакции
                • Назовите мнемонику этих реакций
                • Опишите, как определить, какой агент является окислителем, а какой восстановителем, когда речь идет о ковалентной связи

                Balancing Redox Reactions – Introductory Chemistry – 1st Canadian Edition

                Цели обучения

                1. Научитесь уравновешивать простые окислительно-восстановительные реакции путем осмотра.
                2. Научитесь уравновешивать сложные окислительно-восстановительные реакции методом половинной реакции.
                3. Используйте растворитель или его части в качестве реагента или продукта для уравновешивания окислительно-восстановительной реакции.

                Уравновешивание простых окислительно-восстановительных реакций может заключаться в простом переключении между продуктами и реагентами. Например, в окислительно-восстановительной реакции Na и Cl 2 :

                Na + Cl 2 → NaCl

                сразу должно быть ясно, что атомы Cl не уравновешены.Мы можем исправить это, поставив перед произведением коэффициент 2:

                .

                Na + Cl 2 → 2 NaCl

                Однако теперь натрий несбалансирован. Это можно исправить, включив коэффициент 2 перед реагентом Na:

                2 Na + Cl 2 → 2 NaCl

                Теперь эта реакция уравновешена. Это было довольно просто; мы говорим, что можем уравновесить реакцию проверкой . Многие простые окислительно-восстановительные реакции можно сбалансировать путем проверки.

                Пример 3

                Сбалансируйте эту окислительно-восстановительную реакцию осмотром.

                SO 2 + O 2 → SO 3

                Решение

                В обеих частях уравнения есть по одному атому серы, поэтому сера уравновешена. Однако сторона реагента имеет четыре атома O, а сторона продукта — три. Очевидно, что нам нужно больше атомов O на стороне продукта, поэтому давайте начнем с включения коэффициента 2 в SO 3 :

                .

                SO 2 + O 2 → 2 SO 3

                Теперь это дает нам шесть атомов O на стороне продукта, а также дисбаланс атомов S.Мы можем сбалансировать оба элемента, добавив коэффициент 2 к SO 2 на стороне реагента:

                2 SO 2 + O 2 → 2 SO 3

                Это дает нам два атома S с обеих сторон и всего шесть атомов O с обеих сторон химического уравнения. Эта окислительно-восстановительная реакция теперь уравновешена.

                Проверь себя

                Сбалансируйте эту окислительно-восстановительную реакцию осмотром.

                Al + O 2 → Al 2 O 3

                Ответить

                4 Al + 3 O 2 → 2 Al 2 O 3

                Первое, что вы должны сделать, столкнувшись с несбалансированной окислительно-восстановительной реакцией, это попытаться сбалансировать ее путем проверки.

                Некоторые окислительно-восстановительные реакции нелегко сбалансировать путем проверки. Рассмотрим эту окислительно-восстановительную реакцию:

                Al + Ag + → Al 3+ + Ag

                На первый взгляд это уравнение кажется сбалансированным: с обеих сторон имеется по одному атому Ag и по одному атому Al с обеих сторон. Однако, если вы посмотрите на общий заряд с каждой стороны, вы увидите дисбаланс заряда: на стороне реагента общий заряд 1+, а на стороне продукта общий заряд 3+. Что-то не так с этим химическим уравнением; несмотря на равное количество атомов с каждой стороны, он не уравновешен.

                Фундаментальным моментом в окислительно-восстановительных реакциях, который ранее не возникал, является то, что общее число потерянных электронов должно равняться общему числу приобретаемых электронов , чтобы окислительно-восстановительная реакция была сбалансированной. Это не относится к реакции алюминия и серебра: атом Al теряет три электрона, чтобы стать ионом Al 3+ , в то время как ион Ag + получает только один электрон, чтобы стать элементарным серебром.

                Чтобы сбалансировать это, мы запишем каждую реакцию окисления и восстановления отдельно, указав количество электронов в каждой из них.По отдельности реакции окисления и восстановления называются полуреакциями. Затем мы будем брать кратные каждой реакции до тех пор, пока количество электронов на каждой стороне полностью не сократится, и объединять половинные реакции в общую реакцию, которая затем должна быть сбалансирована. Этот метод уравновешивания окислительно-восстановительных реакций называется методом половинной реакции. (Есть и другие способы уравновешивания окислительно-восстановительных реакций, но в этом тексте будет использоваться только этот. Причина этого будет рассмотрена в главе 14 «Окисление и восстановление», раздел 14.3 «Применение окислительно-восстановительных реакций: гальванические элементы». )

                В полуреакции окисления участвует алюминий, который окисляется:

                Al → Al 3+

                Эта полуреакция не полностью уравновешена, потому что общие заряды на каждой стороне не равны. Когда атом Al окисляется до Al 3+ , он теряет три электрона. Мы можем явно записать эти электроны как произведения:

                Al → Al 3+ + 3e

                Теперь эта полуреакция уравновешена — как по атомам, так и по зарядам.

                В полуреакции восстановления участвует серебро:

                Ag + → Ag

                Общий заряд не сбалансирован с обеих сторон. Но мы можем исправить это, добавив один электрон со стороны реагента, потому что ион Ag + должен принять один электрон, чтобы стать нейтральным атомом Ag:

                Ag + + e → Ag

                Эта полуреакция теперь также уравновешена.

                При объединении двух полуреакций в сбалансированное химическое уравнение ключевым является то, что общее количество электронов должно компенсировать , поэтому количество электронов, потерянных атомами, равно количеству электронов, полученных другими атомами. Для этого может потребоваться умножить одну или обе полуреакции на целое число, чтобы количество электронов с каждой стороны было равным. С тремя электронами в качестве продуктов и одним в качестве реагента наименьшее общее кратное этих двух чисел равно трем: мы можем использовать одну реакцию с алюминием, но должны взять в три раза больше реакции с серебром:

                Al → Al 3+ + 3e
                3 × [Ag + + e → Ag]

                3 во второй реакции распространяется на все виды в реакции:

                Al → Al 3+ + 3e
                3Ag + + 3e → 3Ag

                Теперь две полуреакции можно сложить так же, как два алгебраических уравнения, со стрелкой в ​​качестве знака равенства.Одинаковые виды по разные стороны стрелки можно отменить:

                Al + 3Ag + + 3e−→Al 3+ + 3Ag + 3e−

                Итоговая сбалансированная окислительно-восстановительная реакция выглядит следующим образом:

                Al + 3Ag + → Al 3+ + 3Ag

                В каждой части химического уравнения по-прежнему есть только один атом Al, но теперь есть три атома Ag, а общий заряд в каждой части уравнения одинаков (3+ для обеих сторон). Эта окислительно-восстановительная реакция сбалансирована. Использование метода половинной реакции потребовало больше усилий, чем проверка, но была получена правильная сбалансированная окислительно-восстановительная реакция.

                Пример 4

                Сбалансируйте эту окислительно-восстановительную реакцию, используя метод полуреакции.

                Fe 2+ + Cr → Fe + Cr 3+

                Решение

                Начнем с записи двух полуреакций. Хром окисляется, а железо восстанавливается:

                Cr → Cr 3+ окисление
                Fe 2+ → восстановление Fe

                Затем мы включаем соответствующее количество электронов с правильной стороны, чтобы сбалансировать заряды для каждой реакции:

                Cr → Cr 3+ + 3e
                Fe 2+ + 2e → Fe

                В первой реакции участвуют три электрона, а во второй реакции участвуют два электрона.Наименьшее общее кратное этих двух чисел равно шести, поэтому, чтобы получить шесть электронов в каждой реакции, нам нужно удвоить первую реакцию и утроить вторую:

                .

                2 × [Cr → Cr 3+ + 3e ] = 2 Cr → 2 Cr 3+ + 6e
                3 × [Fe 2+ + −2e ] 3 Fe 2+ + 6e → 3 Fe

                Мы можем объединить две последние реакции, заметив, что электроны сокращаются:

                2 Cr + 3 Fe 2+ + 6e−→2 Cr 3+ + 3 Fe + 6e−

                Общая сбалансированная окислительно-восстановительная реакция

                2 Cr + 3 Fe 2+ → 2 Cr 3+ + 3 Fe

                Проверь себя

                Сбалансируйте эту окислительно-восстановительную реакцию, используя метод полуреакции.

                O 2− + F 2 → O 2 + F

                Ответить

                2 O 2− + 2 F 2 → O 2 + 4 F

                Многие окислительно-восстановительные реакции протекают в водном растворе — в воде. Благодаря этому во многих случаях H 2 O или фрагмент молекулы H 2 O (в частности, H + или OH ) могут участвовать в окислительно-восстановительной реакции. Таким образом, нам нужно научиться включать растворитель в сбалансированное окислительно-восстановительное уравнение.

                Рассмотрим следующую полуреакцию окисления в водном растворе, который имеет по одному атому Cr с каждой стороны:

                Cr 3+ → CrO 4

                Здесь атом Cr переходит из степени окисления +3 в +7. Для этого атом Cr должен потерять четыре электрона. Начнем с перечисления четырех электронов как произведений:

                Cr 3+ → CrO 4 + 4e

                Но откуда берутся атомы О? Они происходят из молекул воды или общего фрагмента молекулы воды, который содержит атом О: ион ОН .Когда мы уравновешиваем эту полуреакцию, мы должны свободно включать любой из этих видов в реакцию, чтобы сбалансировать элементы. Давайте использовать H 2 O для баланса атомов O; нам нужно включить четыре молекулы воды, чтобы сбалансировать четыре атома O в продуктах:

                4 H 2 O + Cr 3+ → CrO 4 + 4e

                Это уравновешивает атомы O, но теперь в реакцию вводится водород. Мы можем сбалансировать атомы H, добавив ион H + , который является еще одним фрагментом молекулы воды.Нам нужно добавить восемь ионов H + на сторону продукта:

                4 H 2 O + Cr 3+ → CrO 4 + 4e + 8 H +

                Сбалансированы атомы Cr, сбалансированы атомы O и сбалансированы атомы H; если мы проверим общий заряд с обеих сторон химического уравнения, они будут одинаковыми (в данном случае 3+). Эта полуреакция теперь уравновешена, используя молекулы воды и части молекул воды в качестве реагентов и продуктов.

                Реакции восстановления можно уравновесить аналогичным образом. Когда полуреакции окисления и восстановления уравновешены по отдельности, их можно комбинировать так же, как и раньше: взяв кратное количество каждой полуреакции, необходимое для компенсации всех электронов. Другие виды, такие как H + , OH и H 2 O , также могут быть исключены в окончательной сбалансированной реакции.

                Если не указано иное, не имеет значения, добавляете ли вы H 2 O или OH в качестве источника атомов O, хотя реакция может указывать кислый раствор или щелочной раствор в качестве намека на то, какие виды следует использовать. использовать или какие виды следует избегать.Ионы OH не очень распространены в кислых растворах, поэтому в таких обстоятельствах их следует избегать.

                Пример 5

                Сбалансируйте эту окислительно-восстановительную реакцию. Предположим базовое решение.

                MnO 2 + CrO 3 → Mn + CrO 4

                Решение

                Мы начинаем с разделения процессов окисления и восстановления, чтобы мы могли сбалансировать каждую полуреакцию отдельно. Реакция окисления выглядит следующим образом:

                CrO 3 → CrO 4

                Атом Cr переходит из степени окисления +5 в +7 и теряет при этом два электрона. Мы добавляем эти два электрона к стороне продукта:

                CrO 3 → CrO 4 + 2e

                Теперь мы должны сбалансировать атомы O. Поскольку раствор является основным, мы должны использовать OH , а не H 2 O:

                .

                OH + CrO 3 → CrO 4 + 2e

                Мы ввели атомы H в составе реагентов; мы можем сбалансировать их, добавив H + в качестве продуктов:

                OH + CrO 3 → CrO 4 + 2e + H +

                Если мы проверим атомы и общий заряд с обеих сторон, мы увидим, что эта реакция сбалансирована.Однако, если реакция протекает в щелочном растворе, маловероятно, что ионы Н + будут присутствовать в количестве. Чтобы решить эту проблему, нужно добавить дополнительный ион OH к каждой стороне уравнения:

                OH + CRO 3
                1 — + ОН → CRO 4 + 2E + H + H

                Два иона OH слева можно сгруппировать как 2OH . С правой стороны ионы H + и OH можно сгруппировать в молекулу H 2 O:

                2 OH + CrO 3 → CrO 4 + 2e + H 2 O

                Это более подходящая форма для базового раствора.

                Теперь уравновешиваем реакцию восстановления:

                MnO 2 → Mn

                Степень окисления атома Mn меняется с +4 до 0, что требует прироста четырех электронов:

                4e + MnO 2 → Mn

                Затем мы уравновешиваем атомы O, а затем атомы H:

                4E + MNO 2 → MN + 2 ОН
                2 H + + 4E + MNO 2 → MN + 2 OH

                Добавляем по два иона OH с каждой стороны, чтобы удалить ион H + из реагентов; реагенты объединяются, образуя две молекулы воды, а количество ионов OH в продукте увеличивается до четырех:

                2 H 2 O + 4e + MnO 2 → Mn + 4 OH

                Эта реакция сбалансирована для основного раствора.

                Теперь объединим две уравновешенные полуреакции. В реакции окисления два электрона, в реакции восстановления четыре. Наименьшее общее кратное этих двух чисел равно четырем, поэтому умножаем реакцию окисления на 2, чтобы электроны были сбалансированы:

                2 × [2 OH + CRO 3 → CRO — → CRO 4 — + 2E + H 2 O]
                2 H 2 O + 4E + MnO 2 → Mn + 4 OH

                Объединение этих двух уравнений приводит к следующему уравнению:

                4 OH + 2 CRO 3 — + 2 ч 2 O + 4E + MNO 2 → 2 CRO 4 4 + 4E + 2 ч 2 O + Mn + 4 OH

                Четыре электрона компенсируются.То же самое делают две молекулы H 2 O и четыре иона OH . Осталось

                2 CrO 3 + MnO 2 → 2 CrO 4 + Mn

                , который является нашей последней сбалансированной окислительно-восстановительной реакцией.

                Проверь себя

                Сбалансируйте эту окислительно-восстановительную реакцию. Предположим базовое решение.

                Cl + MnO 4 → MnO 2 + ClO 3

                Ответить

                H 2 O + Cl + 2 MnO 4 → 2 MnO 2 + ClO 3 − 9042 + 32 OH

                Ключевые выводы

                • Окислительно-восстановительные реакции могут быть уравновешены наблюдением или методом полуреакции.
                • Растворитель может участвовать в окислительно-восстановительных реакциях; в водных растворах H 2 O, H + и OH могут быть реагентами или продуктами.

                Упражнения

                1. Сбалансируйте эти окислительно-восстановительные реакции путем проверки.

                а) Na + F 2 → NaF

                b) Al 2 O 3 + H 2 → Al + H 2 O

                 

                2. Сбалансируйте эти окислительно-восстановительные реакции путем проверки.

                a) Fe 2 S 3 + O 2 → Fe 2 O 3 + S

                б) Cu 2 O + H 2 → Cu + H 2 O

                 

                3. Сбалансируйте эти окислительно-восстановительные реакции путем проверки.

                a) CH 4 + O 2 → CO 2 + H 2 O

                b) P 2 O 5 + Cl 2 → PCl 3 + O 2

                 

                4.Сбалансируйте эти окислительно-восстановительные реакции осмотром.

                a) PbCl 2 + FeCl 3 → PbCl 4 + FeCl 2

                б) СО 2 + Ф 2 → СФ 4 + ОФ 2

                 

                5. Сбалансируйте эти окислительно-восстановительные реакции методом полуреакции.

                а) Ca + H + → Ca 2+ + H 2

                б) Sn 2+ → Sn + Sn 4+ (Подсказка: обе полуреакции начнутся с одним и тем же реагентом. )

                 

                6. Сбалансируйте эти окислительно-восстановительные реакции методом полуреакции.

                а) Fe 3+ + Sn 2+ → Fe + Sn 4+

                b)  Pb 2+ → Pb + Pb 4+ (Подсказка: обе полуреакции начнутся с одним и тем же реагентом.)

                 

                7. Сбалансируйте эти окислительно-восстановительные реакции методом половинной реакции.

                а) Na + Hg 2 Cl 2 → NaCl + Hg

                b) Al 2 O 3 + C → Al + CO 2

                 

                8.Сбалансируйте эти окислительно-восстановительные реакции методом половинной реакции.

                а) Br + I 2 → I + Br 2

                b) CrCl 3 + F 2 → CrF 3 + Cl 2

                 

                9. Сбалансируйте эти окислительно-восстановительные реакции, происходящие в водном растворе. Используйте любые виды, полученные из воды, которые необходимы; может быть более одного правильного сбалансированного уравнения.

                а) Cu + NO 3 → Cu 2+ + NO 2

                б) Fe + MnO 4 → Fe 3+ + Mn

                 

                10.Уравновесьте эти окислительно-восстановительные реакции, протекающие в водном растворе. Используйте любые виды, полученные из воды, которые необходимы; может быть более одного правильного сбалансированного уравнения.

                a) CrO 3 + Ni 2+ → Cr 3+ + Ni 3+

                b) OsO 4 + C 2 H 4 → Os + CO 2

                 

                11. Сбалансируйте эти окислительно-восстановительные реакции, происходящие в водном растворе. Используйте любые виды, полученные из воды, которые необходимы; может быть более одного правильного сбалансированного уравнения.

                а) ClO + Ti 2+ → Ti 4+ + Cl

                б) BrO 3 + Ag → Ag + + BrO 2

                 

                12. Сбалансируйте эти окислительно-восстановительные реакции, происходящие в водном растворе. Используйте любые виды, полученные из воды, которые необходимы; может быть более одного правильного сбалансированного уравнения.

                a) H 2 O 2 + NO → N 2 O 3 + H 2 O

                б) ВО 2 + + НЕТ → В 3+ + НЕТ 2

                 

                13.Объясните, почему это химическое уравнение не сбалансировано, и сбалансируйте его, если его можно сбалансировать.

                Cr 2+ + Cl 2 → Cr 3+ + 2Cl

                 

                14.  Объясните, почему это уравнение не сбалансировано, и сбалансируйте его, если его можно сбалансировать.

                O 2 + 2 H 2 O + Br 2 → 4 OH + 2Br

                Ответы

                1.

                а) 2 Na + F 2 → 2 NaF

                b) Al 2 O 3 + 3 H 2 → 2 Al + 3 H 2 O

                3.

                a) CH 4 + 2 O 2 → CO 2 + 2 H 2 O

                b) 2 P 2 O 5 + 6 Cl 2 → 4 PCl 3 + 5 O 2 5.

                а) Ca + 2 H + → Ca 2+ + H 2

                б) 2 Sn 2+ → Sn + Sn 4+ 7.

                а) 2 Na + Hg 2 Cl 2 → 2 NaCl + 2 Hg

                б) 2 Al 2 O 3 + 3 C → 4 Al + 3 CO 2 9.

                а) 4 H + + Cu + 2 NO 3 → Cu 2+ + 2 NO 2 + 2 H 2 O в кислом растворе; 2 H 2 O + Cu + 2 NO 3 → Cu 2+ + 2 NO 2 + 4 OH в основном растворе

                б) 24 H + + 3 MnO 4 + 7 Fe → 7 Fe 3+ + 3 Mn + 12 H 2 O в кислом растворе; 12 H 2 O + 3 MnO 4 + 7 Fe → 7 Fe 3+ + 3 Mn + 24 OH в основном растворе

                11.

                а) 2 H + + ClO + Ti 2+ → Cl + H 2 O + Ti 4+ в кислом растворе; H 2 O + ClO + Ti 2+ → Cl + Ti 4+ + 2 OH в основном растворе

                б) 2 H + + BrO 3 + Ag → BrO 2 + H 2 O + Ag + в кислом растворе; H 2 O + BrO 3 + Ag → BrO 2 + Ag + + 2 OH в основном растворе

                13.

                Заряды не сбалансированы должным образом. Правильное сбалансированное уравнение: 2 Cr 2+ + Cl 2 → 2 Cr 3+ + 2 Cl .

                 

                 

                Типы химических реакций — окислительно-восстановительный потенциал

                 

                Далее следует содержание лекции 12. В этой лекции мы рассмотрим числа окисления и уравновешивание реакций окисления и восстановления методом половинной реакции.

                Номера окисления

                Когда мы говорим о том, почему реакции идут в прямом направлении, мы обычно говорим о производстве продукта, который, поскольку он каким-то образом удаляется из раствора (газ, твердое тело, ковалентная система и т.) не позволит реакции изменить свое направление, и поэтому реакция продолжает производить продукт.

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

                Но есть еще один тип реакции, которая также превращает реагенты в продукты, и это окислительно-восстановительная (окислительно-восстановительная) реакция, которая обусловлена ​​необратимым переносом электронов.

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

                Еще одним отличием этих реакций от кислотно-щелочных реакций или реакций осаждения является то, что они не имеют каких-либо очевидных признаков окислительно-восстановительного процесса. Другими словами, нет никаких окислительно-восстановительных символов, таких как твердые (s) или жидкие (l) символы для других типов реакций, чтобы сказать вам, что они из себя представляют.Единственный способ оценить, является ли реакция окислительно-восстановительной реакцией, — это присвоить степени окисления каждому элементу и определить, произошло ли изменение.

                Присвоение номеров окисления осуществляется набором иерархических правил:

                Иерархический означает, что правила, расположенные выше в списке, заменяют собой правила, расположенные ниже.

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

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

                Правило 4 начинается с C 2 H 6 , но затем вы используете правило шесть, чтобы определить степень окисления углерода. Правило 1 снова устанавливает кислород равным нулю, 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 элементов продукта.

                 

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

                Одновременная потеря и приобретение (передача) электронов определяет каждую из этих реакций как окислительно-восстановительную реакцию.

                Вот еще немного инструкции:

                А ТЕПЕРЬ ТЫ ПРАКТИКУЕШЬСЯ…..

                 

                Баланс окислительно-восстановительных реакций

                Как и в случае с другими реакциями, которые мы видели до сих пор, окислительно-восстановительная реакция должна быть сбалансирована, чтобы ее можно было использовать. Но поскольку мы должны учитывать баланс переносимых электронов, а также элементов 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 кислом 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 выполнить:

                i) Присвойте степени окисления каждому элементу.

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

                iii) Сбалансируйте некислородные и водородные элементы

                iv) Сбалансируйте атомы кислорода, добавив H 2 O

                v) Сбалансируйте атомы водорода, добавив H +

                vi) Сбалансируйте заряд с обеих сторон, добавив e- к стороне с большим положительным зарядом

                vii) Умножьте две половинные реакции на коэффициенты так, чтобы e- сократилось:

                viii) Сложите вместе две реакции и отмените ионы и т. д.которые появляются в равных количествах по обе стороны реакции:

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

                 Вот пример выполнения этого процесса:

                 

                Баланс окислительно-восстановительных реакций

                Ниже объясняется, как сбалансировать окислительно-восстановительное уравнение или как проводить окислительно-восстановительные реакции или окислительно-восстановительные реакции в основных растворах.

                • Шаг I: Напишите уравнение несбалансированности.
                • Шаг II: Разделите окислительно-восстановительную реакцию на две полуреакции
                  Присвойте степени окисления каждому атому
                  Найдите и запишите окислительно-восстановительные пары
                  Объедините окислительно-восстановительные пары в две полуреакции Реакции
                  Баланс Все атомы, кроме H 2 и O 2
                  Баланс All O Все O 2
                  Атомы с водой H 2 O
                  Баланс атомов водорода с H +
                  Добавить 1 О  с каждой стороны H +  для основной среды
                • Стадия IV: Сбалансируйте количество электронов
                • Стадия V: В полуреакции сделайте потери электронов равными их приросту
                • 4
                    4
                      4 Шаг VI: Сложите вместе полуреакции
                    • Шаг VII: Упростите уравнение
                      В конце проверьте баланс всех зарядов и элементов. Для простоты для балансировки уравнений также используется онлайн-калькулятор окислительно-восстановительных реакций или калькулятор степени окисления.

                    Как найти степени окисления? Ниже приведены некоторые правила степени окисления:

                    1. Нуль — это степень окисления свободных элементов.
                    2. Заряд иона эквивалентен степени окисления одноатомных ионов.
                    3. Заряд ионов также эквивалентен степени окисления многоатомных ионов.
                    4. Степень окисления водорода равна +1, однако, когда он находится в соединении с каким-либо электроотрицательным элементом, степень окисления меняется на -1.
                    5. Степень окисления кислорода равна -2, а у пероксидов она равна -1.
                    6. Степень окисления углерода варьируется в широких пределах. В CH 4 это -4, а в CO 2 это +4
                    7. Элемент группы 1 имел степень окисления +1.
                    8. Элемент 2 группы имеет степень окисления +2.
                    9. Элемент группы 17 имел степень окисления -1.
                    10. В нейтральном соединении общая степень окисления всех атомов равна нулю.

                     

                    Попробуйте ответить на приведенный ниже тест, чтобы проверить, что вы уже узнали об окислительно-восстановительных реакциях.

                    Следующий

                    Электрохимия и основы окислительно-восстановительных реакций

                    Электрохимия — это область физической химии, которая сосредоточена на взаимодействии между электрическим потенциалом и химическими изменениями. Электрохимия включает в себя такие методы и технологии, как коррозия, электролиз, батареи, топливные элементы, гальваническое покрытие и аккумуляторы.

                    В электрохимии есть две ключевые области:

                    • Химические реакции, в которых используется электричество для образования новых соединений
                    • Химические реакции, в результате которых образуется электричество, например батареи

                    В общем, электрохимия изучает взаимодействие между электричеством и химическими реакциями. Химическая реакция, происходящая при электрохимической реакции, заставляет электроны перемещаться с одной стороны на другую, что известно как окислительно-восстановительные реакции.

                    Фото Kindel Media на Pexels.com

                    Что такое окислительно-восстановительные реакции

                    В электрохимии окислительно-восстановительные реакции представляют собой окислительно-восстановительные химические реакции. Их можно разбить на два отдельных процесса: процесс восстановления и процесс окисления.

                    Реакции окисления и восстановления протекают одновременно в окислительно-восстановительной реакции.Вещество, которое восстанавливается в результате химической реакции, называется окислителем, а окисляющееся вещество – восстановителем.

                    В этой статье объясняются основы окислительно-восстановительных реакций в электрохимии и их основные применения.

                    Как осуществляются окислительно-восстановительные реакции?

                    Окислительно-восстановительные реакции в электрохимии определяются как химические реакции, в которых электроны перемещаются между двумя участвующими в ней реагентами. Этот перенос электронов можно количественно оценить, наблюдая за изменениями в степенях окисления реагирующих частиц.

                    Потеря электронов при увеличении степени окисления данного реагента известна как окисление. Увеличение количества электронов при уменьшении степени окисления данного реагента является восстановлением. Электроноакцепторные частицы, которые обычно подвергаются восстановлению в окислительно-восстановительных реакциях, известны как окислители. Электронодонорные соединения называются восстановителями.

                    Как сбалансировать окислительно-восстановительные реакции

                    Существует два способа уравновешивания окислительно-восстановительной реакции, один из которых заключается в использовании изменения степени окисления окислителя и восстановителя.Другой метод состоит в том, чтобы разделить окислительно-восстановительную реакцию на две полуреакции: одну на окисление, а другую на восстановление.

                    Уравновешивание окислительно-восстановительного потенциала важно, поскольку электроны, которые перемещаются к окислителю от восстановителя, должны быть известны как реагенты. Важно отслеживать уровни электронов, испускаемых восстановителем и улавливаемых окислителем, чтобы обеспечить правильный баланс уравнений. Сбалансированные уравнения важны, поскольку они соответствуют закону сохранения материи. Этот закон гласит, что в любой замкнутой системе количество вещества должно оставаться постоянным.

                    Применение окислительно-восстановительных реакций в электрохимии

                    Окислительно-восстановительные реакции имеют множество промышленных и бытовых применений, одним из которых является генерация постоянного тока. Батарея, обычно используемая для создания постоянного тока, использует окислительно-восстановительную реакцию для выработки электрической энергии.

                    Батареи и гальванические элементы, используемые в повседневной жизни, также основаны на окислительно-восстановительных реакциях. Одним из примеров являются аккумуляторные батареи, которые используются для обеспечения электрических потребностей в транспортных средствах. Platypus Tech поставляет готовые к заказу узорчатые электроды, а также индивидуальные решения, которые можно использовать в качестве площадок для окислительно-восстановительных реакций.

                    Использование кремниевых пластин в электрохимии

                    Кремниевые пластины

                    могут быть разработаны для повышения способности нести заряд и могут служить электродами в широком диапазоне приложений в электрохимии. Если вы хотите узнать больше о том, как кремниевые пластины используются в электрохимии, свяжитесь с командой Platypus Technology для получения экспертного совета сегодня.

                    .

                Добавить комментарий

                Ваш адрес email не будет опубликован.

                2015-2019 © Игровая комната «Волшебный лес», Челябинск
                тел.:+7 351 724-05-51, +7 351 777-22-55 игровая комната челябинск, праздник детям челябинск