Окислительно - восстановленные реакции

Слайд #1

План Ведение. Основные термины. Расчет переменной степени окисления. Окислители и восстановители. Электронный баланс.

Слайд #2

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов (атомов). Степень окисления (СО) – условный электрический заряд, возникающий на атоме при образовании химической связи за счет смещения электронов к более электроотрицательному элементу.

Слайд #3

АТОМЫ РАЗНЫЕ ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬ-НОСТИ НЕ РАВНЫ КОВАЛЕНТНАЯ ПОЛЯРНАЯ СВЯЗЬ +δ И ─δ – УСЛОВНЫЙ ЗАРЯД – СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ ЭО(Li)=1,0 < ЭО(H)=2,2 Li+ → H─ МОЛЕКУЛА ПОЛЯРНАЯ

Слайд #4

Mg0 + Ag+N+5O─23 → → Mg+2O + N02 + O2 + Ag0 1) Mg0 + 2Ag+NO3 = Mg+2(NO3)2 + Ag0   Mg0 - восстановитель Ag + - окислитель 2)2Mg(N+5O─23)2= 2MgO + 2N02 + 5O02 N+5 - окислитель O─2 - восстановитель

Слайд #5

Элементы с постоянной СО: H+, Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, Be+2, Mg+2, Ca+2, Sr+2, Zn+2, Ag+, Cd+2, Ba+2, Hg+2, Al+3, Si+4, O─2, F─ . ИСКЛЮЧЕНИЯ: гидриды Li+H─, перекиси H+→O─ ─ O─←H+ Переменная СО: H+2Sx, H+2SxO─23, H+2SxO─2 4 (+1)•2 + х = 0 х = 0- 2 х = -2 (+1)•2 +(-2)•3 +х =0 х = 0 – 2 + 6 х = +4 (+1)•2 + (-2)•4 +х = 0 х = 0 – 2 + 8 х = +6

Слайд #6

Окисление – отдача электронов: Mg0 - 2ē → Mg+2 S─2 - 2ē → S0 Восстановление – принятие электронов: Ag+ + ē → Ag0 N+5 + 5ē→ N0 восстановители окислители

Слайд #7

Типы ОВР: 1. Межмолекулярные: N02 + 3H02 = 2N─3H+3 Ок-ль Вос-ль 2. Внутримолекулярные: Pb(N+5O─23)2 → PbO + N+4O2 + O02 Ок-ль Вос-ль 3. Диспропорционирование: 4H3P+3O3 = 3H3P+5O4 + P─3H3 Ок-ся и вос-ся

Слайд #8

«Фараонова змея»: 2Hg(NCS)2 = 2HgS + C3N4 + CS2 CS─22 + 3O02 = CO─22 + 2S+4O2 Электронный баланс: S─2 -6ē → S+4 – окисление, восстановитель O02 + 4ē → 2O─2 - восстановление, окислитель 12 – наименьшее общее кратное 2 3

Слайд #9

Для окисления или восстановления в стандартных условиях: ΔG0 = - nF 0 n – кол-во ē; F = 96480 Кл/моль – const Фарадея; 0 - стандартный окислительно-восстановительный потенциал реакции, В. Ag+ + ē → Ag ΔG0 = - 1(96480) (+0,80) = -77184 Дж/моль < 0 Fe 2+ + 2ē → Fe ΔG0 = - 2(96480) (-0,41) = 79113 Дж/моль > 0 Р-ция самопроизвольно протекает в прямом направлении Р-ция самопроизвольно НЕ протекает в прямом направлении

Слайд #10

Направление самопроизвольного протекания ОВР: Полуреакция с большим значением 0 – всегда ОКИСЛИТЕЛЬ! Полуреакция с меньшим значением 0 – всегда ВОССТАНОВИТЕЛЬ! PbO2 + 4H+ + 2ē = Pb2+ + 4H2O Br2 + 2ē = 2Br─ 0 = 1,455В 0 = 1,065В > 2Br─ + PbO2 + 4H+ = Pb2+ + Br2 + 2H2O Вос-ль Ок-ль

Слайд #11

Возможно ли протекание реакции в прямом направлении? 2NaCl + Fe2(SO4)3 = 2FeSO4 + Cl2 + Na2SO4 2Cl─ + 2Fe3+ = 2Fe2+ + Cl2 Cl2 + 2ē = 2Cl─ Fe3+ + ē = Fe2+ 0 = 1,36 B 0 = 0,77 B > Cl2 – окислитель! Fe2+ - восстановитель! 2Cl─ + 2Fe3+ ≠