Классификация овр

Межмолекулярные ОВР – это реакции, в ходе которых переход электронов происходит между частицами различных веществ.

Внутримолекулярные ОВР - когда окислитель и восстановитель одно и тоже вещество, но изменяют степень окисления в нём атомы различных элементов.

Диспропорционирование – когда атомы или ионы одного и того же элемента, содержащиеся в одной молекуле, являются и окислителем, и восстановителем.

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

Составление уравнений ОВР

1. Метод электронного баланса

Составляют комбинацию из уравнений, соответствующих процессам восстановления и окисления, после чего при необходимости уравнения умножают на целые числа с тем, чтобы число «отданных» восстановителем электронов стало равным числу электронов, «принятых» окислителем.

2. Метод полуреакций или ионно-электронный.

А) Если исходные соединения или ионы содержат больше атомов кислорода, чем продукты реакции, то в кислых растворах избыток кислорода связывается ионами водорода с образованием молекул воды, а в нейтральных и щелочных растворах – молекулами воды с образованием гидроксид ионов.

Б) Если исходные соединения содержат меньше атомов кислорода, чем продукты реакции, то недостаток кислорода восполняется в кислой и нейтральной средах за счёт молекул воды с образованием ионов водорода, а в щелочной среде – за счёт гидроксид ионов, с образованием молекул воды.

Восстановительный (редокс) потенциал – количественная мера окислительно-восстановительной способности вещества. Величина потенциала зависит от:

- природы окислительной и восстановительной формы сопряженной ОВР пары

- соотношения концентраций окисленной и восстановленной форм данной сопряженной ОВ пары

- температура

- Ph

31. Сравнительная сила окислителей и восстановителей. Прогнозирование направления редокс-процессов по величинам редокс-потенциалов. Константа окислительно-восстановительного процесса.

Сравнительная сила окислителей и восстановителей

При погружении Ме в раствор, содержащий ион этого же Ме, на поверхности раздела фаз образуется двойной слой и возникает скачок равновесного потенциала – электродный потенциал. Полученная система Ме+раствор называют электродом.

Количественной характеристикой редокс-систем, в которых и окислитель, и восстановитель находятся в растворенном состоянии, является редокс-потенциал. Чем больше величина редокс-потенциала, тем сильнее окислитель и слабее сопряженный ему восстановитель. Сильный окислитель вступает в реакции с большим числом восстановителей, чем слабый, и/или вызывает более глубокое окисление восстановителей.

Прогнозирование направления редокс-процессов по величинам редокс-потенциалов

Окислительно-восстановительный потенциал является мерой окислительно-восстановительной способности веществ. Значение стандартных потенциалов пар указаны в справочных таблицах.

Стандартные потенциалы электродов (Е°), выступающих как восстановители по отношению к водороду, имеют знак «-», а знак «+» имеют стандартные потенциалы электродов, являющихся окислителями.

Металлы, расположенные в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов, образуют электрохимический ряд напряжений металлов: Li, Rb, К, Ва, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

В ряду редокс-потенциалов отмечают следующие закономерности.

1. Если стандартный редокс-потенциал пары отрицателен, например φ°(Zn2+(р)/Zn°(т)) = -0,76 В, то по отношению к водородной паре, потенциал которой выше, данная пара выступает в качестве восстановителя (реакции окисления).

2. Если потенциал пары положителен, например φ°(Сu2+(р)/ Cu(т)) = +0,345 В по отношению к водородной или другой сопряженной паре, потенциал которой ниже, данная пара является окислителем (реакции восстановления).

3. Чем выше алгебраическая величина стандартного потенциала пары, тем выше окислительная способность окисленной формы и ниже восстановительная способность восстановленной формы этой пары. Снижение величины положительного потенциала и возрастание отрицательного соответствует падению окислительной и росту восстановительной активности. Например:

F₂⁰ + 2c + 2F^– ; φ°(F₂⁰ / 2F^–) = + 2,87 B – выражена окислительная тенденция.

H₂⁰ + 2e^– = 2H ; φ°(H₂⁰ / 2H) = – 2,23 В – выражена восстановительная тенденция.