Основные понятия и законы химии

2. Со Н=+1, за исключением гидроксидов металла.

3) СО О=-2, за исключением пероксида водорода со щелочными металлами.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Само правило: сумма степеней окисления атомов входящих в состав молекулы равна нулю, а в ионах заряду этих ионов.

Процесс окисления – это отдача электронов, сопровождающаяся повышением степени окисления.

  Процесс восстановления - это присоединение электронов, сопровождающаяся понижением СО.

  Вещество в  состав которого входит элемент отделяющий электрон, называется восстановителем. В процессе отдачи электрон восстанавливается, окисляется.

  Вещество в  состав которого входит элемент способный присоединять электроны, называется окислителем.

В процессе присоединения электрон окисляется, восстанавливается.

 

Методы составления уравнений ОВР.           

1. Метод электронного  баланса основан на сравнении  степеней окисления атома одного  и того же элемента в исходных  веществах и в продуктах реакции. Число элктронов отданных восстановителем должно равняться числу электронов присоединенных окислителем.

2. Метод полуреакций или электронносеонный метод основан на электро-ионных уравнениях, в которых записываются ионы, молекулы реально существующие  в водном растворе и содержащие элемент меняющий СО.

   При этом  учитывают степень диссоциации: сильные электролиты записываются  в виде катиона и аниона, слабые  электролиты, осадки газа, в виде  молекул.

   Этот метод  является наиболее универсальным, так как учитывает реальную  форму ионов и кислотность  среды.

  Для того, чтобы учесть эти факторы необходимо использовать правила:

I) Если в полуреакции количество атомов кислорода в исходных веществах, больше чем в продуктах, то в кислой среде образуется вода. Если среда нейтрально щелочная, то образуется ОН анионы.

 

 

 

 

II) Если число атомов кислорода меньше в исходных веществах, чем в продуктах, то в кислой и нейтральной среде недостаток кислорода пополняется из воды, а в щелочной среде из ОН инионов.

 

 

 

Типы ОВР  

1. Межмодекулярные – это ОВР в ходе которых, изменяется степень окисления атома элементов входящих в состав разных веществ.

 

 

 

 

 

2. Внунтре-молекулярные реакции – это реакции в ходе которых изменяется степень окисления атомов разных элементов одного и того же вещества или реакции распада вещества.

 

 

 

 

 

3. Самоокисление, самовосстановление ил диспропорционирование – это реакции в ходе которых изменяется степень окисления одного и того же элемента.

 

 

 

 

 

 

4. Комнутации – реакции внутремолекулярного окисления, восстановления, в результате которых происходит выравнивание степени окисления атомов одного и того же элементов.

 

 

 

 

 

 

 

Количественная характеристика ОВР.

   При взаимодействии простых веществ, количественной характеристикой является электроотрицательность. Элемент у которого она больше является окислителем ,а у которого меньше восстановителем.

 

 

 

 

 Для реакции протекающей в водных средах количественной характеристикой для определения окислителя и восстановителя является окислительные и восстановительные потенциалы.

Потенциал – это разность потенциалов или значение потенциала между металлом и электролитом.

  Равновесным ОВП называют потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия окислительно восстановительной или электронной реакции, и соответствует обратимому протеканию процесса.

  Стандартным ОВП  или электронный потенциал – это потенциал данной реакции, при концентрации всех веществ, участвующих в реакции равных 1.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Уравнение Нернста.

 Зависимость значения электронного потенциала от концентрации окисленной и восстановленной форм вещества и температуры выражается уравнением Нерста.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Электронные потенциалы не являются неизменными. Они зависят от соотношения концентрации окисленной и восстановленной форм вещества от температуры, природы растворителя, рН среды.

   Электронные  потенциалы всех веществ выражены  по так называемой водородной  шкале. Они измерены относительно  системы.

 

 

Все электроны процесса принято располагать в ряд по величине их стандартного потенциала в порядке возрастания их алгебраической величины, получая ряд напряжений для металлов.

  Величины и  ряд стандартных электронных  потенциалов позволяет количественно  оценить:

1. ОВ акстивность веществ вступающих в реакцию.

2. Направление  реакции.

3. Глубину протекания  реакции.

1) Чем меньше  алгебраическая величина стандартного  окислительно восстановительного потенциала, тем сильнее выражены восстановительные свойства системы, то есть она легче отдает электроны и наоборот, чем больше значение L, тем активнее данная система проявляет окислительные свойства, то есть легче присоединяет электроны.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2. Окислительно восстановительная реакция самопроизвольно протекает в выбранном направлении, если потенциал окислителя больше потенциала восстановителя ил из разность больше 0.

 

  Это значит, что реакция протекает в прямом  направлении. Разность потенциалов  или напряжение в гальванической  цепи – это максимальное значение  разности потенциалов, соответствующая  обратимому равновесному протеканию  реакции при токе = 0.

 

 

3. Интенсивность, вероятность протекания окислительно восстановительной реакции в соответствии с законами химической термодинамики определяется по изменению изобарно изотермического потенциала Гиббса.

 

 

Интенсивность, глубина протекания реакции тем больше ,чем более положительны разность потенциалов и чем более отрицательна G.

Взаимосвязь между характеристиками выраженными соотношением