Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Основные типы ОВР. Типичные окислители и восстановители. Составление уравнений ОВР методом электронного и ионно-электронного баланса

Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции — это реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.

Типы : Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, Диспропорционирование — реакции, в которых атомы с промежуточной степенью окисления превращаются в эквимолярную смесь атомов с более высокой и более низкой степенями окисления, Репропорционирование — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления.

Типичные восстановители: H2 Zn AL Ca C

Типичные окислители: Zn2 O2 CI2 Br2 S

Метод ионно- электронного баланса: использует частицы(молекулы, ионы), которые реально существуют в растворе.

Электродный потенциал. Понятие о двойном электрическом слое и скачке потенциала на границе металл-раствор соли металла. Водородный электрод как электрод сравнения. Схема измерения электродного потенциала. Стандартные электродные потенциалы для металлов (ряд напряжений металлов). Уравнение Нернста.

Электро́дный потенциа́л — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита).

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.

Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:

1. Чем более отрицателен электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность.

2. Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов солей те металлы, которые стоят в электрохимическом ряду напряжений металлов после него.

3. Все металлы, имеющие отрицательный стандартный электродный потенциал, т. е. находящиеся в электрохимическом ряду напряжений металлов левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.

--Стандартные потенциалы электродов, выступающих как восстановители по отношению к водороду, имеют знак “-”, а знак “+” имеют стандартные потенциалы электродов, являющихся окислителями.

Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными потенциалами окислительно-восстановительных пар.

, где R — универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K);

T — абсолютная температура;

F — число Фарадея, равное 96485,35 Кл/моль;

n — число молей электронов, участвующих в процессе;

a ox и a red — активности соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции.

Окислительно-восстановительные системы с инертными электродами. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы и оценка направления самопроизвольного протекания ОВР. Выбор окислителей и восстановителей с учетом стандартных потенциалов.

Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными потенциалами окислительно-восстановительных пар.

, где R — универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K);

T — абсолютная температура;

F — число Фарадея, равное 96485,35 Кл/моль;

n — число молей электронов, участвующих в процессе;

a ox и a red — активности соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции.

Первое слагаемое в правой части уравнения Нернста – это стандартный окислительно-восстановительный потенциал, т.е. потенциал, измеренный или чаще вычисленный при стандартных условиях.

Любая запись уравнения ОВР предполагает определенный выбор окислителя в левой части уравнения. Если в стандартных условиях этот окислитель сильнее, реакция пойдет в прямом направлении, если нет – в обратном.

Комплексные соединения. Основные положения координационной теории. Строение комплексного соединения: комплексообразователь, лиганды, внешняя и внутренняя сфера. Координационное число и степень окисления иона-комплексообразователя. Заряд комплексного иона

Комплексные соединения — это частицы, которые образуются в результате присоединения к данному иону, называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами.

Основные положения координационной теории. В молекуле любого комплексного соединения один из ионов, обычно положительно заряженный, занимает центральное место и называется комплексообразователем (центральным ионом). Вокруг него в непосредственной близости расположено (координировано) некоторое число противоположно заряженных ионов или нейтральных молекул, называемых лигандами и образующих внутреннюю координационную сферу. Остальные ионы находятся на более далеком расстоянии от центрального иона и составляют внешнюю координационную сферу.

Комплексообразователи – это вещества, образующие в водных растворах комплексы с ионами щелочноземельных (магний, кальций) и других (железо и др.) металлов, снижают жесткость воды и предотвращают инкрустацию тканей (отложение карбоната кальция).

Лига́нд — атом, ион или молекула, непосредственно связанная с одним или несколькими центральными (комплексообразующими) атомами металла в комплексном соединении.

Лиганды, непосредственно связанные с комплексообразователем, образуют вместе с ним внутреннюю сферу комплекса.

Ионы, нейтрализующие заряд внутренней сферы, но не связанные с комплексообразователем ковалентно, образуют внешнюю сферу комплексного соединения.

Важнейшей характеристикой комплексообразователя является количество химических связей, которые он образует с лигандами, или координационное число.

------Чаще всего комплексообразователем служит атом элемента в положительной степени окисления.

Отрицательные условные ионы (т.е. атомы в отрицательной степени окисления) играют роль комплексообразователей сравнительно редко. Это, например, атом азота(-III) в катионе аммония [NH4]+ и т.п.

Атом-комплексообразователь может обладать нулевой степенью окисления. Так, карбонильные комплексы никеля и железа, имеющие состав [Ni(CO)4] и [Fe(CO)5], содержат атомы никеля(0) и железа(0).

Заряд комплексного иона я вычисляла на лабораторной работе по химии.