Главная | Обратная связь

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

ОВР сопровождаются изменением степени окисления элементов

Zn⁰+2H₂⁺¹SO₄+H₂⁰↑

Zn-восстановитель, т.к. Zn-2e=Zn²⁺ окисление

H⁺-окислитель Т.к. 2H⁺+2e=H₂ восстановление

Степень окисления элемента в соединении – заряд иона, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит из ионов

Для соединений с ковалентной связью общая электронная пара полностью переходит к более электроотрицательному элементу. А для простых молекул делится пополам.

S⁰, Cr⁰, Al⁰; Na₂⁰, Cl₂⁰, O₂⁰; Na⁺¹Cl^-1; K⁺¹Br^-1; H⁺¹₂O^-2: H⁺¹₂O₂^-1 (H⁺¹-O^-1-O^-1-H⁺¹)

В химических соединениях алгебраическая сумма степеней окисления элементов равна 0, а для иона – его заряду.

Только окислительные свойства проявляются только Ft, O₂, а так же элементы высшей степени окисления.

Только восстановительные свойства проявляют металлы и элементы низшей степени окисления

Окислительные и восстановительные свойства проявляют только элементы промежуточной степени окисления.

При составлении уравнения ОВР пользуются 2мя методами:

1. метод электронного баланса
2. ионно-электронный метод

Оба метода основаны на том, что в ОВР число электронов, отдаваемых восстановителем = числу электронов, присоединяемых окислителем, это одни и те же электроны.

При выводе ОВР часто встречаются с проблемой, когда содержание О₂ в окисленной и восстановленной форме разное в зависимости от характера среды и проблемы поступают следующим образом:

	Избыток О2	Недостаток О2
Кислая среда	O2-+2H+=H2O	H2O =O2-+2H+
Щелочная (нейтральная) среда	O2-+ H2O=2OH—	2OH— =O2-+ H2O

 

1.Задана кислая среда: брать (получать): Н⁺, Н₂О; нельзя брать (получать): OH^—

2.Задана щелочная среда: брать (получать): OH^—, Н₂О; нельзя брать (получать): Н⁺

3.Задана щелочная среда: брать (получать): Н₂О; нельзя брать (получать): OH^—, Н⁺

4.Вывод среды: брать (получать): Н⁺(OH^—); нельзя брать (получать): Н₂О

Если среда выводится кислая, берётся H₂SO₄, т.к. это сильная кислота и в отличии от соляной и азотной она не будет участвовать в ОВР.

Если среда выводится щелочная, то берут КОН или NaOH, т.к. это сильные основания и они не дают осадков

5.Реакция диспропорционирования (окислитель и восстановитель одно и то же вещество)

6.Среда одновременно окислитель или восстановитель

Термохимия

Химические реакции всегда сопровождаются выделением или поглощением энергии в виде тепла, света, электричестве, т.е. превращением химической энергии в другие виды.

Для количественного сопоставления энергетических эффектов их, путём пересчёта, приводят к одному виду энергии – тепловой.

Раздел химии, изучающий изменение тепла в ходе химической реакции, называется термохимия.

Для реакций, которые идут при постоянном давлении и температуре обозначают ΔН и называют энтальпия. (V, T)=const, ΔU-внутренняя энергия.

Реакции бывают:

- экзотермические (выделение тепла в окружающую среду, ΔН<0)

- эндотермические (поглощение тепла из окружающей среды; ΔН>0)

Т.к. тепловой эффект реакции зависит от внешних условий, то его принято определять при стандартных условиях: T=298K (25˚C), P=101,3 кПа (1 ат, 760 мм рт. ст.), ΔН˚₂₉₈ ΔU˚₂₉₈. [ΔН; ΔU]= Дж(кал)/кДж(ккал).

Химические уравнения, записанные с указанием теплового эффекта, называют термохимическими; в них принято указывать агрегатное и аллотропическое состояние.

Тепловой эффект всегда относится к взаимодействию того числа молей, которое указано в уравнении реакции.

Тепловой эффект образования одного моля сложного вещества из простых называется энтальпией образования. ΔН_обр; ΔН_f ; ΔН_обр˚₂₉₈

[ΔН˚_обр]=Дж/моль

Чем больше ΔН˚_обр вещества, тем оно прочнее.

ΔН˚_обр практически всех известных веществ экспериментально найдены и содержатся в справочниках.

Не все вещества однако можно синтезировать из простых в условиях, позволяющих производить калориметрические измерения (измеряют калориметром)

Однако ΔН˚_обр можно найти и косвенным путём, пользуясь основным законом термохимии, законом Гесса

«Тепловой эффект реакции не зависит от пути процесса, а определяется только начальным и конечным состоянием системы.» Закон справедлив только если процесс идёт при (Р, Т)=const, или (V, P)=const.

Следствия закона Гесса:

1. термохимические уравнения можно складывать и вычитать алгебраически.
2. тепловой эффект прямой реакции равен тепловому эффекту обратной реакции с противоположным знаком.
3. (закон Лавуазье-Лапласса, открыт за 60 лет до закона Гесса) если в результате ряда преобразований система приходит в исходное состояние, то тепловой эффект такого процесса равен нулю.
4. тепловой эффект реакции равен разности между суммой ΔН образования продуктов реакции и суммой ΔН образования исходных веществ с учётом стехиометрических коэффициентов (коэффициентов перед формулой данного вещества уравнения реакции)