Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

Внутримолекулярные окислительно- восстановительные реакции

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции

Ок-ль и вос-ль нах-ся в разных в-вах; обмен электронами в этих р-ях происходит между различными атомами или молекулами:

S⁰ + O₂⁰ ® S⁺⁴O₂^-2

S - восстановитель; O₂ - окислитель

Сюда же относятся р-ции между в-ми, в кот атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления

2H₂S^-2 + H₂S⁺⁴O₃ ® 3S⁰ + 3H₂O

Во внутримолек р-ях ок-ль и вос-ль находятся в одной и той же молекуле. Внутримолек р-ции протекают при термич разложении в-в, содержащих окислитель и восстановитель.

2KCl⁺⁵O₃^-2 ® 2KCl^-1 + 3O₂⁰­Cl⁺⁵–ок-ль;О^-2–вос- Диспропорционирование - ОВР, в кот один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.

Cl₂⁰ + 2KOH ® KCl⁺¹O + KCl^-1 + H₂O

Электронный баланс - метод нах-я коэфф в ур-ях ОВР, в кот рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою ст ок-я. Число электронов, отданное вос-лем равно числу электронов, получаемых окислителем. Уравнение составляется в несколько стадий:

1. Записывают схему реакции.

KMnO₄ + HCl ® KCl + MnCl₂ + Cl₂­ + H₂O

2.Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые меняются.

KMn⁺⁷O₄ + HCl^-1 ® KCl + Mn⁺²Cl₂ + Cl₂⁰­ + H₂O

3.Выделяют элементы, изменяющие ст ок-я и опред число электронов, приобретенных ок-лем и отдаваемых вос-лем.

Mn⁺⁷ + 5ē ® Mn⁺²

2Cl^-1 - 2ē ® Cl₂⁰

4.Уравнивают число приобрет и отдаваемых е-, устанавливая коэфф для соед, в кот присутствуют элементы, изменяющие ст ок-ия.

2Mn⁺⁷ + 10Cl^-1 ® 2Mn⁺² + 5Cl₂⁰

5.Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции.

2KMn⁺⁷O₄ + 16HCl^-1 ® 2KCl + 2Mn⁺²Cl₂ + 5Cl₂⁰ + 8H₂O

Электронно-ионный баланс (метод полуреакций) метод нахождения коэфф, в котрассм-ся обмен е- между ионами в р-ре с учетом х-ра среды:

2Cl^1-– 2ē ®	Cl2^0
MnO4^1- + 8H^+	+ 5ē ®	Mn^2+ + 4H2O
7+		2+

10Cl^- + 2MnO₄^1- + 16H⁺ ® 5Cl₂⁰­ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

(для уравнивания ионной полуреакции используют H⁺, OH^- или воду)

Если изменение энергии Гиббса<0- то р-ция в прямом направлении.В школе изучение ОВР начинается в 8ом классе в теме растворы.

9. Электролиты – это вещества, которые проводят эл. ток если они находятся в растворенном или расплавленном состояниях. Носителями электричества в растворе являются анионы(-), катионы(+). При растворении солей, кислот, оснований в воде происходит диссоциация этих веществ с образованием эл. заряженных частиц катионов и анионов. Эл проводимость водных растворов пропорционально общей концентрации ионов в растворе.

i - изотонический коэффициент – показывает, во сколько раз осмотическое давление данного раствора больше нормального.

∆Т_кип=i * K_E*C_m

Аррениус ввел понятие степень электролитической диссоциации α – это отношение числа продиссоциирующих молекул на ионы к общему числу молекул.

α = (i-1)/(k-1) k – это число от2 до 4

электролитическая диссоциация вызывается взаимодействием полярных молекул растворителя с частицами растворимого вещества. Это взаимодействие приводит к поляризации связей и происходит образование ионов за счет ослабления и разрыва связей в молекулах растворяемого вещества.

электролиты:

а) сильные - = 1: сильные кислоты,сильные основания, все соли – вещества которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы.

б) слабые - < 1: слабые кислоты, слабые основания, вода – вещества, частично диссоциирующие на ионы.

Константа диссоциации является важной характеристикой слабых электролитов так как указывает на прочность их молекул в данном растворе (для сильных электролитов константы диссоциации отсутствуют).

Закон разбавления Освальда: с уменьшением концентрации раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается

Изучение темы начинается в 8 классе в теме р-ры и продолжается углубляться на протяжении всего курса изучения химии в школе, особенно внимание уделяется в 10ом классе в теме химия р-ров.Здесь более подробно описывается тэд.

Дата добавления: 2015-06-28