Как определить где восстановитель а где окислитель: «Как определить восстановитель и окислитель?» – Яндекс.Кью

Содержание

Окислители и восстановители, окисление и восстановление. Химия, 8–9 класс: уроки, тесты, задания.











1.

Выбери процесс


Сложность:
лёгкое

1


2.

Окисление или восстановление


Сложность:
лёгкое

1


3.

Окисление и восстановление


Сложность:
лёгкое

1


4.

Окислитель или восстановитель


Сложность:
среднее

2


5.

Окислитель и восстановитель


Сложность:
среднее

2


6.

Допиши схему окислительно-восстановительного процесса


Сложность:
среднее

2


7.

Является ли реакция окислительно-восстановительной?


Сложность:
сложное

3


8.

Определи окислитель


Сложность:
сложное

4


9.

Определи степень окисления


Сложность:
сложное

4

14. Степень окисления химических элементов. Окислитель и восстановитель. Окислительно-восстановительные реакции.

Степень окисления химических элементов. Окислитель и восстановитель. Окислительно-восстановительные реакции.

Теоретические сведения

Степень окисления — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций. 

Она указывает на состояние окисления отдельного атома молекулы и представляет собой лишь удобный метод учёта переноса электронов: она не является истинным зарядом атома в молекуле.

Степень окисления соответствует числу электронов, которое следует присоединить к положительному иону, чтобы восстановить его до нейтрального атома, или отнять от отрицательного иона, чтобы окислить его до нейтрального атома:

Al3+ + 3ē  → Al

S2− − 2ē → S 

Степень окисления указывается сверху над символом элемента. В отличие от указания заряда иона, при указании степени окисления первым ставится знак, а потом численное значение, а не наоборот.

Степень окисления (в отличие от валентности) может иметь нулевое, отрицательное и положительное значения, которые обычно ставятся над символом элемента сверху.

Окислители и восстановители

Окислитель – это вещество, которое содержит элемент в максимальной степени окисления. В окислительно – восстановительной  реакции окислитель принимает электроны, при этом степень окисления понижается. Процесс принятия электронов называется процессом восстановления.

А0 + nē →   Аn-

элемент (вещество) А — окислитель

процесс восстановления

Типичные окислители: H2SO4, HNO3, KMnO4, K2CrO4, K2Cr2O7, O2, F2, O3, Cl2, CrO3

Восстановитель – это вещество, которое содержит элемент в минимальной степени окисления. В окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдает электроны, при этом степень окисления повышается. Процесс отдачи электронов называется процессом окисления.

А0 — nē →   Аn+

восстановитель

процесс окисления

Типичные восстановители: Ме, h3S, C (кокс), Si, CO.

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ).

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электроновокисление. При окислении степень окисления повышается.

Процесс присоединения электроноввосстановление. При восстановлении степень окисления понижается.

Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны — восстановителями.

Химические реакции в свете электронной теории. Окислительно-восстановительные реакции 10 класс онлайн-подготовка на

Окислительно-восстановительные реакции — ОВР

Окислительно-восстановительные реакции — это химические реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления у атомов реагирующих веществ. При этом некоторые частицы отдают электроны, а некоторые получают.

ОВР протекают с участием окислителя и восстановителя, и состоят из двух противоположных процессов:

1. Окисление — процесс отдачи электронов (восстановитель отдает электроны окислителю, восстановитель окисляется — окислитель восстанавливается).

2. Восстановление — процесс присоединения электронов (окислитель присоединяет электроны от восстановителя, окислитель восстанавливается — восстановитель окисляется).

Окислители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые принимают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления окислителя понижается, а окислители при этом восстанавливаются.

Восстановители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые отдают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления восстановителя повышается и восстановители при этом окисляются.

Классификация окислительно-восстановительных реакций:

Межмолекулярные реакции протекают с изменением степени окисления разных элементов из разных реагентов. При этом образуются разные продукты окисления и восстановления.

Внутримолекулярные реакции – это такие реакции, в которых разные элементы из одного реагента переходят в разные продукты.

Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) – это такие реакции, в которых окислитель и восстановитель – один и тот же элемент одного реагента, который при этом переходит в разные продукты. Реакции контрдиспропорционирования.

Репропорционирование (конпропорционирование, контрдиспропорционирование) – это реакции, в которых окислитель и восстановитель – это один и тот же элемент, который из разных реагентов переходит в один продукт. Реакция, обратная диспропорционированию.

Методы составления окислительно-восстановительных реакций (ОВР):

  • метод электронного баланса, метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций) и другие.

Среда протекания реакции позволяет определить состав и форму существования остальных продуктов ОВР. Основной принцип — продукты образуются такие, которые не взаимодействуют с реагентами.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции, в которых происходит изменение степени окисления элементов, образующих молекулы реагирующих веществ.

Так как изменение степени окисления атома может произойти только в результате присоединения или отдачи электронов, то окислительно-восстановительные реакции можно определить как реакции, в которых происходит переход электронов от одних атомов к другим.

Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями, а сам процесс отдачи электронов называется окислением. При окислении степень окисления элемента повышается.

Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями, а процесс присоединения электрона называется восстановлением. При восстановлении степень окисления элемента понижается.

Уравнения, которые выражают процессы окисления и восстановления, называются электронными уравнениями.  Окисление всегда сопровождается восстановлением, а восстановление – окислением.

В процессе ОВР восстановитель окисляется, а окислитель – восстанавливается.

Признаки окислительно-восстановительных реакций:

  • когда в ней участвуют или в результате ее образуются простые вещества – металлы и неметаллы;
  • когда в результате реакции изменяется состав ионов, входящих в состав реагирующих веществ;
  • в большинстве случаев, когда число исходных веществ не равно числу продуктов реакции.

Окислительно-восстановительные реакции подчиняются не только закону сохранения массы, но и закону сохранения электрического заряда, согласно которому число электронов, отданных в данной реакции восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем.

Поэтому расстановку коэффициентов в уравнениях окислительно – восстановительных реакций осуществляют с таким расчетом, чтобы наступил баланс по электронам.


 

Автор: Метельский А.В.
Источник: Метельский А.В., Химия в Экзаменационных вопросах и ответах, Минск, изд. «Беларуская энцыклапедыя», 1999 год
Дата в источнике: 1999 год

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) | Подготовка к ЦТ и ЕГЭ по химии

Характерной особенностью окислительно-восстановительных реакций являет­ся изменение степени окисления, по меньшей мере двух атомов: окисление одного (потеря электронов) и восстановление другого (при­соединение электронов).

Окисление и восстановление — два полупроцесса, самостоятельное существование каждого из которых невозможно, но их одновременное протекание обес­печивает прохождение окислительно-восстановительного процесса.

Вещества, содержащие атомы, которые понижают свою степень окисления и присоединяют электроны, называются окислителями, а вещества, содержащие ато­мы, которые повышают степень окисления и отдают электроны — восстановителями.

Еще есть такое шутливое правило:

окислитель — грабитель,

восстановитель — потерпевший.

Если в роли окислителей и восстановителей выступают простые вещества, названия реаген­тов совпадают с названиями атомов, изменяющих свои степени окисления. Так, в реакции

2Na + Cl2 = 2NaCl

окислителем является простое вещество — хлор, поскольку оно со­держит атомы хлора, присоединяющие электроны, а восстановите­лем — металлический натрий, содержащий атомы натрия, которые отдают электроны.

В реакции

K2Cr2O7 + 3K2SO3 + 4H2SO4 = Cr2 (SО4) 3 + 4K2SO4 + 4H2O

окислителем является дихромат калия, в который входят атомы хрома, присоединяющие электроны, а восстановите­лем — сульфит калия, в который входят атомы серы, отдающие электроны.

Существуют несколько типов окислительно-восстановительных ре­акций.

  1. Межмолекулярные окислительно-восстанови­тельные реакции — атомы, изменяющие свои степени окисления, находятся в разных по своей химической приро­де атомных или молекулярных частицах. Меж­молекулярные процессы составляют наибольшую часть окислительно-восстановительных реакций.
  2. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реак­ции — атомы, изменяющие свои степени окисления, находятся в одной и той же молекулярной частице:

2KNO3 = 2KNO2 + О2

В этом случае атомы азота, изменяющие степень окисления от +5 до +3, принимают электроны, а атомы кислорода, степень окис­ления которых меняется от -2 до 0, их отдают.

Среди внутримолекулярных окислительно-восстановительных ре­акций выделяют реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления). Они сопровождаются одновременным увели­чением и уменьшением степени окисления атомов одного и того же элемента, первоначально находящихся в одном определенном сос­тоянии. Например, атомы хлора из степени окисления 0 переходят как в степень окисления –1 (KCl), так и в состояние +5 (KClO3):

Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O

В реакциях усреднения происходит изменение сте­пени окисления одного и того же элемента с образовани­ем одной и той же молекулы:

2H2S + H2SO3 = 3S + 3H2O

Составление окислительно-восстановительных реакций сводится к подбору коэффициентов при окислителе и восстановителе. Главная закономерность — в окислитель­но-восстановительных процессах общее число электронов, присоединяемых окислителем, равно общему числу элек­тронов, отдаваемых восстановителем. Следует пользоваться примерно таким алгоритмом подбора коэффициентов (метод электронного баланса).

  1. Написать схему уравнения без коэффициентов, то есть указать исход­ные вещества и продукты реакций.
  2. Найти элементы, изменяющие степень окисления, и цифрами над символами этих элементов указать степень окисления.
  3. Указать процессы окисления и восстановления с учетом количества атомов элементов, участвую­щих в этих процессах
  4. Определить основные коэффициенты при окисли­теле и восстановителе. Вводят дополнительные множители, устанавливающие электронный баланс. Их подбирают по правилу нахождения наименьшего общего кратного и получают стехиометрические коэффициенты при окислителе и восстано­вителе.
  5. Расстав­ляют коэффициенты перед прочими реагентами.
  6. Проверяют число атомов водорода и кислорода в левой и правой частях уравнения и определяют число участвующих в реакции молекул воды.

 

Например:

+2         +5         +3                      +6       +4

FeS2 + HNO3 = Fe(NO3) 3 + H2SO4 + NO2 + H2O

Записываем полуреакции окисления и восстановления:

+2           +3                           -1              +6

Fe – e = Fe ,                        2S – 14e = 2S,  и далее:

+3      +6          +5         +4

FeS2 – 15e = Fe + 2S,          N + e = N

 

Общее кратное 15, ставим его перед NOв левой части уравнения, подбираем прочие коэффициенты:

FeS2 + 18HNO3 = Fe(NO3) 3 + 2H2SO4 + 15NO2 + 7H2O

И несколько примеров расстановки коэффициентов методом электронного баланса из заданий ЕГЭ и ЦТ:

Также вы можете посмотреть ВИДЕО-уроки на эту тему:

И выполнить задания из ЦТ и ЕГЭ на эту тему вы можете здесь

А также вы можете получить доступ ко всем видео-урокам, заданиям реального ЕГЭ, ЦТ и РТ с подробными видео-объяснениями, задачам и всем материалам сайта кликнув здесь «Получить все материалы сайта»

Потенциал восстановления окислителя или окисления восстановителя





    Под действием окислителя или восстановителя в структуре редокс-индикатора происходят изменения, вызывающие изменение окраски. Таким образом в растворе редокс-индикатора существует равновесие между окисленной и восстановленной формами, имеющими разную окраску, которое сдвигается при изменении потенциала системы  [c.115]








    Известно, что степень протекания реакции слева направо определяется константой (равновесия, так как переход электронов в окислительно-восстановительной реакции происходит лишь до тех пор, пока существует разность потенциалов. Реакция окисления-восстановления переходит в состояние равновесия, когда разность потенциалов становится равной нулю, т. е. в данном состоянии (в состоянии равновесия) потенциалы окислителя и восстановителя становятся одинаковыми, равными. Например, при равновесии для реакции восстановления перманганата калия ионом Ре2+ потенциал окислителя равен потенциалу восстановителя т. е. [c.348]

    Все рассматриваемые уравнения, выражающие величину ОВ-потенциала, были выведены для простейших реакций, когда кроме окислителя и восстановителя в реакции не участвуют другие компоненты. В наиболее общем случае под знаком логарифма должны находиться равновесные концентрации (активности) всех участвующих в реакции соединений. Иными словами, в уравнении (VII,77) ПОД окисленной формой следует понимать все ионы раствора в правой стороне уравнения реакции (а), а под восстановленной — все ионы раствора слева от знака равенства. Так, для какой-либо реакции типа [c.257]

    Важнейшие сопряженные окислительно-восстановительные пары, используемые в качестве титрантов в методах окислительно-восстановительного титрования, приведены в табл. 3.10. В качестве показателя титрования следует рассматривать потенциал в точке перегиба Ец (см. стр. 73), вычисляемый по уравнению (3.4.17). Чем выше (ниже) потенциал окислительно-восстановительной пары, тем больше веществ можно оттитровать окислителем (восстановителем) соответствующей системы. Окисление или восстановление воды (образование О2 или Н2 см. табл. 3.10) сильными окислителями или восстановителями не происходит вследствие того, что эти процессы обычно сильно заторможены (см. стр. 51). Однако при помощи каталитически действующих веществ можно вызывать выделение кислорода или водорода. Часто нужно считаться также с мешающими индукционными эффектами, которые нельзя предсказать по величине самого потенциала. [c.81]

    Окислительно-восстановительная реакция включает в себя два конкурирующих процесса восстановление и окисление. Поэтому ЭДС реакции зависит от окислительно-восстанови-тельных или электродных потенциалов ф, характеризующих энергию (или электрическое напряжение), с которой и окислитель, и восстановитель удерживают электроны, и определяется их разностью. Так как окислитель отбирает электроны у восстановителя, то его потенциал должен быть больше потенциала восстановителя ф , и тогда [c.239]

    С увеличением pH электродный потенциал смещается в отрицательную сторону. Так, при pH 7 потенциал водородного электрода Е (Н /Н) = -0,413 В, а при pH 14 Е (Н /Н) = -0,826 В. Устойчивость окислителей и восстановителей в водной среде зависит от их редокс-потенциала в конкретных условиях (температура, концентрация окисленной и восстановленной форм и pH среды). [c.288]

    Наиболее распространено определение электродного потенциала методом окисления—восстановления [15]. В основе метода лежат окислительновосстановительные реакции. Окислители и восстановители различаются своей силой, которая определяется потенциалами ф и фр, температурой и концентрацией раствора. Если электрод погрузить в раствор, содержащий окислитель или восстановитель, то окислитель присоединяет к себе некоторое число электронов от металла, образуя фу, а восстановитель отдает некоторое число электронов металлу, образуя фо (рис, 5). Электрод заряжается положительно. Чем более сильными окислительными свойствами обладает раствор, тем выше становится положительный заряд электрода. Потенциал, до которого заряжается электрод при погружении его в данный растЬор, является мерой окислительной активности и характеризует электродный потенциал данного металла в данном растворе. [c.14]

    Для успешного разделения смеси веществ, так же как в осадочной хроматографии, необходимо, чтобы колонка была заполнена каким-либо носителем, способным удерживать как окислитель или восстановитель, так и продукты окисления (восстановления), а вещества разделяемой смеси должны обладать различными, окислительно-восстановительными потенциалами, причем окислительно-восстановительный потенциал окислителя должен быть выше окислительно-восстановительного потенциала всех компонентов разделяемой смеси. [c.135]

    Диаграмма позволяет ориентироваться в силе окислителей или восстановителей. Чем выше окислительно-восстановительный потенциал, тем сильнее окислительные свойства ионов в окисленной форме и ниже восстановительные свойства ионов в восстановленной форме. Например, МпОГ — очень сильный окислитель, а Мп + — очень слабый восстановитель, в то время как Са — очень сильный восстановитель, а Са + — очень слабый окислитель. [c.14]

    Протекание окислительно-восстановительной реакции в данном направлении возможно лишь тогда, когда потенциал восстановления используемого окислителя больше потенциала окисления используемого восстановителя. [c.93]

    Вторая пара имеет больший потенциал, следовательно, присутствующий в ней окислитель будет играть роль окислителя в суммарном процессе, восстановителем же в нем будет 2п — восстановитель из сопряженной пары с меньшим потенциалом. Каждую полуреакцию в таблицах стандартных восстановительных потенциалов принято записывать как полуреакцию восстановления окисленной формы, следовательно, в суммарном процессе полуреакция восстановления окислителя пойдет в прямом направлении, а полуреакция окисления восстановителя — в обратном. Соответственно, разность потенциалов для суммарного процесса получается вычитанием потенциала полуреакции с участием восстановителя из потенциала полуреакции с участием окислителя. Для окисли-тельно-восстановительной реакции в элементе Даниэля — Якоби эта разность 0,34 — (-0,76) = 1,10 В положительна и равна приведенному выше экспериментальному значению. [c.214]








    На рис. 48 показана наиболее характерная часть кривой титрования 0,1 н. раствора сульфата железа (II) 0,1 н. раствором сульфата церия (IV) [10% остатка Ре -ионов и 10% избытка стандартного раствора 0(804)2]. Как видно из рис. 48, кривая окислительно-восстановительного титрования напоминает кривые, получаемые в методе нейтрализации. В начале титрования, когда в титруемом растворе находится значительное количество восстановителя, кривая изменяется плавно, даже при добавлении значительных количеств реактива величина Е изменяется медленно. Вблизи точки эквивалентности наблюдается резкое изменение потенциала даже при прибавлении малых количеств реактива. По резкому скачку кривой титрования устанавливают точку эквивалентности, которая не всегда лежит на середине скачка. Характер кривых в методах окисления—восстановления не зависит от разбавления раствора, если стехио-метрические коэффициенты у окислителя и восстановителя одинаковы. [c.185]

    В тех случаях, когда в уравнении реакции при превращении -окисленной формы в восстановленную имеются стехиометрические коэффициенты, не равные единице, они входят в уравнение Нернста в качестве показателей степени для соответствующих концентраций. Кроме того, часто превращение окисленной формы в восстановленную сопровождается глубоким изменением состава иона окислителя или восстановителя, что происходит при участии в реакции ионов водорода,, тогда величина потенциала электрода будет также зависеть и от концентрации ионов Н+ в растворе. В этих случаях уравнение Нернста приобретает следующий вид  [c.187]

    Процесс окисления органических веществ не может быть охарактеризован только расходом кислорода. По современным воззрениям окисление и восстановление — это потеря или присоединение электронов. Вещество, теряющее отрицательные заряды, окисляется, получающее их — восстанавливается. Таким образом окислительно-восстановительные процессы могут протекать без участия как кислорода, так и водорода, хотя в природе обычно окислителем является кислород, а восстановителем— водород. Наличие окислителя и восстановителя в среде создает окислительно-восстановительную систему, в которой перенос электронов будет продолжаться до тех пор, пока не установится одинаковая концентрация окисленной и восстановленной форм или, другими словами, не выровняется окислительно-восстановительный потенциал. [c.186]

    В любом СОСТОЯНИИ бесконечно малое изменение равновесного значения потенциала вызывает бесконечно малый переход электроактивного вещества из одной формы в другую. Так как является постоянной при данных условиях, значение окислительно-восстановительного потенциала Е определяется отношением активностей окисленной и восстановленной форм (рис. 1). Согласно Кларку [45], возникновение электродного потенциала обусловлено непосредственным обменом электронами между окислителем и восстановителем. Эта реакция имеет константу равновесия  [c.230]

    Формирование зоны первого компонента осуществляется под влиянием двух окислителей окислителя, входящего в состав смеси, наполняющей колонку, и продукта окисления второго компонента. Например, при пропускании через колонку, состоящую из смеси окиси алюминия и перйодата натрия, как окислителя, раствора солей двухвалентных железа и марганца сначала окисляется Ре2+ до Ре + -и образует вверху колонки буро-желтую зону гидроокиси железа, затем образуется зона двуокиси марганца МпОг, которая имеет высокий окислительно-восстановительный потенциал. По мере фильтрования смеси этих катионов МпОа все время восстанавливается ионами Ре + до Мп2+, который и перемещается вниз, где вновь окисляется перйодатом натрия. Формирование зоны второго компонента осуществляется только за счет окислительного действия хроматографирующей смеси. В отсутствие способности к восстановлению продукта окисления второго компонента за счет первого компонента анализируемой смеси, разделение компонентов осуществиться не может, и произойдет образование смешанной зоны. Разделение восстановителей, а также окисление отдельных ионов, можно наблюдать на ряде окислительных хроматографирующих смесей окиси алюминия и перйодата натрия, окиси алюминия и висмутата натрия, окиси алюминия и двуокиси свинца, окиси алюминия и персульфата аммония, окиси алюминия и перманганата калия. В качестве носителей, кроме окиси алюминия, применяют также кварцевый песок, силикагель, анионит МН. [c.384]

    Так как под действием излучения окислители в воде восстанавливаются, а восстановители окисляются, продолжительное облучение должно привести концентрации окисленной и восстановленной формы любого растворенного вещества к определенному соотношению. Это соотношение должно зависеть от окислительно-восстановительного потенциала данной системы, от вида излучения, от концентрации перекиси водорода в растворе и т. д. После того как это стационарное состояние будет достигнуто по отношению к растворенным веществам, водород и перекись водорода или кислород должны, однако, продолжать выделяться из раствора, поскольку радикалы, которые при других обстоятельствах вызывали бы обратную реакцию, будут использованы в реакциях с окислителем и восстановителем в растворе. [c.89]

    Мы рассмотрели три типа электродов металл в растворе его соли, инертный металл, поверхность которого насыщена каким-либо газом, в растворе ионов того же элемента и инертный металл в растворе окислителя или восстановителя. Легко видеть, что никакого принципиального различия между этими тремя типами нет они отличаются лишь по своему оформлению. Во всех случаях причиной возникновения скачка потенциала является окислительно-восстановительный процесс, происходящий на поверхности электрода и приводящий к образованию двойного электрического слоя. При равновесии продолжается протекание двух противоположных по смыслу процессов (окисления и восстановления), но идущих с равными скоростями. Более положительным значениям потенциала отвечает большая окислительная способность раствора. [c.220]

    Если к раствору какого-либо восстановителя (или окислителя) прибавить 1—2 капли раствора того или иного окислительно-восстановительного индикатора, то установится соответствующее окислительному потенциалу раствора отношение между концентрациями окисленной и восстановленной форм индикатора. При этом раствор приобретет соответствующую данному отношению окраску. Если такой раствор титровать каким-либо окислителем (или восстановителем), то величина окислительного потенциала Е будет изменяться. Соответственно будет меняться также и отношение Однако, как и для индикаторов метода нейтра- [c.362]

    При реакциях окисления—восстановления в качестве индикаторного электрода чаще всего используют электроды из индифферентного металла (платины, золота). При реакциях нейтрализации индикаторными могут служить различные электроды, потенциал которых зависит от величины pH (например, водородный, хингидронный, сурьмяный и др.). Выбор электрода зависит от условий титрования, наличия в растворе загрязнений, присутствия окислителей или восстановителей, интервала изменения pH во время титрования, а также от удобства работы. [c.216]

    Поскольку окислительный потенциал системы (смеси окисленной и восстановленной форм) в определенных границах не зависит от разбавления, чувствительность индикатора к определенному окислительному потенциалу зависит не от общего количества окислителя и восстановителя, а только от их отношения. [c.136]

    Все эти соединения каталитически активны благодаря их способности к обратимому восстановлению (или окислению), т. е. способности восстанавливаться (или окисляться) нри комнатной температуре любым другим (также обратимым) восстановителем (или окислителем) с более положительным (или более отрицательным) потенциалом. Эта обратимость часто связана с электродной активностью, т. е. способностью окисляться (или восстанавливаться) инертным электродом подходящего потенциала. [c.231]

    Из всех указанных состояний окисления самым неустойчивым является V» ионы У + восстанавливают катионы водорода. Соединения V более устойчивы, но и они являются довольно сильными восстановителями. Соединения ванадия (V) — сильные окислители, но только в сильнокислых растворах при повышении pH значение потенциала восстановления сильно уменьшается. [c.401]

    Кривые титрования по методу окисления — восстановления. Наиболее четко связь между системами титруемого или соответственно титрующего веществ и степенью оттитровывания т проявляется при титровании по методу окисления — восстановления. В этом случае т рассматривают в качестве параметра, являющегося функцией потенциала. Соединения, содержащие элементы, способные существовать в нескольких степенях окисления, перед титрованием следует перевести в одно определенное окислительное состояние. Если предположить, что окислительно-восстановительная система состоит только из окисленной или только из восстановленной формы, то по уравнению Нернста (см. стр. 50) это соответствует бесконечной величине потенциала, что практически неосуществимо. Благодаря способности очень многих веществ к окислению или восстановлению всегда имеется возможность изменения другой окислительно-восстановительной системы (хотя бы, например, за счет окисления или восстановления воды). Несмотря на то что концентрация сопряженных окислителя и восстановителя в этом случае все еще остается исчедающе малой, она все-таки составляет конечную величину. Поэтому значение потенциала в начальной точке кривой окислительно-восстановительного титрования непосредственно по уравнению Нернста определить нельзя. Дальнейшее описание окислительно-восстановительного, равновесия при титровании по реакцииЯ [c.64]

    Мерой окислительной способности атомов или ионов служит сродство к электрону, выраженное в электрон-вольтах. Мерой восстановительной способности служит потенциал ионизации, выраженный также в электрон-вольтах. Чем больше окислительно-восстановительный потенциал данной пары частицы (например, I2/2 I или ZnVZn ), тем более сильный окислитель — окисленная форма и тем более слабый восстановитель — восстановленная форма. [c.108]

    Классификация Э. проводится по природе окислителей и восстановителей, к-рые участвуют в электродном процессе. Э. 1-го рода наз. металл (или неметалл), пофуженный в электролит, содержащий ионы этого же элемента. Металл Э. является восстановленной формой в-ва, а его окисленной формой — простые или комплексные ионы этого же металла (см. Электрохимическая кинетика). Напр., для системы Си Си» + 2е, We е — электрон, восстановленной формой является Си, а окисленной — ионы Си . Соответствующее такому электродному процессу Нернста уравнение для электродного потенциала Е имеет ввд  [c.424]

    Окисления-восстановления методы (оксидиметрия, от нем. оху(11геп — окислять и. ..метрия) —титриметрические методы в аналитической химии, основанные на реакциях окисления-восстановления. В процессе титрования изменяется окислительно-восстановительный потенциал системы, вблизи точки эквивалентности наблюдается резкое изменение потенциала. О.-в. м. классифицируют в зависимости от применяемого в данной реакции раствора вещества — окислителя или восстановителя. К О.-в. м. относятся перманганометрия, цериметрия, хромато.метрия, иодо-метрия и др. [c.92]

    Простейшая электрохимическая ячейка состоит из дву электродов, разделенных проводником второго рода (ионньи проводником или электролитом). Электродом называют прово ник первого рода, находящийся в контакте с ионным прово ником. На границе между этими проводниками возникав скачок потенциала, называемый электродным потенциалом. И электродах протекают реакции окисления восстановителя (н анодах) и восстановления окислителя (на катодах). [c.6]

    Поскольку отношение коэффициентов диффузии окислителя и восстановителя очень близко к единице, потенциал полуволны обратимой реакции очень тесно связан со стандартным потенциалом соответствующей реакции. Потенциал полуволны независимо от того, измерен ли он по катодной, по анодной волне или по волне, которая является частично катодной, а частично анодной, после введения поправки на i должен быть равен нормальному электродному потенциалу реагирующей системы. Если вещество вначале полярографируют в окисленной форме, а затем в восстановленной и получают идентичные потенциалы полуволны, которые соответствуют нормальному потенциалу той же системы, определенному потенциометр ически, то это служит очень хорошим критерием обратимости данной системы. Потенциалы полуволны не зависят от концентрации электроактивного вещества, так как в точке полуволны отношение концентраций окисленной и восстановленной форм «на поверхности электрода имеет одно и то же постоянное значение. Это значение близко к единице независимо от концентраций в объеме раствора. Поскольку потенциалы разложения зависят от концентрации, в сводках полярографических окислительных и вое- [c.345]

    Ионы, реагирующие с данным окислителем или восстановителем, должны иметь, соответстгенно, меньший нли больший потенциал окисления или восстановления их находят в схеме раздела 1.5. [c.42]

    Направление редоксреакций определяется разностью окислительновосстановительных потенциалов реагирующих веществ (ЭДС). При контакте окислителя с несколькими восстановителями (и наоборот), одновременно присутствующими в растворе, в первую очередь окисляется (или восстанавливается) то вещество, у которого разность потенциалов (ЭДС реакции) между окислителем и восстановителем наибольшая. В редокско-лонке значение окислительно-восстановительного потенциала реакции будет определять пе только последовательность окисления (восстановления), но и порядок расположения зон в хроматограмме. В верхней части окислительной колонки, модифицированной окислителем, будет располагаться продукт реакции окисления—восстановления, образовавшийся в первую очередь, т. е. с наибольшим значением окнслительно-восстано-вительного потенциала, в нижней — продукт реакции с наименьшим значением окислительно-восстановительного потенциала реакции. На восстанавливающей колонке, модифицированной восстановителем, продукты реакции располагаются в обратном порядке. Рассчитав ЭДС соответствующих редоксреакций, можно предположить порядок расположения зон. Порядок расположения зон в хроматограммах зависит от концентрации разделяемых ионов, концентрации окислителя или восстановителя и pH раствора, а поэтому указанной выше закономерности но мере нрохожде-ния раствора через колонку может и не наблюдаться. [c.127]

    До сих нор речь шла главным образом о потенциалах систем, составленных из комплексных соединений. Полезно обратить внимание на то, что величина о-в потенциала системы отнюдь не определяет скорости взаимодействия соответствующих комнонентов системы с другими окислителями и восстановителями. Это вполне закономерно, так как термодинамика не иредонределяет кинетику процесса. Поэтому нет ничего странного в том, что, нанример, иодонла-тинат восстанавливается целым рядом реагентов быстрее, чем хлороплатинат, хотя о-в потенциал хлороплатиновой системы гораздо выше. Вообще, скорость восстановления одного и того же вещества (и, в частности, комплексного иона) различными восстановителями, как и скорость окисления разными окислителями, может быть весьма различной, в зависимости от тонкого механизма процесса. [c.409]

    В результате поглощения кванта света образуется фотовозбуж-денный хлорофилл, который в зависимости от условий среды может быть или окислителем, или восстановителем. В фотосинтезирующих организмах он окисляется, отдавая электрон первичному акцептору, который в свою очередь уже без воздействия света передает электрон через ряд переносчиков молекуле СО2. Образовавшаяся окисленная форма хлорофилла — его катион-радикал ХЛ+ восстанавливается благодаря переносу электрона от Н2О также по цепи переносчиков. Тем самым восстановление СО2 и окисление Н2О оказываются сопряженными. В целом процесс идет против градиента окислительно-восстановительного потенциала. [c.6]


ХиМиК.ru — § 5. Окислительно–восстановительные реакции

Все процессы неорганической химии можно
разбить на два типа: а) идущие без изменения валентности реагирующих элементов
и б) идущие с изменением валентности. К первому из
них относятся различные случаи обменного разложения, уравнения которых обычно
весьма просты. Ко второму типу относятся реакции вытеснения и ряд иных, часто
очень сложных химических процессов. Для быстрого и правильного составления их
уравнений необходимо овладеть специально разработанной методикой.

Реакции второго типа называются
окислительно–восстановительными или, сокращенно (но не вполне точно), реакциями
окисления. Первоначально под окислением понималось только присоединение к
веществу кислорода, под восстановлением – его отнятие. Понятия «окисление» и
«восстановление» можно, однако, обобщить, если принять во внимание, что
кислород почти всегда оттягивает к себе электроны от соединяющегося с ним элемента.
Вследствие этого сущность окисления состоит в потере электронов окисляющимся
веществом. Наоборот, при восстановлении оно получает обратно отданные ранее
электроны., Следовательно, сущность восстановления состоит в присоединении
электронов восстанавливающимся веществом.

Для дальнейших рассуждений несущественно,
переходят ли электроны с одного атома на другой вполне (ионная связь) или же
только более или менее оттягиваются (полярная связь). Поэтому при разборе
материала данного параграфа мы будем говорить об отдаче или присоединении
электронов независимо от действительного типа валентной связи. В общем,
следовательно, окислительно–восстановительные реакции можно определить как
процессы, связанные с переходом электронов от одних атомов к другим.

Рассмотрим ряд соединений хлора:

НСl Сl2 Сl2 О Сl2 О7

В НСl хлор отрицательно одновалентен. В
молекуле Сl2 ни один , из атомов не оттягивает электронов больше
другого; следовательно, заряд каждого из них равен нулю. В Сl2 О хлор снова одновалентен, но уже положительно.
В Cl2 O7хлор положительно семивалентен. Схематически все это можно
обозначить так:

Говоря о переходе хлора из состояния А в
состояние Г, можно сказать, что он отдает восемь электронов, при переходе от В
к Г – шесть электронов, от Б к Г – семь электронов. Наоборот, при переходе от Г
к В каждый хлор присоединяет шесть электронов, от Г к Б – семь электронов, от Г
к А – восемь электронов. Вещество, в состав которого входит элемент,
присоединяющий электроны, называется окислителем; вещество, содержащее элемент, отдающий
электроны– восстановителем.

1) Соотношение
между понятиями «восстановитель» и «окислитель» может быть наглядно выражено
схемой: восстановитель <=> электроны <=> окислитель. Простейшей
окислительно–восстановительной системой является установка для электролиза
(рис. 101). В ней катод отдает ионам электроны, т. е является восстановителем,
а анод их с ионов снимает, т. е. функционирует как окислитель. Следует
отметить, что из всех имеющихся в распоряжении химии окислительно–восстановительных
методов электролиз является самым мощным и универсальным.

2) При работах с
окислителями и восстановителями удобно пользоваться их нормальными
концентрациями. Под нормальным раствором окислителя или восстановителя понимают
раствор, содержащий в литре один окислительный эквивалент, т. е. часть
грамм–молекулы, отвечающую одному присоединяемому или отдаваемому каждой
молекулой электрону. Например, при применении в качестве окислителя НСlO3,
восстанавливающейся до НСl, валентность хлора изменяется от +5 до –1, т. е.
один его атом (а следовательно, и одна молекула НСlO3 ) присоединяет 6 электронов.

 

 Поэтому
нормальный раствор НClO3, как окислителя, будет содержать в литре 1/6 грамм–молекулы (а как кислоты – одну
грамм–молекулу). Все обозначения концентраций остаются такими же, как и при
нормальных растворах кислот и оснований (V § 5).

Для составления
уравнения окислительно–восстановительной реакции прежде всего необходимо знать
химические формулы вводимых в нее веществ и получающихся продуктов. Первые мы,
естественно, знаем, вторые же должны быть установлены либо специальным
химическим исследованием, либо прямо на основании известных свойств элементов.
Так как, однако, окислительно–восстановительные процессы протекают обычно в
водных растворах, непосредственно определить, входит ли вода в реакцию или,
наоборот, получается в ее результате, часто бывает невозможно, и это выясняется
лишь в процессе составления уравнения.

Простейшим
примером окислительно–восстановительного процесса может служить любая реакция
вытеснения (V § 8). Ниже рассматривается несколько
более сложная реакция взаимодействия раствора хлорноватой кислоты с
элементарным фосфором.

Исследование
продуктов этой реакции показывает, что в результате взаимодействия образуются Н3РО4
и НСl. Следовательно:

НСlО3 + Р => Н3 РО4 + НСl (I)

Найдя заряды
меняющих валентность элементов и надписав их над последними, имеем:

HCl+5O3 + P0 => H3P+5O4 + HCl–1 (II)

Из уравнения (II) видно, что валентность хлора изменилась
от + 5 до –1. Следовательно, НСlO3 является окислителями одна ее молекула (точнее, хлор) в
процессе реакции присоединяет шесть электронов. С другой стороны, валентность
фосфора изменилась от 0 до +5. Следовательно, фосфор является восстановителем и
каждый его атом отдает пять электронов. Отмечая это под соответствующими
веществами, имеем:

Но все молекулы веществ и уступающих в
реакцию и получающихся электронейтральны. Поэтому общее число электронов,
отданных в процессе реакции восстановителем, должно быть равно общему числу
электронов, присоединенных окислителем. Отсюда находим основные коэффициенты
уравнения – коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Теперь проверяем число атомов каждого
элемента в обеих частях уравнения и расставляем соответствующие коэффициенты
(начинать проверку целесообразно с элементов, изменяющих в процессе реакции
свою валентность; водород и особенно кислород, если они не входят в уравнение в
свободном состоянии, следует обычно проверять последними). Уравняв при помощи
коэффициентов число атомов Сl и Р в обеих частях, приходим к следующему выражению:

5НСlО3 + 6Р = 6Н3 РО4 + 5НСl (V)

Проверяя водород, видим, что в правой
части уравнения его значительно больше, чем в левой. Так как свободный водород
в систему не вводился, это значит, что в реакции участвовала вода. Поэтому
окончательно имеем:

5НСlО3 + 6Р + 9Н2 О
= 6Н3РО4 + 5НСl (VI)

Проверяя кислород, убеждаемся в том, что
уравнение составлено правильно.

Формулируя вкратце разобранное выше,
приходим к следующей логической последовательности мысленных операций при
составлении уравнений окислительно–восстановительных реакций (попутно в
качестве более сложного примера рассмотрено взаимодействие между As2 S3 и HNO3 ):

I. Устанавливаем формулы веществ, получающихся в
результате реакции:

As2 S3 + HNO3 = H3 AsO4
+ H2 SO4 + NO

II. Определяем валентность элементов, изменяющих ее
в процессе реакции, до и после нее:

III. Подсчитываем число электронов, отдаваемое
молекулой восстановителя и присоединяемое молекулой окислителя:

IV. Находим основные коэффициенты, т. е.
коэффициенты при окислителе и восстановителе:

V. Проверяем число атомов каждого элемента (пока
без водорода и кислорода) в начальных и конечных продуктах реакции и уравниваем
его, расставляя коэффициенты:

3As2 S3 + 28HNO3 = 6H3 AsO4 + 9H2 SO4 + 28NO

VI. Проверяем водород и находим число молекул воды,
участвующей в реакции:

3As2 S3 + 28HNO8 + 4Н2 О = 6H8 As04
+ 9H2 SO4 + 28NO

VII. Проверяем кислород и убеждаемся в том, что
уравнение составлено правильно.

Само собой
разумеется, что нет надобности переписывать реакцию несколько раз, и все
указанные выше операции производятся последовательно с одним и тем же
уравнением (при некотором навыке– в уме). Признаком правильности расставленных
коэффициентов является равенство числа атомов каждого элемента в обеих частях
уравнения.

Упражнения. Закончить следующие схематические
уравнения:

1) Sb2 S5
+ HNO3 = H3 Sb04
+ H2 SO4 + NO

2) FeSO4
+ KClO3 + H2 SO4
= Fe(SO4)3 + KCl

3) HOCl + Br2
= НВrО3 + HCl

4) НСlO3 + HCl = >Cl2

Разобранная
выше методика составления уравнений окислительно–восстановительных реакций
непосредственно применима к большинству практически встречающихся процессов.
Однако в некоторых специальных случаях требуются дополнительные пояснения.
Важнейшие из этих случаев рассмотрены ниже.

А) Если число
электронов, отдаваемое восстановителем, и число электронов, присоединяемое
окислителем, имеют общий наибольший делитель, то оба числа делят на него при
нахождении основных коэффициентов. Например, для реакции

основными
коэффициентами будут не 8 и 6, а 4 и 3. Наоборот, если число участвующих в
реакции электронов нечетно, а в результате ее должно получиться четное число
атомов, основные коэффициенты удваивают. Так, при реакции

основными
коэффициентами будут не 3 и 1, а 6 и 2.

Упражнения.
Закончить следующие схематические уравнения:

1) НСlO3 + H2S => H2SO4
+ HCl

2) FeSO4 + HNO3 + H2 SO4 => Fe2 (SO4 )3 + NO

3) HClO4 +SO2 => H2 SO4 + HCl

4) FeCl3 + HJ => J2 + FeCl2 + НСl

Б) Окислитель
или восстановитель расходуется также на связывание получающихся продуктов.

Например,
рассуждая –по–предыдущему, находим, что при реакции (по стадиям I–IV уже
проведенной)

на каждые 3
молекулы восстановителя – Fe(NO3 )2
нужно затратить одну молекулу окислителя – HNO3 . Однако из сопоставления веществ левой и правой
частей уравнения видно, чта, кроме того, при переходе Fe(NO3 )2 в Fe(NO3 )3 на каждую молекулу восстановителя
требуется затратить одну молекулу НNОз для
дополнительного связывания трехвалентного железа. Таким образом, в общем
потребуется азотной кислоты: 1 молекула на окисление плюс 3 молекулы на
связывание, т. е. всего 4 молекулы. Уравнение принимает вид

и окончательно
(после проведения стадий V и VI):

3Fe(NO3 )2 + 4HNO3 = 3Fe(NO3 )3 + NO + 2Н2 О

Подобный же
пример для восстановителя имеем при реакции:

Здесь также находим,
что, кроме 4 молекул НСl, реагирующих
как восстановитель, необходимо иметь еще 4 ее молекулы для связывания 2К+
и Мn2+. Таким
образом, уравнение принимает вид

и окончательно:

К2 МnO4
+ 8НСl = 2КСl + МnСl3 + 2Cl + 4Н2 O

Упражнения.
Закончить следующие схематические уравнения:

1) СrО3
+ НСl = > СrСl3 + Сl2

2) Cu2 O + HNO3 = >Cu(NO3 )2 + NO

3) Ag + HNO3 = >AgNO3 +NO

В) Оба элемента – и отдающий и
присоединяющий электроны–находятся в одной и той же молекуле. Сюда относятся, в
частности, случаи распада вещества на соединения одного и того же элемента
одновременно более высокой и более низкой валентностей. Для нахождения основных
коэффициентов подобные процессы рассматривают как бы идущими справа налево.

Упражнения,
Закончить следующие схематические уравнения:

1) CuJ2 = > CuJ + J2

2) HNO2 = >HNO3 + NO

3) HClO3 = >ClO2 +HClO4

Г) Окислителем (или восстановителем)
является перекисное соединение. Так как такие соединения представляют собой
производные перекиси водорода, они ведут себя аналогично последней (IV § 5). Сама H2 О2 при
окислительном распаде освобождает один атом кислорода, следовательно, молекула
ее в качестве окислителя способна присоединить два электрона. При
восстановительном распаде Н2 О2 он освобождает два атома
водорода, что соответствует возможности отдачи опять–таки двух электронов,

Упражнения. Закончить
следующие схематические уравнения:

1) Cr2 (SO4 )3 + Н2 О2 + КОН = > К2 Сr04 +K2 SO4

2) НОСl + Н2 О2 = > НСl + О2

3) Так как связь
между одинаковыми атомами неполярна, при подсчете электрохимической валентности
она не учитывается. Например, в перекиси водорода Н–О–О–Н кислород, будучи по
существу двухвалентным, имеет отрицательную валентность –I.

4) Несовпадение
электрохимической и общей валентности может встречаться и в ряде других
случаев. Например, приписывая в Н–CN водороду
валентность + 1, а азоту –3, получаем для углерода (в силу электронейтральности
молекулы) электрохимическую валентность +2.

Следует
отметить, что на значениях коэффициентов окислительно–восстановительного
уравнения характер внутримолекулярного распределения зарядов не сказывается.
Так, для реакции сгорания HCN в кислороде

4HCN + 5O2 = 2H2 O+4CO2 +2N2

основные
коэффициенты 4 и 5 вычисляются независимо от того, принять ли для отдельных
атомов молекулы HCN приведенные выше
электрохимические валентности или какие–либо другие (например, нулевые). Само
собой разумеется, что при любом распределении зарядов должна быть обеспечена
электронейтральность молекулы в целом.

5) Ввиду малой
полярности связей в органических соединениях часто трудно решить, какие из
атомов в молекуле поляризованы положительно и какие отрицательно. Поэтому при
составлении уравнений реакций окисления органических соединений основные
коэффициенты иногда удобнее находить не по непосредственному подсчету числа
электронов, а определяя предварительно число атомов кислорода, необходимое для
перевода исходной молекулы в продукты реакции. Зная затем, что каждый пошедший
на окисление атом кислорода соответствует переходу двух электронов, легко найти
и основные коэффициенты уравнения.

Пример. Действием КМnО4 в кислой среде глюкоза может быть
нацело окислена по схеме:

C6 H12 O6 = > 6CO2
+ 6H2 O

Подсчитывая
число атомов кислорода в глюкозе и продуктах ее окисления, находим, что на
каждую молекулу глюкозы нужно затратить 12 атомов кислорода. Это соответствует
отдаче 24 электронов, в связи с чем и находят основные коэффициенты уравнения:

6 Н12 О6+ 24КМnО4 + 36H2 SO4 = 12K2 SO4 + 24MnSO4 + 30СО2 + 66Н2 О

В заключение следует кратко остановиться
на зависимости окислительно–восстановительных процессов от реакции среды, в
которой они протекают. Чаще всего тот или иной окислитель или восстановитель
является таковым только в определенной среде (кислой или щелочной). Сам процесс
протекает более или менее энергично в зависимости от степени ее кислотности
(щелочности). Иногда влияние характера среды может быть столь значительным, что
обусловливает изменение самого направления процесса. Например, взаимодействие
по схеме

в щелочной среде идет направо, в кислой –
налево.

Практически для
создания в растворе кислой среды чаще всего пользуются серной кислотой (НСl и HNO3 применяют реже, так как первая из них
способна окисляться, а вторая сама является окислителем, и поэтому в обоих
случаях иногда могут протекать различные побочные реакции). Для создания
щелочной среды служит обычно NaOH или КОН.

Вещество, при
помощи которого создается определенная среда, не всегда входит в окончательное
уравнение реакции. Рассмотрим, например, следующие случаи окисления посредством
КМnО4 в щелочной среде:

I SO2 + KMnO4 + КОН = > K2 SO4 + МnО2

II S + КМnО4 +
КОН = > K2 SO4 + MnO2

III H2 S + KMnO4 + КОН = > K2 SO4
+ MnO2

После
нахождения основных коэффициентов и уравнивания числа атомов, меняющих
валентность в процессе реакции, имеем:

3SO2 + 2KMnO4 + КОН = > 3K2 SO4 +
2МnО2

S + 2КМnО4 +
КОН = > K2 SO4 + 2МnОа

3H2 S + 8КМnО4 + КОН = > 3K2 SO4 + 8МnО2

Только теперь
следует приступать к проверке атомов вещества, создающего определенную среду
(пока–без водорода и кислорода). Уравнивание числа атомов калия дает:

3SO2 + 2KMnO4 + 4KOH = >3K2 SO4 + 2MnO2

S + 2KMnO4
= > K2 SO4 + 2MnO2

3H2 S + 8KMnO4 = > 3K2 SO4 + 8MnO2 + 2KOH

Окончательно,
после уравнивания водорода и кислорода, получаем:

3SO2 + 2КМnО4 + 4КОН = > 3K2 SO4 + 2МnО2 + 2Н2 О

S + 2KMnO4
= > K2 SO4 + 2MnO2

3H2 S + 8КМnО4 = >3K2 SO4 + 8МnО2 + 2КОН + 2Н2 О

Таким образом,
с точки зрения подбора коэффициентов вводимая в систему для создания
определенной среды щелочь или кислота ведет себя подобно воде: она может
потребляться при реакции (случай I), не участвовать
в ней (случай II) или даже
дополнительно получаться в ее результате (случай III).

Еще по теме:

8.2: Окисляющие и восстанавливающие агенты

Жизнь на планете Земля — ​​это сложный и хорошо организованный набор процессов. Животные созданы для того, чтобы дышать кислородом, а растения созданы для производства кислорода. Фотосинтез — это средство, с помощью которого мы получаем кислород, необходимый для жизни. Свет, падающий на растительный пигмент, известный как хлорофилл, вызывает сложную серию реакций, многие из которых включают окислительно-восстановительные процессы, сопровождающиеся движением электронов. В этой серии реакций вода превращается в газообразный кислород, и нам есть чем поддерживать нашу жизнь.{2-}} \ end {align} \]

В указанной выше реакции цинк окисляется за счет потери электронов. Однако должно присутствовать другое вещество, которое получает эти электроны, и в данном случае это сера. Другими словами, сера вызывает окисление цинка. Серу называют окислителем. Цинк заставляет серу приобретать электроны и восстанавливаться, поэтому цинк называют восстановителем. Окислитель — это вещество, которое вызывает окисление, принимая электроны; следовательно, его степень окисления снижается.Восстановитель — это вещество, которое вызывает восстановление за счет потери электронов; следовательно, его степень окисления увеличивается. Самый простой способ представить это — это то, что окислитель — это вещество, которое восстанавливается, а восстановитель — это вещество, которое окисляется, как показано на Рисунке \ (\ PageIndex {1} \) и суммировано в Таблице. \ (\ PageIndex {1} \).

Рисунок \ (\ PageIndex {1} \) Восстановитель окисляется, а окислитель восстанавливается.

Примечание

И окислители, и восстановители являются реагентами и, следовательно, присутствуют в левой стороне уравнения.

Таблица \ (\ PageIndex {1} \) Сравнение окислителей и восстановителей.

Окисляющие вещества Восстановители
Состояние окисления Уменьшается Увеличивается
Число электронов Получил Потеряно
Вещество есть… Пониженный Окисленный

Примеры ниже показывают, как анализировать окислительно-восстановительную реакцию и определять окислители и восстановители.

Пример \ (\ PageIndex {1} \) полууравнения

При барботировании газообразного хлора в раствор бромида натрия происходит реакция с образованием водного раствора хлорида натрия и брома. Определите, что окисляется, а что восстанавливается. Определите окислители и восстановители.

\ [\ ce {Cl_2} \ left (g \ right) + 2 \ ce {NaBr} \ left (aq \ right) \ rightarrow 2 \ ce {NaCl} \ left (aq \ right) + \ ce {Br_2} \ влево (л \ вправо) \]

Решение:

Шаг 1. Спланируйте проблему.

Разложите реакцию на чистое ионное уравнение, а затем на половинные реакции. Вещество, теряющее электроны, окисляется и является восстановителем. Вещество, которое получает электроны, восстанавливается и является окислителем.

Шаг 2: Решить.- (водн.) \]

Степени окисления: от 0 до -1

Обзор

  • Br теряет электрон; окисленный от Br до Br 2 ; таким образом, Br является восстановителем .
  • Cl 2 получает один электрон; это уменьшенный с Cl 2 до 2 Cl ; таким образом, Cl 2 является окислителем . {2 -} \]

    Раствор
    \ (S \) — восстановитель, а \ (Mn \) — окислитель.

    Глава 16. Окислительно-восстановительные (окислительно-восстановительные) (окислительно-восстановительные) реакции и электрохимия

    Раздел 16-1: Полураакции окисления и восстановления

    Раздел 16-2: Использование чисел окисления для идентификации окислителей и восстановителей

    Раздел 16-3: Уравновешивание окислительно-восстановительных реакций в водных кислых растворах

    Раздел 16-4: Использование стандартной таблицы восстановительных потенциалов для сравнения концентраций окислителя и восстановителя s

    Раздел 16-5: Расчет ячейки E ° и ΔG ° для определения спонтанности окислительно-восстановительных реакций

    Раздел 16-6: Окислительно-восстановительные реакции металлов, кислот и галогенов s

    Раздел 16-7: Эксперимент — создание гальванического элемента

    Раздел 16-8: Неспонтанные окислительно-восстановительные реакции и электролиз

    Глава 16 Практические упражнения и контрольные опросы

    Раздел 16-1: Полуреакция окисления и восстановления s

    В ходе реакции Zn + Pb 2+ → Zn 2+ + Pb каждый нейтральный атом Zn теряет два электрона на
    стать катионом Zn 2+ .Эти два электрона приобретаются катионом Pb 2+ , который становится нейтральным атомом Pb. Реакцию можно разделить
    на две полуреакции, которые показывают отдельно потерю электронов (известную как окисление ) и усиление электронов
    (известное как сокращение ).

    Полуреакция окисления всегда
    показывает потерянные электроны в правой части уравнения:

    окисление: Zn → Zn 2+ + 2e

    Полуреакция восстановления всегда
    показывает количество электронов, полученных в левой части уравнения:

    редукция: Pb 2+
    + 2e → Pb

    Общая реакция, представляющая
    сумма полуреакций окисления и восстановления известна как
    окислительно-восстановительная или окислительно-восстановительная реакция.Таким образом, окислительно-восстановительный
    реакция включает перенос электронов.

    Раздел 16-2: Использование чисел окисления для идентификации
    Окислители и восстановители

    Реагент окисления
    Полуреакция с потерей электронов известна как восстановитель . В
    реагент в полуреакции восстановления, который получает электроны, известен как окислитель .В каком-то редоксе
    реакции, не совсем очевидно, какой реагент является окислителем и
    какой реагент является восстановителем.

    Определение степеней окисления (также
    известные как степени окисления) к каждому атому в реагентах и ​​продуктах могут помочь
    мы идентифицируем окислители и восстановители. Число окисления может быть целым или дробным. Чтобы назначить степени окисления, используйте
    следующие правила:

    Правило 1: Для данного реагента или продукта сумма окисления
    числа для всех атомов равняется общему заряду в химической формуле.

    Правило 2: Для нейтральных одноатомных и многоатомных элементов окисление
    номер каждого атома равен нулю. Для
    Например, степени окисления атома железа в Fe, каждого атома азота в N 2 ,
    и каждый атом серы в S 8 все равны нулю.

    Правило 3: Для одноатомных ионов степень окисления равна
    заряд на ионе. Например,
    степень окисления алюминия в Al 3+ составляет +3.

    Правило 4: Для многоатомных ионов, содержащих только один элемент,
    степень окисления каждого атома равна заряду, деленному на количество
    атомы. Например, окисление
    количество каждого атома ртути в Hg 2 2+ равно +1 (+2 делится на
    2).

    Правило 5: В нейтральных соединениях или многоатомных ионах, содержащих более одного
    элемента, степени окисления присваиваются каждому атому следующим образом:

    а.Металлы 1 группы (не включает
    водород) = +1

    г. Металлы 2 группы = +2

    г. H = +1

    г. F = -1

    e. O = -2

    ф. Группа 17 элементов = -1

    г. Группа 16 элементов = -2

    ч. Группа 15 элементов = -3

    и. Степень окисления элементов не
    перечисленные выше могут быть определены с использованием комбинации известных степеней окисления и
    Правило 1. Например, мы знаем из
    Правило 5e, что степень окисления каждого атома кислорода в Cr 2 O 7 2-
    -2.Поскольку Правило 1 указывает, что
    сумма степеней окисления для всех атомов должна равняться общему заряду
    -2, мы можем решить следующее уравнение, чтобы определить степень окисления
    каждый атом хрома:

    2 (Cr) +
    7 (-2) = -2

    Кр = +6

    Дж. Когда правила конфликтуют, правило
    выше в этом списке (ближе к началу страницы) имеет приоритет. Например, SF 2 представляет собой
    конфликт, потому что Правило 5d указывает, что F = -1, а Правило 5g указывает, что S =
    -2, что не соответствует Правилу 1, в котором указано, что сумма окисления
    числа должны равняться общему заряду нуля.Поскольку Правило 5d, определяющее, что F = -1, имеет приоритет над
    Правило 5g, мы можем решить следующее уравнение, чтобы определить степень окисления
    атома серы:

    S + 2 (-1) =
    0

    S = +2

    Пример упражнения 16A:

    Определите все степени окисления в:

    а. Т. 4

    г. С 2-

    г.CH 2 O

    г. БрО 3

    e. NaO 2

    Решение:

    а. P = 0 (Правило 2)

    г. S = -2 (Правило 3)

    г. H = +1 (Правило 5c) и O = -2
    (Правило 5e)

    С + 2 (+1) + (-2) = 0

    С = 0

    г. Конфликт: Правило 5e (O = -2) имеет приоритет перед
    Правило 5f

    руб. + 3 (-2) = -1

    руб. = +5

    e.Конфликт: Правило 5a (Na = +1) имеет приоритет перед
    Правило 5e

    (+1) + 2 (O) = 0

    O = -1/2

    После того, как мы назначили окисление
    числа к каждому атому в реагентах и ​​продуктах, мы можем определить, какие
    реагент — восстановитель, а реагент — окислитель, как
    следует:

    восстановитель
    (теряет электроны) = реагент, содержащий элемент, который подвергается увеличению
    по степени окисления (становится более положительной или менее отрицательной)

    окислитель
    (получает электроны) = реагент, содержащий элемент, в котором уменьшается
    степень окисления (становится менее положительной или более отрицательной)

    Реакции, в ходе которых нет элементов
    претерпевают изменение степени окисления не являются окислительно-восстановительными
    реакции.

    Пример упражнения 16B:

    Определите все степени окисления в
    следующие несбалансированные реакции, а затем решите, какая из двух является окислительно-восстановительной реакцией.
    Для окислительно-восстановительной реакции определите
    агент и окислитель.

    а. Na 2 SO 4 +
    BaCl 2 → BaSO 4
    + NaCl

    г. VO 2+ + F 2 → VO 2 + + F

    Решение:

    Использование правил степени окисления в
    порядок очередности:

    а.Na 2 SO 4 (Na
    = +1, O = -2, S = +6) + BaCl 2 (Ba = +2, Cl = -1) → BaSO 4
    (Ba = +2, O = -2, S = +6) + NaCl
    (Na = +1, Cl = -1)

    Поскольку никакие элементы не претерпевают изменений
    по степени окисления это не окислительно-восстановительная реакция.

    г. VO 2+ (O = -2, V = +4)
    + F 2 (F = 0) → VO 2 +
    (O = -2, V = +5) + F (F = -1)

    Поскольку степень окисления меняется,
    это окислительно-восстановительная реакция.VO 2+ содержит элемент V, который подвергается
    увеличение степени окисления с +4 до +5, поэтому VO 2+ является восстанавливающим
    агент. F 2 содержит
    элемент F, степень окисления которого уменьшается с 0 до -1, поэтому F 2
    окислитель.

    Раздел 16-3: Балансировка окислительно-восстановительного потенциала
    Реакции в водно-кислых растворах

    Редокс-реакции
    которые встречаются в водных кислых растворах, можно уравновесить не только изменением
    коэффициентов, а также добавлением ионов водорода (H + ) и воды
    молекулы в реакцию.В
    необходимые шаги будут продемонстрированы по порядку при балансировке следующих
    уравнение с использованием наименьших возможных целочисленных коэффициентов:

    H 2 C 2 O 4
    + НЕТ 3 → CO 2
    + НЕТ

    Шаг 1: Определите все степени окисления в несбалансированном уравнении, затем определите восстанавливающий агент и окислитель.

    H 2 C 2 O 4
    (H = +1, O = -2, C = +3) + NO 3 (O = -2, N = +5) → CO 2 (O = -2, C = +4 ) +
    НЕТ (O = -2, N = +2)

    H 2 C 2 O 4
    содержит элемент C, степень окисления которого увеличивается с +3
    до +4, поэтому восстановителем является H 2 C 2 O 4 .№ 3 содержит
    элемент N, степень окисления которого уменьшается с +5 до +2, поэтому NO 3 1-
    окислитель.

    Шаг 2: Запишите несбалансированную полуреакцию окисления и
    несбалансированная редукционная полуреакция.
    Восстановитель всегда является реагентом на левой стороне
    полуреакция окисления, и окислитель всегда является реагентом на
    левая часть полуреакции восстановления.
    Продукт в правой части каждой полуреакции должен содержать
    тот же элемент, который претерпел изменение степени окисления, как реагент в
    та же полуреакция:

    окисление: H 2 C 2 O 4 → CO 2

    редукция: НЕТ 3 → НЕТ

    Шаг 3: Измените коэффициенты по мере необходимости, чтобы сбалансировать все элементы.
    кроме кислорода и водорода:

    окисление: H 2 C 2 O 4 2
    CO 2

    редукция: НЕТ 3 → НЕТ

    Шаг 4: Уравновесить кислород, добавив молекулы H 2 O в качестве
    необходимо в недостаток:

    окисление: H 2 C 2 O 4 → 2 CO 2

    редуктор: НЕТ 3 → НЕТ + 2
    H 2 O

    Шаг 5: Уравновесить водород, добавляя при необходимости ионы H +
    в недостаток:

    окисление: H 2 C 2 O 4 → 2 CO 2
    + 2 H +

    редуктор: НЕТ 3
    + 4 H + → NO + 2 H 2 O

    Шаг 6: Добавьте достаточное количество электронов в правую часть окисления.
    полуреакция и левая часть полуреакции восстановления, чтобы гарантировать, что
    общий заряд одинаков с обеих сторон каждой полуреакции.Общий заряд с каждой стороны
    полуреакцию можно определить, найдя сумму (коэффициент заряда x)
    для всех реагентов или продуктов на этой стороне уравнения:

    окисление: H 2 C 2 O 4 → 2 CO 2
    + 2 H + + 2 e (общий заряд слева = 1 x 0 = 0,
    общий заряд справа = 2 x 0 + 2 x 1 + 2 x -1 = 0)

    редуктор: НЕТ 3
    + 4 H + + 3 e → NO + 2 H 2 O
    (общий заряд слева = 1 x -1 + 4 x 1 + 3 x -1 = 0, общий заряд справа = 1
    х 0 + 2 х 0 = 0)

    Шаг 7. Определите наименьшее общее кратное (НОК) электрона.
    коэффициенты в каждой полуреакции.
    Умножьте все коэффициенты в каждой полуреакции на целое число, которое
    даст обеим половинным реакциям электронный коэффициент, равный НОК:

    LCM из
    электронные коэффициенты 2 и 3 = 6

    окисление: (H 2 C 2 O 4 → 2 CO 2
    + 2 H + + 2 e ) x 3

    = 3 H 2 C 2 O 4 → 6 CO 2
    + 6 H + + 6 e

    редуктор: (NO 3
    + 4 H + + 3 e → NO + 2 H 2 O)
    х 2

    = 2 НЕТ 3
    + 8 H + + 6 e → 2 NO + 4 H 2 O

    Шаг 8: сложите две полуреакции, чтобы получить общую сбалансированную
    уравнение, которое больше не должно содержать электронов и должно иметь такой же
    общий заряд с обеих сторон:

    3 H 2 C 2 O 4
    + 2 НЕТ 3 + 8 H + + 6e → 6 CO 2 + 6 H +
    + 6 e + 2 NO + 4 H 2 O

    общее вычисленное уравнение: 3 H 2 C 2 O 4
    + 2 НО 3 + 2 H + → 6 CO 2 + 2 NO + 4 H 2 O

    (общий заряд слева = 3 x 0 + 2 x -1 + 2 x 1 = 0, всего
    заряд справа = 6 x 0 + 2 x 0 + 4 x 0 = 0)

    Пример упражнения 16C:

    Определите все степени окисления,
    определить восстанавливающий агент и окислитель и сбалансировать следующие
    уравнение, которое встречается в водном кислотном растворе с использованием минимально возможного
    целочисленные коэффициенты:

    Cr 2 O 7 2-
    + I 2 → Cr 3+
    + IO 3

    Решение:

    Шаг 1:

    Cr 2 O 7 2-
    (O = -2, Cr = +6) + I 2 (I = 0) → Cr 3+
    (Cr = +3) + IO 3 (O = -2, I = +5)

    восстановитель = I 2 (степень окисления I
    увеличивается с 0 до +5)

    окислитель = Cr 2 O 7 2-
    (степень окисления Cr снижается с +6 до +3)

    Шаг 2:

    окисление: I 2 → IO 3

    редукция: Cr 2 O 7 2- → Cr 3+

    Шаг 3:

    окисление: I 2 → 2 IO 3

    редукция: Cr 2 O 7 2- → 2 Cr 3+

    Шаг 4:

    окисление: I 2
    + 6 H 2 O → 2 IO 3

    редукция: Cr 2 O 7 2- → 2 Cr 3+
    + 7 H 2 O

    Шаг 5:

    окисление: I 2
    + 6 H 2 O → 2 IO 3
    + 12 часов +

    редуктор: Cr 2 O 7 2-
    + 14 H + → 2 Cr 3+
    + 7 H 2 O

    Шаг 6:

    окисление: I 2
    + 6 H 2 O → 2 IO 3
    + 12 H + + 10 e

    редуктор: Cr 2 O 7 2-
    + 14 H + + 6 e → 2 Cr 3+
    + 7 H 2 O

    Шаг 7: НОК электронных коэффициентов 10 и 6 = 30

    окисление: (I 2
    + 6 H 2 O → 2 IO 3
    + 12 H + + 10 e ) x 3

    = 3 я 2
    + 18 H 2 O → 6 IO 3
    + 36 H + + 30 e

    редуктор: (Cr 2 O 7 2-
    + 14 H + + 6 e → 2 Cr 3+
    + 7 H 2 O) x 5

    = 5 Cr 2 O 7 2-
    + 70 H + + 30 e → 10 Cr 3+
    + 35 H 2 O

    Шаг 8:

    3 I 2
    + 18 H 2 O + 5 Cr 2 O 7 2- + 70 H +
    + 30 e → 6 IO 3
    + 36 H + + 30 e + 10 Cr 3+ + 35 H 2 O

    общее вычисленное уравнение: 3 I 2 + 5 Cr 2 O 7 2-
    + 34 H + → 6 IO 3
    + 10 Cr 3+ + 17 H 2 O

    (общий заряд слева = 3 x 0 + 5 x -2 + 34 x 1 = +24, всего
    заряд справа = 6 x -1 + 10 x 3 + 17 x 0 = +24)

    Для балансировки окислительно-восстановительного потенциала
    реакции, в которых не участвует кислород или водород, пропустите этапы 4 и 5 из
    метод выше.

    Раздел 16-4: Использование стандартных восстановительных потенциалов
    Таблица для сравнения сильных сторон окислителей и восстановителей

    Таблица стандартного приведения
    потенциалы (E ° красный ) в единицах вольт (В), показанные ниже, могут использоваться для
    сравните относительную тенденцию полуреакций восстановления, протекающих при
    стандартные условия (все водные реагенты и продукты, имеющие концентрацию
    1 M и все газообразные реагенты и продукты, имеющие парциальное давление 1
    атм):

    Полуреакция

    E ° красный (V)

    F 2 (г) + 2 e → 2 F (водн.)

    +2.87

    Co 3+ (водн.) + 1 e → Co 2+ (водн.)

    +1,82

    Au 3+ (водн.) + 3 e → Au (т.)

    +1,50

    Cl 2 (г) + 2 e → 2 Cl (водн.)

    +1.36

    O 2 (г) + 4 H + (водн.) + 4 e → 2 H 2 O (л)

    +1,23

    Br 2 (л) + 2 e → 2 Br (водн.)

    +1,07

    NO 3 (вод.) + 4 H + (вод.) + 3 e → NO (г) + 2 H 2 O (л)

    +0.96

    Ag + (водн.) + 1 e → Ag (s)

    +0,80

    Fe 3+ (водн.) + 1 e → Fe 2+ (водн.)

    +0,77

    I 2 (s) + 2 e → 2 I (водн.)

    +0.53

    Cu 2+ (водн.) + 2 e → Cu (s)

    +0,34

    Sn 4+ (водн.) + 2 e → Sn 2+ (водн.)

    +0,15

    2 H + (водн.) + 2 e → H 2 (г)

    0

    Pb 2+ (водн.) + 2 e → Pb (s)

    -0.13

    Sn 2+ (водн.) + 2 e → Sn (s)

    -0,14

    Ni 2+ (водн.) + 2 e → Ni (s)

    -0,25

    V 3+ (водн.) + 1 e → V 2+ (водн.)

    -0.26 год

    Co 2+ (водн.) + 2 e → Co (s)

    -0,28

    Cd 2+ (водн.) + 2 e → Cd (s)

    -0,40

    Fe 2+ (водн.) + 2 e → Fe (s)

    -0.44 год

    Cr 3+ (водн.) + 3 e → Cr (s)

    -0,74

    Zn 2+ (водн.) + 2 e → Zn (s)

    -0,76

    2 H 2 O
    (л) + 2 e → H 2 (г) + 2 OH (водн.)

    -0.83

    Mn 2+ (водн.) + 2 e → Mn (s)

    -1,18

    Al 3+ (водн.) + 3 e → Al (s)

    -1,66

    Mg 2+ (водн.) + 2 e → Mg (s)

    -2.37

    Na + (водн.) + 1 e → Na (s)

    -2,71

    Ca 2+ (водн.) + 2 e → Ca (т.)

    -2,87

    Ba 2+ (водн.) + 2 e → Ba (s)

    -2.90

    K + (водн.) + 1 e → K (s)

    -2,92

    Li + (водн.) + 1 e → Li (s)

    -3,05

    Когда E ° красный больше
    положительный или менее отрицательный, полуреакция восстановления будет иметь большую
    тенденция к возникновению.Это значит, что
    реагент в полуреакции восстановления будет иметь большую тенденцию к увеличению
    электроны, что делает его более сильным окислителем.

    Пример упражнения 16D:

    Ранжируйте водные катионы Ag + , Au 3+ , Co 2+ ,
    и Sn 2+ от самого слабого до самого сильного окислителя по стандарту.
    условия.
    Обоснуйте свой ответ, используя таблицу стандартных потенциалов восстановления.

    Решение:

    Катионы
    следует расположить в порядке от наиболее отрицательного к наиболее положительному E ° красный :

    самый слабый окислитель
    агент = Co 2+ (-0,28 В) 2+ (-0,14 В) +
    (+0,80 В) 3+ (+1,50 В) = сильнейший окислитель

    Любая полуреакция восстановления на
    приведенную выше таблицу можно перевернуть, чтобы получить полуреакцию окисления со стандартным
    окислительный потенциал, E ° ox , равен
    величина, но противоположный по знаку E ° красный
    для полуреакции восстановления.
    Например:

    2 ф.
    (водн.) → F 2
    (g) + 2 e
    E ° ox = -2,87 В

    Li (s) → Li + (водн.) + 1 e E ° ox
    = +3,05 В

    Когда E ° ox
    более положительный или менее отрицательный, полуреакция окисления будет иметь
    большая тенденция к возникновению. Этот
    означает, что реагент в полуреакции окисления будет иметь большую
    склонность терять электроны, что делает его более сильным восстановителем.

    Пример упражнения 16E:

    Ранжируйте водные катионы Co 2+ , Fe 2+ и Sn 2+
    от самого слабого до самого сильного восстановителя при стандартных условиях. Обоснуйте свой ответ, используя таблицу стандартных потенциалов восстановления.

    Решение:

    Сначала мы меняем местами соответствующие
    полуреакции из таблицы выше:

    Co 2+
    (водн.) → Co 3+
    (водн.) + 1 e E ° ox
    = -1.82 В

    Fe 2+
    (водн.) → Fe 3+
    (водн.) + 1 e E ° ox
    = -0,77 В

    Sn 2+
    (водн.) → Sn 4+
    (водн.) + 2 e E ° ox
    = -0,15 В

    Затем мы ранжируем катионы от наиболее отрицательных к наименее отрицательным E ° ox :

    самый слабый редуктор
    агент = Co 2+ 2+ 2+ = самый сильный
    восстановитель

    Раздел 16-5: Расчет E ° Ячейка
    и ΔG ° для определения спонтанности окислительно-восстановительных реакций

    Стандартный потенциал ячейки (или
    стандартное напряжение ячейки), E ° ячейка , для окислительно-восстановительной реакции можно рассчитать, добавив стандарт
    потенциал окисления для полуреакции окисления до стандартного восстановления
    потенциал для полуреакции восстановления:

    E ° ячейка = E ° ox
    + E ° красный

    Если E ° ячейка
    положительный, реакция будет спонтанной при стандартных условиях.Если E ° cell отрицательный, реакция будет неспонтанной.
    в стандартных условиях.

    ΔG ° для окислительно-восстановительного потенциала
    реакция может быть рассчитана по E ° ячейка
    используя следующее уравнение:

    ΔG ° = -nFE ° ячейка

    n представляет собой количество электронов
    передается в сбалансированном уравнении и равен НОК электрона
    коэффициенты в полуреакциях окисления и восстановления до стадии 7
    процесс балансировки.F известен
    как Константа Фарадея и представляет
    электрический заряд в кулонах (Кл) на моль электронов. F имеет значение 96 500 Кл / моль. Учитывая, что 1 V = 1 J / C, заменим
    ячейка E ° блок V с J / C, когда
    вычисление ΔG ° из E ° ячейки :

    Пример упражнения 16F:

    Вычислить E ° ячейка
    и ΔG ° для реакции Cr (s) + Sn 4+ (водн.)
    → Cr 3+
    (водн.) + Sn 2+ (водн.),
    определить, является ли реакция спонтанной или неспонтанной
    при стандартных условиях, а затем сбалансируйте уравнение.

    Решение:

    Половинки реакции до стадии 7
    процесса балансировки:

    окисление: Cr (s) → Cr 3+ (водн.) + 3 e E ° ox
    = +0,74 В

    редуктор: Sn 4+
    (водн.) + 2 e → Sn 2+ (водн.) E ° красный
    = +0,15 В

    Таким образом, E ° ячейка
    = E ° вол + E ° красный
    = 0.74 В + 0,15 В = 0,89 В. Примечание.
    что умножение коэффициентов в каждой полуреакции на этапе 7
    процесс балансировки не изменит значения E ° ox
    или E ° красный . ΔG ° можно рассчитать из E ° ячейки
    следующим образом:

    n = НОК электронных коэффициентов 3 и 2 = 6

    Начиная с E ° ячейка
    > 0 и ΔG ° <0 реакция протекает самопроизвольно при стандартных условиях. условия.Остальные шаги в процесс балансировки:

    окисление: (Cr (s)
    → Cr 3+
    (водн.) + 3 e ) x 2

    редукция: (Sn 4+
    (водн.) + 2 e → Sn 2+ (водн.)) x 3

    общее вычисленное уравнение: 2 Cr (s) + 3 Sn 4+ (водн.) → 2 Cr 3+ (водн.) + 3 Sn 2+ (водн.)

    Раздел 16-6: Редокс
    Реакции металлов, кислот и галогенов

    (а) твердый металл + водный раствор нитрата металла или водный раствор
    сульфат металла

    Водные нитрат- и сульфат-ионы
    обычно являются ионами-наблюдателями во время окислительно-восстановительных реакций
    встречается в некислотных растворах, в которых отсутствует значительная концентрация H +
    ионы.Таким образом, когда твердый металл
    реагирует с водным раствором нитрата металла или сульфата металла,
    полуреакции следуют схеме:

    окисление: M 1
    (с) → M 1 м +
    (водн.) + м е

    редуктор: M 2 n +
    (водн.) + н. э → M 2 (т)

    Следовательно, несбалансированная чистая ионная
    уравнение будет:

    M 1 (s) + M 2 n + (водн.) M 1 m + (водн.) + M 2
    (т)

    (б) твердый металл + водная соляная кислота

    HCl ионизирует
    полностью в H + и Cl дюймов
    вода.Когда твердый металл реагирует
    водный раствор соляной кислоты, хлорид-ион будет зрителем
    ион. Таким образом, полуреакции
    по образцу:

    окисление: M (s) → M m + (водн.) + M e

    редуктор: 2 H +
    (водн.) + 2 e → H 2 (г)

    Следовательно, несбалансированное чистое ионное уравнение будет:

    M (с) + H + (водн.) M m + (водн.) + H 2
    (г)

    (в) твердый металл + водная азотная кислота

    HNO 3 полностью ионизируется
    в H + и NO 3 в воде.Когда твердый металл реагирует с
    водный раствор азотной кислоты, так как нитрат-ион является сильным окислителем
    в кислых растворах полуреакции протекают по схеме:

    окисление: M (s) → M m + (водн.) + M e

    редуктор: НЕТ 3
    (водн.) + 4 H + (водн.)
    + 3 e → NO (г) + 2
    H 2 O (л)

    Следовательно, несбалансированная чистая ионная
    уравнение будет:

    M (с) + NO 3 (вод.) + H + (вод.) M m + (вод.) + NO
    (г) + H 2 O (л)

    (d) двухатомный галоген + водный галогенид металла

    Когда двухатомный галоген реагирует с
    В водном растворе галогенида металла ион металла будет ионом-наблюдателем.Таким образом, последуют полуреакции.
    узор:

    окисление: 2 X
    (водн.) → X 2
    (s, l или g) + 2 e

    уменьшение: Y 2
    (s, l или g) + 2 e → 2 Y
    (водн.)

    Следовательно, несбалансированная чистая ионная
    уравнение будет:

    X (водн.) + Y 2
    (s, l или g)
    X 2 (s, l или g) + Y (водн.)

    Пример упражнения 16G:

    Какая реакция в каждой паре ниже
    будет самопроизвольно в стандартных условиях? Для каждой спонтанной реакции рассчитайте E ° , ячейка .
    и ΔG °, затем сбалансируйте уравнение.

    1а. NiSO 4
    (водн.) + твердый металлический марганец или 1b. NiSO 4 (водн.) + Твердый металлический свинец?

    2а. водный
    соляная кислота + твердый металлический магний или 2b. водный
    соляная кислота + твердое металлическое серебро?

    3а. водный
    азотная кислота + твердая металлическая медь или 3b. водный азотный
    кислота + твердое золото?

    4а. жидкость
    бром + водный йодид калия или 4b. твердый йод
    + водный раствор бромида натрия?

    Решение:

    1а.СО 4 2- =
    Spectator ion

    окисление: Mn (s) → Mn 2+
    (водн.) + 2 e E ° ox
    = +1,18 В

    редуктор: Ni 2+
    (водн.) + 2 e → Ni (s) E ° красный
    = -0,25 В

    E ° элемент = 1,18 В + (-0,25 В) = 0,93 В>
    0 = спонтанный

    вычисленное уравнение: Mn (s) + Ni 2+
    (водн.) → Mn 2+
    (водн.) + Ni (т.)

    1б.СО 4 2- =
    Spectator ion

    окисление: Pb (s) → Pb 2+
    (водн.) + 2 e E ° ox
    = +0,13 В

    редуктор: Ni 2+
    (водн.) + 2 e → Ni (s) E ° красный
    = -0,25 В

    E ° ячейка = 0,13 В + (-0,25 В) <0 = несамопроизвольный

    2а. Класс
    = ион-наблюдатель

    окисление: Mg (т) → Mg 2+ (водн.) + 2 e E ° ox
    = +2.37 В

    редуктор: 2 H +
    (водн.) + 2 e → H 2 (g) E ° красный = 0 V

    E ° ячейка = 2,37 В + 0 В = 2,37 В> 0 =
    спонтанный

    вычисленное уравнение: Mg (s) + 2 H + (водн.) → Mg 2+
    (водн.) + H 2 (г)

    2б. Класс
    = ион-наблюдатель

    окисление: Ag (s) → Ag + (водн.) + 1 e E ° ox
    = -0.80 В

    редуктор: 2 H +
    (водн.) + 2 e → H 2 (g) E ° красный
    = 0 В

    E ° ячейка = (-0,80 В) + 0 В <0 = несамопроизвольно

    3а.

    окисление: Cu (s) → Cu 2+ (водн.) + 2 e E ° ox
    = -0,34 В

    редуктор: НЕТ 3
    (водн.) + 4 H + (водн.)
    + 3 e → NO (г) + 2
    H 2 O (л)
    E ° красный = +0.96 В

    E ° ячейка = (-0,34 В) + 0,96 = 0,62 В> 0
    = спонтанный

    вычисленное уравнение:
    3 Cu (s) + 2 NO 3 (водн.) +
    8 H + (водн.) → 3 Cu 2+ (водн.) + 2 NO (г)
    + 4 H 2 O (г)

    3б.

    окисление: Au (т) → Au 3+ (водн.) + 3 e E ° ox
    = -1.50 В

    редуктор: НЕТ 3
    (водн.) + 4 H + (водн.)
    + 3 e → NO (г) + 2
    H 2 O (л)
    E ° красный = +0,96 В

    E ° ячейка = (-1,50 В) + 0,96 <0 = несамопроизвольно

    4а. K + = ион-наблюдатель

    окисление: 2 I
    (водн.) → I 2
    (s) + 2 e
    E ° ox = -0.53 В

    сокращение: руб. 2
    (l) + 2 e → 2 Br
    (водн.) E ° красный
    = 1,07 В

    E ° ячейка = (-0,53 В) + 1,07 = 0,54 В> 0
    = спонтанный

    вычисленное уравнение:
    2 I (водн.) + Br 2 (л) → I 2 (s) + 2 Br
    (водн.)

    4б.Na + = ион-наблюдатель

    окисление: 2 Br
    (водн.) → Br 2
    (l) + 2 e
    E ° ox = -1,07 В

    редуктор: I 2
    (s) + 2 e → 2 I
    (водн.) E ° красный
    = +0,53 В

    E ° ячейка = (-1,07 В) + 0,53 <0 = несамопроизвольно

    Раздел 16-7: Эксперимент — Построение
    Гальванический элемент

    Гальванический элемент (или гальванический элемент) использует самопроизвольную окислительно-восстановительную реакцию для выработки электроэнергии.Окисление и восстановление
    полуреакции разделены на два разных отсека. Таким образом, переносимые электроны должны
    поток от места окисления к месту восстановления через
    металлический провод. Это спонтанное
    движение электронов обеспечивает электрическую энергию.

    Гальванический элемент может быть построен
    с использованием стандартных лабораторных химикатов и оборудования:

    1. Погрузите один конец металлической полосы.
    в химическом стакане, содержащем водные ионы того же металла.Повторите то же самое во втором стакане, используя
    разный металл. Обратите внимание, что
    анионы в каждом стакане будут ионами-наблюдателями.

    2. Соедините непогруженные концы
    две металлические полосы с помощью металлической проволоки.
    Вдоль провода можно прикрепить вольтметр, чтобы считывать напряжение как
    гальванический элемент работает. Обратите внимание, что
    если в химические стаканы используются водные растворы 1 М, то показания на
    вольтметр будет равен E ° элемент для
    спонтанная реакция.

    3.Подключите водные растворы в
    два стакана с использованием соляного мостика, который можно построить с помощью U-образного
    стеклянная трубка, содержащая водную ионную соль. Обратите внимание, что ионы в солевом мостике не будут частью
    спонтанная реакция. В
    цель солевого мостика — электрически удерживать растворы в каждом стакане.
    нейтральный, что означает, что общий положительный заряд равен общему отрицательному
    заряжать. Отрицательно заряженные анионы
    будет вытекать из солевого мостика в стакан, где происходит окисление
    чтобы противодействовать создаваемым здесь положительно заряженным катионам металлов.Положительно заряженные катионы будут вытекать из солевого мостика в стакан.
    где происходит восстановление для замещения потребляемых положительно заряженных катионов металлов.

    Эскиз гальванического элемента в
    операция показана ниже:

    Ключевые аспекты гальванического элемента
    являются:

    1. Металлический электрод,
    подвергается окислению (M 1 ), известен как анод и обычно обозначается (-).По мере протекания реакции анод будет терять массу. Металлический электрод, являющийся продуктом
    восстановления (M 2 ) известен как катод и обычно обозначается знаком (+). Катод будет набирать массу по мере протекания реакции.

    2. Электроны текут по проволоке.
    от анода к катоду или от (-) до (+).

    3. Из соли вытекают анионы.
    мост к аноду. Катионы выходят из соляного мостика в сторону
    катод.

    Пример упражнения 16H:

    Построен гальванический элемент.
    используя полоску металлического алюминия и полоску металлического цинка, 1 М раствор Al (NO 3 ) 3 и 1 М раствор ZnSO 4 ,
    и водный раствор KNO 3 в солевом мостике. За спонтанную реакцию, которая
    произошло, вычислите E ° , ячейку и ΔG °, затем
    сбалансировать уравнение. Также эскиз
    гальванический элемент.

    Решение:

    Надо выбрать правильный
    комбинация полуреакций для получения спонтанной реакции (нитрат и
    сульфат = ионы-наблюдатели):

    окисление: Al (s) → Al 3+ (водн.) + 3 e E ° ox
    = +1,66 В

    восстановление: Zn 2+
    (водн.) + 2 e → Zn (s) E ° красный
    = -0.76 В

    E ° ячейка = 1,66 В + (-0,76 В) = 0,90 В>
    0 = спонтанный

    вычисленное уравнение: 2 Al (s) + 3 Zn 2+ (водн.) → 2 Al 3+
    (водн.) + 3 Zn (т.)

    Перерисуйте показанный эскиз гальванического элемента.
    выше, сделав следующие замены:

    м 1
    = Al, M 1 м + = Al 3+

    м 2
    = Zn, M 2 n + = Zn 2+

    анионы = NO 3 , катионы
    = К +

    Раздел 16-8: Внезапно
    Окислительно-восстановительные реакции и электролиз

    A несамопроизвольный
    окислительно-восстановительная реакция все еще может происходить в процессе
    известен как электролиз , если высокий
    приложено достаточное напряжение.Как и в случае гальванического элемента, окисление происходит на аноде, а восстановление происходит на катоде в электролитической ячейке. В
    минимальное напряжение, необходимое для электролиза при стандартных условиях, равно
    абсолютное значение E ° ячейки для неспонтанной реакции:

    электролиз : минимум
    напряжение = | E ° элемент |

    Пример упражнения 16I:

    Рассчитайте минимальное напряжение
    требуется для протекания реакции Br (водн.)
    + Fe 3+ (водн.) → Br 2 (л) + Fe 2+ (водн.)
    электролизом в стандартных условиях, затем сбалансируйте уравнение.

    Решение:

    окисление (на аноде): 2 Br
    (водн.) → Br 2
    (l) + 2 e
    E ° ox = -1,07 В

    Восстановление

    (на катоде): Fe 3+
    (водн.) + 1 e → Fe 2+ (водн.) E ° красный
    = +0,77 В

    E ° элемент = (-1,07 В) + 0,77 = -0,30 В

    минимальное напряжение = | -0.30 В | = 0,30 В

    вычисленное уравнение:
    2 Br (водн.) + 2 Fe 3+ (водн.) → Br 2
    (л) + 2 Fe 2+ (водн.)

    Если жидкость (также известная как расплавленная)
    ионный галогенид металла, такой как LiCl, CaBr 2 или NaI, является
    При электролизе галогенид-анион окисляется на аноде до нейтрального
    двухатомный галоген, в то время как катион металла восстанавливается на катоде до
    нейтральный металл:

    окисление (при
    анод): 2 X → X 2 + 2 e

    снижение (при
    катод): M n + + n e → M

    Пример упражнения 16J:

    Для электролиза расплавленного LiCl,
    напишите половину реакции, которая происходит на аноде, и половину реакции, которая
    происходит на катоде, а затем уравновесить уравнение.

    Решение:

    окисление (при
    анод): 2 Cl → Cl 2 + 2 e

    снижение (при
    катод): Li + + 1 e → Li

    сбалансированный
    уравнение: 2 Cl + 2 Li + → Cl 2 + 2Li

    Глава 16 Практические упражнения и контрольные тесты:

    16-1) Определить
    все степени окисления в:

    а.Ga 3+

    г. S 2 O 3 2-

    г. Br 2

    г. H 2 O 2

    e. CaH 2

    16-1)

    а. Ga =
    +3 (Правило 3)

    г. Конфликт: Правило 5e (O = -2) имеет приоритет перед
    Правило 5g

    2 (S) + 3 (-2) = -2

    S = +2

    г. Br = 0 (Правило 2)

    г.Конфликт: Правило 5c (H = +1) имеет приоритет перед Правилом
    5e

    2 (+1) + 2 (O) = 0

    О = -1

    e. Конфликт: Правило 5b (Ca = +2) имеет приоритет перед
    Правило 5c

    (+2) + 2 (Н) = 0

    H = -1

    16-2) Определить
    все степени окисления в следующих несбалансированных реакциях, а затем решить
    какая из двух является окислительно-восстановительной реакцией. Для окислительно-восстановительного потенциала
    реакции, определите восстанавливающий агент и окислитель.

    а. ClO 4 + Ge 2+ → ClO 3 + Ge 4+

    г. Mg (НЕТ 3 ) 2
    + КОН → Mg (OH) 2
    + KNO 3

    16-2) Использование правил степени окисления
    в порядке очередности:

    а. ClO 4 (O =
    -2, Cl = +7) + Ge 2+ (Ge
    = +2) → ClO 3 (O = -2, Cl = + 5) + Ge 4+ (Ge =
    +4)

    Поскольку степень окисления меняется,
    это окислительно-восстановительная реакция.Ge 2+ содержит элемент Ge
    который подвергается увеличению степени окисления с +2 до +4, поэтому Ge 2+
    является восстановителем. ClO 4
    содержит элемент Cl, который претерпевает уменьшение
    степень окисления от +7 до +5, поэтому ClO 4 является окислительным
    агент.

    г. Mg (НЕТ 3 ) 2
    (Mg = +2, O = -2, N = +5) + KOH (K = +1, H = +1, O = -2) → Mg (OH) 2 (Mg = +2, H =
    +1, O = -2) + KNO 3 (K = +1, O = -2, N = +5)

    Поскольку никакие элементы не претерпевают изменений
    по степени окисления это не окислительно-восстановительная реакция.

    16-3) Определите степень окисления
    числа, идентифицируйте восстановитель и окислитель, и сбалансируйте
    следующее уравнение, которое встречается в водном кислотном растворе с использованием наименьшего
    возможные целочисленные коэффициенты:

    MnO 4
    + As 2 O 3 → Mn 2+
    + H 3 AsO 4

    16-3)

    Шаг 1:

    MnO 4
    (O = -2, Mn = +7) + As 2 O 3 (O =
    -2, As = +3) → Mn 2+
    (Mn = +2) + H 3 AsO 4 (H = +1, O =
    -2, As = +5)

    восстановитель = As 2 O 3 (степень окисления
    As увеличивается с +3 до +5)

    окислитель = MnO 4 (степень окисления
    Mn уменьшается с +7 до +2)

    Шаг 2:

    окисление: As 2 O 3 → H 3 AsO 4

    редукция: MnO 4 → Mn 2+

    Шаг 3:

    окисление: As 2 O 3 → 2 H 3 AsO 4

    редукция: MnO 4 → Mn 2+

    Шаг 4:

    окисление: As 2 O 3
    + 5 H 2 O → 2 H 3 AsO 4

    редукция: MnO 4 → Mn 2+
    + 4 H 2 O

    Шаг 5:

    окисление: As 2 O 3
    + 5 H 2 O → 2 H 3 AsO 4
    + 4 часа +

    редуктор: MnO 4
    + 8 H + → Mn 2+
    + 4 H 2 O

    Шаг 6:

    окисление: As 2 O 3
    + 5 H 2 O → 2 H 3 AsO 4
    + 4 H + + 4 e

    редуктор: MnO 4
    + 8 H + + 5 e → Mn 2+
    + 4 H 2 O

    Шаг 7: НОК электронных коэффициентов 4 и 5 = 20

    окисление: (As 2 O 3
    + 5 H 2 O → 2 H 3 AsO 4
    + 4 H + + 4 e ) x 5

    = 5 как 2 O 3
    + 25 H 2 O → 10 H 3 AsO 4
    + 20 часов + + 20 e

    редукция: (MnO 4
    + 8 H + + 5 e → Mn 2+
    + 4 H 2 O) x 4

    = 4 MnO 4
    + 32 H + + 20 e → 4 Mn 2+
    + 16 часов 2 O

    Шаг 8:

    5 как 2 O 3
    + 25 H 2 O + 4 MnO 4 + 32 H + + 20 e → 10 H 3 AsO 4
    + 20 H + + 20 e + 4 Mn 2+ + 16 H 2 O

    общее вычисленное уравнение: 5 As 2 O 3 + 9
    H 2 O + 4 MnO 4 + 12 H + → 10 H 3 AsO 4 +
    4 млн 2+

    (общий заряд слева = 5 x 0 + 9 x 0 + 4 x -1 + 12 x 1 = +8,
    общий заряд справа = 10 x 0 + 4 x 2 = +8)

    16-4) Оцените галогены Br 2 (л), Cl 2
    (г), F 2 (г) и I 2
    (s) от самого слабого до самого сильного окислителя при стандартных условиях.Обоснуйте свой ответ, используя таблицу стандартных потенциалов восстановления.

    16-4)
    галогены следует расположить в порядке от наименее положительного до наиболее положительного E ° красный :

    самый слабый окислитель
    агент = I 2 (+0,53 В)
    2 (+1,07 В) 2
    (+1,36 В) 2 (+2,87 В) = сильнейший окислитель

    16-5) Оцените твердый щелочноземельный
    металлы Ba, Ca и Mg от самых слабых до самых сильных
    восстановитель в стандартных условиях.Обоснуйте свой ответ, используя таблицу стандартных потенциалов восстановления.

    16-5) Сначала переворачиваем
    соответствующие полуреакции из таблицы стандартных потенциалов восстановления:

    Mg (s) → Mg 2+ (водн.) + 2 e E ° ox
    = +2,37 В

    Ca (s) → Ca 2+ (водн.) + 2 e E ° ox
    = +2,87 В

    Ba (s) → Ba 2+
    (водн.) + 2 e E ° ox
    = +2.90 В

    Затем мы ранжируем металлы с наименьшего
    положительный к наиболее положительному E ° ox :

    самый слабый редуктор
    агент = Mg

    16-6) Вычислить E ° ячейку и
    ΔG ° для реакции V 3+ (водн.) + I (водн.) → V 2+ (водн.) + I 2 (с), определить, является ли реакция спонтанной или несамопроизвольной в соответствии со стандартом
    условиях, а затем сбалансируйте уравнение.

    16-6) Полуреакции до
    Шаг 7 процесса балансировки:

    окисление: 2 I (водн.) → I 2 (с) + 2 e E ° ox =
    -0,53 В

    восстановление: V 3+ (водн.) + 1 e → V 2+ (водн.) E ° красный =
    -0,26 В

    Таким образом, E ° ячейка = E ° ox + E ° красный = (-0.53 В) + (-0,26 В) = -0,79 В. Обратите внимание, что умножение коэффициентов в каждой полуреакции
    во время Шага 7 процесса балансировки не изменятся значения E ° ox или E ° red . ΔG ° может быть
    вычислено из E ° ячейки следующим образом:

    n = НОК
    электронные коэффициенты 2 и 1 = 2

    Так как E ° ячейка <0 и ΔG °> 0 реакция протекает неспонтанно при стандартных условиях.Остальные шаги в балансировке
    процесс:

    окисление: (2 I (водн.) → I 2 (s) + 2 e )
    х 1

    уменьшение: (V 3+ (водн.) + 1 e → V 2+ (водн.)) X 2

    комбинезон
    вычисленное уравнение: 2 V 3+ (вод.) + 2 I (вод.) → 2 V 2+ (вод.) + I 2 (s)

    16-7) Который
    реакция в каждой паре ниже будет спонтанной при стандартных условиях? За каждую спонтанную реакцию
    вычислить E ° , ячейку и ΔG °, затем сбалансировать
    уравнение.

    1а. водный
    азотная кислота + твердое золото или 1b. водный азотный
    кислота + твердое серебро?

    2а. жидкость
    бром + водный хлорид калия или 2b. хлор
    газ + водный йодид натрия?

    3а. AgNO 3
    (водн.) + твердая металлическая медь или 3b. AgNO 3 (водн.) + Твердое золото?

    4а. водный
    соляная кислота + твердая металлическая медь или 4b. водный
    соляная кислота + твердый металлический цинк?

    16-7)

    1а.

    окисление: Au (т) → Au 3+ (водн.) + 3 e E ° ox
    = -1,50 В

    редуктор: НЕТ 3
    (водн.) + 4 H + (водн.)
    + 3 e → NO (г) + 2
    H 2 O (л)
    E ° красный = +0,96 В

    E ° ячейка = (-1,50 В) + 0,96 <0 = несамопроизвольно

    1б.

    окисление: Ag (s) → Ag + (водн.) + 1 e E ° ox
    = -0.80 В

    редуктор: НЕТ 3
    (водн.) + 4 H + (водн.)
    + 3 e → NO (г) + 2
    H 2 O (л)
    E ° красный = +0,96 В

    E ° ячейка = (-0,80 В) + 0,96 = 0,16 В> 0
    = спонтанный

    вычисленное уравнение:
    3 Ag (s) + NO 3 (водн.) + 4
    H + (водн.) → 3 Ag + (водн.) + NO (г) + 2
    H 2 O (л)

    2а.K + = ион-наблюдатель

    окисление: 2 Cl (водн.) → Cl 2 (г) + 2 e E ° ox
    = -1,36 В

    сокращение: руб. 2
    (l) + 2 e → 2 Br
    (водн.) E ° красный
    = 1,07 В

    E ° ячейка = (-1,36 В) + 1,07 <0 = несамопроизвольно

    2б. Na + = ион-наблюдатель

    окисление: 2 I
    (водн.) → I 2
    (s) + 2 e
    E ° ox = -0.53 В

    редуктор: класс 2
    (г) + 2 e → 2 Cl (водн.) E ° красный
    = +1,36 В

    E ° ячейка = (-0,53 В) + 1,36 = 0,83 В> 0
    = спонтанный

    вычисленное уравнение:
    2 I (водн.) + Cl 2 (г) → I 2 (т.) + 2 Cl (водн.)

    3а.НЕТ 3 =
    Spectator ion

    окисление: Cu (s) → Cu 2+ (водн.) + 2 e E ° ox
    = -0,34 В

    Редуктор

    : Ag +
    (водн.) + 1 e → Ag (s) E ° красный
    = +0,80 В

    E ° ячейка = (-0,34 В) + 0,80 В = 0,46 В>
    0 = спонтанный

    вычисленное уравнение: Cu (s) + 2 Ag + (водн.) → Cu 2+
    (водн.) + 2 Ag (т. е.)

    3б.НЕТ 3 =
    Spectator ion

    окисление: Au (т) → Au 3+ (водн.) + 3 e E ° ox
    = -1,50 В

    Редуктор

    : Ag +
    (водн.) + 1 e → Ag (s) E ° красный
    = +0,80 В

    E ° ячейка = (-1,50 В) + 0,80 <0 = несамопроизвольно

    4б. Класс
    = ион-наблюдатель

    окисление: Cu (s) → Cu 2+ (водн.) + 2 e E ° ox
    = -0.34 В

    редуктор: 2 H +
    (водн.) + 2 e → H 2 (g) E ° красный
    = 0 В

    E ° ячейка = (-0,34 В) + 0 В <0 = несамопроизвольно

    4а. Класс
    = ион-наблюдатель

    окисление: Zn (s) → Zn 2+ (водн.) + 2 e E ° ox
    = +0,76 В

    редуктор: 2 H +
    (водн.) + 2 e → H 2 (g) E ° красный
    = 0 В

    E ° ячейка = 0.76 В + 0 В = 0,76 В> 0 =
    спонтанный

    вычисленное уравнение: Zn (s) + 2 H + (водн.) → Zn 2+
    (водн.) + H 2 (г)

    16-8) Гальванический элемент был
    построенный с использованием полосы металлического кадмия и полосы металлического хрома, 1 M
    раствор CdSO 4 и 1 М раствор Cr (NO 3 ) 3 ,
    и водный раствор Na 2 SO 4 в соли
    мост.Для спонтанного
    произошедшая реакция, вычислить E ° cell
    и ΔG °, затем сбалансируйте уравнение.
    Также нарисуйте гальванический элемент.

    16-8) ср
    необходимо выбрать правильную комбинацию полуреакций, чтобы получить спонтанный
    реакция (нитрат и сульфат = ионы-зрители):

    окисление: Cr (s) → Cr 3+ (водн.) + 3 e E ° ox
    = +0.74 В

    редуктор: Cd 2+
    (водн.) + 2 e → Cd (s) E ° красный
    = -0,40 В

    E ° элемент = 0,74 В + (-0,40 В) = 0,34 В>
    0 = спонтанный

    вычисленное уравнение: 2 Cr (s) + 3 Cd 2+ (водн.) → 2 Cr 3+
    (водн.) + 3 кд (т)

    Перерисуйте показанный эскиз гальванического элемента.
    выше, сделав следующие замены:

    м 1
    = Cr, M 1 m + = Cr 3+

    м 2
    = Cd, M 2 n + = Cd 2+

    анионы = SO 4 2-, катионы
    = Na +

    16-9) Рассчитайте минимальное напряжение
    требуется для осуществления реакции Ag (s) + Sn 4+ (водн.) → Ag +
    (водн.) + Sn 2+ (водн.)
    электролизом в стандартных условиях, затем сбалансируйте уравнение.

    16-9)

    окисление (на аноде): Ag (s) → Ag + (водн.) + 1 e E ° ox
    = -0,80 В

    восстановление (на катоде): Sn 4+
    (водн.) + 2 e → Sn 2+ (водн.) E ° красный
    = +0,15 В

    E ° ячейка = (-0,80 В) + 0,15 = -0,65 В

    минимальное напряжение = | -0,65 В | = 0.65 В

    вычисленное уравнение:
    2 Ag (s) + Sn 4+ (водн.) → 2 Ag + (водн.) + Sn 2+ (водн.)

    16-10) Для электролиза
    расплав CaBr 2 , напишите полуреакцию, которая происходит на аноде, и
    полуреакция, которая происходит на катоде, а затем уравновесить уравнение.

    16-10)

    окисление (при
    анод): 2 Br → Br 2 + 2 e

    снижение (при
    катод): Ca 2+ + 2 e → Ca

    сбалансированный
    уравнение: 2 Br + Ca 2+ → Br 2 + Ca

    Нажмите, чтобы просмотреть викторину 1

    Нажмите для обзора викторины 1 ответов

    Показания химического / окислительно-восстановительного потенциала

    Показания окислительно-восстановительного потенциала

    ChemLab: Oxidation and Reduction

    Brian Knapp

    Copyright 1998

    Страницы 6-9, 15

    История окисления-восстановления

    Первая группа реакций, идентифицированных как окислительно-восстановительные, включала горение.Ученые пытались понять, как вещество меняется при горении. В 1697 году Георг Шталь предположил, что при горении материалов выделяется «флогистон» — фундаментальная, но невидимая часть всех веществ, которые могут гореть. Потребовалось столетие, чтобы выдвинуть альтернативную точку зрения. Антуан Лавуазье предположил, что горение — это химическая реакция, в которой вещество соединяется с кислородом воздуха. Таким образом, использование термина «окисление» (то есть, когда к веществу добавляется кислород) стало стандартным термином для такого рода реакции.Точно так же было определено, что реакция включает восстановление, если кислород был потерян.

    Однако кислород — лишь одно из нескольких веществ, которые могут поддерживать горение и окислять другое вещество, поэтому мы должны быть осторожны, чтобы не связывать окисление просто с кислородом. В самом деле, в 19 веке было обнаружено, что процессы окисления и восстановления не были связаны с потерей и приобретением атомов кислорода, а были связаны с потерей и приобретением электронов. Это открытие обеспечило недостающее звено между всеми веществами, которые могли поддерживать горение (например, хлор), и тем, как работают химические элементы (батареи).

    Более полное определение реакции окисления и восстановления теперь основано на переносе электронов. Окислительно-восстановительный потенциал — важная тема, поскольку в большинстве реакций происходит обмен электронами.

    Важно помнить, что два противоположных процесса восстановления (увеличение количества электронов) и окисления (потеря электронов), часто называемые сокращенно окислительно-восстановительными реакциями, являются одними из наиболее важных и распространенных химических реакций. Каждое окисление сопровождается восстановлением, а каждое восстановление сопровождается окислением.Два процесса всегда идут вместе. Вот почему окисление и восстановление обычно называют «окислительно-восстановительными» реакциями — этот термин помогает подчеркнуть этот факт.

    Окисляющие и восстанавливающие агенты

    Вещества, вызывающие окисление, то есть потерю электронов, называются окислителями, а те, которые вызывают восстановление или усиление электронов, называются восстановителями.

    Некоторые вещества являются лучшими окислителями, чем другие. Все зависит от того, насколько легко вещество поглощает электроны, заставляя другое вещество терять электроны.Наиболее реактивные неметаллы относятся к числу наиболее эффективных окислителей. Газообразный кислород (O2) из-за его большого количества в атмосфере является наиболее распространенным окислителем. Фтор (F) — самый сильный окислитель из всех элементов, а другие галогены также являются сильными окислителями. Фтор — такой хороший окислитель, что металлы, кварц, асбест и даже вода воспламеняются в его присутствии.

    В лаборатории концентрированные серная и азотная кислоты являются окислителями, которые используются для реакции с менее химически активными металлами.Другими важными окислителями, используемыми в лаборатории, являются перманганат калия, дихромат калия, перекись водорода и галогены.

    Среди элементов есть и сильные восстановители. Водород (h3) и металлы 1 и 2 групп Периодической таблицы являются одними из наиболее эффективных восстановителей. Водород был одним из первых элементов, признанных восстановителем. Поскольку углерод (C) и сера (S) легко соединяются с кислородом, они также являются эффективными восстановителями, особенно при высоких температурах.Гидриды металлов, такие как NaH, Cah3 и LiAlh5, также являются хорошими восстановителями.

    Вещества, которые являются сильнейшими восстановителями, являются самыми слабыми окислителями, а вещества, которые являются наиболее сильными окислителями, являются самыми слабыми восстановителями. Если атом натрия (Na) является сильным восстановителем, то ион натрия (Na + 1) должен быть слабым окислителем. Или, если атомы кислорода являются сильными окислителями, то ион оксида (O-2) является слабым восстановителем.

    Учтите, что окислитель и восстановитель являются относительными понятиями.Многие вещества фактически могут действовать как в зависимости от реагента, с которым они помещены. Например, вещество, которое является слабым окислителем, при взаимодействии с сильным восстановителем будет вести себя так, как если бы оно было сильным окислителем. Вещество, которое является слабым окислителем, при взаимодействии с сильным окислителем будет вести себя так, как если бы оно было восстановителем.

    Редокс-реакции в мире вокруг нас

    Многие окислительно-восстановительные реакции, происходящие в мире вокруг нас, имеют общие названия.Например, когда что-то загорается, это называется горением. Мы находим примеры окислительно-восстановительных реакций почти каждый раз, когда анализируем реакции, используемые в качестве источников тепла или работы. Например, при горении природного газа (Ch5) происходит окислительно-восстановительная реакция, в результате которой выделяется более 166 ккал / н энергии.

    Ch5 + 2O2 -> CO2 + 2h3O + energy

    Коррозия металлов — это еще одна окислительно-восстановительная реакция, которую в случае железа мы называем ржавчиной, а в случае серебра — потускнением.Аналогичным образом, большинство процессов, используемых в промышленности для получения металлов из руд, включают реакции восстановления, известные как рафинирование.

    Электрохимия занимается как реакциями, в результате которых образуется электрический ток, подобный тому, который мы получаем от батареи, так и использованием электричества для возникновения химической реакции, такой как электролиз воды. Оба включают реакции окисления и восстановления.

    Окисление — обычное явление на улицах городов, где загрязнение является обычным явлением.Окисление выхлопных газов на ярком солнце и в спокойном воздухе приводит к образованию коричневой дымки, называемой фотохимическим смогом. Когда бесцветный газообразный монооксид азота (NO) из выхлопных газов автомобиля реагирует с кислородом из воздуха, он окисляется до коричневого газообразного диоксида азота (NO2).

    2NO + O2 -> 2NO2

    Другим примером окислительно-восстановительных реакций являются реакции, связанные с отбеливанием, независимо от того, вызвана ли реакция отбеливателем, пероксидами или даже воздействием солнечного света и воздуха. Отбеливающие агенты действуют либо путем окисления, либо восстановления окрашенного вещества в бесцветную форму.Цветной натуральный материал и большинство синтетических красителей получают свой цвет из-за того, как определенные комбинации атомов углерода связаны друг с другом. Красящие вещества способны поглощать свет одних длин волн и отражать другие. Когда отбеливатель вступает в реакцию с цветным материалом, отбеливатель ослабляет некоторые углеродные связи, образуя новое вещество, не способное поглощать свет в видимом спектре. Отбеливатели на основе хлора, используемые в прачечной, являются окислителями. Восстанавливающие отбеливатели включают сульфит натрия и диоксид серы.Диоксид серы используется в качестве промышленного отбеливателя, особенно для древесной массы.

    Окислительно-восстановительные реакции в живых существах

    Многие биологические процессы также включают окисление и восстановление. Растения используют энергию солнца для создания своих тканей, уменьшая количество углекислого газа из воздуха в окислительно-восстановительной реакции, называемой фотосинтезом. Точно так же окисление фруктов — это окислительно-восстановительная реакция, вызывающая созревание или брожение.

    Напротив, животные «сжигают» или окисляют пищу в результате окислительно-восстановительной реакции, называемой дыханием.В нашем организме последовательность окислительно-восстановительных реакций используется для сжигания сахаров, таких как глюкоза (C6h22O6) и жирных кислот в жирах, которые мы едим.

    C6h22O6 + 6O2 -> 6CO2 + 6h3O

    Животные могут даже защитить себя, используя окислительно-восстановительные реакции. Жук-бомбардир может отпугивать крупных хищников, таких как лягушки, с помощью механизма химической защиты, который использует автоокисление перекиси водорода. Жук-бомбардир защищает себя, обрызгивая своих врагов горячей химической смесью.Катализированное автоокисление перекиси водорода дает горячий газообразный кислород. Этот газ дает насекомому способность выбрасывать раздражающие химические вещества из живота со взрывной силой.

    Хотя окисление — это естественный процесс, связанный с потерей электронов, когда он происходит слишком часто внутри клеток, переокисленная клетка может быть химически повреждена, что может вызвать проблемы для организма и связано с несколькими заболеваниями, такими как рак, гипертония и ревматоидный артрит, чтобы назвать несколько.

    Свободные радикалы — это просто атомы или группы атомов с неспаренными электронами в валентной оболочке. Почему это так смертельно? Большинство атомов хотят получить стабильную внешнюю оболочку. Чтобы быть стабильными, свободные радикалы должны получить электрон, чтобы электроны были спарены. Поскольку внешняя оболочка содержит неспаренные электроны, свободные радикалы чрезвычайно реактивны. В нашем организме свободные радикалы окисляют ближайшую молекулу, забирая необходимый электрон. Окисленная молекула станет свободным радикалом, начав цепную реакцию.Эта цепная реакция будет продолжаться, в конечном итоге приводя к разрушению живой клетки. Свободные радикалы могут атаковать липиды (жиры), белки, углеводы и ДНК. Однако ДНК — главная цель. Взаимодействие ДНК и свободных радикалов обычно приводит к мутациям, которые отрицательно влияют на клеточный цикл и потенциально приводят к злокачественным новообразованиям. Фактически, исследователи считают, что именно так возникает множество форм рака.

    Антиоксиданты — это вещества, которые защищают организм от разрушительных реакций окисления, замедляя или останавливая окисление в органических клетках.Антиоксиданты могут безопасно взаимодействовать со свободными радикалами и предотвращать повреждение жизненно важных молекул. Антиоксиданты способны нейтрализовать цепную реакцию свободных радикалов, вступая в реакцию со свободными радикалами. Чтобы остановить цепную реакцию, антиоксидант отдает необходимый электрон. Антиоксиданты также не превращаются в свободные радикалы, отдавая электрон, безопасно завершая цепную реакцию. Антиоксиданты способны на это, потому что они стабильны в любой форме.

    Растения — важнейший источник антиоксидантов.Это одна из причин, почему диета, богатая фруктами и овощами, необходима для хорошего здоровья. Они используются растением как собственные антиоксиданты, и они продолжают работать как антиоксиданты в нашем организме после того, как мы их съели. Эти соединения часто окрашены, поэтому нам рекомендуется есть фрукты и овощи разного цвета. Таким образом, синий цвет черники, фиолетовый цвет ежевики, сливы и винограда, апельсин моркови и кабачков, красный цвет клубники, малины, томатов и красной капусты — все это полезные антиоксиданты, которые должны быть неотъемлемой частью нашего здорового питания.Другими хорошими пищевыми источниками антиоксидантов являются брокколи, шпинат, капуста, горох, чеснок, авокадо, белое мясо, тунец, чечевица, бобы, орехи, семена, лук, морепродукты,

    Коррозия

    Ежегодно во всем мире тратятся миллиарды долларов для предотвращения и очистки после особого семейства окислительно-восстановительных реакций — коррозии металлов. Железо и сталь (в основном это железо) могут окисляться до ионов металлов водой и кислородом окружающей среды. Кислород восстанавливается в результате реакции либо до оксида, либо до иона гидроксида.Коррозия описывается следующими уравнениями:

    2Fe + O2 -> 2FeO

    4Fe + 3O2 -> 2Fe2O3

    2Fe + O2 + 2h3O -> 2Fe (OH) 2

    4Fe (OH) 2 + O2 + 2h3O -> 4Fe (OH) 3

    При коррозии железа из неплотно упакованных частиц образуется покрытие (ржавчина), через которое вода и воздух могут проникать, продолжая атаковать находящийся под ним металл.

    Серебро разъедает (тускнеет) при контакте с пищевыми продуктами, такими как яйца, которые богаты соединениями серы или следовыми количествами h3S или SO2 в атмосфере.

    4Ag + 2h3S + O2 -> 2Ag2S + 2h3O

    Коррозия еще легче возникает в присутствии солей или кислот. Эти вещества соединяются с водой, образуя проводящие растворы, которые увеличивают способность электронов к переносу.

    Не все металлы подвержены коррозии. Золото и платина называются «благородными металлами», потому что они очень устойчивы к потере электронов в результате коррозии. Другие металлы легко теряют электроны, но они защищены оксидным покрытием, которое образуется на их поверхности.Например, алюминий быстро корродирует на воздухе, образуя покрытие из очень плотно упакованных частиц оксида алюминия. Это плотно упакованное покрытие защищает алюминиевый объект от дальнейшей коррозии.

    Коррозия инструмента или ножа — обычная, но относительно небольшая проблема. Напротив, коррозия опорной колонны моста, корпуса нефтяного танкера или исторического артефакта, такого как Статуя Свободы, представляет собой гораздо более серьезную и дорогостоящую проблему.

    Методы борьбы с коррозией делятся на две категории: защита поверхности и электрохимическая защита.Защита поверхности включает покрытие металлической поверхности маслом, краской или другим металлом, например цинком (гальваника). Эти покрытия не пропускают воду и воздух, тем самым предотвращая коррозию. Однако если покрытие поцарапано или стерто, оголенный металл начнет разъедать. Изначально автомобили красили только по одной причине — чтобы замедлить образование ржавчины.

    Электрохимическая защита предполагает «принесение в жертву» одного металла ради спасения другого. Чтобы защитить железный предмет, например, кусок магния или цинка помещается в электрический контакт с ним.Эти два металла окисляются легче, чем железо, но они устойчивы к коррозии под действием кислорода и воды из-за плотно упакованных оксидных покрытий. Когда кислород и вода атакуют железо, атомы железа теряют электроны. Сразу же атомы магния или цинка передают электроны ионам железа, снова восстанавливая ионы железа до нейтральных атомов. Покрытия не препятствуют этому переносу, поскольку электрический контакт уже установлен.

    Карточки для прогнозирования окислительно-восстановительных реакций | Quizlet

    В растворах молекулы и ионы ведут себя независимо друг от друга.Если столкновения считаются случайными, можно предположить, что самый сильный окислитель будет реагировать с самым сильным восстановителем. Учитывайте только первую реакцию.

    Например …

    Перманганат калия заливается в подкисленный раствор сульфата железа (II).

    1. Перечислите все присутствующие объекты.

    сульфат-ионы, ионы железа (II), ионы калия, перманганат-ионы, ионы водорода, молекулы воды.

    2. Используйте таблицу окислительно-восстановительного потенциала, чтобы найти окислители и восстановители.

    ПРИМЕЧАНИЕ. Любые вещества, не представленные в стандартной таблице окислительно-восстановительных потенциалов, могут считаться ионами-наблюдателями.
    ПРИМЕЧАНИЕ. Если раствор кислый, включите H +
    . ПРИМЕЧАНИЕ. Включите в раствор h3O.
    . ПРИМЕЧАНИЕ. H + является окислителем.

    SO4-. 2 (водн.)
    K + (водн.)
    MnO4- (водн.)
    Fe + 2 (водн.)
    h3O (l)

    Перманганат-ионы являются только окислителями в кислых растворах, поэтому они группируются с ионами водорода. Сульфат окисляется только при смешивании с водой.

    SO4-2 (водн.)) / H3O (l) = OA
    MnO4- (водн.) / H + (водн.) = OA
    h3O = OA и RA
    Fe + 2 (водн. ) = OA
    H + (водн.) = OA

    3.Определите сильнейшие окислители и восстановители. Начните с верхнего левого угла таблицы окислительно-восстановительного потенциала, пока не будет найден один из окислителей. Начните с нижнего правого угла таблицы окислительно-восстановительного потенциала, пока не будет найден один из редукторов. Предположим, что любые вещества, не указанные в таблице, являются ионами-наблюдателями.

    Сильнейший окислитель — MnO4- (водн.) / H +
    Сильнейший восстановитель — Fe + 2 (водн.)

    4. Напишите полууравнение для каждого из них. При необходимости балансируйте.

    ПРИМЕЧАНИЕ. ПРОВЕРЬТЕ, ПРОИЗВОДИТ ЛИ SOA и SRA СПОНТАННУЮ РЕАКЦИЮ ПО ИХ РАЗМЕЩЕНИЮ В СТАНДАРТНОЙ ТАБЛИЦЕ РЕДОКС.ЕСЛИ НЕТ, ПРОБЛЕМА ЗАКАНЧИВАЕТСЯ НА ЗДЕСЬ. ПРОСТО УКАЗАТЬ, ЧТО НЕТ НАБЛЮДАЕМЫХ ИЗМЕНЕНИЙ В СВОЙСТВАХ, ПОТОМУ ЧТО SOA НАХОДИТСЯ НИЖЕ SRA / SRA ВЫШЕ SOA.

    ПРИМЕЧАНИЕ. Половина реакции может уже существовать в таблице окислительно-восстановительного потенциала. Бери оттуда так. Реакцию также можно превратить в реакцию окисления. Они так или иначе читают!
    ПРИМЕЧАНИЕ. Переверните уравнение, указав необходимую полуреакцию окисления или восстановления.

    I. MnO4- (водн.) + 8H + (водн.) + 5e- -> Mn2 + (s) + 4h3O (l)
    II.Fe + 2 (водн.) -> Fe + 3 (водн.) + E-

    5. Уравновесите количество электронов, потерянных и приобретенных в полуреакциях, умножив одно или оба уравнения на коэффициент. Добавьте два сбалансированных уравнения, чтобы получить чистое ионное уравнение.

    а. Поскольку в реакции I необходимо 5 электронов, реакцию II необходимо умножить на 5.

    I. MnO4- (водн.) + 8H + (водн.) + 5e- -> Mn2 + (s) + 4h3O (l)
    II. 5 x [Fe + 2 (водн.) -> Fe + 3 (водн.) + Е-]

    b. Комбинировать.

    MnO4- (водн.) + 5Fe + 2 (водн.) + 8H + (водн.) + 5e- -> Mn2 + (s) + 4h3O (l) + 5Fe + 3 (водн.) + 5e-

    c.Вычеркните электроны в окончательном итоговом ионном уравнении.

    MnO4- (водн.) + 5Fe + 2 (водн.) + 8H + (водн.) -> Mn2 + (s) + 4h3O (l) + 5Fe + 3 (водн.)

    6. Предскажите, возникнет ли это самопроизвольно или нет, используя правило спонтанности.

    OA — MnO4- (водн.) / H +
    RA — Fe + 2 (водн.)

    Окислитель находится над восстановителем в окислительно-восстановительной таблице, поэтому реакция является спонтанной.

    7. Проверьте эмпирические данные.

    К кислому раствору ионов железа (II) добавляют раствор перманганата калия.Темно-пурпурный цвет ионов MnO4- (aq) мгновенно исчезает. Раствор становится желтым. Интерпретация состоит в том, что ионы MnO4- (водн.) Реагируют с ионами Fe + 2 (водн.) С образованием желтовато-коричневых ионов Fe + 3 (водн.) И Mn + 2 (водн.).

    Окислитель и восстановительные газы?

    Я дважды задавал следующий вопрос:

    Я хочу рассчитать концентрацию газа в ppm в закрытой камере объемом 1025 см3. У меня есть баллон со смесью Nh4 и воздуха с соотношением 10 и 90% соответственно.мы подаем эту газовую смесь в камеру с расходом 100 куб. Как теперь рассчитать концентрацию Nh4 в ppm внутри закрытой камеры?

    Но мои старшие и учителя отвечают на него по-другому. Я не знаю, на какой ответ я верю, я немного сбит с толку… ответы, которые я получил в ответ на свои вопросы, следующие:

    Привет, Калим,

    концентрация в ppm не зависит от расхода или объема до тех пор, пока из камеры откачан воздух перед введением смеси Nh4 / воздух.Измерение ppm просто говорит о том, сколько мкг / г (вес) или молекул на миллион молекул (молярное соотношение) Nh4 содержится в смеси.

    Предполагая, что ваша смесь 1:10 рассчитана по весу, концентрация составляет 100 000 мкг / г или ~ 170000 молекул / 1 000 000 молекул смеси. Последнее, более высокое молекулярное соотношение возникает из-за того, что молярная масса Nh4 ниже, чем в среднем для воздуха, т.е. на единицу веса приходится больше молекул Nh4, чем в газовой смеси, составляющей воздух.

    Если ваша газовая смесь 1:10 представлена ​​молекулами / молекулами (парциальные давления), концентрация Nh4 составляет ~ 59 000 мкг / г или 100 000 молекул / 1 000 000 молекул смеси.3 / мин) * мин), t (мин) — время, в течение которого был добавлен кислород, 32 — молярная масса O2, Vm — молярный объем, 1 = 1 литр, объем вашей камеры.

    Третий способ вычислений:

    xA = mA / mtotal

    частей на миллион (ppm) = xA * 106

    т.е. мольная доля компонента (XA * 106)

    Есть и другие ответы, даже если я знаю, что они не правы….… А теперь скажите мне правильный способ, наиболее точный для расчета концентрации газа в PPM …… Thanx

    Lab 11 — Redox Reactions

    Назначение

    Для определения относительной окислительной и восстановительной силы ряда металлов и ионов.

    Голы

    • 1

      Изучить относительную окислительную и восстанавливающую силы различных металлов.

    • 2

      Приобрести практику работы с электрохимическими ячейками.

    • 3

      Использовать экспериментально определенные клеточные потенциалы для ранжирования полуреакций восстановления.

    Введение

    Движение или перенос электронов занимает центральное место в нашем понимании химических реакций.Изучение переноса электронов от одного реагента к другому — это изучение электрохимии . Электроны могут самопроизвольно перемещаться с более высоких уровней энергии на более низкие уровни энергии внутри атома. Подобное движение может происходить между двумя разными химическими реагентами. Если в одном реагенте есть электроны с более высокой энергией, чем незаполненные орбитали другого реагента, электроны с высокой энергией могут переходить на незаполненные орбитали с более низкой энергией. Этот перенос электронов от одного химического вещества к другому известен как окислительно-восстановительная (окислительно-восстановительная) реакция или электронного переноса.

    Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию (1) и рисунок 1 ниже:

    (1)

    Zn (тв.) + Cu 2+ (водн.) → Zn 2+ (водн.) + Cu (т.)

    Рис. 1 : Энергетическая диаграмма реакции между металлическим цинком и ионом меди (II).

    Один реагент, металлический цинк, имеет пару электронов на гораздо более высоком уровне энергии, чем незаполненная орбиталь в другом реагенте, ионе меди (II).Электроны на более высокой энергетической орбитали в цинке могут самопроизвольно перемещаться на более низкую энергетическую орбиталь в меди (II). Этот перенос электрона представляет собой окислительно-восстановительную реакцию.

    Поскольку реагент с электронами высокой энергии «теряет» свои электроны, его степень окисления увеличивается. В этом примере элементарный цинк имеет степень окисления 0; потеря двух электронов повышает степень окисления до +2. Потеря электронов — это реакция окисления , . И наоборот, когда реагент с низкоэнергетической орбиталью «набирает» электроны, его степень окисления снижается.Медь (II) имеет степень окисления +2; элементарный металл имеет степень окисления 0. Получение электронов представляет собой реакцию восстановления и .

    В окислительно-восстановительной реакции реагент, который теряет электроны (окисляется), вызывает восстановление и называется восстановителем . В приведенном выше примере металлический цинк является восстановителем; он теряет два электрона (окисляется) и становится ионом Zn 2+ . Реагент, который приобретает электроны (восстанавливается), вызывает окисление и называется окислителем .Ион Cu 2+ получает два электрона (восстанавливается) с образованием металлической меди.

    Чтобы иметь полную сбалансированную окислительно-восстановительную систему, должно быть по крайней мере одно восстановление и одно окисление; одно не может происходить без другого, и они будут происходить одновременно. Для сбалансированной системы количество электронов, потерянных в реакции окисления, должно быть равно количеству электронов, полученных на стадии восстановления. Это ключ к уравновешиванию уравнений окислительно-восстановительных реакций. Чтобы отслеживать электроны, удобно записать реакции окисления и восстановления как полуреакций. Половинки реакции для уравнения 1 показаны ниже. В этом примере цинк теряет два электрона, а медь (II) принимает оба.

    (2)

    Zn → Zn 2+ + 2 e (полуреакция окисления, восстановитель)

    (3)

    Cu 2+ + 2 e → Cu (полуреакция восстановления, окислитель)

    В (немного) более сложном примере металлическая медь передает электроны ионам серебра, которые имеют степень окисления +1.Половинки реакций и сбалансированное чистое уравнение показаны ниже. Поскольку количество потерянных электронов должно равняться количеству полученных электронов, каждый из двух ионов серебра принимает по одному электрону от одного атома меди, который теряет два электрона.

    (4)

    Cu → Cu 2+ + 2 e (полуреакция окисления)

    (5)

    Ag + + 1 e → Ag (полуреакция восстановления)

    (6)

    2 Ag + + Cu → 2 Ag + Cu 2+ (чистая реакция)

    В этом примере медь отдает электроны (окисляется).Это указывает на то, что ион серебра имеет свободную орбиталь с меньшей энергией, чем та, на которой находятся два электрона меди.

    В окислительно-восстановительных реакциях окисленная и восстановленная формы каждого реагента называются окислительно-восстановительной парой . Редокс-пары обозначаются как «вол / красный». Окисленная форма пары показана слева, восстановленная форма справа с косой чертой между ними. Например, Cu 2+ / Cu и Zn 2+ / Zn.

    Часть A: Относительная реактивность

    В Части A этого эксперимента вы оцените относительную силу окислителей и восстановителей, наблюдая за тем, происходят реакции или нет.Каждую реакцию будет сопровождать видимое изменение. Образуется твердое вещество или газ, или произойдет изменение цвета. Это указывает на то, что незаполненные орбитали в окислителе имеют более низкую энергию, чем заполненные орбитали восстановителя. Реакция — результат переноса электрона. Если такого изменения не наблюдается, значит никакой реакции не произошло.

    Вы протестируете три окислителя: Cu 2+ , Mg 2+ и MnO 4 , чтобы определить их относительную реакционную способность.Растворы, которые будут поставлять эти ионы, — это Cu (NO 3 ) 2 , Mg (NO 3 ) 2 и KMnO 4 соответственно. Половина реакции восстановления для каждого окислителя показана ниже в алфавитном порядке.

    (7)

    Cu 2+ (водн.) + 2 e Cu (s)

    (8)

    Mg 2+ (водн.) + 2 e Mg (s)

    (9)

    MnO 4 (водн.) + 8 H + (водн.) + 5 e Mn 2+ (водн.) + 4 H 2 O (л)

    Вы будете реагировать с каждым из них с двумя соединениями, которые могут действовать как восстановители, перекисью водорода (H 2 O 2 ) и йодидом калия (KI).Затем вы протестируете три восстановителя: Cu (s), Mg (s) и Zn (s), чтобы определить их относительную реакционную способность. Половина реакции окисления для каждого восстановителя указана ниже в алфавитном порядке.

    (10)

    Cu (s) Cu 2+ (водн.) + 2 e

    (11)

    Mg (ов) Mg 2+ (водн.) + 2 e

    (12)

    Zn (ов) Zn 2+ (водн.) + 2 e

    Вы будете реагировать с каждым из них с двумя видами, которые могут действовать как окислители, водой (H 2 O) и ионом гидроксония (H 3 O + ), поставляемым соляной кислотой.Обратите внимание, что пара Cu 2+ / Cu и пара Zn 2+ / Zn также исследуются в Части B этого эксперимента. Будьте готовы сравнить относительную реактивность из Части A с вашими наблюдениями при измерении потенциалов клеток в Части B.

    Часть B: Потенциалы полуэлементов

    Когда электроны передаются спонтанно (с понижением свободной энергии), они могут работать во внешней цепи, если полуреакции разделены на разные части. Так работают батарейки.Такие устройства называются гальваническими элементами . Также можно установить электролитическую ячейку , , в которой внешнее напряжение (источник энергии) используется для запуска окислительно-восстановительной реакции в неспонтанном направлении. Многие промышленные процессы включают электролиз. Важным примером является производство металлического алюминия из руды (Al 2 O 3 ).

    Разделение полуреакций также позволяет измерить разность энергий между электронами на донорных орбиталях восстановителя и акцепторных орбиталях окислителя.Вы объедините серию пар окислительно-восстановительных сил и измерите разницу в энергии между ними. Обычно это выполняется в электрохимической ячейке. Один показан на рисунке 2 ниже.

    Рисунок 2 : Электрохимическая ячейка для реакции между металлической медью и ионом цинка.

    В гальваническом элементе полуэлементы представляют собой сосуды, содержащие полоску металла в растворе соответствующего иона металла. Металлические полоски называются электродами . Электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом , а электрод, на котором происходит окисление, называется анодом .

    Подключение электродов через нагрузку образует внешнюю цепь. Как на иллюстрации, нагрузкой будет вольтметр. Электроны будут перемещаться от высокоэнергетических орбиталей восстановителя на аноде через внешнюю цепь к более низким энергетическим орбиталям окислителя на катоде. Чтобы замкнуть цепь, для соединения двух полуэлементов используется солевой мост , , который позволяет ионам перемещаться от одной полуячейки к другой.Когда вольтметр используется в качестве нагрузки, можно измерить разность потенциалов между окислителем и восстановителем. Первая разность потенциалов, которую вы будете измерять, будет между парой Cu 2+ / Cu и парой Ag + / Ag. Вы будете использовать это, чтобы настроить свой вольтметр так, чтобы получать положительные показания. Напомним из уравнений 4-6, что металлическая медь отдает электроны ионам серебра. В этой реакции окисляется металлическая медь, поэтому пара Cu 2+ / Cu является анодом.Ионы серебра восстанавливаются, поэтому пара Ag + / Ag является катодом. Электроны движутся к катоду, более электрически положительному электроду, в спонтанной реакции. Разность потенциалов E , ячейка , определяется как

    (13)

    Элемент E = Катод E — Анод E

    В гальваническом элементе потенциал элемента должен быть положительным, если катод и анод правильно идентифицированы.

    Затем вы измерите разность потенциалов между парой Cu 2+ / Cu и несколькими другими окислительно-восстановительными парами, состоящими из металлов и их ионов.Одна из пар будет Zn 2+ / Zn. Из уравнений 1-3 мы знаем, что медь (II) восстанавливается в этой реакции, поэтому пара Cu 2+ / Cu является катодом. Однако, когда пара Cu 2+ / Cu соединена с парой Ag 1+ / Ag, пара Cu 2+ / Cu является анодом. Как это повлияет на измерения? Если пара Cu 2+ / Cu поддерживается на одном и том же выводе вольтметра для всех измерений, те, в которых она является катодом, будут показывать отрицательные потенциалы.Это просто указывает на то, что электроны проходят через вольтметр в направлении, противоположном тому, что было измерено в ячейке с парой Ag + / Ag. Вольтметры чувствительны к направлению потока электронов (электрического тока) и указывают направление с помощью знака разности потенциалов.

    Следовательно, в этой экспериментальной установке положительное напряжение означает, что пара Cu 2+ / Cu является анодом, а отрицательное напряжение означает, что пара Cu 2+ / Cu является катодом.Таким образом, вы должны получить серию разностей потенциалов, которые можно расположить от наиболее отрицательных до наиболее положительных. Этот порядок расскажет вам об энергетических отношениях между заполненными орбиталями в металлах и вакантными орбиталями в ионах. Пара, которая создает наиболее отрицательную разность потенциалов с медью, будет иметь металл с наибольшей энергией электронов. Это будет сильнейший восстановитель. Пара, которая создает наиболее положительную разность потенциалов с медью, будет иметь незаполненные орбитали с наименьшей энергией.Это будет сильнейший окислитель.

    Для Части B вы будете использовать простую версию электрохимической ячейки. Он будет состоять из круглого пластикового основания с одним центральным углублением, покрытым пористой фриттой, содержащей раствор солевого мостика, и углублениями по окружности для различных растворов полуэлементов. Металлические электроды — это провода, которые будут помещены в растворы, содержащие ионы металлов. Когда выводы вольтметра подключены к двум металлическим электродам, разность потенциалов между двумя ячейками будет измеряться так же, как на рисунке 2 выше.

    Оборудование

    Часть A: Относительная реактивность

    • 1

      керамическая пластина

    • 3

      Мензурки 30 мл

    • 1

      бутылка для шприца с деионизированной водой

    Часть B: Потенциалы полуэлементов

    • 1

      Модуль MicroLab Multi-EChem Half Cell

    • 1

      Интерфейс MicroLab

    • 1

      вольтметр с зажимом крокодила

    Реагенты

    Часть A: Относительная реактивность

    • ~ 6 капель 0.1 M Cu (NO 3 ) 2

    • ~ 6 капель 0,1 M Mg (NO 3 ) 2

    • ~ 6 капель 0,1 M KMnO 4 (кислая)

    • ~ 9 капель 3% раствора H 2 O 2

    • ~ 9 капель 0,1 М КИ

    • ~ 9 капель раствора фенолфталеина

    • ~ 2 штуки Cu из металла

    • ~ 2 шт. Металлический цинк

    • ~ 2 шт Mg металл

    • ~ 20 мл 3 M HCl

    • ~ 30 мл водопроводной воды

    Часть B: Потенциалы полуэлементов

    • 0.1 M Cu (NO 3 ) 2

    • 0,1 М AgNO 3

    • 0,1 M Pb (NO 3 ) 2

    • 0,1 M Zn (NO 3 ) 2

    • 0,1 млн KNO 3

    • 2 × ~ 1,5 дюйма медный провод

    • ~ 1,5 «серебряная проволока

    • Подводящий провод ~ 1,5 дюйма

    • ~ 1.Цинковая проволока 5 дюймов

    Безопасность

    Раствор перманганата калия (KMnO 4 ) является сильным окислителем; он также кислотный и коррозионный. Раствор 3M HCl является кислым и едким. Оба раствора могут атаковать кожу и вызвать необратимое повреждение глаз. Если какой-либо из этих растворов попал вам в глаза, немедленно промойте глаза. Держите глаза открытыми и промойте водой. При попадании на кожу или одежду промойте пораженный участок водой.Попросите вашего партнера по лаборатории известить вашего инструктора о разливе.

    3M HCl выделяет кислые и раздражающие пары. Осторожно добавьте его в мензурки в вытяжном шкафу на боковой полке. Избегайте вдыхания паров.

    Восстановители производят газообразный водород при воздействии воды и / или кислоты. Держите реакции вдали от источников возгорания и смойте кислоту металла перед тем, как выбросить его. Не закрывайте контейнер для отходов плотно.

    Как и во всех других лабораториях, обязательно тщательно мойте руки после работы с химическими веществами и не прикасайтесь к глазам и рту во время лаборатории.

    Вывоз мусора

    Растворы из части A1 эксперимента следует смыть в контейнер для отходов окислителей. В емкости будет воронка. Вылейте содержимое лунок в воронку, а затем промойте планшет водой из отжимной бутылки.

    Металлы из Части А2 эксперимента следует удалить из реакций с помощью щипцов, промыть водой, если они подверглись воздействию кислоты, промокнуть для удаления избытка воды, а затем выбросить в контейнер для использованных металлов.Не закрывайте плотно этот контейнер; водородный газ может создать в нем давление. Жидкости из этого эксперимента можно смывать в раковину.

    Растворы из части B эксперимента следует смыть в контейнер для отходов окислительно-восстановительных растворов. В емкости будет воронка. Вылейте содержимое лунок в воронку, а затем промойте пластиковую основу водой из отжимной бутылки. Металлические провода следует вернуть на установочный лист для использования в следующем лабораторном разделе.

    До класса

    Выполните предварительное задание WebAssign.Проверьте свою учетную запись WebAssign на предмет сроков выполнения. Студенты, не заполнившие предварительную лабораторную работу WebAssign, должны принести и сдать предварительную рабочую таблицу.

    Лабораторная процедура

    Распечатайте лист для этой лабораторной работы. Этот лист понадобится вам для записи ваших данных.

    Для этой лаборатории Часть A будет установлена ​​на вашей лабораторной станции. Во время лабораторного периода каждая пара должна по очереди подходить к боковой полке для записи измерений для Части B.

    Часть A1: Рейтинг окислителей

    • 1

      Получите керамический планшет с лунками.

    • 2

      Добавьте 3 капли раствора Cu (NO 3 ) 2 в первую лунку, 3 капли раствора Mg (NO 3 ) 2 во вторую лунку и 3 капли раствора KMnO 4 в лунку. третий колодец.

    • 3

      Добавьте по 2 капли раствора H 2 O 2 в каждую лунку. Если что-то произошло, напишите «R» (реакция) в таблице данных A1 и кратко запишите, что произошло в поле под ней.Если ничего не произошло, напишите «NR» (нет реакции) в поле. Любой окислитель, который вступил в реакцию с H 2 O 2 , является более сильным окислителем, чем любой, который не реагировал.

    • 4

      Если реакции не наблюдалось, капните три капли окислителя в другую лунку.

    • 5

      Добавьте по три капли раствора KI в каждую лунку. Если что-то произошло, напишите «R» (реакция) в таблице данных A1 и кратко запишите, что произошло в поле под ней.Если ничего не произошло, напишите «NR» (нет реакции) в поле. Любой окислитель, который прореагировал с KI, является более сильным окислителем, чем любой, который не реагировал.

    • 6

      Вылейте содержимое лунок в емкость для отходов окислителей и промойте ее шприцем. Ополаскиватели также должны попасть в емкость для отходов.
      Вылейте содержимое лунок в емкость для отходов окислителей и промойте ее из шприца.Ополаскиватели также должны попасть в емкость для отходов.

    Таблица данных A: Реакции окисляющих агентов

    Вопрос 1: Перечислите окислители в порядке от самых слабых до самых сильных.

    Вопрос 2: Запишите полуреакции окислителей в порядке от самого слабого к самому сильному. (Подсказка: помните, что окислители восстанавливаются.)

    Часть A2: Ранжирование понижающих агентов

    • 1

      Возьмите три стакана на 30 мл и пометьте их Cu, Mg и Zn.

    • 2

      Добавьте по 10-15 мл водопроводной воды в каждую, затем поместите небольшой кусочек металлической меди в ячейку с надписью «Cu», металлический магний в ячейку с меткой «Mg» и металлический цинк в ячейку с меткой «Zn».

    • 3

      В каждый стакан добавьте по 3 капли фенолфталеинового индикатора. Если что-то произошло, напишите «R» (реакция) в таблице данных A2 и кратко запишите, что произошло в поле под ней. Если ничего не произошло, напишите «NR» (нет реакции) в поле.Любой восстановитель, вступивший в реакцию с водой, является более сильным восстановителем, чем любой, который не реагировал.

    • 4

      Пинцетом, предусмотренным в емкости для отходов, удалите металл из каждого из трех стаканов. Если реакции не произошло, промойте металл деионизированной водой и поместите его на бумажное полотенце, чтобы он высох. Этот металл можно использовать на этапе 5. Если реакция все же произошла, поместите металл в емкость для использованного металла . Жидкости можно смывать водой в раковину.

    • 5

      Промойте и высушите химические стаканы, затем поместите новый образец металлов, которые не вступили в реакцию с водой, в надлежащим образом промаркированные стаканы.

    • 6

      Добавьте примерно 10 мл водопроводной воды в каждый стакан.

    • 7

      Подойдите к вытяжному шкафу с боковой полкой и добавьте 10 мл 3 M раствора HCl в каждый стакан. Если что-то произошло, напишите «R» (реакция) в таблице данных A2 и кратко запишите, что произошло в поле под ней.Если ничего не произошло, напишите «NR» (нет реакции) в поле. Любой восстановитель, вступивший в реакцию с кислотой, является более сильным восстановителем, чем любой, который не реагировал.

    • 8

      С помощью щипцов, предоставленных рядом с емкостью для отходов, удалите металлы из каждого стакана, промойте их деионизированной водой из бутылки для отжима и промокните насухо. Поместите их в использованную металлическую банку . Жидкости можно смывать водой в раковину.

    • 9

      Вымойте и высушите все свое оборудование и верните его в место установки, где вы его нашли.

    Таблица данных A2: Реакции восстанавливающих агентов

    Вопрос 3: Перечислите восстановители в порядке от самого сильного до самого слабого.

    Вопрос 4: Запишите полуреакции восстановителей в порядке от самого слабого до самого сильного. (Подсказка: помните, что восстановители окисляются.)

    Вопрос 5: Считается, что самый сильный окислитель имеет самый положительный потенциал, а самый сильный восстановитель имеет самый отрицательный потенциал.Основываясь на ваших наблюдениях, составьте список всех полуреакций (как уменьшение) в порядке от наиболее отрицательного к наиболее положительному.

    Вопрос 6: Рассмотрим реакцию с участием металлического магния.

    • а

      С каким соединением, элементом или ионом реагировал магний?

    • б

      Напишите полуреакцию того, что случилось с этим химическим веществом. Вы можете использовать Таблицу стандартных возможностей снижения для помощи.

    • с

      Напишите сбалансированное уравнение реакции, которая произошла между металлическим магнием и этим химическим веществом.

    Вопрос 7: Вы также наблюдали реакцию с металлическим цинком.

    • а

      С каким соединением, элементом или ионом прореагировал цинк?

    • б

      Напишите полуреакцию того, что случилось с этим химическим веществом. Вы можете использовать Таблицу стандартных возможностей снижения для помощи.

    • с

      Напишите сбалансированное уравнение реакции, которая произошла между металлическим цинком и этим химическим веществом.

    Вопрос 8: Основываясь на ваших ответах на вопрос 5, вызовет ли какая-либо из этих комбинаций реакцию?

    Часть B: Потенциалы полуэлементов

    • 1

      Чтобы активировать вольтметр MicroLab, сначала убедитесь, что интерфейс MicroLab включен, на что указывает зеленый свет в «o» логотипа MicroLab.На рабочем столе компьютера дважды щелкните значок MicroLab, чтобы открыть программное обеспечение. Появится поле для выбора эксперимента. Выделите «Half-Cell Meter» и нажмите «OK». Убедитесь, что выбран вход напряжения, и нажмите «ОК». Это вызовет дисплей измерителя измеренного напряжения.

    • 2

      Заполните центр ячейки, показанной на рисунке 3, свежим раствором KNO 3 .

    • 3

      Заполните лунки растворами ионов металлов и поместите в раствор соответствующую металлическую проволоку:

      • скв.1 и 2: Cu (NO 3 ) 2 / Cu.Медная проволока будет иметь характерный медный цвет.

      • скв.3: Zn (NO 3 ) 2 / Zn. Проволока из цинка будет серой, и ее будет трудно согнуть.

      • скв.5: Pb (NO 3 ) 2 / Pb. Pb-провод будет тускло-серым и очень гибким.

      • скв. 7: AgNO 3 / Ag. Проволока Ag будет блестящей и похожей на серебро.

    Рисунок 3 : Модуль MicroLab Multi-EChem Half Cell

    • 4

      Для медно-медной ячейки прикрепите черный провод зажима типа «крокодил» к медному проводу в лунке 1.

    • 5

      Затем прикрепите красный провод зажима типа «крокодил» к другому медному проводу в лунке 2.

    • 6

      Измерьте потенциал в вольтах и ​​запишите его в Таблицу данных B1. Это значение должно быть очень близко к 0,0 В, поскольку нет разницы потенциалов между медью и самой собой. Если вы не обнаружите такого результата, проконсультируйтесь со своим инструктором.

    • 7

      Когда вы закончите измерение, снимите красный провод с медного провода и прикрепите его к серебряному проводу.Измерьте потенциал в вольтах и ​​запишите его в Таблицу данных B1. Ячейка Silver-Copper должна иметь положительный потенциал ячейки. Если это не так, обратитесь к своему инструктору.

    • 8

      Повторите шаг 7 для пар цинк-медь и свинец-медь.

    • 9

      Когда закончите, утилизируйте все отходы в соответствующий контейнер в вытяжном шкафу, промойте ячейку и снова наполните центральную ячейку раствором KNO 3 .

    • 10

      Введите четыре пары в таблицу данных B2, расположив их в порядке от наиболее отрицательного потенциала к наиболее положительному.

    • 11

      Мы рассматривали пару Cu 2+ / Cu как точку отсчета для наших измерений. Тем не менее, стандартный водородный электрод (SHE) определяется международной конвенцией как эталон нулевого напряжения. Восстановительный потенциал Cu 2+ / Cu равен +0.34 В относительно этого стандарта. Следовательно, добавляя +0,34 В к каждому из измеренных потенциалов относительно Cu , 2+ / Cu преобразует их в потенциалы относительно SHE. Введите эти значения в столбец 3 таблицы данных B2.

    • 12

      Обратитесь к таблице стандартных восстановительных потенциалов, приведенной на внутренней стороне передней обложки этого лабораторного руководства, чтобы найти фактические стандартные восстановительные потенциалы этих четырех пар. Введите эти значения в столбец 4 таблицы данных B2.

    Таблица данных B1: потенциалы ячеек в сравнении с парой Cu 2+ / Cu

    Таблица данных B2: потенциалов ячеек в порядке, с полуреакциями

    Вопрос 9: На основании порядка, полученного экспериментально,

    • а

      У какого вида орбитали заполнены или частично заполнены наибольшей энергией?

    • б

      Какой вид имеет незаполненные или частично заполненные орбитали с наименьшей энергией?

    • с

      Какой вид является самым сильным восстановителем?

    • д

      Какой вид является самым сильным окислителем?

    Вопрос 10: Используя порядок, который вы нашли в таблице данных B2 для потенциалов ячеек, запишите полуреакцию для каждой полуячейки.Запишите реакции в виде сокращений.

    Вопрос 11: Пара Mg 2+ / Mg не тестировалась при измерении потенциалов полуэлементов. Основываясь на его поведении в Части A, где бы вы поместили его в Таблицу данных B2? (Если вы сначала выполняете часть B, вернитесь к этому вопросу после выполнения обеих частей лабораторной работы.

    • 13

      Перед тем как уйти, подойдите к компьютеру в лаборатории и введите свои результаты в лабораторное задание. Если все результаты считаются правильными, выйдите из системы.Если не все результаты верны, попробуйте найти ошибку или проконсультируйтесь с инструктором лаборатории. Когда все результаты верны, запишите их и выйдите из WebAssign. Лабораторное задание должно быть выполнено к концу лабораторного периода. Если требуется дополнительное время, проконсультируйтесь с инструктором вашей лаборатории.

    Авторские права © 2010-2013 Advanced Instructional Systems, Inc. и Государственный университет Северной Каролины | Кредиты

    Определения окисления и восстановления (редокс)

    Это, пожалуй, наиболее важное использование терминов окисление и восстановление на уровне A ‘.

    Определения

    Очень важно помнить эти определения. Есть очень простой способ сделать это. Если вы помните, что говорите о переносе электрона:

    Простой пример

    Уравнение показывает простую окислительно-восстановительную реакцию, которую, очевидно, можно описать в терминах переноса кислорода.

    Оксид меди (II) и оксид магния являются ионными. Металлы явно нет.Если вы перепишете это как ионное уравнение, окажется, что ионы оксида являются ионами-наблюдателями, и у вас останется:

     

    Последний комментарий по окислителям и восстановителям

    Если вы посмотрите на уравнение выше, магний восстанавливает ионы меди (II), отдавая им электроны для нейтрализации заряда. Магний — восстановитель.

    С другой стороны, ионы меди (II) удаляют электроны из магния, создавая ионы магния.Ионы меди (II) действуют как окислитель.

    Внимание!

    Это потенциально очень сбивает с толку, если вы попытаетесь узнать, что означают окисление и восстановление с точки зрения переноса электронов, а также выучить определения окислителей и восстановителей в одних и тех же терминах.

    Лично я бы порекомендовал вам поработать, если вам это нужно. Аргумент (идущий в вашей голове) был бы таким, если бы вы хотели знать, например, что окислитель делает с точки зрения электронов:

    • Окислитель окисляет что-то еще.

    • Окисление — потеря электронов (OIL RIG).

    • Это означает, что окислитель забирает электроны у другого вещества.

    • Итак, окислитель должен получать электроны.

    Или это можно было бы придумать так:

    • Окислитель окисляет что-то еще.

    • Это означает, что окислитель необходимо восстанавливать.

    • Уменьшение усиления электронов (OIL RIG).

    • Итак, окислитель должен получать электроны.

    Понимание намного безопаснее бездумного обучения!

    .

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *