Химия

Сущность окислительно-восстановительных реакций



СУЩНОСТЬ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

Окислительно-восстановительные процессы принадлежат к числу наиболее
распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и
практике. Окисление-восстановление—один из важнейших процессов природы.

Дыхание, усвоение углекислого газа растениями с выделением кислорода, обмен
веществ и ряд других химических процессов в основе своей являются
окислительно-восстановительными реакциями. Сжигание топлива в топках
паровых котлов и двигателях внутреннего сгорания, электролитическое
осаждение металлов, процессы, происходящие в гальванических элементах и
аккумуляторах, включают реакции окисления-восстановления.

Получение элементарных веществ (железа, хрома, марганца, золота, серебра,
серы, хлора, йода и т.д.) и ценных химических продуктов (аммиака, щёлочей,
азотной, серной и других кислот) основана на окислительно-восстановительных
реакциях.

На окислении-восстановлении в аналитической химии основаны методы объёмного
анализа: перманганатометрия, йодометрия, броматометрия, и другие, играющие
важную роль при контролировании производственных процессов и выполнении
научных исследований. В органической химии для проведения ряда химических
превращений самое широкое распространение нашли процессы окисления-
восстановления.

Инертные газы лишь в исключительных случаях способны вступать в
окислительно-восстановительные реакции.

                  ЭНЕРГИЯ ИОНИЗАЦИИ И СРОДСТВО К ЭЛЕКТРОНУ.
                           ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ

Химическая природа элемента оценивается способностью его атома терять и
приобретать электроны. Последняя может быть количественно оценена энергией
ионизации  и его сродством к электрону.

Мерой энергии ионизации атома служит его ионизеционный потенциал,
представляющий собой  наименьшее напряжение в вольтах,

Которое необходимо приложить для того, чтобы оторвать электрон от
невозбужденного атома и удалить его на бесконечно  далекое расстояние.

В периодах, как правило, энергия ионизации увеличивается слева направо. При
этом восстановительные свойства элементов уменьшаются, а
окислительные—возрастают.

Энергия сродства к электрону (СЭ) характеризует количество энергии, которая
выделяется (или поглощается) в результате присоединения электрона к
нейтральному атому с превращением его в отрицательный ион. Величины энергии
сродства к электрону в периодах возрастают слева направо, в подгруппах, как
правило, уменьшаются сверху вниз.

Энергию ионизации ( I ) и энергию сродства к электрону ( Е ) можно отнести
как к единичному атому, так и к 6,02* 1023 атомов.

Для атомов свободных элементов окислительная и восстановительная активность
выражается величинами энергии ионизации и сродства атома к электрону.

Для того, чтобы решить вопрос, атом данного элемента легче теряет или
присоединяет электрон, была введена характеристика, названная
электроотрицательностью. Мерой электроотрицательности  может служить
арифметическая сумма значений ионизации I и сродства к электрону Е:


ЭО = 1+Е.

Электроотрицательность элемента имеет размерность слагаемых, из которых она
образовалась, и может быть, следовательно, выражена в тех же единицах.

Для более удобного пользования значениями электроотрицательности элементов
принята система их относительных величин, в которой электроотрицательность
лития условно принята за единицу.

В табл.1 приведены значения относительной электроотрицательности (ОЭО)
различных элементов по Полингу. Как и следовало ожидать, наибольшее
значение электроотрицательности имеет фтор, наименьшее-цезий. Водород
занимает промежуточное положение, т. е. При взаимодействии с одними
элементами (например, с F ) он отдаёт электрон, а с другими (например, с Rb
) –  приобретает. Чем больше различие в электроотрицательности двух
элементов, тем больше химическая связь между их атомами по своему характеру
отличается от ковалентной связи и приближается к ионной. Так, разница в
величинах относительной электроотрицательности у элементов натрия и фтора
равна: ОЭО = 4 – 0,9 = 3,1 , поэтому в NaF связь ионная; в молекуле Cl2

(  ^ ОЭО = 0 ) связь ковалентная, неполярная; в молекулах HF ( ^  ОЭО = 1,9
) и HCl ( ^ ОЭО =  0,6 ) связи полярны, причем у молекулы HF диполь больше,
чем у молекулы HCl. Таблица 1



Электроотрицательность (ОЭО) атомов некоторых элементов периодической
системы.

Период
 |I гр |ЭО |II  гр        |ЭО |III гр |ЭО |IV
гр |ЭО
 |V
гр |ЭО |VI
гр |ЭО |VII
гр |ЭО | |   I
 |H     |2,2 | | | | | | | | | | | | | |   II |Li  |0,95 |Be  |1,5 |B |2,0
|C |2,6 |N |3,0 |O |3,5 |F |3,9
 | |   III |Na |0,90 |Mg |1,2 |Al |1,5 |Si |1,9 |P |2,1 |S |2,6 |Cl |3,1
 | |   IV |K |0,80 |Ca |1,0 |Ga |1,6 |Ge |2,0 |As |2,0 |Se |2,4 |Br |2,9
 | |   V |Rb |0,8 |Sr |1,0 |In |1,7 |Sn |1,7 |Sb |1,8 |Te |2,1 |I |2,6
 | |   VI |Cs |0,75 |Ba |0,9 |Tl |1,4 |Pb |1,6 |Bi |1,8 |Po |2,0 |At |2,2 |
|Пользуясь электроотрицательностью как величиной, характеризующей
способность атома к притяжению валентных электронов, необходимо помнить,
что элементу нельзя приписать постоянную электроотрицательность. Она
зависит от того, в составе какого конкретного соединения рассматривается
атом, в окружении атомов каких элементов он находится. Так, свободный атом
хлора в молекулах Cl2 , NaCl, CCl 4 обладает неодинаковыми свойствами.
Следовательно, надо иметь в виду не электроотрицательность вообще, а
электроотрицательность элемента, образующего конкретные химические связи в
конкретном окружении, в конкретном валентном состоянии. Однако, несмотря на
это, понятие электроотрицательности  является полезным для объяснения
многих свойств химических связей.

Чем больше величина электроотрицательности элемента, тем сильнее его
окислительные (неметаллические ) свойства, и наоборот, элемент, имеющий
наименьшее значение электроотрицательности, наиболее активно проявляет
восстановительные свойства.


      СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ

Под степенью окисления атома  в молекуле понимается условный электрический
заряд данного атома, вызванный смещением валентных электронов к более
электроотрицательному атому.

 При этом условии предполагается, что электроны каждой связи в моле-
 куле ( или ионе ) принадлежат более электроотрицательному атому.
Степень окисления атома обозначается числом со знаком ( + ) или ( - ) .
Значение положительной степени окисления элемента соответствует числу
оттянутых от атома электронов + , а величина отрицательной степени
окисления – числу притянутых атомом электронов - .

Для определения степени окисления атомов в свободном состоянии и в
химических соединениях следует руководствоваться данными ОЭО ( табл. 1 ) и
следующим :

Атомы кислорода в соединениях могут проявлять как целые, так и дробные
степени окисления. Например, степень окисления кислорода в основном равна
   (-2), в H2O2  ( -1 ), в KO2 и КО3 – соответственно (-1/2 и –1/3 ) , а во
фторокислороде ОF2- (+2 ). Для водорода характерна степень окисления +1, но
встречается и –1 ( в гидридах металлов 2. Степень окисления атомов в
простых ионных соединениях по знаку м величине равна электрическому заряду
иона. Например, в хлориде калия степень окисления калия равна +1, а хлора –
(-1).
  3.Если молекула образована за счёт ковалентной или ионно-ковалентной связи
  (например, SO2,NH3, HCl,HNO3) степень окисления более
  электроотрицательного атома обозначается со знаком -, а менее
  электроотрицательного атома – со знаком +.

                                                                   Для
  понимания определения степени окисления элементов ряда соединений
  целесообразно писать их графические формулы. Так, в соединениях азота NH3,
  N2H4, NH2OH, HNO2, HNO3 степени окисления азота соответственно равны:-3,
  -2, -1, +3, +5. Это наглядно видно из их графических формул.
                          В случае наличия химической связи между
  одинаковыми атомами  (N3H4)электронную пару надо поделить между атомами,
  которые она связывает. Далее необходимо подсчитать число электронов у
  каждого из них. Разность между числом электронов у свободного атома на
  внешнем уровне и найденным числом даст степень окисления атома.
4.В отличие от рассмотренных выше молекул в молекулах, состоящих из
одинаковых атомов (H2, Cl2, Br2, N2 и др. ), степень окисления атомов равна
нулю, так как здесь не имеет места одностороннее оттягивание общих пар
электронов к какому-либо одному атому. Например, в молекулах водорода ( Н :
Н ) и хлора (  :Cl : Cl: ) степень окисления равна нулю, но ковалентность
их соответствует единице по количеству электронных пар.
5.В большинстве органических соединений химические связи имеют слабо вы-
раженный полярный характер: присоединение к атомам углерода, составляющим
скелет органических соединений ( например, фтора, кислорода, хлора, азота
), приводит к изменению электронной плотности между атомами углерода и
указанных элементов и, тем самым, к увеличению полярности связи между ними.
Степень окисления атомов в них определяется так же, как и в ковалентных
полярных соединениях.
6,Металлы в элементарном состоянии имеют равномерное распределение
электронной плотности вокруг ядра, поэтому степень окисления их принимается
равной нулю.
7.В любом ионе алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов
равняется заряду иона, а сумма степеней окисления всех атомов, входящих в
электронейтральное соединение, - нулю.
8.Для комплексных соединений обычно указывают степень окисления
центрального атома. Например, в К3 ( Fe  ( CN6)) и (Ni  (NH3)6 ) SO4
степень окисления железа равна +3, а никеля – (+2 ).



    Следует подчеркнуть, что понятие степени окисления является формальным
и обычно не характеризует действительного состояния рассматриваемого атома
в соединении. Во многих случаях степень окисления не равна валентности
данного элемента. Например, в метане (СН4), метиловом спирте (СН3ОН),
формальдегиде (СН2О), муравьиной кислоте (НСООН), и углекислом газе (СО2)
степень окисления углерода равна соответственно:+4, -2, 0, +2, +4, в то
время как валентность углерода во всех этих соединениях  равна четырем.
Понятие «степень окисления» особенно широко используется при изучении
окислительно-восстановительных реакций.


 ТИПЫ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

 Все окислительно-восстановительные реакции можно разделить на следующие
типы:

 1.Реакции межатомного и межмолекулярного окисления-восстановления  -обмен
электронами происходит между различными атомами, молекулами или ионами.
Например, простейшие реакции соединения и замещения:


         2Ca+O2 = 2CaO


         2Hl+Br2 = 2HBr + I2


         2Al + 3CuSO4 =Al2( SO4)3 +3Cu

2. Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления )
  харакктерны для соединений или простых веществ, отвечающих одному из
  промежуточных значений степени окисления данного элемента, например:

           Cl2+2NaOH -----  NaCl +NaClO

        P + H2           -----  PH3 + H3PO3

3. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. В этих реакциях
  одна составная часть молекулы выполняет функцию окислителя, а другая
  восстановителя. Простейшими примерами таких реакций могут служить
  процессы термического разложения сложного вещества на более простые
  составные части, например:
                 2NO2 ----- NO2 + O2
              4KСlO3 ----- KСlO4 + KCl
                 2KСlO3 ------ 3O2 + 2KCl
2AgNO3 ----- 2Ag + 2No2 + O2


    МЕТОДИКА СОСТАВЛЕНИЯ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

 Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций следует
знать окислительные и восстановительные свойства вступающих и образующихся
в результате реакции соединений; они обычно усиливаются экспериментально
или на основе известных свойств элементов.


 Необходимо учитывать, что :

   - в окислительно-восстановительных реакциях формально происходит только
     эквивалентный обмен электронов между восстановителем и окислителем,
     т.е. суммарно числа электронов, теряемых восстановителем и
     приобретаемых окислителем, равны;
   - для любого химического уравнения общее количество одноимённых атомов в
     левой части равенства должно быть равно их количеству в правой части;
   - если реакции окисления-восстановления проходят в растворе, то следует
     учитывать влияние среды на стягивание освобождающихся ионов О   с
     ионами Н  (в кислой среде) с образованием слабо диссоциирующих молекул

 Н2О, а в нейтральных и щелочных растворах ионы О  реагируют с образованием
гидроксид-ионов НОН + О  = 2ОН .

 Применяются в основном два метода составления уравнений окислительно-
восстановительных реакций:

 1) электронного баланса – основан на определении общего количества
    электронов, перемещающихся от восстановителя к окислителю;
 2)   ионно-электронный – предусматривает раздельное составление уравнений
    для процесса окисления и восстановления с последующим суммированием их
    в общее ионное уравнение-метод полуреакции. В этом методе следует найти
    не только коэффициенты для восстановителя и окислителя, но и для
    молекул среды. В зависимости от характера среды число электронов,
    принимаемых окислителем или теряемых восстановителем, может изменяться.
      В некоторых случаях среда обуславливает даже изменение направления
    процесса, например:

        в щелочной среде ( рН >7 )
        HIO3 +5HI  =  3I2 + 3H2O   в кислой среде (pH < 7)

 В нейтральной и слабощелочной среде(рН > 7)


 As2O3 + 2I2 + 2H2O  =  As2O5 + 4HI


 В кислой среде (рН <7 ).

   При рН < 1 пероксид водорода является окислителем по отношению к
  элементарному иоду:


 5Н2О2 + I2 ---- 2HIO3 + 4H2O ;

   рН > 2, наоборот, HIO3 окисляет пероксид водорода :


 5Н2О2 + 2НIO3 ---- I2 + 5O2 + 6H2O.

   Регулируя среду, можно заставить реакцию количественно протекать в
  желаемом направлении. Это изменение зависит также от концентрации
  реагирующих веществ.

   Уравнения реакций окисления-восстановления изображаются тремя
  последовательными стадиями : 1) начальные продукты; 2) промежуточные
  продукты и их стяжение ; 3) конечные продукты.


 Для оформления второй стадии реакции следует знать правила стяжения :

        1.  Образующиеся в реакции окисления-восстановления атомы с
       положительной степенью окисления +4 , +5 , +6 , +7 стягиваются с
       ионами кислорода и образуют остатки типа ( RO4 )   , ( RO3 )   ,
       например : SO4 , MnO4 , SO3 , CO3 , ClO4 и т.д. Исключение : С  , S
       , Mn  в нейтральной или кислой среде образуют диоксиды CO2 , SO2 ,
       MnO2.
        Дополнение : амфотерные элементы с положительной степенью окисления
       +2 , +3 , +4 в щелочной среде образуют гидроксокомплексы типа (
       Ме(ОН)4 ) ,            ( Ме(ОН)6) , ( Ме(ОН)6 ).

        Элементы с положительной степенью окисления –1, +2, +3 в кислой
       среде образуют соли.

        2.  Избыточные ионы кислорода ( О  ) в кислой среде образуют  (
       стягивают ) с ионами Н  малодиссоциированные молекулы воды:
        О   + 2Н   = Н2О.

              3.   Избыточные ионы кислорода в нейтральной или щелочной
среде                          стягиваются с молекулами воды, образуя ОН
группы:
                  О   + Н ОН  = 2ОН .
            4. Избыточные ионы водорода ( Н ) в щелочной среде стягиваются
с ионами ОН, образуя молекулы воды :

              Н  + ОН  = Н2О

           5. Недостающие ионы кислорода ( О ) в кислой и нейтральной
средах берутся из молекул воды с образованием ионов Н  :
          Н2О – О   = 2Н .

         6. Недостающие ионы кислорода ( О  ) в щелочной среде берутся из
групп ОН  с образованием молекул Н2О :

           2ОН  - О  = Н2О.

  7. Недостающие ионы Н  в щелочной среде берутся из молекул воды с
  образованием ионов гидроксила:

           Н2О – Н  = ОН


 РЕАКЦИИ ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ В КИСЛОЙ СРЕДЕ


 Пример 1.   Окисление сульфида свинца азотной кислотой.


 Схема реакции: РbS +HNO3 ---- PbSO4 + NO2 + . . .


 Составляем полуреакции :


 PbS + 4H2O – 8 e ----- PbSO4 + 8H


 NO3 + 2H + 1 e ----- NO2 +H2O


 Суммируем полуреакции, уравнивая количество отданных и принятых электронов

1. PbS + 4H2O ----- PbSO4 + 8H
8.   NO3 + 2H ----- NO2 +H2O

 PbS + 4H2O + 8NO3 + 16H ----- PbSO4 + 8H + 8NO2 +8H2O

 Записываем в молекулярном виде, сокращая молекулы воды и стягивая ионы NO3
и H :


 PbS + 8HNO3 + 8H ----- PbSO4 + 8H + 8NO2 + 4H2O


 Конечный вид уравнения :


 PbS + 8HNO3 == PbSO4 + 8NO2 + 4H2O


 РЕАКЦИИ ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ В НЕЙТРАЛЬНОЙ СРЕДЕ

 Пример 1. Рассмотрим реакции окисления-восстановления, протекающие в
нейтральной среде по схеме

                 Na2SO3  + KMnO4 + H2O ----- MnO2 + Na2SO4 +

                                       SO3   + H2O – 2e ----- SO4   + 2H

                     MnO4   + 2H2O + 3e ----- MnO2 + 4OH

       3SO3   + 3H2O + 2MnO4 + 4H2O ----- 3SO4   + 6H + 2MnO2 + 3OH .

    Ионы H  и ОН стягиваются с образованием слабо диссоциированных  молекул
                                    воды:

          3Na2SO3 + H2O + 2KMnO4 ----- Na2SO4 + 6H2O + 2MnO2 + 2OH

               3Na2SO3 + H2O + 2KMnO4 == Na2SO4 + 2MnO2 + KOH

      СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ РЕАКЦИЙ ОКИСЛЕНИЯ – ВОССТАНОВЛЕНИЯ С УЧАСТИЕМ
        СОЕДИНЕНИЙ ПЕРЕКИСНОГО ТИПА (H2O, BaO2, H2S2, FeS2 и т. д. )

   Все  эти соединения содержат двухвалентные ионы ( S –S )   и (О – О),

 поэтому состояние окисления каждого из атомов кислорода и серы, образующих
данные цепи, равно I. При разложении H2O2 переходит в более стабильное
состояние: в H2O и О2, в которых соответственно равны степени окисления
кислорода (-2 ) и 0.

 В окислительно-восстановительных реакциях пероксид водорода в зависимости
от партнёров и условий реакции может выступать и как окислитель, и как
восстановитель.

 Рассмотрим реакции этих соединений на примерах пероксида водорода:

 Пример 1. Н2О2  - окислитель:а) в кислой среде молекула пероксида
водорода, принимая

  два электрона, переходит в две молекулы воды по схеме

   H2O2  +2e + 2H  ----- 2H2O;    H2O2 +H2 S ----- H2SO4 + …


 H2O2 + 2e + 2H  ----- 2H2O2


 HS  + 4H2O – 8e ------ SO4  + 9H

 4H2O2 + 8H + HS + 4H2O ----- 8H2O + SO4 + 9H

  4H2O2 + H2S + 7H ----- 4H2O + H2SO4 + 7H

4H2O2 + H2S == 4H2O + H2SO4

б) в нейтральной среде Н2О2 + 2е ----- 2ОН

 ОСОБЫЕ СЛУЧАИ СОСТАВЛЕНИЯ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

 Если в реакции участвуют вещества, для которых сложно подсчитать степень
окисления (например, В5Н11, FeAsS, органические вещества ) можно
использовать метод схематического (формального) электронного баланса, суть
которого заключается в том, что алгебраическая сумма зарядов в левой части
уравнения реакции окисления или восстановления должна быть равна сумме
зарядов в правой части этого же уравнения.

Пример 1.   Дана схема реакции

                     В2Н6 + KclO3 ----- KCl + H3BO3

Определяем восстановитель и окислитель, составляем уравнение для процессов
окисления и восстановления:

                     В2Н6 – 12е + 6Н2О ----- 2Н3ВО3 + 12Н

Восстановителем в этой реакции являются молекулы В2Н6, которые окисляются
до борной кислоты :

                     В2Н6 + 6Н2О ----- 2Н3ВО3 + 12Н

Недостающие ионы кислорода для образования борной кислоты можно получить из
молекул воды, при этом образуются ионы Н . Как нетрудно видеть, в левой
части данной схемы процесса окисления имеется 0 зарядов, а в правой части –
12 положительных зарядов. Для уравнивания зарядов в обеих частях необходимо
в левой части схемы отнять 12 электронов.

Окислителем являются анионы ClO3 , которые превращаются в ионы Cl ,
принимая 6 электронов :ClO3 + 6e + 3H2O ----- Cl + 6OH .

При этом освобождающиеся ионы кислорода соединяются с молекулами воды (
реакция происходит в водной среде ) , образуя ионы ОН . Затем производим
балансирование уравнений процессов окисления и восстановления :

1    В2Н6 – 12е + 6Н2О ----- 2Н3ВО3 + 12Н

2    ClO3 + 6e + 3H2O ----- Cl + 6OH

B2H6 + 6H2O + 2ClO3 + 6H2O ----- 2H3BO3 + 12H + 12OH + 2Cl

B2H6 + 2KClO3  == 2H3BO3 + 2KCl                      12H2O


 Пользование таблицей окислительно-восстановительных потенциалов

 Цифры таблицы получены при температуре 25 С. С изменением температуры они
мало изменяются, поэтому ими можно пользоваться для определения направления
реакции в обычных условиях. Цифры таблицы действительны для случаев, когда
концентрация ( или, точнее активность ) растворов в гальванической цепи
равна единице ( т. е. 1 моль/л ).

 Необходимо иметь в виду следующее :

1. Увеличение концентрации ионов, в которые переходит окисляющийся атом или
ион, понижает э. д. с. реакции, а уменьшение – повышает.

2. Увеличение концентрации окисляющихся атомов или ионов повышает э. д. с.
реакции, а уменьшение понижает.

3. Правила пользования таблицами для определения направления окисления –
восстановления.

   В таблицах реакций представлены величины нормальных потенциалов
окисления ( Еокисл ) и восстановления ( Евосст ) важнейших процессов.
Таблицы соответственно разделены на две группы :                 “
Окисление “ и “ Восстановление “ .

Знак “ + “ у Еокисл (или Евосст ) и у соответствующего lgKокисл (или
lgKвосст) показывает, что процесс идёт преимущественно слева направо, а
знак “ – “ у этих же величин – справа налево.

    Для определения направления той или иной реакции окисления-
восстановления берут данные разделов “ Окисление “ и “ Восстановление “,
распологая в одну строку уравнение рассматриваемого процесса окисления с
уравнением заданного процесса восстановления. При этом получают
несбалансированное общее ионное уравнение возможной окислительно-
восстановительной реакции.

    Алгебраическая сумма Еокисл + Евосст рассматриваемых процессов может
быть величиной положительной, и тогда данная реакция ( при условии аокисл =
авосст = 1 и определённом значении рН ) идёт, а если эта величина окажется
отрицательной, то реаакция ( при тех же условиях ) невозможна.

    Пример. Пойдёт ли реакция  между I  - ионами  и  Fe   ионами с
образованием свободного йода ?

    Решение. На таблице “Окисление “ ( в группе реакций “Йод“ )  находят
уравнение              2I – 2e     I2, по таблице “Восстановление “
         ( в группе реакций “Железо” ) находят уравнение Fe  + e        Fe
 и записывают их в одну строчку, складывая величины Еокисл + Евосст;



                                :lgKокисл        :Еокисл        :Евосст
  :lgKвосст:

 2I  - 2e = I2              -18,07          -0,5345      +0,771
+13,04       Fe  +e       Fe

    Алгебраическая сумма ( - 0,5345 ) + ( +0,771 ) = + 0,2365 –величина
положительная : следовательно, реакция 2 I  + 2 Fe -----  I2 + 2Fe будет
протекать при определённых условиях.

    С помощью указанных в этих же монограммах логарифмов констант
равновесия можно также вычислить константы равновесия разнообразных реакций
окисления-восстановления.

    Анализируя таблицу определения направления реакции окисления-
восстановления, можно сделать следующие выводы :

 1. Ионы “ благородных “ металлов – сильные окислители.

Например :   Cr + Ag-----  Cr + Ag    э. д. с. = + 0,7995-  - 0,4 = 1,209
в.

                       Fe + Au---- Fe + Au    э. д. с. = + 1,68-  + 0,77 =
0,91 в.

 2. Наиболее сильные восстановители – атомы щелочных и щелочно –земельных
металлов. Наиболее слабые восстановители – “благородные” металлы и ионы
галогенов ( за исключением иона йода ).

 3. Наиболее сильные окислители – нейтральные атомы галогенов,
высокоположительные ионы металлов, а также ионы “благородных” металлов.
Наиболее слабые окислители – ионы щелочных и щелочноземельных металлов.





смотреть на рефераты похожие на "Сущность окислительно-восстановительных реакций "