ТЕМА XI. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ

Степень окисления

 

Сначала введем понятие электроотрицательности. Когда между атомами образуется химическая связь, чаще всего она образуется за счет общей пары электронов.

Электроотрицательность (э.о.) – характеризует способность атома, притягивать к себе электроны общей электронной пары. Э.о. – мера неметалличности элемента. Чем больше неметаллические свойства элемента, тем больше у него э.о. Типичные металлы находятся в начале периоде, а типичные неметаллы в конце периода. Следовательно, в периоде слева направо металлические свойства элементов ослабевают, а неметаллические усиливаются, тогда э.о. в периоде слева направо увеличивается. В подгруппе сверху вниз наоборот металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают. Следовательно, э.о. в подгруппе сверху вниз уменьшается.

В зависимости от электроотрицательностей соединяющихся атомов степень окисления может быть отрицательной, нулевой и положительной. Она пишется арабской цифрой в верхнем правом углу у символа элемента в следующем порядке: сначала заряд, потом число, например -2, +3 и т.д.

Степень окисления – это условный заряд атома в соединении, в предположении, что оно состоит из ионов. Ионы из атомов образуются, когда электроны общей электронной пары полностью переместились к более электроотрицательному атому. При этом более электроотрицательный атом имеет отрицательный заряд и называется анионом, а менее электроотрицательный имеет положительный заряд и называется катионом.

 

Правила определения степеней окисления

 

1. Степень окисления простых веществ равна 0: S^о, Cl₂^о, Na^о, H₂^о, О₂^о, F₂^о и т.д.

2. Степень окисления фтора во всех соединениях -1, например Н⁺¹F^-1

3. Степень окисления водорода:

– в большинстве соединений +1, например H₂⁺¹S^-2

– в гидридах металлов -1, например Na⁺¹H^-1

4. Степень окисления кислорода:

– в большинстве соединений равна -2, например, Mg⁺²O^-2

– в пероксидах равна -1, например, Н₂⁺¹О₂^-1

– в соединениях со фтором равна +2, например, О⁺²F₂^-1

5. Металлы в соединениях, всегда имеют только положительную степень окисления.

Металлы первой группы главной подгруппы IA имеют только степень окисления +1, равную номеру группы. Это такие металлы как Li, Na, K, Rb, Cs, Fr.

Металлы второй группы главной подгруппы IIA имеют только степень окисления +2, равную номеру группы. Это такие металлы как Ве, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra.

Алюминий Al всегда имеет степень окисления +3, равную номеру группы.

Металлы побочных подгрупп тоже всегда проявляют положительную переменную степень окисления, которая не может быть больше, чем номер группы, в которой находится элемент.

Обычно максимальная положительная степень окисления равна номеру группы, в которой находится элемент.

6. Неметаллы проявляют различные как положительные, так и отрицательные степени окисления.  Для неметаллов чаще всего соблюдается правило четности и нечетности: если элемент находится в четной группе он проявляет четные степени окисления, например сера S (находится в VIA подгруппе, 6 – четное число) для нее характерны четные степени окисления: -2; 0; +4; +6; фосфор Р (находится в VA подгруппе, 5 – нечетное число) для него характерны нечетные степени окисления: -3; 0; +3; +5; хлор Cl (находится в VIIA подгруппе, 7 – нечетное число) для него характерны нечетные степени окисления:   -1; 0; +1; +3; +5; +7 и т.д. Из этого правила, конечно, есть исключения, например, азот N проявляет все степени окисления от -3 до +5, но при этом нужно запомнить:

-  максимальная положительная степень окисления равна номеру группы, в которой находится элемент;

-  отрицательная степень окисления неметаллов определяется по формуле N_группы-8.

7. Сумма всех степеней окисления в молекуле равна нулю, т.е. молекула электронейтральна.

8. Сумма всех степеней окисления в ионе равна заряду иона.

Основные положения теории окислительно-восстановительных реакций (ОВР)

1. Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановителными.

Протекание ОВР и, следовательно, изменение степени окисления атомов обусловлено переходом электронов от одних атомов к другим.

2. Процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом называется окислением

Al - 3e → Al³⁺                   Fe²⁺-1e → Fe³⁺                   2Cl^- -2e → Cl₂

При окислении степень окисления повышается

3. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом

S + 2e → S^2-          Fe³⁺+1e → Fe²⁺                2H⁺ + 2e → H₂

При восстановлении степень окисления понижается.

4. Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот восстановление всегда связано с окислением.

5. Окислители – вещества, в составе которого есть атомы, способные присоединять электроны. При этом происходит восстановление. В роли окислителей могут выступать вещества, в состав которых входят:

– катионы, содержащие металл в высшей степени окисления: Fe³⁺, Cu²⁺ и т.д.;

– анионы, содержащие элемент в высшей степени окисления: SO₄^2-; MnO₄^-; ClO₄^-; NO₃^-; Cr₂O₇^2-; CrO₄^2- и т.д.

А также такие распространенные окислители – простые вещества неметаллы, как F₂, О₂, О₃ и т.д.

6. Восстановители – вещества, в составе которых есть атомы, способные отдавать электроны. При этом происходит окисление. В роли восстановителей могут выступать вещества, в состав которых входят:

– катионы, содержащие металл в низшей степени окисления: Fe²⁺, Cu⁺ и т.д.;

– анионы, содержащие элемент в низшей степени окисления: Cl^-; Br^-; I^-; S^2-, Н^- и т.д.

А также такие распространенные восстановители как простые вещества металлы (только восстановители), Н₂, С, СО.

7. Двойственными окислительно-восстановительными свойствами (могут выступать в роли и окислителя и восстановителя) обладают соединения, в состав которых входят атомы в промежуточной степени окисления.

 

Типы окислительно-восстановительных реакций

Различают три основных типа окислительно-восстано-вительных реакций:

1. Межмолекулярные (межмолекулярного окисления - восстановления).

К этому типу относятся наиболее многочисленные реакции, в которых атомы элемента окислителя и элемента восстановителя находятся в составе разных молекул веществ.      Например

Na₂S₂O₃ + 4Н₂О₂ =Na₂SO₄ + Н₂SO₄ + 3H₂O.

2. Внутримолекулярные (внутримолекулярного окисления - восстановления).

К ним относятся реакции, в которых окислитель и восстановитель в виде атомов разных элементов, или атома одного и того же элемента в разных степенях окисления находятся в составе одной и той же молекулы. По такому типу протекают реакции термического разложения соединений, например:

                  ^{+5 -2               -1        0}

2KC1O₃= 2KC1 + 3O₂

3. Диспропорционирования (самоокисления - самовосстановления).

Это такие реакции, в которых окислителем и восстановителем является один и тот же элемент в одной и той же промежуточной степени окисления, которая в результате протекания реакции одновременно как снижается, так и повышается. Например:

3C1^о₂ + 6 KOH = 5 KC1 ^- + KC1⁺⁵O₃ + 3H₂O,

3HC1⁺¹O = HC1⁺⁵O₃ + 2HC1^-.

Окислительно-восстановительные реакции играют важную роль в природе и технике. В качестве примеров ОВР, протекающих в природных биологических системах, можно привести реакцию фотосинтеза у растений и процессы дыхания у животных и человека. ОВР используются при получении металлов, органических и неорганических соединений, при проведении очистки различных веществ, природных и сточных вод.

Методы составления ОВР

Метод электронного баланса

Здесь подсчет числа электронов производится на основании значений степеней окисления элементов до и после реакции. Число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов принятых окислителем. Приведем простейший пример:

Na^о + Cl ® Na⁺ Cl

       Na^о – eˉ ® Na⁺ - окисление                     │ 2

       Cl₂ + 2eˉ ® 2 Cl  - восстановление        │ 1

___________________________________________

               2 Na + Cl₂ = 2NaCl

 

Данный метод используют в том случае, если реакция протекает не в растворе (в газовой фазе, реакции термического разложения и т.д.).

 

11.4.2. Метод ионно-электронного баланса
(метод полуреакций)

Данный метод учитывает среду раствора, дает представление о характере частиц реально существующих и взаимодействующих в растворах. Остановимся на нем более подробно.

Алгоритм подбора коэффициентов ионно-электронным методом:

1. Составить молекулярную схему реакции с указанием исходных веществ и продуктов реакции.

2. Составить полную ионно-молекулярную схему реакции, записывая слабые электролиты, малорастворимые, нерастворимые и газообразные вещества в молекулярном виде, а сильные электролиты – в ионном.

3. Исключив из ионно-молекулярной схемы ионы, не изменяющиеся в результате реакции (без учета их количества), переписать схему в кратком ионно-молекулярном виде.

4. Отметить элементы, изменяющие в результате реакции степень окисления; найти окислитель, восстановитель, продукты восстановления, окисления.

5. Составить схемы полуреакций окисления и восстановления, для этого:

а) указать восстановитель и продукт окисления, окислитель и продукт восстановления;

б) уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций (выполнить баланс по элементам) в последовательности: элемент, изменяющий степень окисления, кислород, другие элементы. Уравнять суммарное число зарядов в обеих частях полуреакций; для этого прибавить или отнять в левой части полуреакций необходимое число электронов (баланс по зарядам).

При этом следует помнить, что в водных растворах в реакциях могут участвовать молекулы Н₂О, ионы Н⁺ или ОН ^– в зависимости от характера среды:

5.1. Кислая среда
(в левой или правой части уравнения есть  кислота)

Правило 1. В кислой среде в ту сторону уравнения полуреакции, где не хватает атомов кислорода ставиться столько же молекул воды, в другую сторону уравнения ставиться удвоенное число ионов Н⁺:     Н₂О = О^-2+2Н⁺

Пример. МnO ® Mn²⁺

В левой части 4 атома «О», в правой части нет атомов «О». Разница в 4 атома «О», следовательно, в правую часть уравнения полуреакции ставим столько же (4) молекул воды:

MnO ® Mn²⁺ + 4H₂O

В другую часть уравнения ставим удвоенное против числа молекул воды количество протонов Н⁺:

MnO +8H⁺ ® Mn²⁺ + 4H₂O

Считаем заряды у левой и правой частей. Слева: -1 + 8·(+1) = +7. Справа +2 + 4·0 = +2 (H₂O –нейтральная молекула, заряд 0). Чтобы перейти из +7 в +2 надо добавть 5е (каждый е это -1).

MnO  + 8H⁺ + 5e^- ® Mn²⁺ + 4H₂O -

    +^{7               +(-5) =    +2}

Это процесс восстановления, MnO окислитель.

Правило 2. Если в правой части образуется кислота, то ее пишут в виде молекулы.

5.2. Щелочная среда
(в левой или правой части уравнения есть основание)

Правило 1. В щелочной среде в ту сторону уравнения полуреакции, где не избыток атомов кислорода ставиться столько же молекул воды, в другую сторону уравнения ставиться удвоенное числи ионов ОН^-:        О^-2+Н₂О = 2ОН ˉ

Пример. MnO  ® MnO₂

Слева 4 атома «О», справа 2 атома «О». Разница в 2 атома «О».
2 молекулы воды ставим в ту сторону уравнения, где атомов «О» больше, т.е. в левую сторону:

MnO  + 2H₂O ® MnO₂

В правую часть уравнения ставим удвоенное против числа молекул воду число групп ОН^-, т.е. 4:

MnO  + 2 H₂O ® MnO₂  + 4OH^-

Считаем заряды у левой части: -1+2·0 = -1. Считаем заряды у правой части: 0 +4·(-1) = -4 (MnO₂ – нейтральная молекула, заряд 0). Чтобы из -1 перейти в -4 надо добавить 3е:

MnO  + 2H₂O + 3eˉ ® MnO₂ +4OH

   ^{-1       +(-3) =                             -4}

Это процесс восстановления МnO – окислитель.

Правило 2. Если в щелочной среде атомы «О» уравнены, а атомы «Н» нет, то на каждый лишний атом «Н» добавляется в эту же часть уравнения столько же групп ОН^-, а в другую часть уравнения ставиться столько же молекул воды.

Пример. NO  ®  NН

Сначала уравниваем по 1 правилу для щелочной среды. В левой части 3 атома «О», в правой нет атомов «О». В левую часть, где избыток атомов «О», ставим 3 молекулы воды:

NO  + 3 H₂O ® NН

В другую часть уравнения ставим в 2 раза больше, т.е 6 ОН^- -ионов:

NO  + 3H₂O ® NН + 6OH^-

Теперь атомы «О» уравнены, а атомы «Н» нет (справа 6 «Н», слева 9 «Н»). Теперь уравниваем по 2 правилу. На каждый лишний атом «Н» в правой части ставим столько же групп ОН-,    т.е. 3:

NO  + 3H₂O ® NН + 6OH^-+ 3OH^-

В другую часть уравнения ставим столько же (3) молекулы воды: NO  + 3H₂O+ 3H₂O ® NН + 6OH^-+ 3OH^-

или NO  + 6H₂O ® NН + 9OH^-

Считаем заряды в левой и правой частях уравнения. Слева:

 -1+6·0 = -1.

Справа 0+9·(-1) = -9. Чтобы перейти из -1 в -9 надо добавить 8е.

NO  + 6H₂O + 8eˉ ® NН + 9OH

   ^{-1       +(-8) =     -9}

Это процесс восстановления, NO   окислитель.

6. Найти наименьшее общее кратное (НОК) для числа отданных и полученных электронов.

7. Найти основные коэффициенты при каждой полуреакции. Для этого полученное в п.6 число (НОК) разделить на число электронов, фигурирующих в данной полуреакции.

8. Умножить полуреакции на полученные основные коэффициенты, сложить их между собой: левую часть с левой, правую – с правой (получить ионно-молекулярное уравнение реакции). При необходимости “привести подобные” ионы и молекулы H₂O.

9. Расставить коэффициенты в молекулярном уравнении реакции.

10. Провести проверку по частицам, не участвующим в ОВР,  исключенным из полной ионно-молекулярной схемы (п.3). При необходимости коэффициенты для них находят подбором.

11. Провести окончательную проверку по кислороду.

 

Пример 1. Кислая среда

Молекулярная схема реакции:

KMnO₄ + NaNO₂ + H₂SO₄ ® MnSO₄ + NaNO₃ + H₂O + K₂SO₄

Полная ионно-молекулярная схема реакции:

K⁺+MnO + Na⁺+NO +2H⁺+ SO  ® Mn²⁺ + SO + Na⁺ + NO + H₂O + 2K⁺ +SO .

Краткая ионно-молекулярная схема реакции:

Mn⁺⁷O _ок-ль+N⁺³O _вос-ль+2H⁺ ® Mn²⁺_{продукт в-ния}+N⁺⁵O  _{продукт в-ния} + H₂O                                                

В ходе реакции степень окисления Mn понижается от +7 до +2 (марганец восстанавливается), следовательно, MnО  – окислитель; Mn²⁺ - продукт восстановления. Степень окисления азота повышается от +3 до +5 (азот окисляется), следовательно, NO – восстановитель, NO  – продукт окисления.

Уравнения полуреакций:

 MnO  + 8H⁺ + 5e^- ® Mn²⁺ + 4H₂O │ 2 вос-ние     

             +7     +(-5) =    +2

        NO  + H₂O – 2e^- ® NO  + 2H⁺ │ 5        ок-ние  

                   -1 - (-2)            =     +1

______________________________________________  

2MnO + 16H⁺ + 5NO + 5H₂O = 2Mn²⁺ +8H₂O + 5NO  + 1OH⁺ (полное ионно-молекулярное уравнение).

В суммарном уравнении исключаем число одинако-
вых частиц, находящихся как в левой, так и в правой частях равенства (приводим подобные). В данном случае это ионы Н⁺ и Н₂О.

Краткое ионно-молекулярное уравнение будет иметь вид

2MnO  + 6H⁺ + 5NO  ® 2Mn²⁺ + 3H₂O + 5NO .

В молекулярной форме уравнение имеет вид

2KMnO₄ + 5 NaNO₂ + 3 H₂SO₄ = 2MnSO₄+5NaNO₃ + 3H₂O + K₂SO₄.

Проверим баланс по частицам, которые не участвовали в ОВР: K⁺ ( 2 = 2), Na⁺ (5 = 5), SO  (3 = 3). Баланс по кислороду: 30 = 30.

Пример 2. Нейтральная среда, но в правой части образуется щелочь, уравниваем по щелочной среде

Молекулярная схема реакции:

KMnO₄ + NaNO₂ + H₂O ® MnO₂  + NaNO₃ + KOH

Ионно-молекулярная схема реакции:

K⁺ + MnO  + Na⁺ + NO  + H₂O ® MnO₂  + Na⁺ + NO + K⁺ + OH

Краткая ионно-молекулярная схема:

Mn⁺⁷O _ок-ль+N⁺³O _вос-ль+H₂O ® Mn⁺⁴O_{2 продукт в-ния}+ N⁺⁵O  _{продукт ок-ния} + OH^-

 

Уравнения полуреакций:

MnO  + 2H₂O + 3eˉ ® MnO₂ +4OH │ 2 в-ние          

6  -1   +(-3) =                 -4

NO  + 2ОH^- – 2eˉ    ® NO  + H₂O   │ 3 ок-ние

-3   - (-2) =              -1

_________________________________________

2MnO  + 4H₂O + 3NO  + 6OH^- ® 2MnO₂  + 8 OH^- + 3NO  +3H₂O.

Приводим подобные, в данном случае это Н₂О и ОН .

Краткое ионно-молекулярное уравнение:

2MnO  + 3NO  + H₂O ® 2MnO₂ + 3 NO  + 2OH .

В молекулярной форме уравнение имеет вид

2KMnO₄ + 3NaNO₂ + H₂O ® 2MnO₂ + 3NaNO₃ + 2KOH.

Баланс по частицам, которые не участвовали в ОВР: Na⁺
(3 = 3); K⁺ ( 2 = 2). Баланс по кислороду: 15 = 15.

 

Пример 3. Щелочная среда

Молекулярная схема реакции:

KMnO₄ + NaNO₂ + KOH ® K₂MnO₄ + NaNO₃ + H₂O.

Ионно-молекулярная схема реакции:

K⁺+MnO  + Na⁺+NO  + K⁺+ OH ® 2K⁺+MnO  + Na⁺+NO  + H₂O.

Краткая ионно-молекулярная схема реакции:

 _{+7           +3                           +6             +5}

MnO  + NO  +OH ® MnO  + NO  + H₂O

^{oк-ль                  в-ль     продукт в-ния продукт ок-ия}

Уравнения полуреакций:

MnO  + 1e^- ® MnO                  │ 2 вос-ние     

NO  + 2OH  - 2e^- ®  NO  + H₂O │ 1 ок-ние    

           -3 - (-2) =        -1

__________________________________

2 MnO  + NO  +2OH ® 2MnO  + NO  + H₂O (краткое ионно-молекулярное уравнение).

В молекулярной форме уравнение имеет вид

2KMnO₄ + NaNO₂ + 2KOH ® 2K₂MnO₄ + NaNO₃ + H₂O

Баланс по частицам, которые не участвовали в ОВР: К⁺ (4 = 4); Na⁺ (1 = 1). Баланс по кислороду: 12 = 12.

 

Пример 4. Роль перекиси водорода в ОВР

Рассмотрим примеры влияния среды на течение реакции с участием пероксида водорода. Пероксид водорода содержит кислород в промежуточной степени окисления -1, поэтому может выполнять роль и окислителя и восстановителя.

H₂O₂ как окислитель

Кислая среда: H₂O₂ + 2H⁺ + 2e^- = H₂O
Нейтральная или щелочная среда: H₂O₂ + 2e^- = 2OH^-

Пример 4.1.:

FeSO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + H₂O

Fe²⁺ - e^- = Fe³⁺                │ 2  ок-ние

 H₂O₂ + 2H⁺ + 2e = 2 H₂O │ 1  вос-ние

____________________________

2Fe²⁺ + H₂O₂ + 2H⁺ = 2Fe³⁺ + 2 H₂O

2FeSO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 2 H₂O

H₂O₂ как восстановитель

H₂O₂ - 2e^- = O₂ + 2H⁺

Пример 4.2.:

H₂O₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ = O₂ + MnSO₄ + K₂ SO₄ + H₂O       

H₂O₂ - 2e^- = O₂ + 2H⁺                           │ 5 ок-ние                 

MnO^-₄ + 8H⁺ + 5e = Mn²⁺ + 4H₂O │ 2 вос-ние

______________________________________   

5 H₂O₂ + 2 MnO^-₄ + 6H⁺ = 5 O₂ + 2 Mn²⁺  + 8H₂O       

5 H₂O₂ + 2 KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5 O₂ + 2 MnSO₄ + K₂ SO₄ + 8H₂O       

 

11.5. Расчет молярной массы эквивалента окислителя
и восстановителя

Взаимодействие веществ в окислительно-восстанови-тельных процессах, как и в других химических реакциях, подчиняется закону эквивалентов. Молярная масса эквивалента окислителя или восстановителя равна их молярной массе М(х), умноженной на фактор их эквивалентности 1/z в данной реакции.

       Фактор эквивалентности окислителя или восстановителя равен 1/z, где z – число электронов, принятых или отданных одной частицей (молекулой, атомом, ионом) окислителя или восстановителя.

Молярная масса эквивалента окислителя (эквивалент окислителя) рассчитывается как молярная масса окислителя, деленная на число электронов (n_e), принятых окислителем:

Молярная масса эквивалента восстановителя (эквивалент восстановителя) рассчитывается как молярная масса восстановителя, деленная на число электронов (n_e), отданных восстановителем:

 

11.6. Стандартные электродные потенциалы.
Направление протекания окислительно-восстановительных
реакций

Мерой окислительно – восстановительной способности веществ служат их электродные или окислительно – восстановительные потенциалы Е_ox/_Red (редокс-потенциалы).1 Окислительно – восстановительный потенциал характеризует окислительно – восстановительную систему, состоящую из окисленной формы вещества (Ох), восстановленной формы (Red) и электронов. Принято записывать окислительно-восстановительные системы в виде обратимых реакций восстановления:

Ох + ne^- D Red.

Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом. Абсолютные значения электродных потенциалов измерить нельзя, поэтому для характеристики электродных процессов  пользуются их относительными значениями. Для этого находят разность потенциалов измеряемого электрода и электрода сравнения, потенциал которого условно принимают равным нулю. В качестве электрода сравнения часто применяется стандартный водородный электрод, относящийся к газовым электродам.

Электродные потенциалы, измеренные по отношению к стандартному водородному электроду при стандартных условиях (Т = 298К; для растворённых веществ концентрация (активность) С _Red = С_ох = 1 моль/л или для металлов С_Меⁿ⁺ = 1 моль/л, а для газообразных веществ Р=101, 3 кПа), называют стандартными электродными потенциалами и обозначают  Е^о_Оx/Red. Это справочные величины. При помощи таблиц стандартных потенциалов можно легко составлять уравнения самых различных химических реакций, решать вопрос о направлении этих реакций и полноте их протекания. Окислительно-восстановительные потенциалы металлов, измеренные относительно водородного электрода, расположены в ряд по возрастанию потенциала. Они составляют электрохимический ряд напряжений металлов (ряд стандартных электродных потенциалов Е^о). Окислительно-восстановительные потенциалы других водных систем, измеренные в стандартных условиях относительно водородного электрода, дополняют электрохимический ряд напряжений металлов.

Окислительная способность веществ тем выше, чем больше алгебраическая величина их стандартного электродного (окислительно-восстановительного) потенциала. Напротив, чем меньше величина стандартного электродного потенциала реагирующего вещества, тем сильнее выражены его восстановительные свойства:

- чем больше значение Е^о, тем сильнее проявляются окислительные свойства вещества или иона;

- чем меньше значение Е^о, тем больше восстановительные свойства вещества или иона.

Критерием самопроизвольного протекания химических процессов является изменение свободной энергии Гиббса (Δ G < О). Изменение энергии Гиббса ОВР связано с разностью окислительно-восстановительных (электродных) потенциалов участников окислительно-восстановительного процесса Е:

где F – постоянная Фарадея; n – число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе; Δ Е – разность окислительно-восстановительных потенциалов или электродвижущая сила ОВР (ЭДС гальванического элемента, образованного двумя окислительно-восстановительными системами):

Δ Е = Е_ок-ля – Е_в-ля,

где Е_ок-ля – потенциал окислителя, Е_в-ля – потенциал восстановителя.

Учитывая вышеизложенное: ОВР протекает в прямом направлении, если ее ЭДС положительна, т.е. Δ Е > О; в противном случае (Δ Е < О) ОВР будет протекать в обратном направлении. ЭДС, вычисленная для стандартных условий, называется стандартной и обозначается Δ Е^о. Всегда системы с более высоким окислительно-восстановительным потенциалом будут окислять системы с более низким его значением. ОВР протекает в прямом направлении, если

Е_ок-ля > Е_в-ля

 

ПРИМЕРЫ ТЕСТОВЫХ ЗАДАНИЙ К ТЕМЕ XI. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ

 

Выберите один правильный ответ

1. Степень окисления серы в серной кислоте H₂SO₄ равна

1) -2                 2) +2        3) +4              4) +6

 

2. Степень окисления азота в ионе аммония NH₄⁺ равна

1) +3                2) +1          3) -3           4) +5

 

3. Высшую степень окисления сера проявляет в соединении

1) SO₃              2) Al₂S₃      3) К₂S         4) NaHSO₃

 

4. Наибольшую степень окисления азот проявляет в соединении:

1) NН₃             2) N₂          3) NO₂                   4) N₂O₅

 

5. Степень окисления углерода равна -2 в соединении

1) CH₂О       2) Н₂СО₃     3) CH₃ОН    4) НСООН      

 

6. Степень окисления углерода равна 0 в соединении:

1) CО₂           2) C₂H₅ОН       3) C₂H₆         4) НСОН

7. только окислителем может быть

1) FeCl₂ 2) Mg      3) Na₂CO₃  4) HClO₄

 

8. только восстановителем может быть

1) K₂CrO₄ 2) FeCl₃   3) FeCl₂      4) Al₂O₃

 

9. и окислительные и восстановительные свой-ства может проявлять

1) HNO₃ 2) FeS      3) SO₂        4) KBr

 

10. окислителем в реакции KNO₂ +KClO₃ → KCl +KNO₃ ЯВЛЯЕТСЯ

1) KNO₂ 2) KClO₃    3) KNO₃     4) KCl

 

11. восстановителем в реакции P + KClO₃ → P₂O₅ + KCl

1) Р     2) KClO₃       3) P₂O₅                   4) KCl

 

12. Окислителем в реакции S + H₂SO_{4 (конц.)} → SO₂ + H₂O является

1) S      2) SO₂        3) H₂O        4) H₂SO₄

 

13. восстановителем в реакции

   MnO₂ + HCl → MnCl₂ + Cl₂ + H₂O является

1) MnO₂ 2) HCl        3) MnCl₂    4) Cl₂

14. тип реакции NaNO₃ → NaNO₂ + O₂

1) внутримолекулярная             

2) межмолекулярная      

3) диспропорционирования

 

15. тип реакции CН₃СНО + Аg₂О→ CН₃СООН +2Аg

1) внутримолекулярная             

2) межмолекулярная      

3) диспропорционирования

 

16. тип реакции C1₂ + KOH = KC1  + KC1O + H₂O

1) внутримолекулярная             

2) межмолекулярная      

3) диспропорционирования

17. тип реакции KC1O₃→ KC1О₄  + KC1

1) внутримолекулярная             

2) межмолекулярная      

3) диспропорционирования

 

18. тип реакции

   С₂Н₄ + KMnO₄ + H₂O → MnO₂ + С₂Н₄(ОH)₂ + КОН

1) внутримолекулярная             

2) межмолекулярная      

3) диспропорционирования

19. Коэффициент перед молекулой окислителя в реакции

Cr₂(SO₄)₃ + NaBiO₃ +NaOH+ H₂O → Na₂CrO₄ + Bi(OH)₃ +Na₂SO₄ равен

1) 1                  2) 2            3) 3            4) 4

20. Коэффициент перед молекулой восстанови-теля в реакции

  MnO₂ + H₂O₂ + H₂SO₄ → MnSO₄ + O₂ + H₂O равен

1) 1                  2) 2            3) 3            4) 4

 

21. Определите сумму коэффициентов в левой части уравнения HClO₃ + H₂S → HCl +S

1) 2                  2) 3            3) 4            4) 5

 

22. общая сумма коэффициентов в уравнении реакции равна

    KMnO₄ + С₆Н₁₂О₆ + H₂SO₄ ® MnSO₄ + СО₂ + H₂O + K₂SO₄

1) 132              2) 154        3) 197        4) 111

 

23. Коэффициент перед молекулой восстано-вителя в уравнении реакции Na₂SO₃ + KIO₃ + H₂SO₄→ I₂+ Na₂SO₄ + К₂SO₄+Н₂О РАВЕН

1) 5                  2) 4            3) 3            4) 2

 

24. Коэффициент перед молекулой окислителя в реакции K₂S + KMnO₄ + H₂SO₄→ S + MnSO₄ + K₂SO₄ +H₂O равен

1) 5      2) 4            3) 3            4) 2

 

25. Сумма коэффициентов в уравнении реакции

   С₂Н₄ + KMnO₄ + H₂O→ MnO₂ + С₂Н₄(ОH)₂ + КОН равна

1) 14                2) 10          3) 16          4) 6

 

26. Коэффициент перед молекулой окислителя в уравнении реакции MnO₂ + NaBiO_3(тв) + HNO₃ ® HMnO₄ + BiONO₃ + NaNO₃ +H₂O равен

1) 1                  2) 2            3) 3            4) 4

27. молярная масса эквивалента восстановите-ля (эквивалент восстановителя) в реакции равна

    С₂Н₄ + KMnO₄ + H₂O→ MnO₂ + С₂Н₄(ОH)₂ + КОН

1) 14                2) 79          3) 52, 7       4) 9, 3

 

28. молярная масса эквивалента окислителя в реакции равна

    MnO₂ + NaBiO_3(тв) + HNO₃ ®HMnO₄ + BiONO₃ + NaNO₃ +H₂O

1) 43, 5             2) 140        3) 280        4) 10, 5

 

29. эквивалент (молярная масса эквивалента) восстановителя больше в реакции

1) SO₂ + HNO₃ + H₂O → H₂SO₄ + NO

2) KNO₂ + KClO₃ → KCl + KNO₃

3) Н₂S + KMnO₄ + КОН→ S + К₂MnO₄ +H₂O

 

30. молярная масса эквивалента (эквивалент) окислителя больше в реакции

1) P + HNO₃→ H₃PO₄ +NO₂ + H₂O

⇐ Предыдущая11121314151617181920Следующая ⇒

Поделиться: