Одиннадцатый класс
  1. Основные концепции химии  1.1. Важность химии  1.2. Природа и область химии  1.3. законы химического соединения  1.3.1. Закон сохранения массы  1.3.2. Закон постоянства состава  1.3.3. Закон кратных отношений  1.3.4. Закон объемов газов  1.3.5. Закон Авогадро  1.4. Атомная теория Дальтона  1.5. Понятие моля и молярная масса  1.6. Процентный состав  1.7. Эмпирическая и молекулярная формула  1.8. Стехиометрия и стехиометрические расчеты  1.9. Концепция ограничивающего реагента
  2. Структура атома  2.1. Открытие электрона, протона и нейтрона  2.2. Атомная модель  2.2.1. Модель Томсона  2.2.2. Модель Резерфорда  2.2.3. Модель Бора  2.3. Квантово-механическая модель атома  2.4. Двойственная природа материи и излучения  2.5. Принцип неопределенности Гейзенберга  2.6. Квантовые числа  2.7. Атомные орбитали и их формы  2.8. Электронная конфигурация элементов  2.9. Aufbau principle  2.10. Принцип запрета Паули  2.11. Правило максимальной мультиплетности Хунда  2.12. Гипотеза де Бройля  2.13. Фотоэлектрический эффект
  3. Классификация элементов и периодичность в свойствах  3.1. Историческое развитие периодической таблицы  3.2. Современный периодический закон и периодическая таблица  3.3. Периодические тенденции в свойствах  3.3.1. Атомный и ионный радиус  3.3.2. Энтальпия ионизации  3.3.3. Энтальпия присоединения электрона  3.3.4. Электроотрицательность  3.3.5. Валентность  3.3.6. Металлические и неметаллические свойства  3.3.7. Степени окисления  3.4. Unusual Properties of the First Elements
  4. Chemical Bonding and Molecular Structure  4.1. Подход Косселя – Льюиса к химической связи  4.2. Ionic or electrovalent bond  4.3. Ковалентная связь и ее особенности  4.4. Параметры связи  4.5. Теория ВСЭПР  4.6. Теория валентных связей  4.7. Hybridization and its types  4.8. Теория молекулярных орбиталей  4.8.1. Порядок связей и стабильность  4.9. Водородная связь
  5. Состояния вещества  5.1. Межмолекулярные силы  5.2. Газовые законы  5.2.1. Закон Бойля  5.2.2. Закон Шарля  5.2.3. Закон Авогадро  5.2.4. Dalton's law of partial pressure  5.2.5. Закон диффузии Грэма  5.3. Уравнение идеального газа и его применения  5.4. Реальные газы и отклонения от идеального поведения  5.5. Кинетическая теория газов  5.6. Сжижение газов  5.7. Свойства жидкостей  5.8. Поверхностное натяжение и вязкость
  6. термодинамика  6.1. Система и окружающая среда  6.2. Типы систем в термодинамике  6.3. Виды процедур  6.4. Первый закон термодинамики  6.5. Внутренняя энергия и энтальпия  6.6. Теплоемкость и удельная теплоемкость  6.7. Закон постоянной суммы теплот Гесса  6.8. Энтальпия диссоциации связей  6.9. Энтальпия образования и сгорания  6.10. Энтальпия раствора и нейтрализации  6.11. Спонтанность и второй закон термодинамики  6.12. Свободная энергия Гиббса и ее применения
  7. Balance  7.1. Концепция равновесия  7.2. Константа равновесия и ее приложения  7.3. Принцип Ле Шателье  7.4. Ионное равновесие в растворах  7.5. Теория кислот и оснований  7.5.1. Концепция Аррениуса  7.5.2. Концепция Бренстеда-Лоури  7.5.3. Концепция Льюиса  7.6. Шкала pH и pOH  7.7. Эффект общего иона  7.8. Гидролиз солей  7.9. Буферные растворы и их механизм действия  7.10. Равновесие растворимости малорастворимых солей
  8. Редокс-реакции  8.1. Концепции окисления и восстановления  8.2. Степень окисления и её применения  8.3. Окислительно-восстановительные реакции в терминах передачи электронов  8.4. Балансировка окислительно-восстановительных реакций (методы чисел окисления и ионо-электронный метод)  8.5. Типы окислительно-восстановительных реакций  8.6. Электрохимические ячейки и окислительно-восстановительные реакции
  9. Водород  9.1. Положение водорода в периодической таблице  9.2. Изотопы водорода  9.3. Получение водорода  9.4. Свойства водорода  9.5. Гидриды и их классификация  9.6. Вода и тяжёлая вода  9.7. Перекись водорода и ее свойства  9.8. Использование водорода и его соединений
  10. Элементы s-блока (щелочные и щелочноземельные металлы)  10.1. Элементы группы 1 - свойства и тенденции  10.2. Элементы группы 2 - свойства и тенденции  10.3. Необычные свойства лития и бериллия  10.4. Важные соединения натрия и их применения  10.5. Важные соединения магния и кальция
  11. Некоторые элементы p-блока  11.1. Общее введение в элементы р-блока  11.2. Элементы группы 13  11.2.1. Бор и его соединения  11.3. Элементы группы 14  11.3.1. Углерод и его аллотропы  11.3.2. Важные соединения углерода и кремния
  12. Органическая химия - Некоторые основные принципы и техники  12.1. Классификация и номенклатура органических соединений  12.2. Структурное представление органических соединений  12.3. Классификация органических реакций  12.4. Электронные эффекты в органической химии  12.4.1. Индуктивный эффект  12.4.2. Резонансный эффект  12.4.3. Гиперконъюгация  12.5. Механизм реакции и промежуточные виды  12.6. Очистка и качественный анализ органических соединений
  13. Углеводороды  13.1. Углеводороды  13.1.1. Получение и свойства алкенов  13.2. алкены  13.2.1. Preparation and Properties of Alkenes  13.2.2. Электрофильные реакции присоединения  13.3. Алкины  13.3.1. Подготовка и свойства алкинов  13.4. Ароматические углеводороды  13.4.1. Структура и свойства бензола  13.4.2. Электрофильные реакции замещения бензола
  14. Экологическая химия  14.1. Загрязнение окружающей среды  14.2. Атмосферное загрязнение и парниковый эффект  14.3. Загрязнение воды и методы очистки  14.4. Загрязнение почвы и его последствия  14.5. Промышленные отходы и их обработка  14.6. Стратегии контроля загрязнения

Одиннадцатый класс ↓


Редокс-реакции


Редокс-реакции, также называемые реакциями восстановления-окисления, представляют собой семейство реакций, которые включают перенос электронов между химическими веществами. Эти реакции лежат в основе многих биологических и промышленных процессов, поэтому понимание их является важной частью химии.

Что такое редокс-реакции?

Редокс-реакции включают два основных процесса: окисление и восстановление.

  • Окисление — это процесс, при котором вещество теряет электроны.
  • Восстановление — это процесс, при котором вещество приобретает электроны.

Запоминанием может помочь мнемоника OIL RIG, которая расшифровывается как:

  • Окисление Это Потеря
  • Восстановление Это Приобретение

Простой пример редокс-реакции

Простой пример редокс-реакции — реакция между водородом и кислородом с образованием воды:

2 H2 + O2 → 2 H2O

В этой реакции:

  • Водород (H2) окисляется, так как теряет электроны. Окислительное состояние водорода увеличивается с 0 до +1.
  • Кислород (O2) восстанавливается, так как приобретает электроны. Окислительное состояние кислорода уменьшается с 0 до -2.
H2 O2

На диаграмме выше показано, как водород и кислород образуют воду через редокс-реакцию. Атомы водорода передают электроны атомам кислорода, образуя молекулы воды.

Окислительное число

Для полного понимания редокс-реакций необходимо поговорить об окислительных числах. Окислительные числа — это способ отслеживания электронов в процессе химической реакции. Их можно рассматривать как воображаемые заряды, присваиваемые атомам в молекулах или ионах.

Вот некоторые базовые правила для определения окислительных чисел:

  • Окислительное число атома в его элементарной форме всегда равно нулю. Например, окислительное число O2, H2, N2 и т. д. равно нулю.
  • Для простого (моноатомного) иона окислительное число равно заряду иона. Например, окислительное число Na+ равно +1, а окислительное число Cl- равно -1.
  • Окислительное число кислорода обычно равно -2, кроме случаев, когда он соединен с перекисями или фтором.
  • Окислительное число водорода обычно равно +1, когда он соединяется с неметаллами, и -1, когда он соединяется с металлами.
  • В нейтральном соединении сумма окислительных чисел должна быть равна нулю.
  • Сумма окислительных чисел в полиатомном ионе должна быть равна заряду иона.

Давайте применим эти правила, чтобы найти окислительное число воды (H2O):

  • Окислительное число кислорода обычно равно -2.
  • Окислительное число каждого водорода равно +1.
  • Сумма окислительных чисел в H2O = 2(+1) + (-2) = 0, что удовлетворяет правилу нейтральных соединений.

Определение редокс-реакций

Определение редокс-реакций включает проверку на изменения в окислительных числах веществ в реакции. Если окислительные числа изменяются, реакция является редокс-реакцией.

Рассмотрим следующую реакцию:

4Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu

Чтобы определить, является ли это редокс-реакцией, рассчитаем окислительное число:

  • В Zn: Окислительное число Zn = 0, ZnSO4: Zn = +2 (в соединении).
  • В CuSO4: Cu = +2, элементарный Cu: Cu = 0.

Информация:

  • Zn переходит от 0 к +2 (теряет электроны, т.е. окисляется).
  • Cu меняется с +2 на 0 (приобретает электроны, т.е. восстанавливается).
Цинк CuSO4 ZnSO4 Cu

Диаграмма показывает перенос электронов от цинка к меди, образуя сульфат цинка и металлическую медь. Окисление цинка образует ионы цинка, а параллельно медь приобретает электроны, превращая ее в родную медь.

Уравнивание редокс-реакций

Уравнивание редокс-реакций гарантирует, что количество потерянных электронов при окислении равно количеству приобретенных электронов при восстановлении. Вот как уравнять с использованием метода полуреакций:

Шаги уравнивания редокс-реакций

  1. Разделите неуравненную редокс-реакцию на два полуреакции: одну для окисления и одну для восстановления.
  2. Уравняйте каждую полуреакцию по массе, затем по заряду, используя электроны.
  3. Умножьте полуреакции на соответствующие целые числа, чтобы электроны в обеих полуреакциях были равны.
  4. Соберите уравненные полуреакции, убедившись, что электроны уничтожены.
  5. Проверьте атомарный и зарядовый баланс в последнем уравнении.

Давайте уравняем редокс-реакцию железа с хлором:

2Fe + Cl2 → FeCl3

Процесс уравнивания

Шаг 1: Разделите на полуреакции:

Окисление: Fe → Fe3+ + 3e-
Восстановление: Cl2 + 2e- → 2Cl-

Шаг 2: Уравняйте атомы, кроме O и H, затем уравняйте кислород и водород, если они присутствуют (не требуется здесь).

Шаг 3: Уравняйте заряды, добавляя электроны:

  • Окисление уже уравнено по заряду.
  • 3 электрона требуются для восстановления: Cl2 + 6e- → 2Cl2

Шаг 4: Умножьте 2 восстановления на соответствующие целые числа, сделайте электроны равными окислению:

Окисление: Fe → Fe3+ + 3e-
Восстановление: Cl2 + 6e- → 2Cl- (требуется то же самое количество электронов)

Шаг 5: Добавьте и уберите электроны:

2Fe + 3/2Cl2 → FeCl3

Уравненная реакция обеспечивает равенство в переносе электронов и списке атомов.

Обычные редокс-реакции в повседневной жизни

Редокс-реакции повсюду вокруг нас и являются частью повседневной жизни. Вот несколько примеров:

Горение

Горение — это редокс-реакция, при которой топливо реагирует с кислородом и выделяет энергию. Например, горение метанового газа:

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O
CH4 2 O2 CO2 + 2 H2O

Батареи

Батареи работают на основе редокс-реакций, обусловленных химическими различиями для переноса электронов от анода к катоду. В простой цинково-угольной батарее:

Zn → Zn2+ + 2e-
2MnO2 + 2e- + 2NH4Cl → Mn2O3 + H2O + 2NH3

Ржавление

Ржавление железа — это редокс-процесс, при котором железо окисляется кислородом и водой с образованием оксида железа.

4 Fe + 3 O2 + 6 H2O → 4 Fe(OH)3

Заключение

Редокс-реакции являются фундаментальными для понимания как простых, так и комплексных химических процессов. От сгорания топлива до биологических процессов и накопления энергии в батареях редокс-реакции облегчают важные трансформации, связанные с переносом электронов. Понимание основ окисления и восстановления, а также эффективное определение окислительных чисел является критическим для изучения широких применений и последствий редокс-химии.


Одиннадцатый класс → 8


U
username
0%
завершено в Одиннадцатый класс

← Предыдущий (7.10)
Равновесие растворимости малорастворимых солей
Следующий (8.1) →
Концепции окисления и восстановления

Комментарии 



Редокс-реакции

https://www.chemistryelite.com/g11/8?ceal=ru