Меню

Классификация окислительно восстановительных реакций



Окислительно-восстановительные реакции типы и примеры (Таблица)

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это такие химические реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов или ионов химических элементов.

Окисление — это процесс отдачи e атомами, ионами или молекулами. Атомы, ионы или молекулы, отдающие e , называются восстановителями

Восстановление — это процесс присоединения e атомами, ионами, молекулами. Атомы, ионы или молекулы, присоединяющие e , называются окислителями.

У восстановителя степень окисления повышается:

Fe 0 (в-ль) — 3 e (ок-е) → Fe 3+

S -2 (в-ль) — 2 e (ок-е) → S 0

У окислителя степень понижается

Fe 3+ (ок-ль) + 3 e (восст-е) → Fe 0

S 0 (ок-ль) — 2 e (восст-е) → S -2

2. соединения неметаллов в низшей степени окисления: (H2S -2 ; N- 3 H3)

2. вещества, содержащие элемент в высшей степени окисления: HN +5 O3; Н2S +6 O4

Типы окислительно-восстановительных реакций

Тип окислительно-восстановительной реакции

Определение (отличительная особенность)

Реакции идут с изменением степени окисления разных атомов в одной молекуле

Реакции идут с изменением степени окисления атомов в молекулах разных веществ

H2O + Cl2 0 → HCl -1 + HCl +1 O

Cl 0 2 + 2KOH → КCl -1 + КCl +1 O + H2O

Реакции идут с изменением степени окисления одинаковых атомов в молекуле одного и того же вещества

Реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления

Источник

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции делятся на три вида:

  • межмолекулярные ОВР — окислителем и восстановителем являются два разных вещества (простые или сложные);
  • внутримолекулярные ОВР — окислитель и восстановитель находятся в одной молекуле;
  • реакции диспропорционирования (дисмутации, самоокисления-самовосстановления) — в одном и том же веществе имеется элемент с промежуточной степенью окисления, который в ходе реакции, одновременно, и окисляется, и восстанавливается.

Межмолекулярные ОВР

Примеры межмолекулярных окислительно-восстановительных реакций между газообразными веществами:

  • H2 0 +Cl2 0 = 2H +1 Cl -1
  • 3H2 0 +N2 0 = 2N -3 H3 +1
  • 2N +2 O+O2 0 = 2N +4 O2 -2
  • 4N -3 H3+3O2 0 = 2N2 0 +6H2O -2

Примеры межмолекулярных ОВР между твердыми веществами и газообразными (окисление металлов):

  • 2Mg 0 +O2 0 = 2Mg +2 O -2
  • 2Sb 0 +3Cl2 0 = 2Sb +3 Cl3 -1

Примеры межмолекулярных ОВР между твердыми веществами и растворами:

Примеры межмолекулярных ОВР между твердыми веществами:

Примеры межмолекулярных ОВР протекающих в растворах:

Реакции конмутации:

Внутримолекулярные ОВР

Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции являются реакциями разложения:

Реакции диспропорционирования

  • Cl2 0 +H2O ↔ HCl +1 O+HCl -1
  • 4KCl +5 O3 = 3KCl +7 O4+KCl -1
  • 3NaCl +1 O = NaCl +5 O3+2NaCl -1
  • 4Na2S +4 O3 = 3Na2S +6 O4+Na2S -2
  • 3HN +3 O2 = HN +5 O3+2N +2 O+H2O

Реакции диспропорционирования могут протекать только в присутствии веществ, которые имеют элементы с промежуточной степенью окисления.

Например, марганец в манганате калия K2Mn +6 O4 имеет промежуточную степень окисления +6. Поскольку, ион MnO4 2- имеет изумрудный цвет, то и раствор манганата калия имеет зеленый цвет. Реагируя с водой, манганат калия образует перманганат калия KMnO4, а цвет раствора становится буро-красным, в результате выпадения в осадок оксида магния MnO2.

Как видно из уравнения реакции, в двух из трех ионов MnO4 2- , присутствующих в молекуле манганата калия, атомы марганца отдают по одному электрону, выступая в роли восстановителя, а в третьем ионе атом марганца принимает эти два электрона от своих «братьев», играя роль окислителя. Таким образом, молекула манганата калия в ходе реакции проявляет, как восстановительные, так и окислительные свойства.

Читайте также:  Редкие номиналы российских банкнот

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Источник

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции делятся на три вида:

  • межмолекулярные ОВР — окислителем и восстановителем являются два разных вещества (простые или сложные);
  • внутримолекулярные ОВР — окислитель и восстановитель находятся в одной молекуле;
  • реакции диспропорционирования (дисмутации, самоокисления-самовосстановления) — в одном и том же веществе имеется элемент с промежуточной степенью окисления, который в ходе реакции, одновременно, и окисляется, и восстанавливается.

Межмолекулярные ОВР

Примеры межмолекулярных окислительно-восстановительных реакций между газообразными веществами:

  • H2 0 +Cl2 0 = 2H +1 Cl -1
  • 3H2 0 +N2 0 = 2N -3 H3 +1
  • 2N +2 O+O2 0 = 2N +4 O2 -2
  • 4N -3 H3+3O2 0 = 2N2 0 +6H2O -2

Примеры межмолекулярных ОВР между твердыми веществами и газообразными (окисление металлов):

  • 2Mg 0 +O2 0 = 2Mg +2 O -2
  • 2Sb 0 +3Cl2 0 = 2Sb +3 Cl3 -1

Примеры межмолекулярных ОВР между твердыми веществами и растворами:

Примеры межмолекулярных ОВР между твердыми веществами:

Примеры межмолекулярных ОВР протекающих в растворах:

Реакции конмутации:

Внутримолекулярные ОВР

Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции являются реакциями разложения:

Реакции диспропорционирования

  • Cl2 0 +H2O ↔ HCl +1 O+HCl -1
  • 4KCl +5 O3 = 3KCl +7 O4+KCl -1
  • 3NaCl +1 O = NaCl +5 O3+2NaCl -1
  • 4Na2S +4 O3 = 3Na2S +6 O4+Na2S -2
  • 3HN +3 O2 = HN +5 O3+2N +2 O+H2O

Реакции диспропорционирования могут протекать только в присутствии веществ, которые имеют элементы с промежуточной степенью окисления.

Например, марганец в манганате калия K2Mn +6 O4 имеет промежуточную степень окисления +6. Поскольку, ион MnO4 2- имеет изумрудный цвет, то и раствор манганата калия имеет зеленый цвет. Реагируя с водой, манганат калия образует перманганат калия KMnO4, а цвет раствора становится буро-красным, в результате выпадения в осадок оксида магния MnO2.

Как видно из уравнения реакции, в двух из трех ионов MnO4 2- , присутствующих в молекуле манганата калия, атомы марганца отдают по одному электрону, выступая в роли восстановителя, а в третьем ионе атом марганца принимает эти два электрона от своих «братьев», играя роль окислителя. Таким образом, молекула манганата калия в ходе реакции проявляет, как восстановительные, так и окислительные свойства.

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Источник

Классификация окислительно-восстановительный реакций

  • Реакции межатомного и межмолекулярного окисления-восстановления
  • Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления.
  • Реакции диспропорционирования (реакции самоокисления-самовосстановления)

Рассмотрим каждый тип ОВР подробнее

Реакции межатомного и межмолекулярного окисления-восстановления

В реакциях данного типа перемещение электронов осуществляется между различными молекулами, атомами или ионами, т.е. окислитель и восстановитель являются различными веществами, например

Здесь MnO2 – окислитель, HBr — восстановитель

Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления.

В реакциях такого типа перемещение электронов происходит внутри одного соединения, т.е. и окислитель и восстановитель входят в состав одного и того же сложного вещества (молекулы), например

Читайте также:  Какие камни для бани лучше ТОП 5

Здесь Ag +1 – окислитель, O -2 – восстановитель.

Реакции диспропорционирования (реакции самоокисления-самовосстановления).

В реакциях этого типа окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента в одинаковой степени окисления (обязательно промежуточной). В результате образуются новые соединения, в которых атомы этого элемента обладают различной степенью окисления, например

Здесь N +3 (в молекуле HNO2) является и окислителем и восстановителем.

Наиболее распространенными и многообразными являются реакции первого типа (межатомного и межмолекулярного окисления-восстановления).

Как и для реакций обмена, для окислительно-восстановительных реакций возможно протекание в различных средах

В растворах

В газообразном состоянии

C участием твердых веществ

Источник

Классификация реакций

Существует несколько классификаций реакций, протекающих в неорганической и органической химии.

По характеру процесса

Так называют химические реакции, где из нескольких простых или сложных веществ получается одно сложное вещество. Примеры:

В результате реакции разложения сложное вещество распадается на несколько сложных или простых веществ. Примеры:

В ходе реакций замещения атом или группа атомов в молекуле замещаются на другой атом или группу атомов. Примеры:

К реакциям обмена относятся те, которые протекают без изменения степеней окисления и выражаются в обмене компонентов между веществами. Часто обмен происходит анионами/катионами:

AgF + NaCl = AgCl↓ + NaF

Классификация химических реакций

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Это те химические реакции, в процессе которых происходит изменение степеней окисления химических элементов, входящих в состав исходных веществ. ОВР подразделяются на:

    Межмолекулярные — атомы окислителя и восстановителя входят в состав разных молекул. Примеры:

Внутримолекулярные — атомы окислителя и восстановителя в составе одного сложного вещества. Примеры:

Диспропорционирование — один и тот же атом является и окислителем, и восстановителем

Окислительно-восстановительные реакции

Замечу, что окислителем и восстановителем могут являться только исходные вещества (а не продукты!) Окислитель всегда понижает свою СО, принимая электроны в процессе восстановления. Восстановитель всегда повышает свою СО, отдавая электроны в процессе окисления.

От обилия информации можно запутаться. Я рекомендую сформулировать четко: «Окислитель — понижает СО, восстановитель — повышает СО». Запомнив эту информацию таким образом, вы не будете путаться.

Окислитель и восстановитель

ОВР уравнивают методом электронного баланса, с которым мы подробно познакомимся в разделе «Решения задач».

Обратимые и необратимые реакции

Обратимые реакции — такие химические реакции, которые протекают одновременно в двух противоположных направлениях: прямом и обратном. При записи реакции в таких случаях вместо знака «=» ставят знак обратимости «⇆».

Классическим примером обратимой реакции является синтез аммиака и реакция этерификации (из органической химии):

Необратимые реакции протекают только в одном направлении, до полного расходования одного из исходных веществ. Главное отличие их от обратимых реакций в том, что образовавшиеся продукты реакции не взаимодействуют между собой с образованием исходных веществ.

Иногда сложно бывает отличить обратимую реакцию от необратимой, однако я дам несколько советов, которые советую взять на вооружение. В результате необратимых реакций:

  • Образуются малодиссоциирующие вещества (например — вода, однако есть исключения — реакция этерификации)
  • Реакция сопровождается выделение большого количества тепла
  • В ходе реакции образуется газ или выпадает осадок
Читайте также:  Как решить задачу через таблицу

Примеры необратимых реакций:

NaOH + HCl = NaCl + H2O (образуется вода)

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 (сопровождается выделением большого количества тепла)

Обратимые и необратимые реакции

Реакции и агрегатное состояние фаз

Фазой в химии называют часть объема равновесной системы, однородную во всех своих точках по химическому составу и физическим свойствам и отделенную от других частей того же объема поверхностью раздела. Фаза бывает жидкой, твердой и газообразной.

Все реакции можно разделить на гетеро- и гомогенные. Гетерогенные реакции (греч. heterogenes — разнородный) — реакции, протекающие на границе раздела фаз, в неоднородной среде. Скорость таких реакций зависит от площади соприкосновения реагирующих веществ.

К гетерогенным реакциям относятся следующие реакции (примеры): жидкость + газ, газ + твердое вещество, твердое вещество + жидкость. Примером такой реакции может послужить взаимодействие твердого цинка и раствора соляной кислоты:

Гетерогенная реакция

Гомогенные реакции (греч. homogenes — однородный) — реакции, протекающие между веществами, находящимися в одной фазе.

К гомогенным реакциям относятся (примеры): жидкость + жидкость, газ + газ. Примером такой реакции может служить взаимодействие между растворами уксусной кислоты и едкого натра.

Гомогенная реакция

Реакции и их тепловой эффект

Все реакции можно разделить на те, в ходе которых тепло поглощается, или, наоборот, тепло выделяется. Представьте пробирку, охлаждающуюся или нагревающуюся в вашей руке — это и есть тот самый тепловой эффект. Иногда тепла выделяется так много, что реакции сопровождаются воспламенением или взрывом (натрий с водой).

Экзотермические реакции (греч. exo — вне) — химические реакции, сопровождающиеся потерей энергии системой и выделением тепла (той самой энергии) во внешнюю среду. При написании химических реакций в конце экзотермических ставят «+ Q» (Q — тепло), иногда бывает указано точное количество выделяющегося тепла. Например:

2Mg + O2 = 2MgO + Q

NaOH + HCl = NaCl + H2O + 56 кДж

Экзотермические реакции

К экзотермическим реакциям часто относятся реакции горения, соединения.

Исключением является взаимодействие азота и кислорода, при котором тепло поглощается:

Как уже было отмечено выше, если тепло выделяется во внешнюю среду, значит, система реагирующих веществ потеряло это тепло. Поэтому не должно казаться противоречием, что внутренняя энергия веществ в результате экзотермической реакции уменьшается.

Энтальпией называют (обозначение Н), количество термодинамической (тепловой) энергии, содержащееся в веществе. Иногда с целью «запутывания» в реакции вместо явного +Q при экзотермической реакции могут написать ΔH 0, так как внутренняя энергия веществ увеличивается. Например:

CaCO3 = CaO + CO2↑ ; ΔH > 0 (значит реакция эндотермическая, так как внутренняя энергия увеличивается)

Эндотермические реакции

Замечу, что не все реакции разложения являются эндотермическими. Широко известная реакция разложения дихромата аммония («вулканчик») является примером экзотермического разложения, при котором тепло выделяется.

Экзотермические реакции

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник