Методы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (овр)

Биохимия окисления жирных кислот в митохондриях

Для удобства процесс митохондриального катаболизма условно подразделяется на 3 этапа:

• активация и транспортировка в митохондрии;
• окисление;
• окисление образовавшегося ацетил-коэнзима А через цикл Кребса и электротранспортную цепь.

Активация представляет собой подготовительный процесс, который переводит жирные кислоты в форму, доступную для биохимических превращений, так как сами по себе эти молекулы инертны. Кроме того, без активации они не могут проникнуть в мембраны митохондрий. Эта стадия протекает у внешней мембраны митохондрий.

Собственно, окисление — ключевой этап процесса. Оно включает четыре стадии, по окончании которых жирная кислота превращается в молекулы Ацетил-КоА. Тот же продукт образуется и при утилизации углеводов, так что дальнейшие этапы аналогичны последним стадиям аэробного гликолиза. Образование АТФ происходит в цепи переноса электронов, где энергия электрохимического потенциала используется для образования макроэргической связи.

В процессе окисления жирной кислоты кроме Ацетил-КоА образуются также молекулы NADH и FADH₂, которые тоже поступают в дыхательную цепь в качестве доноров электронов. В результате суммарный энергетический выход катаболизма липидов достаточно высок. Так, к примеру, окисление пальмитиновой кислоты по β-механизму дает 106 молекул АТФ.

Важнейшие окислители и восстановители

Все химические элементы можно разделить на два больших класса — элементы с постоянными степенями окисления (такие элементы, как правило, не меняют свою степень окисления в сложных веществах), и элементы с переменной степенью окисления (такие элементы легко отдают или принимают электроны). По этой причине свойства сложных веществ обусловлены наличием в их составе элементов с переменной степенью окисления.

В свою очередь, элементы с переменной степенью окисления подразделяются на три категории:

• элементы с высшей степенью окисления — такие элементы могут только понижать свою степень окисления (участвовать в процессе восстановления), следовательно, вещество, в состав которого входят такие элементы, может выступать только в роли окислителя (присоединять электроны), например, перманганат калия (марганцовка) может быть только окислителем, поскольку марганец в KMnO₄ имеет высшую степень окисления +7.
• элементы с низшей степенью окисления — такие элементы могут только повышать свою степень окисления (участвовать в процесс окисления), следовательно, вещество, в состав которого входят такие элементы, может выступать только в роли восстановителя (отдавать электроны), например, аммиак является восстановителем, поскольку, азот, входящий в состав NH₃, имеет низшую степень окисления -3.
• элементы с промежуточной степенью окисления — такие элементы могут, как отдавать электроны, так и принимать их (все зависит от «партнера» по реакции), следовательно, вещество, в состав которого входят такие элементы, может быть, как окислителем, так и восстановителем, например, сера, входящая в состав сульфита натрия Na₂SO₃, имеет промежуточную степень окисления +4, по этой причине сульфит натрия в реакции с перманганатом калия окисляется до сульфата натрия (является восстановителем), а в реакции с сероводородом сульфит натрия восстанавливается до свободной серы (является окислителем).

Активные окислители:

• простые вещества:
  • кислород (O₂);
  • фтор (F₂);
• сложные вещества:
  • перманганат калия (KMnO₄);
  • хроматы и дихроматы (K₂Cr₂O₇);
  • азотная кислота и ее соли (HNO₃);
  • хлорная кислота и ее соли (HClO₄);
  • концентрированная серная кислота (H₂SO₄);
  • оксид свинца (PbO₂).

Активные восстановители:

• все простые вещества-металлы, наиболее активные:
  • щелочные металлы;
  • щелочноземельные металлы;
  • магний (Mg);
  • алюминий (Al);
  • цинк (Zn).
• сложные вещества:
  • метан (CH₄);
  • аммиак(NH₃);
  • силан(SiH₄);
  • фосфин(PH₃);
  • нитриды и фосфиды металлов (Na₃N, Ca₃P₂)
  • сероводород (H₂S)
  • галогеноводороды (HI, HBr, HCl)
  • сульфиды и галогениды металлов
  • гидриды металлов (NaH, CaH₂)

промежуточной степенью окисления

• чаще являются окислителями:
  • галогены (Cl₂; Br₂);
  • хлорноватистая кислота (HClO) и ее соли (гипохлораты, хлораты);
  • оксид марганца (IV) MnO₂;
  • соли трехвалентного железа (FeCl₃)
• чаще являются восстановителями:
  • водород (H₂);
  • углерод (C);
  • оксид углерода (II) CO;
  • сульфиты металлов (Na₂SO₃);
  • соли двухвалентного железа (FeSO₄)

Разновидности окислительно-восстановительных реакций:

• межмолекулярные — окислитель и восстановитель являются разными веществами:

  N2+H2→N-3H3+1

• внутримолекулярные — окислитель и восстановитель входят в состав одного вещества:

  N-3H4N+3O2→N2+H2O
  

• реакции диспропорционирования — окисляется и восстанавливается один и тот же элемент, находящийся в промежуточной степени окисления:

  N+4O2+H2O→HN+5O3+3+HNO2

Что такое окисление

окисление может быть определено как потеря электронов от атома, молекулы или иона. Эта потеря электронов приводит к увеличению степени окисления химических частиц. Поскольку реакция окисления высвобождает электроны, должны быть частицы, принимающие электроны. Следовательно, реакция окисления является половинной реакцией основной реакции. Окисление химического вещества определяется как изменение его окислительных состояний. Состояние окисления это число с положительным (+) или отрицательным (-) символом, которое указывает на потерю или усиление электронов конкретным атомом, молекулой или ионом.

В прошлом термину окисление давалось определение «добавление кислорода к соединению». Это было потому, что кислород был единственным известным окислителем в то время. Однако это определение более не является точным, поскольку в отсутствие кислорода происходит гораздо больше реакций окисления. Например, реакция между магнием (Mg) и соляной кислотой (HCl) не требует кислорода, но это окислительно-восстановительная реакция, которая включает окисление Mg в Mg2+, В следующем примере показаны реакции окисления и восстановления в окислительно-восстановительной реакции.

Рисунок 01: Окисление Mg путем добавления кислорода к Mg. Два электрона высвобождаются из Mg, и один атом кислорода получает два электрона.

Есть другое историческое определение для окисления с участием водорода. То есть, окисление — это процесс потери H+ ионы, Это также не является точным, потому что есть много реакций, которые происходят без выделения H+ ионов.

Рисунок 02: Окисление спиртовой группы в карбоновую кислотную группу

Окисление всегда увеличивает степень окисления химического вещества из-за потери электронов. Эта потеря электронов вызывает изменение заряда атома или молекулы.

1. От нулевого до положительного состояния окисления

Молекула или атом, который не имеет электрического заряда (нейтральный), могут быть окислены. Окисление всегда увеличивает степень окисления. Следовательно, новая степень окисления атома будет иметь положительное значение.

Рисунок 03: окисление Fe (0) до Fe (+3)

2. От отрицательного к положительному состоянию окисления

Атом в отрицательной степени окисления может быть окислен до положительной степени окисления.

Рисунок 04: Окисление S (-2) в состояние окисления S (+6)

Рисунок 05: Окисление О (-2) до О2 (0)

4. Увеличение состояния положительного окисления

Этот тип реакций окисления в основном включен с элементами переходного металла, так как эти металлические элементы могут иметь несколько степеней окисления, и они показывают до степени окисления +7 из-за присутствия d-орбиталей.

Рисунок 06: Окисление Fe (+2) до Fe (+3)

Нейтральный атом состоит из протонов (положительно заряженных) в ядре и электронов (отрицательно заряженных) вокруг ядра. Положительный заряд ядра уравновешивается отрицательными зарядами электронов. Но когда электрон удаляется из этой системы, нет отрицательного заряда, чтобы нейтрализовать соответствующий положительный заряд. Тогда атом получает положительный заряд. Поэтому окисление всегда увеличивает положительные характеристики атомов.

Что такое сокращение

Восстановление может быть определено как выигрыш электронов от атома, молекулы или иона. Это усиление электронов приводит к снижению степени окисления химических частиц, потому что восстановление создает дополнительный отрицательный электрический заряд в атомах. Чтобы получить электроны извне, должны быть электронодонорные виды. Следовательно, восстановление представляет собой химическую реакцию, которая происходит во время окислительно-восстановительных реакций. Реакция восстановления — это половина реакции.

1. От нулевого до отрицательного состояния окисления

Например, при образовании оксидов степень окисления O₂ равен нулю и уменьшается до -2 из-за добавления новых электронов.

Рисунок 07: Восстановление кислорода

2. От положительного к отрицательному состоянию окисления

Элементы, которые могут иметь положительные, а также отрицательные степени окисления, могут подвергаться этому типу реакций восстановления.

Рисунок 08: Уменьшение N (+3) до N (-3)

Рисунок 09: Снижение Ag +

4. Уменьшение отрицательного состояния окисления

Рисунок 10: Восстановление O (-2) до O (-1)

Обычно атомы кислорода в соединениях имеют степень окисления -2. Но в пероксидах два атома кислорода связаны друг с другом. Оба атома имеют одинаковую электроотрицательность. Следовательно, степень окисления обоих атомов будет -2. Тогда один атом кислорода имеет -1 степень окисления.

Образование Ацетил-КоА и АТФ на примере окисления пальмитоил-CoA

В конце каждого цикла в единственном количестве образуются молекулы ацил-CoA, НАДН и ФАДН2, а цепь ацил-CoA-тиоэфира становится короче на два атома. Передавая электроны в электротранспортную цепь, ФАДН2 дает полторы молекулы АТФ, а НАДН — две. В результате из одного цикла получается 4 молекулы АТФ, не считая энерговыход ацетил-CoA.

В цепочку пальмитиновой кислоты входит 16 углеродных атомов. Это означает, что на стадии окисления должно осуществиться 7 циклов с образованием восьми ацетил-CoA, а энерговыход от НАДН и ФАДН₂ в таком случае составит 28 молекул АТФ (4×7). Окисление ацетил-CoA тоже идет на образование энергии, которая запасается в результате поступления в электротранспортную цепь продуктов цикла Кребса.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.

Для
окислительно-восстановительных реакций,
протекающих в водных растворах используют
метод ионно-электронных уравнений (
рассмотрим на примере реакции бихромата
калия с нитритом натрия в кислой среде
).

Метод
ионно-электронных уравнений включает
следующий порядок составления уравнений:

1)
записываем схему реакции в молекулярной
форме:

K₂Cr₂O₇
+ NaNO₂
+ H₂SO₄

Cr₂(SO₄)₃
+ NaNO₃
+ K₂SO₄
+ H₂O

2)
составляем схему реакции в ионно-молекулярной
форме по общим правилам ( сильные
электролиты записываем в виде ионов,
слабые электролиты, газы и осадки — в
виде молекул ):

2K+ +
Cr₂O₇2-+ Na+
+ NO₂—+ 2H+
+ SO₄2-

2Cr3++ 3SO₄2-
+ Na+
+ NO₃—+ 2K+
+ SO₄2-
+ H₂O

3)
определяем элементы, изменяющие степени
окисления, из ионно-молекулярной схемы
реакции выписываем частицы ( выделены
), содержащие атомы этих элементов ( т.е.
окислитель и восстановитель ) и составляем
схемы отдельно процессов окисления и
восстановления:

Cr₂O₇2-
2Cr3+

NO₂—
NO₃—

4)
составляем уравнения отдельно процессов
окисления и восстановления, пользуясь
следующими правилами:

для
реакции в кислой среде: в ту
часть уравнения, которая содержит
меньшее число атомов кислорода, прибавляем
эквивалентное число молекул воды, в
противоположную часть — удвоенное
количество ионов Н+;

для
реакции в щелочной ( и нейтральной
) среде: в ту часть уравнения, которая
содержит меньше атомов кислорода,
прибавляем ионы ОН— из расчета
два иона ОН— на каждый недостающий
атом кислорода , в противоположную часть
— вдвое меньшее количество молекул воды;

в
рассматриваемом случае реакция идет в
кислой среде, поэтому получаем:

Cr₂O₇2-
+ 14 H+

2Cr3+ +
7 H₂O

NO₂—
+ H₂O

NO₃—
+ 2 H+

5)
рассчитываем суммарный заряд левых и
правых частей уравнений и прибавляем
необходимое количество электронов в
соответствующую часть уравнения с тем,
чтобы суммарное число и знак электрических
зарядов слева и справа от знака равенства
в каждом уравнении были равны:

+12
+ 6

х 1 Cr₂O₇2-
+ 14H+ + 6 е-= 2Cr3+ + 7H₂Oвосстановление

х 3 NO₂— +H₂O=NO₃— +
2H++ 2 е-окисление

—
1 +1

6)
подбираем наименьшие коэффициенты для
полученных уравнений, руководствуясь
тем, что общее число электронов, отдаваемых
восстановителем, должно быть равно
числу электронов, присоединяемых
окислителем; с учетом этих коэффициентов
складываем полученные уравнения:

Cr₂O₇2-
+ 14 H+
+ 3 NO₂—
+ 3 H₂O
= 2 Cr3+ +
7 H₂O
+ 3 NO₃—
+ 6 H+

7)
производим сокращение одинаковых членов
в левой и правой частях уравнения, при
этом получаем сокращенное ионное
уравнение заданной реакции:

Cr₂O₇2-
+ 8 H+
+ 3 NO₂—
= 2 Cr3+
+ 4 H₂O
+ 3 NO₃—

8) по
полученному ионному уравнению составляем
молекулярное уравнение реакции (
расставляем коэффициенты в исходном
молекулярном уравнении ):

K₂Cr₂O₇
+ 3 NaNO₂
+ 4 H₂SO₄
= Cr₂(SO₄)₃
+ 3 NaNO₃
+ K₂SO₄
+ 4 H₂O

9)
проверяем правильность полученных
коэффициентов; рекомендуется делать
проверку «по кислороду» ( число
атомов кислорода в правой и левой частях
уравнения должно быть одинаково ).

Охрана атмосферы

В результате деятельности человека происходит загрязнение атмосферы самыми различными веществами, многие из которых ядовиты для человека, животных и растений. Изменение состава атмосферы приводит к ослаблению здоровья населения, снижению продолжительности жизни, распространению болезней. Это особенно заметно в больших городах, где атмосфера загрязняется газовыми выбросами промышленных предприятий и автомобильного транспорта.

В состав почти всех известных традиционных видов топлива входят вещества, при сгорании которых образуются не только СО₂ и Н₂О. При неполном сгорании топлива может образовываться весьма ядовитый угарный газ (СО). Также очень неблагоприятны для человека продукты сгорания соединений, содержащих атомы серы и азота, которыми являются оксиды серы (SO₂) и азота (NO, NO₂).

Для улучшения качества бензина в него добавляют соединения свинца. При сгорании такого бензина в окружающую среду выбрасывается большое количество ядовитых для человека веществ, содержащих свинец.

На сжигание различных видов топлива потребляется огромное количество кислорода. Так, в течение 1 ч. полета реактивный самолет (рис. 91) потребляет количество кислорода, вырабатываемое лесом площадью 1 га. за месяц.

Смог (рис. 92) — это туман, смешанный с пылью и сажей и содержащий продукты взаимодействия оксидов серы и азота с водой.

Кислотные дожди. Дождевая вода более кислая, чем обычная, так как в ней содержатся вещества, называемые кислотами. Они образуются при взаимодействии оксидов серы и азота с парами воды.

Парниковый эффект (рис. 93) возникает в результате повышения температуры воздуха за счет накопления в атмосфере некоторых газов, называемых парниковыми. Основным парниковым газом является углекислый газ. В результате парникового эффекта повышается температура воздуха в нижних слоях атмосферы, происходит изменение климата, возможны таяния ледников, наводнения.

Поскольку атмосфера у всех народов Земли общая, разные государства предпринимают совместные меры по ее защите от вредных выбросов. Для этого на заводах устанавливаются очистительные установки, совершенствуются системы очистки выхлопных газов автотранспорта, разрабатываются новые экологически чистые производства и виды транспорта.

Уменьшить влияние химических веществ на природу, здоровье людей возможно, только сделав самые тщательные исследования источников и состава ядовитых соединений. Химия как наука позволяет человеку найти пути решения указанных выше проблем охраны атмосферы.

Краткие выводы урока:

1. Окисление — химическая реакция, в результате которой атомы кислорода присоединяются к атомам других элементов.
2. Топливо — это вещество, которое горит с выделением тепловой энергии.
3. Основными видами топлива являются каменные и бурые угли, торф, древесина, нефть и природный газ.
4. Сжигание различных видов топлива приводит к таким неблагоприятным последствиям, как смог, кислотные дожди и парниковый эффект.

Надеюсь урок 20 «Окислительные процессы» был понятным и познавательным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии. Если вопросов нет, то переходите к следующему уроку.

Горение

Горение – это процесс окисления. В атмосферном воздухе (а также в среде чистого кислорода) могут поддаваться окислению в форме горения. Примером могут служить разнообразные вещества: простейшие элементы веществ металлов и неметаллов, неорганические и органические соединения. Однако самым практически значимым является горючее вещество (топливо), среди которых выделяют природные запасы нефти, газов, угля, торфа и т. д. Чаще всего они образуют из сложной смеси углеводородов с малой долей кислорода, серы, азотосодержащих соединений органического типа, а также включениями следового количества прочих элементов.

Примеры

Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором

H2+F2→2H+1F−1{\displaystyle {\mathsf {{\stackrel {0}{\mbox{H}}}_{2}+{\stackrel {0}{\mbox{F}}}_{2}\rightarrow 2{\stackrel {+1}{\mbox{H}}}{\stackrel {-1}{\mbox{F}}}}}}

Разделяется на две полу-реакции:

1) Окисление:

H2−2e−→2H+{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{H}}_{2}^{0}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{H}}^{+}}}}

2) Восстановление:

F2+2e−→2F−{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{F}}_{2}^{0}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{F}}^{-}}}}

H2−2e−→2H+{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{H}}_{2}^{0}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{H}}^{+}}}}

S2−−2e−→S↓{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{S}}^{2-}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{S}}^{0}\downarrow }}}

Al−3e−→Al3+{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Al}}^{0}-3{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Al}}^{3+}}}}

Fe2+−e−→Fe3+{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Fe}}^{2+}-{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Fe}}^{3+}}}}

2Hal−−2e−→Hal2{\displaystyle {\mathsf {2{\mbox{Hal}}^{-}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Hal}}_{2}^{0}}}}

Процесс присоединения электронов — восстановление. При восстановлении степень окисления понижается:

O2+4e−→2O2−{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{O}}_{2}^{0}+4{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{O}}^{2-}}}}

Mn7++5e−→Mn2+{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Mn}}^{7+}+5{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Mn}}^{2+}}}}

Mn4++2e−→Mn2+{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Mn}}^{4+}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Mn}}^{2+}}}}

Cr6++6e−→Cr{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Cr}}^{6+}+6{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Cr}}^{0}}}}

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

Для нахождения пропорции веществ, вступающих в химическую реакцию, часто требуется уравнять ОВР. Уравнивание ОВР сводится к нахождению стехиометрических коэффициентов (то есть, количества молей каждого соединения). Стехиометрические коэффициенты могут принимать только значения целых величин от 1 и выше, дробные стехиометрические коэффициенты допускаются лишь в некоторых случаях записи термохимических уравнениях из курса физической химии. Различают два метода уравнивания ОВР: метод полуреакций и метод электронного баланса. Метод электронного баланса более прост и используется в случае протекания реакции в газообразной среде (например, процессы горения или термического разложения соединений). Метод полуреакций более сложен и используется в случае протекания реакции в жидкой среде. Метод полуреакций оперирует не свободными атомами и одноатомными ионами, а реально существующими в растворе частицами, образовавшимися в результате процессов растворения и/или диссоциации реагирующих веществ

Оба метода занимают важное место в базовом курсе общей и неорганической химии, изучаемом студентами различных учебных заведений.

Особенности окисления в пероксисомах

В пероксисомах окисление жирных кислот происходит по бета-механизму, который подобен, но не идентичен митохондриальному. Он также состоит из 4-х стадий, завершающихся образованием продукта в виде ацетил-CoA, но при этом имеет несколько ключевых отличий. Так, водород, отщепившийся на стадии дегидрирования, не восстанавливает ФАД, а переходит на кислород с образованием перикиси водорода. Последний сразу подвергается расщеплению под действием каталазы. В результате энергия, которая могла быть использована для синтеза АТФ в дыхательной цепи, рассеивается в виде тепла.

Второе важное различие заключается в том, что некоторые ферменты пероксисом специфичны к определенным малораспространенным жирным кислотам и отсутствуют в митохондриальном матриксе. Особенность пероксисом клеток печени заключается в том, что там отсутствует ферментный аппарат цикла Кребса

Поэтому в результате бета-окисления образуются короткоцепочечные продукты, которые для окисления транспортируются в митохондрии

Особенность пероксисом клеток печени заключается в том, что там отсутствует ферментный аппарат цикла Кребса. Поэтому в результате бета-окисления образуются короткоцепочечные продукты, которые для окисления транспортируются в митохондрии.

Виды биологического окисления

В соответствии с условиями среды, в которой происходит окисление, его делят на два вида. Большинство грибков и микроорганизмов энергетические ресурсы получают путем преобразования питательного вещества посредством анаэробного способа. Данная реакция происходит без доступа молекулярного кислорода, а также ее называют гликолизом.

Более сложным способом преобразования веществ питания является аэробная форма биологического окисления или тканевого дыхания. Отсутствие кислорода вызывает неспособность клеток осуществлять окисление для получения энергии, и они гибнут.

Реакция над металлами

Окисление металла – это реакция, в ходе которой посредством взаимодействия элемента из группы металлов и O2, происходит образование окислов (оксидов).

В широком значении – реакция, в которой атом теряет электрон и создает разнообразные соединения, например, вещества хлоридов, сульфидов и т. п. В природном состоянии чаще всего металлы находиться могут лишь в полностью окисленном состоянии (в виде руды). Именно по этой причине, процесс окисления представлен в виде реакции восстановления различных компонентов соединения. Практически применяемые вещества металлов и их сплавов при взаимодействии с окружающей средой постепенно окисляются – подвергаются коррозии. Процессы окисления металлов происходят, благодаря термодинамическим и кинетическим факторам.

Расстановка коэффициентов

методом
электронного баланса (МЭБ)

Последовательность
действий при использовании МЭБ следующая:

• выделяем
  атомы, элементы которых в исходных
  веществах и продуктах реакции изменяют
  степень окисления,

• составляем
  электронный баланс присоединения и
  отдачи электронов, по исходным веществам
  (для ОВР межмолекулярного гида), или по
  конечным продуктам (для ОВР
  внутримолекулярного
  типа и реакций диспропорционирования);

• находим
  коэффициенты, которые нужно поставить
  перед формулами веществ, где атомы
  изменили степень окисления. Для этого
  сначала находим наименьшее общее
  кратное для чисел отданных и присоединенных
  электронов. Соответствующие коэффициенты
  определяем путем деления наименьшего
  общего кратного на эти числа;

• расставляем
  найденные коэффициенты сначала перед
  формулами веществ, в которых атомы
  изменили степень окисления, а затем
  перед формулами оставшихся веществ;

• проверяем
  правильность нахождения коэффициентов.
  Обычно это делают по кислороду.

Рассмотрим примеры
расстановки коэффициентов в уравнениях
ОВР по МЭБ.

Пример
1.
Расставьте коэффициенты в схеме ОВР:

Конечное
уравнение
этой
реакции:

4FeS₂
+11О₂2Fe₂O₃+8SO_2.

Пример
2.
Расставьте коэффициенты в схеме ОВР:

.

Марганец
в КМnO₄
находится в высшей степени окисления
(+7), значит, КМnO₄
– окислитель. Продукты его восстановления
зависят от кислотности среды, что можно
показать схемой:

.

В
данном примере реакция идет в кислой
среде, значит, продукт восстановления
перманганата калия – ион Мn2+.
Восстановителем будет ион Fe2+,
который окисляется до Fe3+:

.

Основными
коэффициентами уравнения будут 1
и 5, но в результате
реакции образуется соль Fe₂(SO4)₃,
которая
содержит два иона Fe
(III),
поэтому
основные коэффициенты нужно удвоить.
Подставляем эти коэффициенты сначала
в левую, а
потом
в правую часть
схемы реакция,
далее подбираем остальные коэффициенты:

.

Пример
3.
Расставьте коэффициенты в схеме ОВР:

.

Данная
реакция относится к реакциям
внутримолекулярного окисления-восстановления.

Определяем
элементы, атомы которых изменили степень
окисления. В данном случае это азот и
кислород.

Записываем
электронные уравнения процессов
окисления и восстановления:

Основными
коэффициентами уравнения будут (1) и
(4), но вступает в реакцию соль Fe(NО₃)₃,
которая содержит три атома N+5,
поэтому основные коэффициенты нужно
утроить. Подставляем эти коэффициенты
(12)
и
(3) сначала в левую часть.

Конечное уравнение
этой реакции:

.

Пример
4.
Расставьте коэффициенты в схемах ОВР
с участием пероксида водорода.

В
молекуле Н₂О₂
атомы кислорода имеют степень окисления
(–1), которая является промежуточной
между наиболее характерными для кислорода
значениями (–2) и (0). Поэтому пероксид
водорода в разных условиях может быть
как окислителем, так и восстановителем.

Уравнения
соответствующих реакций
окисления-восстановления с участием
Н₂О₂
записываем так:

Н₂О₂-окислитель

Н₂О₂-восстановитель

Электролиз , как окислительно-восстановительный процесс

Окислительно-восстановительные реакции могут происходить и при участии электрического тока. Например, если расплавить поваренную соль, то происходит расщепление кристаллической решетки на ионы: 2NaCl ⇄ Na+ + Cl- При этом образуются катион натрия и анион хлора. Если затем опустить в расплав электроды постоянного электрического тока, происходит следующее. Направляясь к катоду, катион натрия получает с него один электрон, т. е. происходит восстановление: Na+ + e—→Na

Следовательно, катод, на котором имеется постоянный избыток электронов, является восстановителем. К аноду направляется анион хлора. Поскольку на аноде постоянный недостаток электронов, атом хлора отдает электрон, т. е. окисляется: Сl— — е— → Сl Таким образом, а н о д, на котором постоянный недостаток электронов, является окислителем. Итак, всякий электролиз есть окислительно-восстановительный процесс, протекающий под действием электрического тока. (Запишите) В связи с тем что при электролизе в реакции принимает участие электрический ток, окислительно-восстановительный процесс приобретает ряд особенностей. Например, при электролизе водных растворов солей в процессе принимает участие вода. Так, электролиз раствора поваренной соли протекает по несколько иной схеме, нежели электролиз расплава. В растворе, помимо диссоциации, соли, протекает весьма слабо диссоциация воды: Н2O ⇄ Н+ + OH— Таким образом, в растворе образуется два вида катионов (Na+ и Н+) и два вида анионов (Сl— и ОН—). В ряду напряжений металлов натрий стоит намного левее водорода. Следовательно, он активнее, а значит, и легче отдает электроны. Если же речь идет (как в данном случае) о принятии электронов на катоде, то ион натрия, наоборот, будет труднее принимать электроны, чем ион водорода, и, следовательно, на катоде будет восстанавливаться не металлический натрий, а водород: Н+ + е— → Н (0) Ионы же натрия будут находиться в растворе до тех пор, пока полностью не разрядятся ионы водорода. К аноду направятся анионы Сl— и ОН—. Эти анионы также неодинаковы. Анион Сl— легче отдает свой электрон, чем анион ОН-, поэтому на аноде будет окисляться хлор, превращаясь в нейтральные атомы хлора: Сl— — е— → Сl В большинстве случаев анионы, состоящие из атомов одного элемента, такие, как Сl—, Вr—, I—, S2- и т. п., окисляются на аноде быстрее, чем гидроксильная группа.

Таким образом, при электролизе раствора поваренной соли на электродах получаются водород и хлор, а в растворе остаются ионы Na+ и ОН—. Эти ионы представляют собой в диссоциированном виде едкий натр NaOH.

■ 142. Почему при электролизе расплава NaCl можно получить металлический натрий, а при электролизе раствора NaCl era получить нельзя? 143. Чем объяснить, что в растворе при электролизе NaCl образуется щелочь NaOH? 144. Как осуществляется электролиз раствора KI? 145. В чем отличие процесса электролиза раствора СuСl2 от электролиза раствор а NaCl? (См. Ответ)

Способ наращивания металла на поверхности изделия электролитическим путем позволяет снимать точнейшие слепки и копии. Этот способ называется гальванопластикой.

Статья на тему Окислительно восстановительные реакции