Овр что это в строительстве

Репропорционирование (конпропорционирование, контрдиспропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления: HOCL + HCl → H2O + Cl2

Роль среды в ОВР

Для осуществления заданной окислительно-восстановительной реакции и более глубокого ее протекания необходима определенная кислотность раствора. Выбор среды (кислой или щелочной) можно сделать путем сравнения стандартной ЭДС реакций в кислой и щелочной средах. Оптимальной является та, в которой достигается большее значение ЭДС.

Источник: studopedia.ru

Существует множество классификаций реакций по разным признакам. Одним из них является изменение степеней окисления элементов в ходе реакции. Если это присутствует, то такую реакцию относят к окислительно-восстановительным.

Элементы ОВР

Изменение степеней окисления в ОВР происходит за счёт переноса электронов от одного атома к другому. Атом, отдающий электроны – восстановитель. Атом, принимающий электроны – окислитель. Процессы перехода электронов также имеют названия. Приём электронов – восстановление, отдача электронов – окисление.

ОВР Шоу: Бизнес встреча

Для лучшего понимания ОВР рассмотрим её пример. Это реакция растворения серы в концентрированной азотной кислоте:

Сначала возьмём серу. У неё степень окисления меняется с 0 до +6, значит, она отдаёт электроны и является восстановителем. В реакции происходит окисление серы. Это отражает выражение:

Далее нужно рассмотреть азот. Его степень окисления меняется с +5 до +4, значит, он получает электроны. Следовательно, азотная кислота является окислителем. Происходит восстановление азота:

Виды ОВР

Для большего порядка ОВР решили разбивать на группы.

Межмолекулярные

Этот вид ОВР самый распространённый. В таких реакциях молекулы окислителя и восстановителя разные и в процессах окисления и восстановления участвуют атомы разных элементов.

Примером межмолекулярной ОВР является взаимодействие соляной кислоты с цинком:

Zn 0 + 2H +1 Cl = Zn +2 Cl2 + H2 0 .

Внутримолекулярные

В таких ОВР окислителем и восстановителем является одна и та же молекула.

Например, к таким реакциям относится разложение нитрата натрия.

В этих реакциях атомы одного и того же элемента принимают и отдают электроны.

Одно из таких превращений – пропускание хлора через холодный раствор гидроксида калия.

Cl 0 2 + 2KOH = KCl -1 + KCl +1 O + H2O

Методы уравнивания ОВР

Как и любые другие реакции, ОВР требуют подбора правильных коэффициентов. Это не так просто сделать, как кажется на первый взгляд. Однако существует два способа уравнивания ОВР, которые будут рассмотрены в этом разделе.

Электронный баланс

Метод электронного баланса используется чаще всего. Ниже приведён алгоритм уравнивания реакции таким способом. Параллельно будет уравниваться реакция.

ОВР Шоу: Квартира в новостройке (ДО/ПОСЛЕ)

1. Написать уравнение.

Возьмём реакцию фосфина с перманганатом калия, подкисленным серной кислотой:

1. Определить элементы, меняющие свою степень окисления.

1. Составить уравнения электронного баланса.

1. Найти НОК (наименьшее общее кратное) числа передаваемых электронов.

НОК – наименьшее число, делящиеся на взятые числа.

1. Разделить НОК на каждый коэффициент перед электроном.

| 5 | P -3 – 8ē = P +5

| 8 | Mn +7 + 5ē = Mn +2

1. Написать полученные коэффициенты перед веществами с данными элементами.

1. Проверить коэффициенты по всем элементам, участвующим в реакции.

Проверять правильность расстановки коэффициентов следует по такой последовательности элементов: металлы -> неметаллы -> водород -> кислород.

В результате проверки были добавлены коэффициенты перед серной кислотой и водой. Теперь уравнение имеет вид:

1. Сделать повторную проверку коэффициентов.

Повторная проверка показала, что коэффициенты расставлены правильно, значит, реакция уравнена.

Электронно-ионный метод

Электронно-ионный метод применим только для реакций, протекающих в растворах в кислой или щелочной среде. Рассмотрим ту же реакцию, но уравняем её другим способом. Также возьмём реакцию фосфина с перманганатом и гидроксидом калия.

1. Написать реакцию.

1. Определить элементы, меняющие свою степень окисления.

1. Определить среду реакции.

В первой реакции среди реагентов есть серная кислота, а среди продуктов ортофосфорная, значит, среда кислая.

Во второй реакции одним из реагентов является гидроксид калия, поэтому среда щелочная.

1. Составить уравнения полуреакций.

При разных средах уравнивание реакций происходит по-разному.

В кислой среде добавляются H + и H2O. Протон добавляется в части с избытком кислорода, а вода – с недостатком.

MnO4 — + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H2O

• В щелочной среде прибавляются OH — и H2O. Гидроксогруппу пишут в части с недостатком кислорода, а воду – с избытком.

MnO4 — + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H2O

| MnO4 — + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H2O

1. Поделить НОК на коэффициенты перед электронами.

| 8 | MnO4 — + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H2O

1. Соединить уравнения полуреакций.

1. Сократить повторяющиеся частицы.

5PH3 + 8MnO4 — + 24H + = 15H + + 5PO4 3- + 8Mn 2+ + 12H2O.

1. Дописать полное уравнение с разделением электролитов на ионы.

5PH3 + 8K + + 8MnO4 — + 24H + + 12SO4 2- = 15H + + 5PO4 3- + 8Mn 2+ + 8K + + 12SO4 2- + 12H2O.

1. Проверить правильность коэффициентов.

В нашем случае коэффициенты поставлены верно, поэтому перейдём к следующему шагу.

1. Переписать уравнения в молекулярном виде с коэффициентами.

1. Повторно проверить, правильно ли расставлены коэффициенты.

Коэффициенты поставлены верно, следовательно, реакции уравнены.

Значение методов постановки коэффициентов в ОВР

Кажется, что метод электронного баланса проще электронно-ионного метода, однако последний экономит время, так как благодаря ему не нужно подбирать коэффициенты для уравнивания атомов водорода и кислорода, так как это уже сделано при составлении уравнений электронно-ионного баланса. Конечно, такой метод используется только при наличии ионов в реакции. Преимущество по универсальности имеет метод электронного баланса.

Стандартный электродный потенциал системы

Окислительно-восстановительный потенциал (ОВП), или электродный потенциал – показатель способности данного элемента присоединять электроны. Эта величина измеряется в микровольтах (мВ). Чем выше значение ОВП, тем лучше вещество принимает электроны.

ОВП даёт большое представление об окислительно-восстановительных свойствах элементов.

Ряд стандартных электродных потенциалов

Электрохимический ряд напряжения металлов, или ряд стандартных электродных потенциалов, – ряд, который позволяет сравнить окислительно-восстановительные свойства элементов-металлов относительно друг друга. Чем левее стоит элемент, тем лучше он отдаёт электроны. Чем правее находится элемент, тем лучше он принимает электроны.

Ряд напряжения металлов в некоторых моментах не согласуется с Периодическим законом. Это объясняется многими факторами: радиусы элементов, их заряд, число электронов на внешнем электронном уровне и так далее.

Диаграмма Пурбе

Чтобы определить, в каком состоянии находится элемент при данном pH и электродном потенциале системы, используется диаграмма Пурбе. Она даёт полное представление об окислительно-восстановительных свойствах элементов.

В основном диаграмма Пурбе нужна для определения продуктов ОВР. В некоторых реакциях образуется их смесь, а в каких-то при разных условиях могут образоваться разные продукты. Диаграмма Пурбе обобщает их, учитывая электродный потенциал системы и pH раствора, поэтому так окислительно-восстановительные свойства элементов представлены наглядно и лучше понимаются.

ОВР в окружающей среде

Существует множество примеров окислительно-восстановительных реакций вокруг человека.

• Дыхание живых организмов и биохимические реакции. Кислород, поступивший в результате этого процесса, используется для множества биохимических реакций, происходящих в организме. Многие из них относятся к ОВР.
• Горение топлива. Это очень важная ОВР, так как она используется в технических нуждах. Например, для движения транспортных средств, ракет и так далее.

Коррозия металлов

Коррозия металлов – процесс окисления металла в течение некоторого времени.

Виды коррозии

Различают несколько видов коррозии.

Химическая

Этот вид коррозии возникает в результате взаимодействия металла с газом или жидкостью при высокой температуре. Обычно химическая коррозия наблюдается на воздухе, потому что в нём содержится кислород O2 – очень сильный окислитель.

В результате образуется оксид металла, который легче реагирует с водой, поэтому далее происходит взаимодействие поверхности материала с влагой воздуха. Образуется гидроксид металла. На этом этапе коррозия заканчивается.

Электрохимическая

Электрохимическая коррозия – разрушение металла с использованием электрического тока. Процесс коррозии начинается с соприкосновения анода и катода, каждый из которых – металл. Коррозии подвергается металл, у которого значение ОВП меньше, чем у другого металла.

При электрохимической коррозии могут образовываться разные продукты. Это зависит от pH, наличия других ионов в растворе, температуры, давления, длительности процесса и других факторов.

Способы защиты от коррозии

Коррозия – процесс, который наносит вред некоторым веществам, поэтому разрабатываются способы борьбы с ней. Ниже приведены существующие методы устранения коррозии.

Источник: dzodzo.ru

Окислительно-восстановительные реакции

Разбираться в ОВР важно, чтобы хорошо сдать ЕГЭ по химии. Какие реакции называются окислительно-восстановительными, их типы, а также примеры окислителей и восстановителей — в нашей подробной статье.

28 декабря 2021

· Обновлено 3 июня 2022

Что такое ОВР

Окислительно-восстановительная реакция (ОВР) — это реакция, которая протекает с изменением степеней окисления.

В такой реакции всегда участвуют вещество-окислитель и вещество-восстановитель. Другие вещества могут выступать в качестве среды, в которой протекает данная реакция.

Конечно, в каждом правиле есть исключения. Например, реакция диспропорционирования галогенов в горячем растворе щелочи выглядит так: Br2 + KOH = KBrO3 + KBr + H2O. Здесь и окислителем, и восстановителем является простое вещество бром (Br2).

Теперь посмотрим внимательнее на вещества — участники окислительно-восстановительных реакций.

Окислитель — вещество, в состав которого входит ион или атом, который в процессе реакции будет принимать электроны, тем самым понижая свою степень окисления.

Восстановитель — вещество, в состав которого входит ион или атом, который в процессе реакции будет отдавать электроны, тем самым повышая свою степень окисления.

Из определений понятно, что реакция включает два противоположных по действиям явления: процесс окисления и процесс восстановления. Процесс восстановления — это процесс принятия электронов, а процесс окисления — процесс отдачи электронов. Оба процесса протекают одновременно: окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется.

Вот мы и узнали общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций. Теперь давайте разберемся, какие вещества могут быть окислителями, а какие — восстановителями, и может ли одно вещество проявлять те и другие свойства.

Бесплатный курс для современных мам и пап от Екатерины Мурашовой. Запишитесь и участвуйте в розыгрыше 8 уроков

Примеры веществ-окислителей

Только окислителями могут быть элементы в высшей своей степени окисления. Например, S +6 в серной кислоте (H2SO4), N +5 в азотной кислоте (HNO3) или солях-нитратах, Cr +6 в хроматах (CrO4 2− ) и дихроматах (Cr2O7 2− ) соответственно, а также Mn +7 (MnO 4− ).

В зависимости от среды проведения реакции Mn +7 и Cr +6 ведут себя по-разному. Рассмотрим на схемах:

И марганец, и хром в кислой среде (H + ) образуют соли той кислоты, которая образовывала среду. В нейтральной среде (H2O) марганец превращается в оксид бурого цвета, а хром — в серо-зеленый нерастворимый в воде гидроксид. В щелочной среде (OH − ) марганец превращается в манганат (MnO4 2− ), а хром — в комплексное соединение светло-зеленого цвета.

Только окислителями могут быть простые вещества-неметаллы. Например, представители VIIA группы — галогены. Проявляя окислительные свойства в кислой среде, галогены восстанавливаются до соответствующих им галогеноводородных кислот: HF, HCl, HBr, HI. В щелочной среде образуются соли галогеноводородных кислот.

Кислород превращается в анион с устойчивой степенью окисления −2. А сера ведет себя как окислитель по отношению к водороду и металлам, образуя при этом сероводород и сульфиды.

Только окислителями могут быть и протон водорода (H + ) и катионы металлов в их высших степенях окисления при нескольких возможных. Ион Н + при взаимодействии с восстановителями переходит в газообразный водород (H2), а катионы металлов — в ионы с более низкой степенью окисления: 2CuCl2 + 2KI = CuCl + 2KCl + I2.

Рассмотрим как ведут себя сильные кислоты-окислители — азотная и серная. В зависимости от их концентрации меняются и продукты реакции.

Разбавленная азотная кислота никогда не реагирует с металлами с выделением водорода в отличие от разбавленной серной кислоты. Обе эти кислоты реагируют с металлами, стоящими в ряду активности после водорода.

Эти кислоты проявляют окислительные способности и с некоторыми неметаллами, окисляя их до соответствующих кислот в высшей степени окисления неметалла-восстановителя.

Для удобства мы собрали цвета переходов важнейших веществ-окислителей в одном месте.

Примеры веществ-восстановителей

Типичными восстановителями могут быть щелочные (IA) и щелочноземельные (IIA) металлы, цинк и алюминий, а также катионы металлов в своих низших степенях окисления при нескольких возможных. Например:

Типичными восстановителями также могут быть бескислородные кислоты и их соли. Например, H2S + 4Cl2 + 4H2O = 8HCl + H2SO4.

Гидриды активных металлов (щелочных и щелочноземельных) тоже являются типичными восстановителями. Например, NaH + H2O = NaOH + H2.

Для удобства мы собрали цвета переходов важнейших веществ-восстановителей в одном месте.

Пошаговый гайд от Екатерины Мурашовой о том, как перестать делать уроки за ребёнка и выстроить здоровые отношения с учёбой.

Окислительно-восстановительная двойственность

Окислительно-восстановительная двойственность — это способность атома проявлять как свойства окислителя, так и свойства восстановителя в зависимости от условия протекания химической реакции.

Разберем вещества, атомы которых обладают окислительно-восстановительной двойственностью.

По отношению к водороду и металлам сера играет роль окислителя: S + H2 = H2S.

При взаимодействии с сильными окислителями повышает свою степень окисления до +4 или +6: S + KMnO4 = K2SO4 + MnO2.

Кислородсодержащие соединения серы в степени окисления +4

Сера в сульфитах и сернистой кислоте при взаимодействии с сильными окислителями повышает степень окисления до +6: SO2 + 2HNO3 (конц) = H2SO4 + 2NO2.

С восстановителями соединения серы проявляют окислительные свойства, восстанавливаясь до степени окисления 0 или −2: SO2 + C = CO2 + S.

Пероксид водорода

Атом кислорода в пероксиде водорода находится в промежуточной степени окисления –1, и в присутствии восстановителей может понижать степень окисления до –2: 4H2O2 + PbS = PbSO4 + 4H2O.

Атом кислорода в пероксиде водорода находится в промежуточной степени окисления –1, и в присутствии окислителей может повышать степень окисления до 0: 3H2O2 + 2KMnO4 = 3O2 + 2MnO2 + 2KOH + 2H2O.

Простое вещество йод

Окислительная способность проявляется у йода в реакции с такими восстановителями, как сероводород, фосфор и металлы: I2 + H2S = S + 2HI.

Йод при взаимодействии с более сильными окислителями играет роль восстановителя: I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl.

Азотистая кислота и нитриты

При взаимодействии с более сильными окислителями азот повышает степень окисления до +5 и превращается либо в азотную кислоту из азотистой, либо в нитрат-анион из нитрит-аниона: 5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.

При взаимодействии с сильными восстановителями обычно происходит восстановление до NO (иногда до других соединений азота в более низких степенях окисления): 2HNO2 + 2HI = 2NO + I2 + 2H2O.

Для удобства мы собрали представителей типичных окислителей и восстановителей в одну схему.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции можно поделить на четыре типа:

Рассмотрим каждую по отдельности.

Межмолекулярная ОВР — это реакция, окислитель и восстановитель которой являются различными веществами.

2KI + Br2 = 2KBr + I2, где Br2 — окислитель, а KI — восстановитель (за счёт I −1 ).

Внутримолекулярная ОВР — это реакция, в которой один атом является окислителем, а другой восстановителем в рамках одного соединения.

Пример такой окислительно-восстановительной реакции:

где Cl +5 — окислитель, а O −2 — восстановитель.

Термическое разложение нитратов — это внутримолекулярная ОВР. Вот схема разложения нитратов в зависимости от металла, входящего в состав соли.

Исключение — разложение нитрата железа (II): 4Fe(NO3)2 = 2Fe2O3 + 8NO2 + O2. Здесь железо окисляется до +3 вопреки правилам. Иначе разлагается при нагревании и нитрат аммония: NH4NO3 = N2O + 2H2O.

Окислительно-восстановительная реакция диспропорционирования — это реакция, в ходе которой один и тот же атом является и окислителем, и восстановителем. Например, 3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O, где N +3 переходит в N +5 , являясь восстановителем, и N +3 переходит в N +2 , являясь окислителем.

Окислительно-восстановительная реакция контрпропорционирования — это реакция, в которой атомы одного и того же химического элемента в разных степенях окисления входят в состав разных веществ, при этом образуя новые молекулы одного и того же продукта.

Основные правила составления ОВР

Подобрать среди исходных веществ окислитель и восстановитель, а также вещество, которое отвечает за среду — при необходимости. Для этого нужно расставить степени окисления элементов и сравнить их окислительно-восстановительные свойства.

Составить уравнение реакции и записать продукты реакции. Следует помнить, что в кислой среде образуются соли одно-, двух- и трехзарядных катионов, а для создания среды чаще всего используют серную кислоту. В кислой среде невозможно образование оснó‎вных оксидов и гидроксидов, так как они вступят в реакцию с кислотой. В щелочной среде не могут образовываться кислоты и кислотные оксиды, а образуются соли.

Уравнять методом электронного баланса или методом полуреакций.

Составим алгоритм для уравнивания окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.

Главное условие протекания ОВР — общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, принятых окислителем.

Определите атомы, которые меняют свои степени окисления в ходе реакции.

Выпишите, сколько электронов принял окислитель и отдал восстановитель. Если восстановителей несколько, выписываем все.

Найдите НОК для суммарно отданных/принятых электронов.

Расставьте первые полученные коэффициенты перед окислителем и одним или несколькими восстановителями.

Уравняйте все присутствующие металлы в уравнении реакции.

Уравняйте кислотные остатки.

Уравняйте водород — в обеих частях его должно быть одинаковое количество.

Источник: skysmart.ru