ТОП 10:

Типы окислительно-восстановительных реакций



1. Межмолекулярные ОВР – окислитель и восстановитель, разные вещества. Например:

К2Cr2O7 + 6 KI + 4 H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3 I2 + K2SO4 + 4 H2O

ок-ль вос-ль

2. Внутримолекулярные ОВР — атом-окислитель и атом- восстановитель входят в состав одного вещества. Например:

2 Cu(NO3)2 2 CuO + 4 NO2 + O2

3. Реакции диспропорционирования — атом одного химического элемента является и окислителем, и восстановителем. Например:

3 Cl2 + 6 KOH → 5 KCl + KClO3 + 3 H2O

2 Н2О2 → 2 H2O + O2

Схему межмолекулярной ОВР можно представить следующим образом:

Ок1 + Вос2 → Ок2 + Вос1,

где пары Ок1 /Вос1 и Ок2 /Вос2 — сопряженные пары окислителей и восстановителей.

Например, в химической реакции

 

MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2 + 2 H2O

Ок1 Вос2 Вос1 Ок2

сопряженными парами являются: MnO2 / Mn2+ и Сl2 / 2Cl-.

Если ОВР протекает в водном растворе, то характеристикой каждой сопряженной пары служит окислительно-восстановительный потенциал (ОВП), обозначаемый φок/вос и измеряемый в Вольтах.

В справочниках приводятся значения стандартных ОВП (φ0ок/вос), то есть потенциалов, измеренных при стандартных условиях. Стандартные ОВП изменяются в диапазоне от – 3 до + 3 В. Например,

φ0 (Li+ / Li) = – 3,045 В

φ0 (F2 / 2F‾) = + 2,87 В

Чем меньше ОВП, тем сильнее восстановитель и слабее сопряженный с ним окислитель. Так, Li — самый сильный восстановитель, Li+ — самый слабый окислитель. Чем больше ОВП, тем сильнее окислитель и слабее сопряженный с ним восстановитель. Так, F2 – самый сильный окислитель, F- – самый слабый восстановитель. Зная ОВП, можно сравнивать силу окислителей и восстановителей. Например, можно сравнить окислительную способность KMnO4 в различных средах:

φ0 (MnO4‾ / Mn2+) = 1,51 В

φ0 (MnO4‾ / MnО2) = 0,60 В

φ0 (MnO4‾ / MnО42‾) = 0,56 В.

Очевидно, что окислительная способность KMnO4 сильнее всего выражена в кислой среде.

Сила окислителей и восстановителей зависит от: а) природы, б) концентрации, в) температуры, г) иногда от рН.

Влияние температуры и концентрации на ОВ свойства веществ описывается уравнением Нернста (1889):

где F – постоянная Фарадея, 95500 Кл/моль;

n – число отданных или принятых электронов;

R – универсальная газовая постоянная, 8,31 Дж/ моль·К,

Т – температура, К,

[Ок] – молярная концентрация окисленной формы, моль/л;

[Восст] – молярная концентрация восстановленной формы, моль/л;

При Т = 298 К, можно рассчитать параметр данного уравнения, равный

Соответственно, уравнение Нернста примет вид:

,

Например, потенциал полуреакции

MnO4‾ + 8H+ + 5 ē → Mn2+ + 4H2O

можно рассчитать следующим образом:

Если ОВП описывает полуреакцию, то характеристикой всей окислительно-восстановительной реакции является ее электродвижущая сила (ЭДС или Е), измеряемая в Вольтах (В).

ЭДС рассчитывается по уравнению:

Е = φОк1/ Вос1–φ Ок2/ Вос2

Например, для реакции:

KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + K2SO4 +H2O

Ок1 Вос2 Вос1 Ок2

φ0 MnO4‾ / Mn2+ = 1,51 В φ0 O2 / H2O2 = 0,68 В

Е0 = 1,51 – 0,68 = 0,83 В

Рассчитав электродвижущую силу ОВ реакции, можно определить ее характер (само- или несамопроизвольный). Для этого необходимо установить взаимосвязь между эдс и изменением свободной энергии Гиббса (ΔrG).

Электрическую работу, выполняемую при переносе электронов от восстановителя к окислителю Аэл, можно рассчитать двумя способами:

Аэл = n·F·E

Aэл = – ΔrG

Соответственно ΔrG = – n·F·E ,

Таким образом, если Е > 0, то ΔrG < 0 (реакция протекает самопроизвольно), а если E < 0, то ΔrG > 0 (реакция протекает несамопроизвольно).

Большинство ОВР имеют обратимый характер, поэтому их важной характеристикой является константа химического равновесия (К). Согласно уравнению химического сродства ΔrG0 = – RT·lnK, а с другой стороны изменение свободной энергии Гиббса можно рассчитать как ΔrG0 = – n·F·E0.

Следовательно, n·F·E0 = RT·lnK, откуда следует, что ln K =

Соответственно, K =

При Т = 298 К константу равновесия можно рассчитать как K = .

Большинство биохимических реакций являются окислительно-восстановительными. Они играют важную роль в организме, выполняя две важнейшие функции: 1) пластическую — синтез сложных органических молекул, 2) энергетическую – выделение энергии при окислении сложных высокомолекулярных веществ (углеводов, жиров и белков). Энергоснабжение организма на 99% обеспечивается протеканием в нем окислительно-восстановительных процессов. Причем, 90% всей энергии выделяется при окислении углеводов и жиров, и лишь 10% — при окислении белков.

Фармакологическое действие ряда лекарственных препаратов основано на их окислительно-восстановительных свойствах. Известно, что такие окислители как I2, H2O2, O3, KMnO4, HNO3 обладают бактерицидными свойствами. Например, натрий тиосульфат Na2S2O3 — это универсальное противоядие, применяемое при отравлениях тяжелыми металлами и хлором. Механизм действия этого препарата можно объяснить при помощи химических уравнений:

Pb(CH3COOH)2 + Na2S2O3 + H2O → PbS + Na2SO4 + 2CH3COOH

Cl2 + Na2S2O3 + H2O→2 HCl + S + Na2SO4.

Под воздействием Na2S2O3 происходит связывание тяжелых металлов и выведение их из организма, а токсичный хлор превращается в соляную кислоту.

Изучение механизмов возникновения электродных и окислительно-восстановительных потенциалов позволяет разобраться в закономерностях многих биохимических процессов в организме, в частности, в процессах биологического окисления, и установить энергетические характеристики окислительно-восстановительных процессов.

 







Последнее изменение этой страницы: 2016-06-23; Нарушение авторского права страницы

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 34.204.176.189 (0.006 с.)