Окислення - процес віддачі електронів атомом, молекулою або іоном, ступінь окислення елемента підвищується.
Відновлення - процес прийому електронів атомом, молекулою або іоном, ступінь окислення елемента знижується.
Класифікація окислювально-відновних реакцій.
Міжмолекулярні окислювально-відновні реакції - реакції, в яких окислювачем і відновником є ​​різні речовини.
Внутрімолекулярні окислювально-відновні реакції - реакції, в яких елемент-окислювач і елемент-відновник знаходяться в одному речовині, але окислювач і відновник різні елементи.
диспропорционирование - реакція, в якій окислювачем і відновником є ​​один і той же елемент, в одній і тій же мірі окислення.
Конпропорціонірованіе - реакція, в якій окислювачем і відновником є ​​один і те ж елемент в різних ступенях окислення.
Окислювачі і відновники
Серед простих речовин окислювальні властивості характерні для типових неметалів (F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , O 2 , O 3 ,). Галогени, виступаючи в ролі окислювачів, набувають ступінь окислення -1, причому від фтору до йоду окислювальні властивості слабшають. Кисень, відновлюючись, набуває ступінь окислення -2 (Н 2 О або ОН Л‰).
Складні речовини, використовувані як окислювачів, дуже часто містять елементи в вищого ступеня окислення.
Серед кисневмісних кислот та їх солей до найбільш важливих окислителям відносяться концентрована сірчана кислота, азотна кислота і нітрати, перманганати, хромати та дихромати, кисневовмісні кислоти галогенів та їх солі.
Серед простих речовин до типових відновників належать активні метали (Лужні і лужноземельні, алюміній, цинк, залізо та ін), а також деякі неметали, такі як водень, вуглець (у вигляді вугілля або коксу), фосфор, кремній. При цьому в кислому середовищі метали, які утворюють амфотерні гідроксиди (Наприклад, цинк, алюміній, олово), входять до складу аніонів і гідроксокомплексів. Вуглець найчастіше окислюється до монооксиду або діоксиду; фосфор, при дії сильних окислювачів, окислюється до ортофосфорної кислоти.
У безкисневих кислотах та їх солях носіями відновлювальної функції є аніони, які, окисляючись, зазвичай утворюють прості речовини. В ряду галогенид-іонів відновні властивості посилюються від Cl Л‰ до I Л‰.
Гідриди лужних і лужноземельних металів, що містять іон Н Л‰, проявляють відновні властивості, легко окисляючись до вільного водню.
Метали в проміжної ступеня окислення, взаємодіючи з окислювачами, здатні підвищувати свій ступінь окислення.
Окислювально-відновна подвійність
Окислювально-відновна подвійність - здатність одного і того ж речовини, залежно від реагентів і від умов проведення реакції, виступати як у ролі окислювача, так і в ролі відновника. У таких речовинах міститься елемент у проміжній ступеня окислення.
Окислювально-відновна подвійність характерна для простих речовин - неметалів. Наприклад, фосфор по відношенню до металів виступає в ролі окислювача. У той же час фосфор виступає в ролі відновника по відношенню до фтору, кисню або хлору.
Азотна кислота за рахунок азоту у вищій ступені окислення +5 може виступати тільки в ролі окислювача. У аміаку азот у нижчого ступеня окислення -3, і, тому, за рахунок азоту, аміак може виступати тільки в ролі відновника. А в азотистої кислоті HNO 3 азот знаходиться в проміжної ступеня окислення = 3. Азотистая кислота окислюється киснем, і в цьому випадку азот - відновник. Але в реакції з сильним відновником, наприклад, з іодоводородной кислотою, азотистая кислота - окислювач.
2.3 Швидкість хімічних реакцій. Каталіз
Швидкість і механізми хімічних реакцій вивчає розділ хімії, який називається хімічної кінетикою .
Швидкість хімічної реакції визначається зміною кількості одного з реагентів або продуктів реакції за одиницю часу в одиниці об'єму (для гомогенних систем) або на одиниці поверхні (для гетерогенних систем).
< p>
Гомогенної є система, що складається з однієї фази, наприклад, суміш газів, істинний розчин і т.д.
Гетерогенна система складається з декількох фаз, розмежованих між собою поверхнями розділу. Це будь-які системи, в яких беруть участь реагенти у твердому стані, незмішувані рідини і т.д.
Швидкість хімічної реакції, як правило, виявляється у моль/(л В· с) для гомогенних систем і в моль/(м 2 В· с) для гетерогенних систем.
Так як швидкість реакції змінюється з часом (в міру витрати реагентів швидкість реакції зазвичай знижується), то ми можемо обчислити тільки середню швидкість реакції в певному часовому інтервалі О”П„.
Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин
З збільшенням кон...
