School

Степен на окисление - хипотетичният заряд, който даден атом бил имал, ако всички връзки в съединението се приемат за йонни

а) означение - изписва се над атома, като първо се изписва знакът, а след това числото

б) определяне

• просто вещество- нула
• метали от А групите - винаги имат положителна степен на окисление, съвпадаща с номера на групата
• водород - винаги +1, като само в хидридите е -1
• кислород - винаги -2, освен в супероксидите и пероксидите

Алгебричната сума от степените на окисление в дадено съединение е равна на общия заряд на съединението.

Окислително-редукционен процес (ОРП) - процес на пренос на електрони, при който се променя степента на окисление на някои или всички участващи вещества

Всеки окислително-редукционен процес има две полуреакции.

$$\stackrel{0}{\mathrm{Mg}}+\stackrel{\text{0}}{\mathrm{S}}\to \stackrel{+2}{\mathrm{Mg}}\stackrel{-2}{\mathrm{S}}$$

а) окисление - процес на отдаване на електрони

$$\stackrel{0}{\mathrm{Mg}}\to \stackrel{+2}{\mathrm{Mg}}+2\mathrm{e}{}^{-}$$

• редуктор - частица, отдаваща електрони
• степента на окисление на редуктора нараства

б) редукция - процес на приемане на електрони

$$\stackrel{0}{\mathrm{S}}+2\mathrm{e}{}^{-}\to \stackrel{-2}{\mathrm{S}}$$

• окислител - частица, приемаща електрони
• степента на окисление на окислителя намалява

Видове окислително-редукционни процеси

а) междумолекулни - преносът на електрони става между различни вещества

$$2\stackrel{0}{\mathrm{Zn}}+2\stackrel{+1}{\mathrm{H}}\stackrel{-1}{\mathrm{Cl}}\to 2\stackrel{+1}{\mathrm{Zn}}\stackrel{-1}{\mathrm{Cl}}+\stackrel{0}{\mathrm{H}{}_2}$$

б) вътрешномолекулни - преносът на електрони става между атоми на едно и също вещество

$$2\stackrel{+1}{\mathrm{K}}\stackrel{+5}{\mathrm{Cl}}\stackrel{-2}{\mathrm{O}{}_3}\stackrel{\mathrm{t}°}{\to }2\mathrm{KCl}+3\stackrel{0}{\mathrm{O}{}_2}$$

в) диспропорционирани - частици на едно и също вещество играят ролята и на окислител, и на редуктор

$$2\stackrel{+4}{\mathrm{N}}\mathrm{O}{}_2+\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}\to \mathrm{H}\stackrel{+5}{\mathrm{N}}\mathrm{O}{}_3+\mathrm{H}\stackrel{+3}{\mathrm{N}}\mathrm{O}{}_2$$

Съставяне и изравняване на уравнение на ОРП

а) изравняване - метод на електронния баланс

• записват се реакциите на окисление и редукция и броят на електроните, които се отдават / приемат
• намира се НОК на броя на електроните, участващи в двата процеса
• коефициентите пред редуктора / окислителя са равни на НОК, разделено на броя електрони, участващи в съответния процес

$$\stackrel{-3}{\mathrm{N}}\stackrel{+1}{\mathrm{H}{}_3}+\stackrel{0}{\mathrm{O}{}_2}\to \stackrel{+2}{\mathrm{N}}\stackrel{-2}{\mathrm{O}}+\stackrel{+1}{\mathrm{H}{}_2}\stackrel{-2}{\mathrm{O}}$$

$$4\stackrel{-3}{\mathrm{N}}\stackrel{+1}{\mathrm{H}{}_3}+5\stackrel{0}{\mathrm{O}{}_2}\to \stackrel{+2}{\mathrm{N}}\stackrel{-2}{\mathrm{O}}+\stackrel{+1}{\mathrm{H}{}_2}\stackrel{-2}{\mathrm{O}}⟹4\stackrel{-3}{\mathrm{N}}\stackrel{+1}{\mathrm{H}{}_3}+5\stackrel{0}{\mathrm{O}{}_2}\to 4\stackrel{+2}{\mathrm{N}}\stackrel{-2}{\mathrm{O}}+\stackrel{+1}{\mathrm{H}{}_2}\stackrel{-2}{\mathrm{O}}$$

б) метод на полуреакциите - начин за съставяне и изравняване на уравненията на окислително-редукционни процеси, протичащи във воден разтвор

$$\mathrm{ClO}{}^{-}+\mathrm{Cr}(\mathrm{OH}){}_4{}^{-}\stackrel{\mathrm{OH}{}^{-}}{\to }\mathrm{CrO}{}_4{}^{2-}+\mathrm{Cl}{}^{-}$$

• записват се двете полуреакци

$$\text{окисление: }\stackrel{+3}{\mathrm{Cr}}(\mathrm{OH}){}_4{}^{-}\to \stackrel{+6}{\mathrm{Cr}}\mathrm{O}{}_4{}^{2-}$$

$$\text{редукция: }\stackrel{+1}{\mathrm{Cl}}\mathrm{O}{}^{-}\to \mathrm{Cl}{}^{-}$$

• изравняват се елементите, без да се взимат водородът и кислородът предвод (това в готово в този случай)
• към страната с по-малко кислород се добавя толкова вода, че да уравновеси броя кислородни атоми от двете страни

$$\text{окисление: }\mathrm{Cr}(\mathrm{OH}){}_4{}^{-}\to \mathrm{CrO}{}_4{}^{2-}$$

$$\text{редукция: }\mathrm{ClO}{}^{-}\to \mathrm{Cl}{}^{-}+\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}$$

• към страната с по-малко водород се добавят толкова водородни положителни йони, че да уравновесят водорода в от двете страни

$$\text{окисление: }\mathrm{Cr}(\mathrm{OH}){}_4{}^{-}\to \mathrm{CrO}{}_4{}^{2-}+4\mathrm{H}{}^{+}$$

$$\text{редукция: }\mathrm{ClO}{}^{-}+2\mathrm{H}{}^{+}\to \mathrm{Cl}{}^{-}+\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}$$

• в уравнението на окислението, отдясно, се добавят толкова електрона, че общият заряд (не степен на окисление!) от двете страни да стане еднакъв

$$\text{окисление: }\mathrm{Cr}(\mathrm{OH}){}_4{}^{-}\to \mathrm{CrO}{}_4{}^{2-}+4\mathrm{H}{}^{+}+3\mathrm{e}{}^{-}$$

• в уравнението на редукцията, отляво, се добавят толкова електрона, че общият заряд (не степен на окисление!) от двете страни да стане еднакъв

$$\text{редукция: }\mathrm{ClO}{}^{-}+2\mathrm{H}{}^{+}+2\mathrm{e}{}^{-}\to \mathrm{Cl}{}^{-}+\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}$$

• двете уравнения се умножават така, че броят електрони да е еднакъв

$$\text{окисление: }2\mathrm{Cr}(\mathrm{OH}){}_4{}^{-}\to 2\mathrm{CrO}{}_4{}^{2-}+8\mathrm{H}{}^{+}+6\mathrm{e}{}^{-}$$

$$\text{редукция: }3\mathrm{ClO}{}^{-}+6\mathrm{H}{}^{+}+6\mathrm{e}{}^{-}\to 3\mathrm{Cl}{}^{-}+3\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}$$

• двете полуреакции се събират (електроните от двете страни се унищожават, защото са по равен брой от двете страни)

$$2\mathrm{Cr}(\mathrm{OH}){}_4{}^{-}+3\mathrm{ClO}{}^{-}+6\mathrm{H}{}^{+}\to 2\mathrm{CrO}{}_4{}^{2-}+8\mathrm{H}{}^{+}+3\mathrm{Cl}{}^{-}+3\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}$$

• извършват се нужните математически операции, така че всяко вещество да се среща само от една страна на уравнението

$$2\mathrm{Cr}(\mathrm{OH}){}_4{}^{-}+3\mathrm{ClO}{}^{-}\to 2\mathrm{CrO}{}_4{}^{2-}+2\mathrm{H}{}^{+}+3\mathrm{Cl}{}^{-}+3\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}$$

• само когато средата е основна (както е в този случай), ако има останали водородни положителни йони, към двете страни на уравнението се добавят хидроксидни йони, които да ги неутрализират до вода

$$2\mathrm{Cr}(\mathrm{OH}){}_4{}^{-}+3\mathrm{ClO}{}^{-}+2\mathrm{OH}{}^{-}\to 2\mathrm{CrO}{}_4{}^{2-}+3\mathrm{Cl}{}^{-}+5\mathrm{H}{}_2\mathrm{O}$$

Ред на относителната активност

а) на метали

• по-активен метал -> по-добър редуктор (по-лесно отдава елекрони)
• йон на по-активен метал -> по-слаб редуктор (по-трудно отдава електрони)