 |
Главные схемы окислительно-восстановительных переходов
|
|
|
|
Типичные восстановители и окислители.
Окислители:
1) вещества (оксиды, кислоты, соли) с максимально положительной степенью окисления входящего в них элемента.
Например: кислоты – HNO3, H2SO4, HClO4, H2Cr2O7;
соли – KСlO4, KClO3, KNO3, KMnO4, K2Cr2O7;
оксиды –PbO2, Mn2O7, CrO3, N2O5
2) Самые активные неметаллы – фтор, кислород, озон
Восстановители:
1) Bсе металлы (они могут только отдавать электроны);
2) Bещества с минимально возможной (отрицательной) степенью окисления неметалла.
Например: водородные соединения – РН3, HI, HBr, H2S;
соли – KI, NaBr, K2S.
Все остальные вещества в зависимости от условий могут быть как окислителями, так и восстановителями: например, Н2О2, KNO2, SO2, простые вещества-неметаллы (кроме фтора и кислорода) могут как принимать, так и отдавать электроны.
Процессы окисления и восстановления
В окислительно-восстановительной реакции различают два процесса:
окисление – процесс, в котором восстановитель отдает электроны;
восстановление – процесс, в котором окислитель принимает электроны.
Запомните: окислитель восстанавливается! восстановитель окисляется!
Что такое электронный баланс?
Уравнения окислительно-восстановительных реакций составляют, пользуясь методом ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА: число отданных и принятых электронов должно быть одинаково.
Пример: Н N+5O3 + C0 à
Азотная кислота – типичный окислитель. Она восстанавливается до N+4O2, углерод в этой реакции будет восстановителем, окислится до С+4О2.
HN+5O3 + C0 à С+4О2 + N+4O2+ Н2О
Составляем электронный баланс:
N+5 + 1е à N+4 ô4 – окислитель
C0 – 4 е à С+4 ô1 – восстановитель
Таким образом, в уравнении реакции перед оксидом азота и азотной кислотой должен стоять коэффициент 4, а перед углеродом и углекислым газом – 1. Остаётся уравнять воду.
|
|
|
4HNO3 + C à СО2 + 4NO2+ 2Н2О
Главные схемы окислительно-восстановительных переходов
| KMnO4
(малиновый раствор)
+ восстановитель
 
| |||
| кислая среда: Mn2+ (MnCl2, MnSO4) обесцвечивание | нейтральная среда: Mn +4 (MnO2↓ бурый осадок) | щелочная среда: Mn+6 (K2MnO4, зеленый раствор) | ||
| Сr +6 | 
| Cr+3 |
| K2Cr2O7 (дихромат) или K2CrO4(хромат) | CrCl3, Cr2(SO4)3 в кислой среде | |
  + восстановители
| Cr(OH)3 в нейтральной среде | |
| K3[Cr(OH)6] в щелочной среде |
Во что переходят восстановители в реакциях с KMnO4 или K2Cr2O7?
а) S2-, I-, Br-, Cl- à переходят в Э0
б) Р-3, As-3 à +5
в) N+3,S+4, P+3, и т.п. à в высшую степень окисления
(соль или кислота)
Примеры реакций:
2 KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4(кислая среда) à 2 MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O
K2Cr2O7 + 3KNO2 + 4H2SO4(кислая среда) à Cr2(SO4)3 + 3KNO3 + K2SO4 + 4H2O
Разложение нитратов (по ряду активности металлов!).
| 1. Металлы левее магния кроме лития. | 2KNO3 → t 2КNO2 + O2 нитрит металла + кислород |
| 2. От магния до меди включительно+ литий | 2Mg(NO3)2→ t 2MgO + 4NO2 + O2 оксид металла* + NO2 + O2 |
| 3. Правее меди | 2AgNO3 → t 2Ag + 2NO2 + O2 металл + NO2 + O2 |
*оксид металла в наиболее устойчивой степени окисления.
| H N+5O3 + металлы | ||||
| +4 | +2 | +1 | -3 | |
| NO2 | NO | N2O | N2 | NH4NO3 |
| Неактивные металлы | Активные металлы** | |||
| концентри-рованная | разбавлен-ная | концентриро-ванная | среднее разбавление | очень разбавленная |
| → чем активнее металл и чем более разбавленная кислота → | ||||
| - не реагируют с азотной кислотой Au,Pt,Pd. - пассивация Al,Cr,Fe* |
*Пассивация – металлы не реагируют с конц. кислотой без нагревания из-за наличия плотной оксидной плёнки
** Магний и кальций с кислотой любой концентрации восстанавливают её до N 2 O!
| H2SO4 | - не реаг Au, Pt, Pd. | |||||
| Разбавленная - ведет себя как обычная минеральная кислота! | Концентрированная (пассивация Al,Cr,Fe)** | |||||
| металлы в ряду активности до Н - Н2 + сульфат металла*. | металлы после Н – не реагируют. | неактивные металлы – сульфат металла +SO2↑ | активные металлыи цинк – сульфат металла + S↓ или H2S↑*** | |||
| Концентрированная кислота + неметаллы | à SO2 ↑+ кислота или оксид неметалла (в макс. степени окисления) | |||||
* сульфат металла В НАИМЕНЬШЕЙ степени окисления
|
|
|
**Пассивация – металлы не реагируют с конц. кислотой без нагревания из-за наличия плотной оксидной плёнки.
*** Сероводород получается при взаимодействии щелочных металлов.
Вещества с двойственной природой:
Пероксид водорода:
Н2О2 + окислитель à O2
+ восстановитель à Н2О или ОН-
Нитриты щелочных металлов и аммония:
КNO2 + окислитель à KNO3
+ восстановитель à NO
Примеры реакций:
H2O2 + 2KI + H2SO4 à I2 + K2SO4 + 2 H2O (пероксид – окислитель)
5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 à 5 O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O (пероксид – восстановитель)
KNO2 + H2O2 à KNO3 + H2O (нитрит – восстановитель)
2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 à 2 NO + I2 + 2K2SO4 + 2H2O (нитрит – окислитель)
Реакции диспропорционирования - реакции, в которых один и тот же элемент и отдает и принимает электроны.
Например, в реакции: Cl20+ KOH à KCl -1 + KCl +5 O3 + H2O – простое вещество хлор Cl2 0 и принимает электроны, переходя в -1, и отдает, переходя в устойчивую степень окисления +5
|
|
|
