Классификация окислительно-восстановительных реакций
⇐ ПредыдущаяСтр 2 из 2
В зависимости от того между какими атомами и в каких веществах происходит переход электронов все окислительно-восстановительные реакции можно разделить на:
Mn+4O2 + 4HCl-1 = Cl02 ↑ + Mn+2Cl2 + 2H2O электронный баланс Mn4+ + 2e = Mn2+ 1
2) внутримолекулярные. Реакции, в ходе которых окислитель и восстановитель (атомы разных элементов) находятся в составе одной и той же молекулы, называются внутримолекулярными
электронный баланс 2Cr6+ + 6e =2Cr3+ 1 2N3- -6e = N02 1
2КCl+5O3-2 = 2KCl- + 3O2о электронный баланс Cl5+ + 6e = Cl- 1
3) дисмутационные (диспропорционирования). Реакции, в ходе которых происходит изменение степеней окисления одного и того же элемента в одной и той же молекуле, называются реакциями диспропорционирования (дисмутации, самоокисления-самовосстановления), то есть атомы или ионы одного и того и того же элемента, содержащиеся в одной молекуле, являются и окислителем и восстановителем. 4KCl+5O3 = KCl- + 3KCl+7O4 электронный баланс Cl5+ + 6e = Cl- 1
Диспропорционировать могут вещества, один из элементов которых находится в промежуточной степени окисления, так как степень окисления одной части атомов понижается за счет другой части таких же атомов, степень окисления которых повышается. Примером может служить превращение манганата калия (Mn+4O2 → K2Mn+6O4→ KMn+7O4); азотистой кислоты (N+2OHN+3O2 → HN+5O3); хлората калия (KCℓ- → KCℓ+5O3 → KСℓ+7O4) и др.
4) особые случаи ОВР: - восстановитель и среда одно и то же вещество 6HCℓ + K2Cr2O7 + 8HCℓ = 3Cℓ2 + 2KCℓ + 2CrCℓ3 + 7H2O восстановитель окислитель среда электронный баланс 2Cr6+ + 6e = 2Cr3+ 2 1 2Cl- - 2e = Cl2o 6 3
- окислитель и среда одно и то же вещество. а) реакции с азотной кислотой Азотная кислота, как правило, является окислителем. Окислителем в молекуле азотной кислоты является N+5, а H+ не принимает участие в окислительно-восстанови-тельных реакциях, поэтому из азотной кислоты металлы не вытесняют молекулярный водород. Окислительная способность HNO3 усиливается с ростом ее концентрации. При взаимодействии HNO3 с металлами образуются нитраты соответствующих металлов. Состав остальных продуктов восстановления HNO3 зависит от активности восстановителя и концентрации кислоты, чем активнее восстановитель и более разбавлена кислота, тем глубже протекает восстановление N+5 в HNO3, образуя N+4O2; N+2O; N2+1O; N20; N-3H3(NH4NO3)
При действии сильно разбавленной азотной кислоты на активные металлы образуется нитрат аммония
4Ca0 + 10HN+5O3(оч.разб.) = 4Ca+2(NO3)2 + N-3H4NO3 + 3H2O
электронный баланс
метод полуреакций
––––––––––––––––––––––––––––––––– 4Ca0 + NO3- + 10H+ = 4Ca2+ + NH4+ + 3H2O
При действии разбавленной азотной кислоты на активные металлы – оксид азота(I) или свободный азот
5Co0 + 12HN+5O3(разб.) = 5Co+2(NO3)2 + N20 + 6H2O электронный баланс
метод полуреакций
––––––––––––––––––––––––––––––––– 5Co0 + 2NO3- + 12H+ = 5Co2+ + N2 + 6H2O
При действии разбавленной азотной кислоты на малоактивные металлы может выделяться оксид азота(II)
0 +5 + +2 3Ag + HNO3(P) + 3HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2O электронный баланс
При действии концентрированной азотной кислоты на активные металлы образуется оксид азота(I)
а в случае малоактивных металлов образуется оксид азота(IV)
Cu0 + 4HN+5O3(конц.) = Cu+2(NO3)2 + 2N+4O2 + 2H2O
электронный баланс
метод полуреакций
–––––––––––––––––––––––––––––––– Cu0 + 2NO3- + 4H+ = Cu2+ + 2NO2 + 2H2O
3Ag0 + 4HN+5O3(конц.) = 3Ag+1NO3 + N+2O + 2H2O
электронный баланс
метод полуреакций
–––––––––––––––––––––––––––––– 3Ag0 + NO3- + 4H+ = 3Ag+ + NO + 2H2O
Чем активнее металл, реагирующий с кислотой, и чем более разбавлен ее раствор, тем полнее протекает восстановление. Например, реакции азотной кислоты разной концентрации с цинком · Zn + 4HNO3(конц.) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O · 3Zn + 8HNO3(40 %) = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O · 4Zn + 10HNO3(20 %) = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O · 5Zn + 12HNO3(6 %) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O · 4Zn + 10HNO3(0.5 %) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O С неметаллами HNO3 восстанавливается чаще до NO или NO2(реже). При этом неметалл полностью окисляется и превращается в высшую кислоту или в ангидрид, если кислота неустойчива 0 +5 +5 +2 3P + 5HNO3(P) + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO электронный баланс 3C0 + 4HN+5O3 = 3C+4O2 + 4N+2O + 2H2O
электронный баланс
метод полуреакций
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––– 3C0 + 6H2O + 4NO3- + 16H+ = 3CO2 + 12H+ + 4NO + 8H2O или 3C0 + 4NO3- + 4H+ = 3CO2 + 4NO + 2H2O б) реакции с серной кислотой В разбавленной серной кислоте окислителем является ион водорода (H+) и поэтому разбавленная H2SO4 взаимодействует только с активными металлами и при этом выделяется молекулярный водород
В концентрированной серной кислоте окислителем является S+6–ионы. Поэтому концентрированная серная кислота реагирует с активными и неактивными металлами, неметаллами и сложными веществами, восстанавливаясь при этом до Н2S, S и SO2, соответственно. Состав продуктов восстановления определяется главным образом активностью восстановителя, а также соотношением количеств восстановителя и серной кислоты, концентрацией кислоты и температурой системы. Чем активнее восстановитель и выше концентрация кислоты, тем более глубоко протекает восстановление.
Малоактивные металлы, а также бромоводород и некоторые неметаллы восстанавливают концентрированную серную кислоту до SO2
- компропорционированния (репропорционирование, конмутации, контрдиспропорционирования) – реакции, в которых участвуют два вещества, cодержащие атомы одного и того же элемента в разных степенях окисления, то есть окислитель и восстановитель один и тот же элемент, входящий в состав различных молекул в разных степенях окисления или реакции внутримолекулярного окисления- восстановления, в результате которых происходит выравнивание степеней окисления атомов одного и того же элемента Cu0 + Cu+2Cl2 = 2Cu+1Cl электронный баланс Cu+2 + е = Cu+1 1 Cu0 - е = Cu+1 1
- реакции с участием озона. Озон является окислителем. В окислительно-восстанови-тельных реакциях с участием озона всегда выделяется кислород
восстановитель окислитель среда электронный баланс
- реакции с участием пероксида водорода. Пероксид водорода содержит кислород в промежуточной степени окисления, поэтому в реакциях может выступать в роли окислителя, и в роли восстановителя, а так же участвовать в реакции диспропорционирования. Пероксид водорода восстанавливается в зависимости от среды Обычно пероксид водорода используют как окислитель
H2O2 + 2HI- = I20 + 2H2O электронный баланс
метод полуреакций
–––––––––––––––––––––– 2I- + H2O2 + 2H+ = I2 + 2H2O
2FeSO4 + H2O2 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 2H2O восстановитель окислитель среда
2Fe2+ +H2O2 + 2H+ = 2Fe3+ + 2H2O. В реакциях с сильным окислителем, таким, как перманганат калия KMnO4, персульфат аммония (NH4)2S2O8, пероксид водорода выступает как восстановитель, образуя кислород и воду H2O2 + KMnO4 + H2SO4 = O2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O восстановитель окислитель среда электронный баланс
метод полуреакций
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
2MnO4- + 5H2O2 + 16H+ = 2Mn2+ + 8H2O + 5O2 + 10H+ или 2MnO4- + 5H2O2 + 6H+ = 2Mn2+ + 8H2O + 5O2 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
Воспользуйтесь поиском по сайту: ©2015 - 2024 megalektsii.ru Все авторские права принадлежат авторам лекционных материалов. Обратная связь с нами...
|