Главная | Обратная связь | Поможем написать вашу работу!
МегаЛекции

Особенности поведения некоторых окислителей и восстановителей.




Тема 12.

Окислительно- восстановительные реакции.

 

 

Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции,(ОВР), — это химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.

При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.

Восстановле́нием называется процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.

Виды окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

Н2S + Cl2 → S + 2HCl

Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2H2O → 2H2 + O2

Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

Cl2 + H2O → HClO + HCl

Репропорционирование ( конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например:

NH4NO3 → N2O + 2H2O

 

Важнейшие восстановители и окислители

 

Восстановители Окислители
Металлы, водород, уголь. Окись углерода (II) (CO). Сероводород (H2S); оксид серы (IV) (SO2); сернистая кислота H2SO3 и ее соли. Галогеноводородные кислоты и их соли. Катионы металлов в низших степенях окисления:SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3. Азотистая кислота HNO2; аммиак NH3; гидразин NH2NH2; оксид азота(II) (NO). Катод при электролизе. Галогены. Перманганат калия(KMnO4); манганат калия (K2MnO4); оксид марганца (IV) (MnO2). Дихромат калия (K2Cr2O7); хромат калия (K2CrO4). Азотная кислота (HNO3). Серная кислота (H2SO4) конц. Оксид меди(II) (CuO); оксид свинца(IV) (PbO2); оксид серебра (Ag2O); пероксид водорода (H2O2). Хлорид железа(III) (FeCl3). Бертоллетова соль (KClO3). Анод при электролизе.

 

Перманганат калия как окислитель.

KMnO4 + восстановители →
в кислой среде Mn+2 в нейтральной среде Mn+4 в щелочной среде Mn+6
(соль той кислоты, которая участвует в реакции) MnSO4, MnCl2 MnO2 Манганат (K2MnO4 или KNaMnO4, Na2MnO4) -

Дихромат и хромат как окислители.

K2Cr2O7 (кислая и нейтральная среда), K2CrO4 (щелочная среда) + восстановители →всегда получается Cr+3
кислая среда нейтральная среда щелочная среда
Соли тех кислот, которые участвуют в реакции: CrCl3, Cr2(SO4)3 Cr(OH)3 K3[Cr(OH)6] в растворе, K3CrO3 или KCrO2 в расплаве

Повышение степеней окисления хрома и марганца.

Cr+3 + очень сильные окислители → Cr+6 (всегда независимо от среды!)
Cr2O3, Cr(OH)3, соли, гидроксокомплексы + очень сильные окислители: а)KNO3, кислородсодержащие соли хлора (в щелочном расплаве) б) Cl2, Br2, H2O2 (в щелочном растворе) Щелочная среда: образуется хромат K2CrO4
Cr(OH)3, соли + очень сильные окислители в кислой среде (HNO3 или CH3COOH): PbO2, KBiO3 Кислая среда: образуется дихромат K2Cr2O7 или дихромовая кислота H2Cr2O7

 

Mn+2,+4 — оксид, гидроксид, соли + очень сильные окислители: KNO3, кислородсодержащие соли хлора (в расплаве) Щелочная среда: Mn+6 K2MnO4 — манганат
Mn+2 — соли + очень сильные окислители в кислой среде (HNO3 или CH3COOH): PbO2, KBiO3 Кислая среда: Mn+7 KMnO4 — перманганат HMnO4 — марганцевая кислота

Азотная кислота с металлами.

не выделяется водород, образуются продукты восстановления азота.

Чем активнее металл и чем меньше концентрация кислоты, тем дальше восстанавливается азот
NO2 NO N2O N2 NH4NO3
Неактивные металлы (правее железа) + конц. кислота Неметаллы + конц. кислота Неактивные металлы (правее железа) + разб. кислота Активные металлы (щелочные, щелочноземельные, цинк) + конц. кислота Активные металлы (щелочные, щелочноземельные, цинк) + кислота среднего разбавления Активные металлы (щелочные, щелочноземельные, цинк) + очень разб. кислота
Пассивация: с холодной концентрированной азотной кислотой не реагируют: Al, Cr, Fe, Be, Co.
Не реагируют с азотной кислотой ни при какой концентрации: Au, Pt, Pd.

Серная кислота с металлами.

разбавленная серная кислота реагирует как обычная минеральная кислота с металлами левее Н в ряду напряжений, при этом выделяется водород;
— при реакции с металлами концентрированной серной кислоты не выделяется водород, образуются продукты восстановления серы.

SO2 S H2S H2
Неактивные металлы (правее железа) + конц. кислота Неметаллы + конц. кислота Щелочноземельные металлы + конц. кислота Щелочные металлы и цинк + концентрированная кислота. Разбавленная серная кислота ведет себя как обычная минеральная кислота (например, соляная)
Пассивация: с холодной концентрированной серной кислотой не реагируют: Al, Cr, Fe, Be, Co.
Не реагируют с серной кислотой ни при какой концентрации: Au, Pt, Pd.

Диспропорционирование неметаллов — серы, фосфора, галогенов (кроме фтора).

Сера + щёлочь → 2 соли, сульфид и сульфит металла (реакция идёт при кипячении) S0 → S−2 и S+4
Фосфор + щелочь → фосфин РН3 и соль гипофосфит КН2РО2 (реакция идёт при кипячении) Р0 → Р−3 и Р+1
Хлор, бром, иод + вода (без нагревания) → 2 кислоты, HCl, HClO Хлор, бром, иод + щелочь (без нагревания) → 2 соли, КCl и КClO и вода Cl20 → Cl и Cl+
Бром, иод + вода (при нагревании)→ 2 кислоты, HBr, HBrO3 Хлор, бром, иод + щелочь (при нагревании)→ 2 соли, КCl и КClO3 и вода Cl20 → Cl и Cl+5

Диспропорционирование оксида азота (IV) и солей.

NO2 + вода → 2 кислоты, азотная и азотистая NO2 + щелочь → 2 соли, нитрат и нитрит N+4 → N+3 и N+5
K2SO3 сульфид и сульфат калия

 

S+4 → S−2 и S+6
KClO3 2 соли, хлорид и перхлорат КСlO4

 

Cl+5 → Cl и Cl+7

Активность металлов и неметаллов.

Для анализа активности металлов используют либо электрохимический ряд напряжений металлов, либо их положение в Периодической таблице. Чем активнее металл, тем легче он будет отдавать электроны и тем более хорошим восстановителем он будет в окислительно-восстановительных реакциях.

Электрохимический ряд напряжений металлов.

Li Rb K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Pd Pt Au

Активность неметаллов так же можно определить по их положению в таблице Менделеева.

Запомните! Азот — более активный неметалл, чем хлор!

Более активный неметалл будет окислителем, а менее активный будет довольствоваться ролью восстановителя, если они реагируют друг с другом.

Ряд электроотрицательности неметаллов:

H, As, I, Si, P, Se, C, S, Br, Cl, N, O, F >
увеличение электроотрицательности

Особенности поведения некоторых окислителей и восстановителей.

а) кислородсодержащие соли и кислоты хлора в реакциях с восстановителями обычно переходят в хлориды: КClO3 + P = P2O5 + KCl

б) если в реакции участвуют вещества, в которых один и тот же элемент имеет отрицательную и положительную степени окисления — они встречаются в нулевой степени окисления (выделяется простое вещество). H2S−2 + S(+4)O2 = S0 + H2O

 

Поделиться:





Воспользуйтесь поиском по сайту:



©2015 - 2024 megalektsii.ru Все авторские права принадлежат авторам лекционных материалов. Обратная связь с нами...