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
| t°
| сульфид и сульфат калия
| →
|
| S+4 → S−2 и S+6
|
KClO3
| t°
| 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
Воспользуйтесь поиском по сайту: