Какие вещества выступают в качестве окислителя

Содержание

Окислитель

Какие вещества выступают в качестве окислителя

окислитель для волос, окислитель thuya
Окисли́тель — вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие во время химической реакции электроны, иными словами, окислитель — это акцептор электронов.

В зависимости от поставленной задачи (окисление в жидкой или в газообразной фазе, окисление на поверхности) в качестве окислителя могут быть использованы самые разные вещества.

  • Электрохимическое окисление позволяет окислять практически любые вещества на аноде, в растворах или в расплавах. Так, самый сильный неорганический окислитель, элементарный фтор, получают электролизом расплавов фторидов.
  • 1 Распространённые окислители и их продукты
  • 2 Мнемонические правила
  • 3 Зависимость степени окисления от концентрации окислителя
  • 4 Сильные окислители
  • 5 Очень сильные окислители
  • 6 См. также

Распространённые окислители и их продукты

ОкислительПолуреакцииПродуктСтандартный потенциал, В
O2 кислород Разные, включая оксиды, H2O и CO2 +1,229 (в кислой среде)+0,401 (в щелочной среде)
O3 озон Разные, включая кетоны и альдегиды
Пероксиды Разные, включая оксиды, окисляет сульфиды металлов до сульфатов H2O
Hal2 галогены Hal−; окисляет металлы, P, C, S, Si до галогенидов F2: +2,87Cl2: +1,36Br2: +1,04I2: +0,536
ClO− гипохлориты Cl− ClO3− хлораты Cl− HNO3 азотная кислота с активными металлами, разбавленная с активными металлами, концентрированнаяс тяжёлыми металлами, разбавленнаяc тяжёлыми металлами, концентрированная NH3, NH4+NONONO2 H2SO4, конц. серная кислота c неметаллами и тяжёлыми металлами с активными металлами SO2; окисляет металлы до сульфатов с выделением сернистого газа или серыSH2S Шестивалентный хром Cr3+ +1,33 MnO2 оксид марганца(IV) Mn2+ +1,23 MnO4− перманганаты кислая среда нейтральная средасильнощелочная среда Mn2+MnO2MnO42− +1,51+1,695+0,564 Катионы металлов и H+ Me0H2 См. Электрохимический ряд активности металлов

Мнемонические правила

Для запоминания свойств окислителей и восстановителей существует несколько мнемонических правил:

  1. Окислитель — грабитель (в процессе окислительно-восстановительной реакции окислитель присоединяет электроны).
  2. Ассоциация со знакомым словом: ПВО — Присоединяет (электроны), Восстанавливается, является Окислителем.
  3. Отдает — окисляется, сам восстановителем является.

Зависимость степени окисления от концентрации окислителя

Чем активнее металл, реагирующий с кислотой, и чем более разбавлен её раствор, тем полнее протекает восстановление. В качестве примера — реакция азотной кислоты 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

Сильные окислители

Сильными окислительными свойствами обладает «царская водка» — смесь одного объема азотной кислоты и трёх объёмов соляной кислоты.

HNO3 + 3HCl ↔ NOCl + 2Cl + 2H2O

Образующийся в нём хлористый нитрозил распадается на атомарный хлор и монооксид азота:

NOCl=NO + Cl

Царская водка является сильным окислителем благодаря атомарному хлору, который образуется в растворе. Царская водка окисляет даже благородные металлы — золото и платину.

Ещё один сильный окислитель — перманганат калия. Он способен окислять органические вещества и даже разрывать углеродные цепи:

С6H5-CH2-CH3 + → C6H5COOH + …C6H6 + → HOOC-(CH2)4-COOH

Сила окислителя при реакции в разбавленном водном растворе может быть выражена стандартным электродным потенциалом: чем выше потенциал, тем сильнее окислитель.

Очень сильные окислители

Условно к «очень сильным окислителям» относят вещества, превышающие по окислительной активности молекулярный фтор.

К ним, например, относятся: гексафторид платины, диоксидифторид, дифторид криптона, гексафтороникелат(IV) калия.

Перечисленные вещества, к примеру, способны при комнатной температуре окислять инертный газ ксенон, что неспособен делать фтор (требуется давление и нагрев) и тем более ни один из кислородсодержащих окислителей.

См. также

  • Окислительно-восстановительные реакции

окислитель thuya, окислитель для волос, окислитель сенко, окислитель это, окислительная башня, окислительное число, окислительные ферменты, окислительный стресс

Окислитель Информацию О

Окислитель

Окислитель
Окислитель Вы просматриваете субъект
Окислитель что, Окислитель кто, Окислитель описание

There are excerpts from wikipedia on this article and video

Наш сайт имеет систему в функции поисковой системы. Выше: «что вы искали?»вы можете запросить все в системе с коробкой. Добро пожаловать в нашу простую, стильную и быструю поисковую систему, которую мы подготовили, чтобы предоставить вам самую точную и актуальную информацию.

Поисковая система, разработанная для вас, доставляет вам самую актуальную и точную информацию с простым дизайном и системой быстрого функционирования. Вы можете найти почти любую информацию, которую вы ищете на нашем сайте.

На данный момент мы служим только на английском, турецком, русском, украинском, казахском и белорусском языках.
Очень скоро в систему будут добавлены новые языки.

Жизнь известных людей дает вам информацию, изображения и видео о сотнях тем, таких как политики, правительственные деятели, врачи, интернет-сайты, растения, технологические транспортные средства, автомобили и т. д.

Источник: https://www.turkaramamotoru.com/ru/-70944.html

Как решать задачи С1 (30) на ЕГЭ по химии. Часть III

Продолжаем обсуждать решение задачи вида С1 (№ 30), которая обязательно встретится всем, кто будет сдавать ЕГЭ по химии. В первой части статьи мы изложили общий алгоритм решения задачи 30, во второй части разобрали несколько достаточно сложных примеров.

Третью часть начнем с обсуждения типичных окислителей и восстановителей и их превращений в различных средах.

Хотелось бы напомнить несколько моментов, связанных с понятием степени окисления.

Мы уже отмечали, что постоянная степень окисления характерна лишь для относительно небольшого числа элементов (фтора, кислорода, щелочных и щелочноземельных металлов и т. п.) Большинство элементов может проявлять разные степени окисления.

Например, для хлора возможны все состояния от -1 до +7, хотя наиболее стабильны нечетные значения. Азот проявляет степени окисления от -3 до +5 и т. д.

Следует четко запомнить два важных правила.

Читайте также  Каким нормативным документом регламентированы меры безопасности

1. Высшая степень окисления элемента — неметалла в большинстве случаев совпадает с номером группы, в которой находится данный элемент, а низшая степень окисления = номер группы — 8.

Например, хлор находится в VII группе, следовательно, его высшая степень окисления = +7, а низшая — 7 — 8 = -1. Селен находится в VI группе. Высшая степень окисления = +6, низшая — (-2). Кремний расположен в IV группе; соответствующие значения равны +4 и -4.

Запомните, что из этого правила есть исключения: высшая степень окисления кислорода = +2 (и даже она проявляется только во фториде кислорода), а высшая степень окисления фтора = 0 (в простом веществе)!

2. Металлы не способны проявлять отрицательные степени окисления. Это довольно важно, учитывая, что более 70% химических элементов относятся именно к металлам.

А теперь вопрос: «Может ли Mn(+7) выступать в химических реакциях в роли восстановителя?» Не спешите, попробуйте ответить самостоятельно.

Правильный ответ: «Нет, не может!» Объяснить это очень легко. Взгляните на положение этого элемента в периодической системе. Mn находится в VII группе, следовательно, его ВЫСШАЯ степень окисления равна +7.

Если бы Mn(+7) выступал в роли восстановителя, его степень окисления повысилась бы (вспомните определение восстановителя!), а это невозможно, поскольку она и так имеет максимальное значение.

Вывод: Mn(+7) может быть только окислителем.

По той же причине ТОЛЬКО ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ свойства могут проявлять S(+6), N(+5), Cr(+6), V(+5), Pb(+4) и т. д. Взгляните на положение этих элементов в периодической системе и убедитесь в этом сами.

И еще вопрос: «Может ли Se(-2) выступать в химических реакциях в роли окислителя?»

И вновь отрицательный ответ. Вы, вероятно, уже догадались, в чем тут дело. Селен находится в VI группе, его НИЗШАЯ степень окисления равна -2. Se(-2) не может ПРИОБРЕТАТЬ электроны, т. е., не может быть окислителем. Если Se(-2) участвует в ОВР, то только в роли ВОССТАНОВИТЕЛЯ.

По аналогичной причине ТОЛЬКО ВОССТАНОВИТЕЛЕМ может быть N(-3), P(-3), S(-2), Te(-2), I(-1), Br(-1) и т. д.

Окончательный вывод: элемент, находящийся в низшей степени окисления, может выступать в ОВР только в роли восстановителя, а элемент с высшей степенью окисления — только в роли окислителя.

«А что, если элемент имеет промежуточную степень окисления?» — спросите вы. Ну, тогда возможно и его окисление, и его восстановление. Например, сера в реакции с кислородом окисляется, а в реакции с натрием — восстанавливается.

Наверное, логично предположить, что каждый элемент в высшей степени окисления будет выраженным окислителем, а в низшей — сильным восстановителем. В большинстве случаев это действительно так.

Например, все соединения Mn(+7), Cr(+6), N(+5) можно отнести к сильным окислителям. Но, например, P(+5) и С(+4) восстанавливаются с трудом.

А уж заставить Ca(+2) или Na(+1) выступить в роли окислителя практически невозможно, хотя, формально говоря, +2 и +1 — это тоже высшие степени окисления.

Наоборот, многие соединения хлора (+1) являются мощными окислителями, хотя степень окисления +1 в данном случае далека от высшей.

F(-1) и Cl(-1) — плохие восстано­вители, а их аналоги (Br(-1) и I(-1)) — хорошие. Кислород в низшей степени окисления (-2) практически не проявляет восстановительные свойства, а Te(-2) — мощный восстановитель.

Мы видим, что все не так очевидно, как хотелось бы. В ряде случаев, способность к окислению — восстановлению можно легко предвидеть, в других случаях — нужно просто запомнить, что вещество Х — это, скажем, хороший окислитель.

Кажется, мы наконец-то добрались до списка типичных окислителей и восстановителей. Хотелось бы, чтобы вы не просто «вызубрили» эти формулы (хотя и это будет неплохо!), но и смогли бы объяснить, почему то или иное вещество попало в соответствующий список.

Типичные окислители

  1. Простые вещества — неметаллы: F2, O2, O3, Cl2, Br2.
  2. Концентрированная серная кислота (H2SO4), азотная кислота (HNO3) в любой концентрации, хлорноватистая кислота (HClO), хлорная кислота (HClO4).

  3. Перманганат калия и манганат калия (KMnO4 и K2MnO4), хроматы и бихроматы (K2CrO4 и K2Cr2O7), висмутаты (напр., NaBiO3).
  4. Оксиды хрома (VI), висмута (V), свинца (IV), марганца (IV).

  5. Гипохлориты (NaClO), хлораты (NaClO3) и перхлораты (NaClO4); нитраты (KNO3).
  6. Пероксиды, надпероксиды, озониды, органические перекиси, пероксокислоты, все остальные вещества, содержащие группировку -O-O- (напр.

    , пероксид водорода — H2O2, пероксид натрия — Na2O2, надпероксид калия — KO2).

  7. Ионы металлов, расположенных в правой части ряда напряжений: Au3+, Ag+.

Типичные восстановители

  1. Простые вещества — металлы: щелочные и щелочноземельные, Mg, Al, Zn, Sn.
  2. Простые вещества — неметаллы: H2, C.
  3. Гидриды металлов: LiH, CaH2, алюмогидрид лития (LiAlH4), боргидрид натрия (NaBH4).

  4. Гидриды некоторых неметаллов: HI, HBr, H2S, H2Se, H2Te, PH3, силаны и бораны.
  5. Иодиды, бромиды, сульфиды, селениды, фосфиды, нитриды, карбиды, нитриты, гипофосфиты, сульфиты.
  6. Угарный газ (CO).

Хотелось бы подчеркнуть несколько моментов:

  1. Я не ставил перед собой цели перечислить все окислители и восстановители. Это невозможно, да и не нужно.
  2. Одно и то же вещество может выступать в одном процессе в роли окислителя, а в другом — в роли в-теля.

  3. Никто не может гарантировать, что в экзаменационной задаче C1 вам обязательно встретится одно из этих веществ, но вероятность этого весьма высока.
  4. Важно не механическое запоминание формул, а ПОНИМАНИЕ.

    Попробуйте проверить себя: выпишите вперемешку вещества из двух списков, а затем попробуйте самостоятельно разделить их на типичные окислители и восстановители. Руководствуйтесь теми соображениями, которые мы обсуждали в начале этой статьи.

А теперь небольшая контрольная работа. Я предложу вам несколько неполных уравнений, а вы попробуете найти окислитель и восстановитель. Дописывать правые части уравнений пока не обязательно.

Пример 12. Определите окислитель и восстановитель в ОВР:

HNO3 + Zn = …

CrO3 + C3H6 + H2SO4 = …

Na2SO3 + Na2Cr2O7 + H2SO4 = …

O3 + Fe(OH)2 + H2O = …

CaH2 + F2 = …

KMnO4 + KNO2 + KOH = …

H2O2 + K2S + KOH = …

Думаю, вы справились с этим заданием без труда. Если же возникли проблемы, прочитайте еще раз начало этой статьи, поработайте над списком типичных окислителей.

«Все это чудесно! — воскликнет нетерпеливый читатель. — Но где же обещанные задачи С1 с неполными уравнениями? Да, в примере 12 мы смогли определить окислитель и в-тель, но ведь главное не в этом. Главное — суметь ДОПОЛНИТЬ уравнение реакции, а разве список окислителей сможет нам в этом помочь?»

Да, сможет, если понимать, ЧТО ПРОИСХОДИТ с типичными окислителями в различных условиях. Вот именно этим мы сейчас и займемся.

Шестой шаг: превращения некоторых окислителей в разных средах. «Судьба» перманганатов, хроматов, азотной и серной кислот

Итак, мы должны не только уметь распознавать типичные окислители, но и понимать, во что превращаются эти вещества в ходе ОВР. Очевидно, что без этого понимания мы не сможем правильно решить задачу 30.

Ситуация усложняется тем, что продукты взаимодействия невозможно указать ОДНОЗНАЧНО. Бессмысленно спрашивать: «Во что превратится перманганат калия в ходе процесса восстановления?» Все зависит от множества причин. В случае KMnO4 главная из них — это кислотность (pH) среды.

В принципе, характер продуктов восстановления может зависеть от:

  1. используемого в ходе процесса восстановителя,
  2. кислотности среды,
  3. концентраций участников реакции,
  4. температуры процесса.

Мы не будем сейчас говорить о влиянии концентрации и температуры (хотя пытливые юные химики могут вспомнить, что, например, хлор и бром по-разному взаимодействуют с водным раствором щелочи на холоду и при нагревании). Сосредоточимся на рН среды и силе восстановителя.

Информацию, приведенную ниже, следует просто запомнить. Не надо пытаться анализировать причины, просто ЗАПОМНИТЕ продукты реакций. Уверяю вас, на ЕГЭ по химии это может вам пригодиться.

Продукты восстановления перманганата калия (KMnO4) в различных средах

Характер среды Продукты восстановления
Кислая Mn2+ (соли марганца (II))
Нейтральная MnO2 (оксид марганца (IV))
Щелочная MnO42- (манганаты)

Пример 13. Дополните уравнения окислительно — восстановительных реакций:

KMnO4 + H2SO4 + K2SO3 = …
KMnO4 + H2O + K2SO3 = …
KMnO4 + KOH + K2SO3 = …

Решение. Руководствуясь списком типичных окислителей и восстановителей, приходим к выводу, что окислителем во всех этих реакциях является перманганат калия, а восстановителем — сульфит калия.

H2SO4, H2O и КОН определяют характер раствора. В первом случае реакция идет в кислой среде, во втором — в нейтральной, в третьем — в щелочной.

Вывод: в первом случае перманганат будет восстановлен до соли Mn(II), во втором — до диоксида марганца, в третьем — до манганата калия. Дополним уравнения реакций:

KMnO4 + H2SO4 + K2SO3 = MnSO4 + …
KMnO4 + H2O + K2SO3 = MnO2 + …
KMnO4 + KOH + K2SO3 = K2MnO4 + …

А во что превратится сульфит калия? Ну, естественно, в сульфат. Очевидно, что К в составе K2SO3 окислять дальше просто некуда, окисление кислорода крайне маловероятно (хотя, в принципе, возможно), а вот S(+4) легко превращается в S(+6). Продукт окисления — K2SO4, можно добавить эту формулу в уравнения:

KMnO4 + H2SO4 + K2SO3 = MnSO4 + K2SO4 + …
KMnO4 + H2O + K2SO3 = MnO2 + K2SO4 + …
KMnO4 + KOH + K2SO3 = K2MnO4 + K2SO4 + …

Наши уравнения практически готовы. Осталось добавить вещества, которые непосредственно не участвуют в ОВР и расставить коэффициенты. Кстати, если начать со второго пункта, возможно, будет даже проще. Построим, например, электронный баланс для последней реакции

Mn(+7) + 1e = Mn(+6) (2)
S(+4) — 2e = S(+6) (1)

Ставим коэффициент 2 перед формулами KMnO4 и K2MnO4; перед формулами сульфита и сульфата калия подразумеваем коэфф. 1:

2KMnO4 + KOH + K2SO3 = 2K2MnO4 + K2SO4 + …

Справа видим 6 атомов калия, слева — пока только 5. Надо исправлять положение; ставим перед формулой КОН коэффициент 2:

2KMnO4 + 2KOH + K2SO3 = 2K2MnO4 + K2SO4 + …

Последний штрих: в левой части видим атомы водорода, справа их нет. Очевидно, надо срочно найти какое-то вещество, которое содержит водород в степени окисления +1. Давайте возьмем воду!

2KMnO4 + 2KOH + K2SO3 = 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O

Проверяем еще раз уравнение. Да, все отлично!

«Интересное кино! — заметит бдительный юный химик. — А почему это вы добавили на последнем шаге именно воду? А если я захочу добавить перекись водорода или просто Н2 или гидрид калия или Н2S? Вы добавили воду, т. к. ее НЕОБХОДИМО было добавить или вам просто так захотелось?»

Что же, давайте разбираться. Ну, во-первых, добавлять вещества в уравнение реакции по своему желанию мы, естественно не имеем права. Реакция идет именно так, как она идет; как распорядилась природа. Наши симпатии и антипатии не в силах повлиять на ход процесса.

Мы можем попробовать изменить условия реакции (повысить температуру, добавить катализатор, изменить давление), но если условия реакции заданы, ее результат уже не может зависеть от нашей воли.

Таким образом, формула воды в уравнении последней реакции — это не мое желание, а факт.

Во-вторых, вы, можете попробовать уравнять реакцию в случаях, когда вместо воды будут присутствовать перечисленные вами вещества. Уверяю вас: ни в одном случае вы не сможете этого сделать.

В-третьих, варианты с H2O2, Н2, KH или Н2S просто неприемлемы в данном случае по тем или другим причинам. Например, в первом случае меняется степень окисления кислорода, во втором и 3-м — водорода, а мы договорились, что степень окисления поменяется только у Mn и S.

В четвертом случае сера вообще выступила в роли окислителя, а мы условились, что S — восстановитель. Кроме того, гидрид калия вряд ли «выживет» в водной среде (а реакция, напомню, идет в водном р-ре), а H2S (даже если бы это вещество и образовалось) неминуемо вступит в р-цию с КОН.

Как видите, знание химии позволяет нам отвергнуть эти в-ва.

«Но почему именно вода?» — спросите вы.

Да, потому, например, что в данном процессе (как и во многих других) вода выступает в качестве растворителя.

Потому, например, что если вы проанализируете все реакции, написанные вами за 4 года изучения химии, обнаружится, что Н2O встречается едва ли не в половине уравнений.

Вода — вообще довольно «популярное» в химии соединение.

Поймите, я не утверждаю, что каждый раз, когда в задаче 30 вам надо «куда-то отправить водород» или «откуда-то взять кислород», необходимо хвататься за воду. Но, наверное, это будет первое вещество, о котором следует подумать.

Похожая логика используется для уравнений реакций в кислой и нейтральной средах. В первом случае необходимо добавить в правую часть формулу воды, во втором — гидроксида калия:

KMnO4 + H2SO4 + K2SO3 = MnSO4 + K2SO4 + H2O,
KMnO4 + H2O + K2SO3 = MnO2 + K2SO4 + KOH.

Расстановка коэффициентов у многоопытных юных химиков не должна вызвать ни малейших затруднений. Окончательный ответ:

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5K2SO3 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O,
2KMnO4 + H2O + 3K2SO3 = 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH.

В следующей части мы поговорим о продуктах восстановления хроматов и бихроматов, об азотной и серной кислотах.

Решение задачи 30 на ЕГЭ по химии. Часть IV →

Источник: http://www.repetitor2000.ru/reshenie_c1_po_himii_03.html

Сайт преподавателя химии и биологии Коноваловой Лидии

2Mg0 + O20 ® 2Mg+2O-2

2KCl+5O3-2  –t°®  2KCl-1 + 3O20­

2KI-1 + Cl20 ® 2KCl-1 + I20

Mn+4O2 + 4HCl-1 ® Mn+2Cl2 + Cl20­ + 2H2O

Окисление, восстановление

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов — окисление. При окислении степень окисления повышается:

H20 — 2ē ® 2H+

S-2 — 2ē ® S0

Al0 — 3ē ® Al+3

Fe+2 — ē ® Fe+3

Процесс присоединения электронов — восстановлениеПри восстановлении степень окисления понижается.

Mn+4 + 2ē ® Mn+2

S0 + 2ē ® S-2

Cr+6 +3ē ® Cr+3

O20 + 4ē ® 2O-2

Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны — восстановителями.

Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов

Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны.

Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент.

Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами.

Минимальная степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов — (n–8) (где n- номер группы в периодической системе). Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями и восстановителями, в зависимости от партнера, с которым взаимодействуют и от условий реакции.

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.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

Электронный баланс— метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, получаемых окислителем.

Уравнение составляется в несколько стадий:

1.      Записывают схему реакции.

KMnO4 + HCl ® KCl + MnCl2 + Cl2­ + H2O

2.      Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые меняются.

KMn+7O4 + HCl-1 ® KCl + Mn+2Cl2 + Cl20­ + H2O

3.      Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем.

Mn+7 + 5ē ® Mn+2

2Cl-1 — 2ē ® Cl20

4.      Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления.

Mn+7 + 5ē ® Mn+2

2

2Cl-1 — 2ē ® Cl20

5

––––––––––––––––––––––––

2Mn+7 + 10Cl-1 ® 2Mn+2 + 5Cl20

5.      Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции.

2KMn+7O4 + 16HCl-1 ® 2KCl + 2Mn+2Cl2 + 5Cl20 + 8H2O

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции

Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами:

S0 + O20 ® S+4O2-2

S — восстановитель; O2 — окислитель

Cu+2O + C+2O ® Cu0 + C+4O2

CO — восстановитель; CuO — окислитель

Zn0 + 2HCl ® Zn+2Cl2 + H20­

Zn — восстановитель; HСl — окислитель

Mn+4O2 + 2KI-1 + 2H2SO4  ®  I20 + K2SO4 + Mn+2SO4 + 2H2O

KI — восстановитель; MnO2 — окислитель.

Сюда же относятся реакции между веществами, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления

2H2S-2 + H2S+4O3 ® 3S0 + 3H2O

Внутримолекулярные окислительно- восстановительные реакции

Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, притермическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.

2KCl+5O3-2 ® 2KCl-1 + 3O20­

Cl+5 — окислитель; О-2 — восстановитель

N-3H4N+5O3  –t°®  N2+1O­ + 2H2O

N+5 — окислитель; N-3 — восстановитель

2Pb(N+5O3-2)2 ® 2PbO + 4N+4O2 + O20­

N+5 — окислитель; O-2 — восстановитель

(N-3H4)2Cr2+6O7 –t°®  Cr2+3O3 + N20­ + 4H2O

Cr+6 — окислитель; N-3 — восстановитель.

Диспропорционирование— окислительно-восстановительная реакция, в которой один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.

Cl20 + 2KOH ® KCl+1O + KCl-1 + H2O

3K2Mn+6O4 + 2H2O ® 2KMn+7O4 + Mn+4O2 + 4KOH

3HN+3O2 ® HN+5O3 + 2N+2O­ + H2O

2N+4O2 + 2KOH ® KN+5O3 + KN+3O2 + H2O

Тренажёр для закрепления и проверки знаний здесь

Контрольные вопросы по теме

1. Что такое окислительно-восстановительныереакции? Чем обусловлено изменение степеней окисления в ходеокислительно-восстановительных реакций?

2. Как называется: а) процесс отдачиэлектронов, б) процесс присоединения электронов? Как изменяются степениокисления атомов в этих процессах?

3. Как называются частицы (атомы,молекулы, ионы), которые: а) отдают электроны, б) присоединяют электроны?

4. Какие вещества могут выступать вроли: а) только окислителей, б) только восстановителей? Какие вещества могутпроявлять окислительно-восстановительную двойственность? Приведите примеры.

5. Приведите формулы и названия: а)важнейших веществ-окислителей, б) важнейших веществ-восстановителей.

6. Классификацияокислительно-восстановительных реакций.

Источник: https://lidijavk.ucoz.ru/load/studentam/lekcii/lekcija_quot_okislitelno_vosstanovitelnye_reakcii_quot/44-1-0-623

Понравилась статья? Поделить с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: