Восстановители

Металлы, водород, уголь.

Оксид углерода (II) (СО).

Пероксид водорода (Н₂О₂).

Сероводород (H₂S), оксид серы (IV) (SO₂), сернистая кислота

(H₂SO₃) и ее соли.

Галогеноводородные кислоты (НС1, НВг, HI) 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).

Окислители

Галогены: 1₂, Вг₂, С1₂.

Перманганат калия (КМпО₄).

Дихромат калия (К₂Сг₂О₇), хромат калия (К₂СгО₄).

Азотная кислота (HNO₃).

Концентрированная серная кислота (H₂SO₄).

Оксид свинца (IV) (РЬО₂), оксид серебра (Ag₂O);

Пероксид водорода (Н₂О₂).

Хлорид железа (III) (FeCl₃).

Кислородные соединения хлора (С1₂О, НСЮ, С1О₂, С1О₃, КС1О₃, НС1О₄).

Классификация окислительно-восстановительных реакций

1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции

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

S° + O₂ = S⁺⁴ O₂^-2

О₂ — окислитель; S — восстановитель.

Сu⁺²О + С⁺²О = Си⁰ + С⁺⁴О₂

СuО — окислитель; СО — восстановитель.

Zn° + 2HCl = ZnCl₂ + H₂°

НС1 — окислитель; Zn — восстановитель.

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

2Н₂ S^-2 + H₂S⁺⁴O₃ = 3S° + ЗН₂О

H₂SO₃ - окислитель; H₂S — восстановитель

2. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции.

Во внутримолекулярных окислительно-восстановительных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Эти реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.

2КСl⁺⁵Oз = 2КС1^- + ЗО₂⁰↑

Сl⁺⁵ - окислитель; О^-2 - восстановитель.

2. Самоокисление-самовосстановление (диспропорционирование)

Иногда имеет место диспропорционирование. Происходит окислительно-восстановительная реакция, в которой один эле­мент, входящий в состав молекулы, одновременно является и окислителем и восстановителем, т.е. одновременно повышает и понижает степень своего окисления.

Cl₂° +2КОН = КС1⁺¹О + КС1^- + Н₂О

3HN⁺³O₂ = HN⁺⁵O₃ + 2N⁺²O + H₂O

Коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях расставляют при помощи электронного баланса.

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, принятых окислителем. Уравнение составляется в несколько стадий:

1. Записывают схему реакции:

KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

2. Проставляют меняющиеся степени окисления над символами элементов:

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

3. Выделяют элементы, изменяющие степени окисления, и определяют число электронов, принятых окислителем и отданных восстановителем:

Окислитель Mn⁺⁷ + 5е^- = Mn⁺² процесс восстановления

Восстановитель 2Cl^-1 – 2е^- = Cl₂⁰ процесс окисления

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

Окислитель Mn⁺⁷ + 5е^- = Mn⁺² │2 процесс восстановления

Восстановитель 2Cl^-1 – 2е^- = Cl₂⁰ │ 5 процесс окисления

Суммарно: 2 Mn⁺⁷ +10Cl^-1 = 2 Mn⁺² + 5Cl₂⁰

5. Подставляют эти коэффициенты в схему реакции п.1 и подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции:

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

Окончательно проверку проводят, считая сначала атомы кислорода справа и слева.