Типичные окислители.

1. Простые вещества – типичные неметаллы F₂ (только ок-ль) , O₂ , Cl₂ (максим. ЭО) *галогены

2. Анионы- окислители – соединения , где велика степень окисления металла (степень окисления = № группы или близка к нему)

Mn⁺⁷O₄ - ( KMn⁺⁷O₄ ) , K₂Cr₂⁺⁶O₇ , K₂Cr₂O₄

K₂Mn⁺⁶O₄

3. Катионы - окислители - Pb⁺⁴ (PbO₂) , Mn⁺⁴ (MnO₂) , Fe³⁺ (FeCl₃) ,

Hg²⁺ (больш. недостаток).

4. Неметаллы в высоких степенях окисления – прежде всего к-ты : HN⁺⁵O₃ , H₂S⁺⁶O₄

HNO₃ восстанавливается до разных степеней окисления азота. H₂SO₄ конц. в кач-ве ок-ля выступает S⁺⁶ , в разбавленной Н⁺ ; KCl⁺⁷O₄ ; KCl⁺⁵O₃ – высок. ст.ок., Н₂О₂ .

Типичные восстановители.

1. Металлы I и II групп главной подгруппы - Li – Fr , водород (Н₂)

Другие простые в-ва могут быть и ок-ли и восст-ли (S) .

Анионы – с миним. ст.ок. I ^- (HI) , Cl ^- (HCl) , Br ^– (HBr, KBr) , S ^-2 (H₂S) , F ^-.

Катионы – маленькая степень окисления Mn⁺²,Fe⁺², Sn⁺²(SnCl₂), Cr⁺³ (Cr₂(SO₄))₃.

NH₃ является только восстановителем, т.к. N^-3 (низшая степень окисления).

Например, три соединения Mn:

Mn⁺²SO₄ - только восстановитель;

Mn⁺⁴O₂ – в зависимости от условий реакции и окислитель и восстановитель;

KMn⁺⁷O₄ – максимальная степень окисления, больше повышать ее не может =>только окислитель.

Классификация о-в р.

Выделяют 3 вида о-в р:

1.Межмолекулярные

Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах.

Zn⁰+H⁺¹ Cl→Zn⁺²Cl₂+H⁰₂

2.Внутримолекулярные – реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе. Как правило, реакции разложения.

( N^-3 H₄)₂Cr⁺⁶₂O₇ ^t N⁰₂+Cr⁺³₂O₃+4H₂O

N^-3 – восстановитель;

Cr⁺⁶ – окислитель;

N ^-3H₄N⁺⁵O₃=N₂⁺¹ O+2H₂O

(здесь атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления)

3.Реакции диспропорционирования (диспропорция – отсутствие пропорциональности, несоразмерность) или их еще называют реакциями самоокисления- самовосстановления. Реакции, когда атом одного и того же элемента является одновременно и окислителем и восстановителем. Эти реакции возможны для веществ, содержащих атомы с промежуточной степенью окисления.

2K₂Mn⁺⁶O₄(тем.зел.цвет)+2H₂O=2KMn⁺⁷O₄(фиолет.)+Mn⁺⁴O₂↓(бурый)+4KOH

M n⁺⁶-1e^- →Mn⁺⁷ 2

Mn⁺⁶+2e^- →Mn⁺⁴ 1

4KCl⁺⁵O₃ ^t 3KСl⁺⁷O₄+KCl^-1

Для того, чтобы расставить коэффициенты в О-В Р применяют 2 метода: метод электронного баланса и метод полуреакций.

Метод электронного баланса.

Сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных продуктах (веществах), руководствуясь тем, что число отданных электронов должно равняться числу принятых.

4HCl^-1 конц.+Mn⁺⁴O₂=Cl⁰₂↑+Mn⁺²Cl₂+H₂O

2 Cl^- - 2e^- →Cl⁰₂ 1 Cl^- - восстановитель

Mn⁺⁴ +2e^- →Mn⁺² 1 Mn⁺⁴ – окислитель

Проверку коэффициентов проводят, подсчитывая число атомов элементов в левой и правой частях уравнения, последним подсчитывают кислород.

8HI^- +H₂S⁺⁶O₄ = 4I⁰₂ +H₂S^-2 +4H₂O

2 I^- - 2e^- → I⁰₂ 4 I^-- восстановитель

S⁺⁶ +8e^- →S^-2 1 S⁺⁶ – окислитель

Метод полуреакций или метод электронно-ионного баланса.

Этот метод показывает, что в реакциях принимают участие не атомы с той или иной степенью окисления, а ионы, находящиеся в растворе. Составляются частные уравнения реакций восстановления ионов окислителя и окисления ионов восстановителя. Для баланса атомов существуют свои помощники. В кислой среде Н⁺ и Н₂О , в щелочной – ОН^- и Н₂О.

5H₂S^-2+2KMn⁺⁷O₄+3H₂SO₄ = 2Mn⁺²SO₄ +5S⁰↓+K₂SO₄+8H₂O

0 2+

H ₂S – 2e^- →S⁰ + 2H⁺ 5

MnO₄ ^- + 8H⁺ +5e^- →Mn²⁺+4H₂O 2

+7 +2

А теперь почленно складываем левые и правые части полуреакций, умножая при этом уравнения на соответствующие числа.

5H₂S+2MnO₄^- +16H⁺→5S⁰+10H⁺+2Mn²⁺+8H₂O

Сокращаем на 10Н⁺ и получаем:

5H₂S+2MnO₄^- +6H⁺→5S⁰+2Mn²⁺+8H₂O

или

K₂Cr⁺⁶₂O₇+3H₂S^-2+4H₂SO₄=Cr⁺³₂(SO₄)₃+3S⁰↓+K₂SO₄+7H₂O

12+ 6+

Cr₂O^2-₇ +14H⁺ +6e^- →2Cr³⁺+7H₂O 1

H₂S – 2e^- → S⁰+2H⁺ 3

Cr₂O^2-₇ +14H⁺+3H₂S →2Cr³⁺+7H₂O+3S⁰