Восстановители

1. Среди элементарных веществ к типичным восстановителям принадлежат активные металлы (щелочные и щелочноземельные , цинк, алюминий, железо и др.), а также некоторые неметаллы- водород, углерод, фосфор, кремний. При этом в кислой среде металлы окисляются до положительно заряженных ионов, а в щелочной среде металлы, которые образуют амфотерные гидроксиды (например, цинк, алюминий, олово), входят в состав отрицательно заряженных анионов или гидроксокомплексов. Углерод чаще всего окисляется до СО или углекислого газа, а фосфор, при действии сильных окислителей, - до ортофосфорной кислоты.

2. В бескислородных кислотах (HCl, HBr, HI, H S) и их солях, носителями восстановительной функции являются анионы, которые окисляясь, обычно образуют элементарные вещества. В ряду галогенид-ионов восстановительные свойства усиливаются от Cl до I .

3. Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, содержащие ион Н , проявляют восстановительные свойства, легко окисляясь до свободного водорода.

4. Металлы в низшей степени окисленности (ионы Sn , Fe и др.), взаимодействуя с окислителями, способны повышать свою степень окисленности.

Задачи 59-60

59. На основе электронного строения атомов указать, могут ли быть окислителями: атомы натрия, катионы натрия, кислород в степени окисленности -2, иод в степени окисленности 0, фторид-ионы, катионы водорода, нитрит-ионы, гидрид-ионы.

60. Какие из перечисленных ниже веществ и за счет каких элементов проявляют обычно окислительные свойства, а какие - восстановительные? Указать те из них, которые обладают окислительно-восстановительной двойственностью:

H S, SO , CO, Zn, F , NaNO , KMnO , HOCl.

16.3. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций рекомендуется придерживаться такого порядка:

1. Составить схему реакции с указанием исходных и образующихся веществ, отметить элементы, изменяющие в результате реакции степень окисленности, найти окислитель и восстановитель.

2. Составить схему полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся реально существующих в условиях реакции ионов или молекул.

3. Уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций; при этом нужно помнить, что в водных растворах в реакциях могут участвовать молекулы воды, ионы Н или ОН .

4. Уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции: для этого прибавить к левой и правой частям полуреакций необходимое число электронов.

5. Подобрать множители (основные коэффициенты) для полуреакций так, чтобы число электронов отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении.

6. Сложить уравнения полуреакций с учетом найденных основных коэффициентов.

7. Расставить коэффициенты в полном уравнении реакции.

Следует иметь в виду, что в водных растворах связывание избыточного кислорода и присоединение кислорода восстановителем происходит по разному в кислой, нейтральной и щелочной средах. В кислых растворах избыток кислорода связывается ионами водорода с образованием молекул воды, а в нейтральных и щелочных - молекулами воды с образованием гидроксид-ионов.

Присоединение кислорода восстановителем осуществляется в кислой и нейтральной средах за счет молекул воды с образованием ионов водорода, а в щелочной среде - за счет гидроксид-ионов с образованием молекул воды.

ПРИМЕР 1. Составить уравнение реакции восстановления оксида железа (III) углем. Реакция протекает по схеме:

Fe O + C Fe + CO.

Решение. Железо восстанавливается, понижая степень окисленности с +3 до 0; углерод окисляется повышая степень окисленности от 0 до +2. Составим схемы эти процессов, указывая степень окисленности элементов римскими цифрами ( в отличие от зарядов ионов):

Fe⁺³ + 3 e = Fe  2

C = C⁺²+ 2 e  3

Отношение числа электронов, участвующих в восстановлении и окислении равно 3 : 2 . Следовательно, в реакции каждые два атома железа восстанавливаются тремя атомами углерода. Конечная реакция будет иметь вид:

Fe O + 3 C = 2 Fe + 3 CO.