4.2.2. Важнейшие окислители.

1) Среди элементарных веществ – типичные неметаллы.

К приему электронов склонны атомы элементов, которым не хватает лишь небольшого числа электронов для образования устойчивого внешнего электронного слоя.

Это типичные неметаллы: галогены в свободном виде .

Галогены восстанавливаются до -1: .

Кислород восстанавливается до -2: .

2) Кислоты и их соли.

Важнейшие соли:

• – дихромат калия. Выступает в роли окислителя в кислой среде. Окислителем служит ион – , восстанавливающийся до Cr⁺³.

• – перманганат калия.

Восстанавливается до:

Кислая среда Нейтральная и слабая Щелочная среда

+2 щелочная среда +6

+4

Важнейшие кислоты	Элемент-окислитель	Уравнение полуреакции восстановления
	N
	H
Разбавленная	H
Концентрированная	S
Кислород-содержащие кислоты галогенов и их соли (пример: )	Cl

Состав продуктов восстановления зависит от активности восстановителя и концентрации кислоты; чем активнее восстановитель и более разбавлена кислота, тем глубже протекает восстановление азота:

3) Ионы металлов в высшей степени окисления ( ).

Степень окисленности уменьшается при взаимодействии с восстановителем.

.

4) Н в с.о.. +1 выступает как окислитель главным образом в растворах кислот (при взаимодействии с Ме, стоящими в ряду напряжений до водорода)

.

4.2.3. Окислительно-восстановительная двойственность

Некоторые соединения способны проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Например, N может проявлять с.о.. от +5 ( ) до -3 ( ). Поэтому азотистая кислота и её соли, где с.о.. азота равна +3, вступают в реакцию как с сильными окислителями, так и с сильными восстановителями.

С сильными окислителями С сильными восстановителями

окисляется, т.е. выступает как восстанавливается, т.е. выступает

восстановитель ( с.о..) как окислитель ( с.о.)

с окислителями N –восстановитель с восстановителями N – окислитель

Кроме азотной кислоты, окислительно-восстановительной двойственностью обладают сера, йод, пероксид водорода и ряд других веществ.

4.2.4. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса

1) Составить схему реакций с указанием реагентов и продуктов реакции.

2) Определить с.о.. и отметить элементы, изменяющие в результате реакции с.о.

3) Найти окислитель и восстановитель (S – восстановитель., Cl – окислитель)

4) Составить уравнение электронного баланса.

Полуреакция окисления 2 1

Полуреакция восстановления 8 4

5) Найти коэффициенты с учётом выполнения электронного баланса, т. е. так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении.

6) Расставить коэффициенты в уравнении реакции.