ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ ЧИТИНСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ

ОБЩАЯ ХИМИЯ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ Учебно-методическое пособие

Чита – 2011

УДК 543

Коцюржинская Н.Н., Самойленко Г.Ю., Фатьянова Л.А., Бондаревич Е.А.

Окислительно-восстановительные реакции: учебно-методическое пособие. – Чита: ИИЦ ЧГМА, 2011. – 25 с.

Предлагаемое учебно-методическое пособие содержит теоретический материал необходимый для понимания сущности окислительновосстановительных процессов, их биологической роли и практического значения. В практическую часть включены упражнения по определению степеней окисления, составлению уравнений методами электронного и электрон- но-ионного баланса, а также упражнения для самоконтроля.

Учебно-методическое пособие предназначено для самостоятельной работы студентов первого курса медицинских вузов, изучающих общую химию.

Рецензенты:

Зав. кафедрой биохимии ЧГМА, к.м.н. П.Б.Цыдендамбаев; Зав. кафедрой химии ЗабГГПУ, к.т.н., доцент Л.В.Кирик.

Содержание

Введение…………………………………………………………………………..4

Степень окисления……………………………………………………………….5

Окислительно-восстановительные реакции…………………………………….7 Методы составления уравнений ОВР……………………………………….….11 Биологическое значение окислительно-восстановительных процессов……..19 Вопросы и упражнения для самоконтроля…………………………………….22

Приложение………………………………………………………………………23

Список литературы………………………………………………………………25

ВВЕДЕНИЕ

С окислительно-восстановительными реакциями связаны процессы дыхания и обмена веществ, брожение, фотосинтез, нервная деятельность человека и животных. Они лежат в основе круговорота веществ в природе, металлургических процессов, электролиза, преобразования энергии химического взаимодействия веществ в энергию электрического тока и др. Оксидиметрические (окислительно-восстановительные) методы используют для количественного анализа веществ. В том числе, их широко применяют в клинической лабораторной диагностике для определения в крови ионов кальция, глюкозы, ферментов, а в санитарно-гигиенической практике – для определения «активного» хлора в хлорной извести и остаточного хлора в воде и др.

Предлагаемое учебно-методическое пособие содержит необходимый теоретический материал о сущности окислительно-восстановительных процессов, о влиянии среды на качество протекания окислительновосстановительных реакций. Составление уравнений реакции часто вызывает затруднение у обучающихся. Данное пособие поможет разобраться в алгоритмах и способах подбора коэффициентов при самостоятельной подготовке к занятиям.

Тема: «Окислительно-восстановительные реакции».

Цель: познакомиться с типами окислительно-восстановительных реакций; научиться составлять уравнения электронно-ионным методом; изучить роль и медико-биологическое значение окислительно-восстановительных реакций (ОВР).

Значение темы: Знание механизмов ОВР необходимо для понимания принципов оксидиметрического титрования, переноса восстановительных потенциалов в биохимических процессах, медико-биологической роли и механизма токсического действия веществ, для определения направления протекания реакции её глубины и результата, в том числе в качественном анализе.

Исходный уровень:

1.Типы химических реакций.

2.Теория электролитической диссоциации. Диссоциация кислот, оснований, солей.

3.Составление ионных уравнений реакций.

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ Степень окисления – это условный заряд атома в соединении, если

считать, что все атомы в молекуле являются ионами (т.е. все связи ионные). Считают, что общие электронные пары полностью переходят к атомам с большей электроотрицательностью.

Например, в молекуле хлороводорода (Hδ+ → Cl δ-) связь ковалентная полярная. Если общая пара перейдет к более ЭО атому хлора, то на атоме водорода появится заряд +1, а на атоме хлора –1. Следовательно, степени окисления атомов в молекуле равны: H+1Cl-1.

Поскольку молекула электронейтральна, то алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле всегда равна нулю, в ионе – заряду иона.

В соединениях с ковалентной неполярной связью и в молекулах простых веществ степени окисления элементов равны нулю. Например, H20, Cl20, C0, S0, Zn0.

При практическом определении степени окисления необходимо учитывать ряд формальных принципов:

1. Некоторые элементы во всех сложных соединениях имеют постоянную степень окисления.

Фторид кислорода: O+2F2-1

2.Водород и кислород в большинстве сложных веществ имеют условно постоянную степень окисления.

3.Другие элементы имеют различные (переменные) степени окисления, они зависят от химического окружения.

Необходимо знать, что:

1.Металлы во всех сложных соединениях имеют только положительные степени окисления.

2.Неметаллы могут иметь и положительные и отрицательные степени окисления.

3.Высшая степень окисления элемента, как правило, равна номеру груп-

пы, в которой находится элемент.

4.Низшая степень окисления металлов равна нулю.

5.Низшая степень окисления неметаллов обычно равна: – (8 – номер группы).

6.Степень окисления и валентность – разные понятия. Значения этих величин часто не совпадают.

Пример 1. Рассчитайте степени окисления элементов в дихромате калия. Решение: Формула дихромата калия: K2Cr2O7.

Атом калия имеет постоянную степень окисления +1, атом кислорода – ус- ловно-постоянную –2. Пусть х – степень окисления хрома. В целом сумма всех степеней окисления должна быть равна нулю:

2 · (+1) + 2х + 7 · (-2) = 0

Решая уравнение, получаем х = 6, т.е. степень окисления хрома +6.

K2+1Cr2 +6O7-2.

Пример 2. Определите валентность и степень окисления атома углерода в молекулах метана и метанола.

Решение: Метан: СН4. Валентность атома водорода равна I, следовательно, валентность атома углерода – IV. Степень окисления водорода +1, углерода:

х + 4(+1) = 0 , х = -4.

Метанол: СН3ОН. Валентность атома углерода равна IV. Степень окисления:

Пример 3. Рассчитайте степени окисления атомов азота в нитрате аммония. Решение: Формула нитрата аммония: NH4NО3. Это соль состоит из двух и о- нов: катиона аммония [NH4] + и нитратаниона [NО3] ‾.

Атом водорода имеет условно-постоянную степень окисления +1, атом кислорода – условно-постоянную -2. Пусть х – степень окисления атома азота в катионе, а y – в анионе.

В целом сумма всех степеней окисления в ионе должна быть равна заря-

ду иона, следовательно:

Степени окисления азота равны –3 и +5.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ называются окисли-

тельно-восстановительными (ОВР).

Изменение степеней окисления связано с перемещением электронов от одного атома к другому. Процесс отдачи электронов называется окислением. При окислении степень окисления атома повышается. Атомы, молекулы, ионы, отдающие электроны называются восстановителями, при этом они окисляются.

Например: Al0 – 3 e‾ → Al+3

Fe+2 – 1 e‾ → Fe+3

Процесс принятия электронов называется восстановлением. При восстановлении степень окисления атома понижается. Атомы, молекулы, ионы, принимающие электроны называются окислителями, при этом они восста-

В химических реакциях процессы окисления и восстановления протекают одновременно, следовательно, такие реакции представляют собой един-

Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, в ОВР могут быть только окислителями, а с низшей степенью окисления – только восстановителями. Атомы в промежуточной степени окисления могут, как отдавать, так и присоединять электроны и в окисли-

тельно-восстановительных реакциях являться и восстановителями, и окисли-

При характеристике окислительно-восстановительных процессов, как правило, рассматривают не свойства отдельных атомов, а свойства веществ в целом. Элементы, для которых характерны постоянные степени окисления в составе сложных веществ, как правило, не изменяют их в ходе реакции, а значит, они не влияют на окислительно-восстановительные свойства соединений.

Например: Рассмотрим окислительно-восстановительные свойства перманганата калия KMnO4. Элемент калий имеет в данном соединении постоянную степень окисления +1. Такое состояние для атома калия является устойчивым, так как он имеет завершенную электронную оболочку (К+ 1s22s22p63s23p6). Атом кислорода имеет наиболее характерную для него степень окисления -2, его электронная конфигурация также является завершенной. Марганец – это элемент, для которого характерна переменная степень окисления и он может достаточно легко изменять её в ходе реакции. Поскольку в молекуле перманганата калия марганец находится в высшей степени окисления +7, он может только присоединять электроны, что и определяет сильные окислительные свойства перманганата калия.

К важнейшим окислителям относятся:

К важнейшим восстановителям относятся:

Вещества, проявляющие окислительно-восстановительную двойственность:

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Различают три типа ОВР:

1.Межмолекулярные реакции. Элементы окислитель и восстановитель находятся в разных веществах.

Например:

1) S0 + O20 = S+4O2-2

S – восстановитель, О2 – окислитель.

2) Mn+4O2 + 2KI-1 + 2H2SO4 = I20 + K2SO4 + Mn+2SO4 + 2H2O MnO2 – окислитель, KI – восстановитель.

2.Внутримолекулярные реакции. Элементы окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Как правило, такие реакции протекают при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.

Например: 2 KCl+5O3-2 → 2 KCl-1 + 3O20

Cl+5 – окислитель, O-2 – восстановитель.

3.Реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирова-

ния). Один и тот же элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.

Например: Cl20 + KOH = KCl+1O + KCl-1 + H2O Cl0 – окислитель, Cl0 – восстановитель.

МЕТОДЫ СОСТАВЛЕНИЯ УРАВНЕНИЙ ОВР

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций применяются в основном два метода:

1.метод электронного баланса;

2.электронно-ионный метод (или метод полуреакций).

Метод электронного баланса

Электронный баланс – это метод нахождения коэффициентов в уравнениях ОВР, основанный на определении общего количества электронов, перемещающихся от восстановителя к окислителю. В его основе лежит правило:

Общее число электронов, отданное восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, получаемых окислителем.

Алгоритм составления уравнений окислительно-восстановительных реакций:

1)записывают схему реакции;

2)определяют степени окисления элементов;

3)указывают элементы, изменяющие степени окисления (окислитель и восстановитель);

4)составляют уравнения процессов окисления и восстановления, определяя число электронов отданных восстановителем и приобретённых окислителем;

5)уравнивают число приобретённых и отданных электронов. Для этого находят наименьшее общее кратное для чисел электронов в процессах окисления и восстановления и вводят множители;

6)найденные коэффициенты подставляют в уравнение реакции перед формулами веществ, содержащих элемент восстановитель и окислитель;

7)методом подбора находят коэффициенты перед формулами оставшихся веществ;

8)проверяют правильность составления уравнения (для этого необходимо проверить баланс атомов, как правило, достаточно проверить число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения).

Пример 1. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции:

Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 → Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

Решение:

1)Определим степени окисления всех элементов и укажем элементы, изменяющие степени окисления:

2)Составим уравнения процессов окисления и восстановления: Mn+7 + 5 e‾ → Mn+2 (процесс восстановления)

3)Число отданных электронов в процессе окисления равно 2, число принятых электронов в процессе восстановления равно 5. Наименьшее общее кратное равно 10. Находим коэффициенты для уравнений процессов окисления и восстановления.

2 Mn+7 + 5 e‾ → Mn+2

5 S+4 – 2 e ‾ → S+6

4)Переносим данные коэффициенты в схему реакции:

5Na2SO3 + 2 KMnO4 + H2SO4 → 5 Na2SO4 + 2 MnSO4 + K2SO4 + H2O

5)Подбираем коэффициенты для других участников реакции:

5Na2SO3 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 = 5 Na2SO4 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 3 H2O

6)Проверяем баланс атомов кислорода. В левой и правой частях уравнения число атомов кислорода равно 35, значит уравнение реакции составлено верно.

Пример 2. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции:

KMnO4 + HCl → MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O

Решение:

1) Определим степени окисления всех элементов и укажем элементы, изменяющие степени окисления:

2) Составим уравнения процессов окисления и восстановления: Mn+7 + 5 e‾ → Mn+2 (процесс восстановления)

2Cl-1 – 2 e ‾ → Cl20 (процесс окисления)

Уравнение процесса окисления составлено для двух атомов хлора, так как в молекуле продукта Cl2 содержится два атома хлора.

Запомните: число атомов в уравнениях процессов окисления и восстановления должно быть равно индексам, показывающим число атомов в молекулах веществ.

3)Число отданных электронов в процессе окисления равно 2, число принятых электронов в процессе восстановления равно 5. Наименьшее общее кратное равно 10. Находим коэффициенты для уравнений процессов окисления и восстановления.

2 Mn+7 + 5 e‾ → Mn+2

52Cl-1 – 2 e ‾ → Cl20

4)Переносим данные коэффициенты в схему реакции, кроме коэффициента перед формулой HCl:

2 KMnO4 + HCl → 2 MnCl2 + 5 Cl2 + KCl + H2O

Соляная кислота в данной реакции выступает не только в роли восстановителя, но и участвует в образовании солей.

5) Уравняем количество атомов калия в левой и правой части:

2 KMnO4 + HCl → 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 2 KCl + H2O

6)Подсчитаем общее количество атомов хлора в правой части полученной схемы, оно равно 16. Следовательно, коэффициент перед формулой HCl равен 16:

2 KMnO4 + 16 HCl → 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 2 KCl + H2O

Обратите внимание, что из 16 моль HCl 10 моль принимают участие в процессе окисления, а 6 моль участвуют в образовании солей – хлоридов. 7) Подбираем коэффициенты для других участников реакции:

2 KMnO4 + 16 HCl → 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 2 KCl + 8 H2O

8)Проверяем баланс атомов кислорода. В левой и правой частях уравнения число атомов кислорода равно 8, значит уравнение реакции составлено верно.

Электронно-ионный метод (или метод полуреакций)

Если ОВР происходит в растворе, метод электронно-ионного баланса более удобен и универсален, чем метод электронного баланса, поскольку учитывает существование реально существующих в растворе частиц – атомов, молекул, ионов.

В основе этого метода лежит составление ионных уравнений для процессов окисления и восстановления и последующее их суммирование в общее уравнение.

При написании ионной схемы реакции следует учитывать правила составления сокращенных ионных уравнений, а при подборе стехиометрических коэффициентов — влияние среды, в которой протекает ОВР (кислая, нейтральная или щелочная).

Алгоритм составления уравнений ОВР методом полуреакций:

1)записывают схему реакции;

2)записывают ионную схему реакции;

3)определяют окислитель и восстановитель;

4)составляют ионные схемы процессов окисления и восстановления. Для баланса атомов в полуреакциях необходимо определить, в какой части

схемы есть избыток атомов кислорода, определить среду, в которой протекает реакция и использовать правила связывания атомов кислорода

(правила «стяжения»):

•в кислой среде избыток атомов кислорода связываем катионами водорода, недостаток восполняем водой;

•в щелочной и нейтральной среде избыток атомов кислорода связываем водой, а недостаток восполняем за счет гидроксид-ионов;

5)уравнивают количество атомов кислорода и водорода в полуреакциях, используя метод подбора;

6)определяют число отданных и принятых электронов. Для этого суммируют заряды частиц в левой и правой частях уравнения и уравнивают их, прибавляя или отнимая необходимое число электронов.

7)уравнивают число приобретённых и отданных электронов. Для этого находят наименьшее общее кратное для чисел электронов в процессах окисления и восстановления и вводят множители;

8)суммируют полуреакции в общее ионное уравнение с учетом подобранных коэффициентов и при необходимости сокращают его;

9)полученные коэффициенты в кратком ионном уравнении подставляют в уравнение реакции перед формулами соответствующих веществ;

10)методом подбора находят коэффициенты перед формулами оставшихся веществ (как правило, их немного и они содержат ионы, не принимавшие участие в окислительно-восстановительном процессе).

Пример 1. Используя метод электронно-ионного баланса, составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции:

Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 → Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

Решение:

1)Составим схему краткого ионного уравнения реакции и определим частицы содержащие окислитель и восстановитель:

Схема полного ионного уравнения (в последствии её можно не записывать, переходя сразу к схеме краткого уравнения):

2Na+ +SO32– +K+ +MnO4‾ +2H+ +SO42– → 2Na+ +SO42– +Mn2+ +2K+ + H2O

Как видно из этой схемы в ОВР принимают участие не все частицы наход я- щиеся в растворе, поэтому краткая ионная схема реакции имеет вид:

SO32– + MnO4‾ + 2H+ → SO42– + Mn2+ + H2O

восс-ль ок-ль

Сульфит ионы SO32– окисляются в сульфат ионы SO42–, а перманганат ионы MnO4‾ восстанавливаются до катионов марганца Mn2+.

2) Составим схемы полуреакций окисления и восстановления:

3)Избыток атомов кислорода в схеме окисления находится в правой части, а в схеме восстановления в левой. Данная реакция протекает в присутствии серной кислоты, следовательно, среда – кислая. Используя правило стяжения в кислой среде, составим полуреакции.

SO32– + Н2О → SO42– + 2Н+

MnO4‾ + 8Н+→ Mn2+ + 4Н2О

4) Уравниваем заряды в левых и правых частях полуреакций:

5)Составляем электронный баланс, помня, что число отданных и принятых электронов должно быть одинаковым. Записываем суммарное ионное уравнение с учетом коэффициентов:

5 SO32– + Н2О – 2 е‾ → SO42– + 2Н+

2 MnO4‾ + 8 Н+ + 5 е‾ → Mn2+ + 4Н2О

5 SO32– + 5 Н2О + 2 MnO4‾ + 16 H+ → 5 SO42– + 10 H+ + 5 Mn2+ + 8 H2O

Сокращаем количество молекул воды и катионов водорода в левой и правой частях ионного уравнения:

5SO32– + 2 MnO4‾ + 6 H+ → 5 SO42– + Mn2+ + 3 H2O

6)Используем для связывания ионов соответствующие противоионы, которые присутствуют в растворе – это катионы калия K+, натрия Na+ и сульфат анионы SO42– и расставляем коэффициенты в уравнении реакции:

5 Na2SO3 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 → 5 Na2SO4 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 3 H2O

7)Проверяем число атомов, не принимавших участие в окислительновосстановительном процессе (атомов натрия, калия и ионов среды – суль- фат-ионов), в левой и правой частях уравнения.

Решение будет выглядеть следующим образом:

3SO32– + 6OН‾ + 2MnO4‾ + 4H2O → 3SO42– + 3H2O + 2MnO2 + 8OH‾ 3SO32– + 2 MnO4‾ + H2O → 3 SO42– + 2 MnO2 + 2 OH‾

3 Na2SO3 + 2 KMnO4 + H2O → 3 Na2SO4 + 2 MnO2 + 2 KOH

Чтобы правильно определить, какие продукты образуются в ОВР с участием соединений марганца, следует помнить, что: Mn2+ и Mn0 проявляют свойства восстановителей, Mn+7 – всегда окислитель.

Рассмотрим другой пример. Пероксид водорода в ОВР может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, так как атом кислорода находится в промежуточной степени окисления-1.

В качестве примеров, в которых пероксид водорода выступает окислителем, можно привести следующие реакции:

При взаимодействии с сильными окислителями пероксид водорода выступает в качестве восстановителя:

БИОЛОГИЧЕСКОЕ ЗНАЧЕНИЕ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ ПРОЦЕССОВ

Важными процессами в организме человека и животных являются реакции ферментативного окисления веществ – субстратов (углеводов, высших жирных кислот, аминокислот). В результате таких реакций высвобож-

дается большое количество энергии. Особенностью биохимических реакций окисления-восстановления является их многоступенчатость – они протекают по сложным механизмам с участием большого количества ферментов и сопровождаются образованием множества различных промежуточных продуктов. Конечный этап окисления – биологическое окисление происходит в митохондриях в результате переноса электронов от органических субстратов на атомарный кислород (в организме основным окислителем является молекулярный кислород, поступающий в процессе дыхания).

Процесс окисления субстратов (S) можно представить следующим уравнением:

SH2 (восстановленная форма) + 1/2 O2 → S (окисленная форма) + H2O

Механизм этой реакции представляет собой цепь последовательных окислительно-восстановительных стадий, в ходе которых происходит взаимодействие между переносчиками электронов. В качестве переносчиков выступают белки-ферменты (E), содержащие различные группы (коферменты), принимающие участие в транспорте электронов (P).

Совокупность последовательных окислительновосстановительных реакций называется цепью переноса (транспорта) электронов, или дыхательной цепью.

По мере продвижения электронов по цепи происходит высвобождение энергии. Значительная часть свободной энергии запасается в химических связях АТФ, вследствие энергетического сопряжения процессов биологического окисления и окислительного фосфорилирования (синтеза АТФ). На

каждую пару электронов, переданных в электроно-транспортную цепь, синтезируются три молекулы АТФ.

Окислительно-восстановительными являются реакции, лежащие в основе обезвреживания некоторых токсических веществ, образующиеся в ходе метаболизма. Например, пероксид водорода под действием фермента каталазы, в активном центре которого находятся ионы Fe2+, разлагается до кислорода и воды (реакция самоокисления-самовосстановления):

2Н2О2 = 2Н2О + О2 Вещества, обратимо реагирующие с окислителями и предохраняющие

субстраты от их воздействия, называются антиоксидантам. Они широко применяются в медицине, например: аскорбиновая кислота, витамин Е. В основе механизма действия многих антидотов, также лежат окислительновосстановительные реакции. Так, при отравлениях сероводородом пострадавшему дают подышать слегка увлажненной хлорной известью, при этом протекает реакция: H2S + Cl2 = 2HCl + S. При отравлении бромом дают вдыхать пары аммиака: 3Br2 + 8NH3 = 6NH4Br + N2.

Во многих случаях фармацевтические свойства медицинских препаратов находятся в непосредственной связи с их окислительновосстановительными свойствами. Ряд антисептических, противомикробных средств являются, одновременно, сильными окислителями (растворы перманганата калия, пероксида водорода).

Клиническая лабораторная диагностика также не обходится без этих реакций. Для обнаружения алкоголя в выдыхаемом воздухе используют реакцию окисления этилового спирта оксидом хрома (VI):

3C2H5OH + 4CrO3 + 6H2SO4 = 2Cr2(SO4)3 + 3CH3COOH + 9H2O.

Глюкозооксидазный метод определения глюкозы в крови, определение содержания холестерина, мочевой кислоты, активности ферментов каталазы и пероксидазы – также относятся к окислительно-восстановительным.

ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ

1.Что такое степень окисления? Определите степени окисления атомов в молекулах: PH3, H3PO4, NaCrO2, Na2CrO4, Cr2(SO4)3, Cl2, HClO, KClO3.

2.Какие реакции называются окислительно-восстановительными? Какие типы ОВР вы знаете? Приведите примеры.

3.Как называются частицы, которые: а) отдают электроны, б) принимают электроны?

4.Какие вещества могут выступать в роли: а) только окислителей, б) только восстановителей, в) и окислителей и восстановителей: CrO3, Na2CrO4, KI, Fe, H2O2, H2S, KNO2, SO2? Почему?

5.Используя метод электронного баланса, подберите коэффициенты, укажите окислитель и восстановитель:

а) Al + I2 → AlI3; б) AgNO3 → Ag + NO2 + O2; в) NH3 + O2 → N2 + H2O

6.Используя, метод электронно-ионного баланса, составьте уравнения реакций, укажите вещества окислитель и восстановитель. В какой среде протекает каждая реакция? Какое правило стяжения вы будете использовать для каждой реакции?

а) К2Сг2O7 + KI + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + … + … + … б) Н2O2 + KI + H2SO4 = I2 + … + …

в) K2S + K2MnO4 + Н2O = S + … + … г) HNO2 = NO + NO2 + …

д) C6H12O6 + KMnO4+ H2SO4= CO2 + е) PbO2 + MnSO4 + HNO3 = PbSO4 + ж) KCrO2 + PbO2 + KOH → PbO +

При составлении уравнений пользуйтесь таблицами важнейших окислителей и важнейших восстановителей (см. Приложение).

ВАЖНЕЙШИЕ ОКИСЛИТЕЛИ

СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ

Основная литература:

1)Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов : учебник / Ю.А. Ершов [и др.] ; под ред. Ю.А. Ершова. М. : Высш. шк., 1993. –

560 с.

2)Попков В.А. Общая химия : учебник / В.А. Попков, С.А. Пузаков. – М. : ГЭОТАР-Медиа, 2007. – 976 с.

3)Слесарев В.И. Химия : Основы химии живого : учебник / В.И. Слесарев. – СПб. : Химиздат, 2000. – 768 с.

Дополнительная литература:

4)Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия : учебник / Н.С. Ахметов. – 4-е изд., испр. – М. : Высш. шк., 2002. – 743 с.

5)Попков В.А. Сборник задач и упражнений по общей химии : учебное пособие / В.А. Попков, С.А. Пузаков, А.А. Филиппова. – М. : Высш. шк.,

2007. – 255 с.

6) Хаускрофт К. Современный курс общей химии : в 2 т. : п ер. с англ. / К. Хаускрофт, Э. Констебл. – М. : Мир, 2002. – Т.1. – 540 с.

7)Химия. Пособие-репетитор для поступающих в вузы / А.С. Егоров [и др.] ; под ред. А.С. Егорова. – Ростов н/Д. : изд-во «Феникс», 2001. – 768 с.

8)Химия. 8-11 классы: тренинги и тесты с ответами по теме «Окислительновосстановительные реакции / авт. сост. Т.М. Солдатова. – Волгоград: Учи-

тель, 2007. – 181 с.