Эквивалентные массы окислителя и восстановителя

 

Эквивалентная масса окислителя - это отношение молярной массы окислителя к количеству электронов, принятых одним молем окислителя.

М_э(окисл.) = М/число принятых электронов.

Эквивалентная масса восстановителя - это отношение молярной массы восстановителя к числу потерянных электронов одним молем восстановителя.

М_э(восст.) = М/число потерянных электронов.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

В зависимости от того между какими атомами и в каких веществах происходит переход электронов все окислительно-восстановительные реакции можно разделить на: 1) межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции. Реакции, в ходе которых окислитель и восстановитель находятся в разных молекулах, называются межмолекулярными. Это реакции, в ходе которых переход электронов происходит между частицами различных веществ

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

электронный баланс

Mn⁴⁺ + 2e = Mn²⁺ 1 2Cl^- - 2e = Cl₂^о 1

2) внутримолекулярные. Реакции, в ходе которых окислитель и восстановитель (атомы разных элементов) находятся в составе одной и той же молекулы, называются внутримолекулярными

(N^-3H₄)₂ Cr₂⁺⁶O₇ = N⁰₂ + Cr₂⁺³O₃ + 4H₂О

электронный баланс

2Cr⁶⁺ + 6e =2Cr³⁺ 1

2N^3- -6e = N⁰₂ 1

2КCl⁺⁵O₃^-2 = 2KCl^- + 3O₂^о

электронный баланс

Cl⁵⁺ + 6e = Cl^- 1 6O^2- – 6e = 3O₂^о 1

3) дисмутационные (диспропорционирования). Реакции, в ходе которых происходит изменение степеней окисления одного и того же элемента в одной и той же молекуле, называются реакциями диспропорционирования (дисмутации, самоокисления-самовосстановления), то есть атомы или ионы одного и того и того же элемента, содержащиеся в одной молекуле, являются и окислителем и восстановителем.

4KCl⁺⁵O₃ = KCl^- + 3KCl⁺⁷O₄

электронный баланс

Cl⁵⁺ + 6e = Cl^- 1 Cl⁵⁺ – 2e = Cl⁷⁺ 3

Диспропорционировать могут вещества, один из элементов которых находится в промежуточной степени окисления, так как степень окисления одной части атомов понижается за счет другой части таких же атомов, степень окисления которых повышается. Примером может служить превращение манганата калия (Mn⁺⁴O₂ → K₂Mn⁺⁶O₄→ KMn⁺⁷O₄); азотистой кислоты (N⁺²O¬HN⁺³O₂ → HN⁺⁵O₃); хлората калия (KCℓ^- → KCℓ⁺⁵O₃ → KСℓ⁺⁷O₄) и др.

4) Особые случаи овр:

- восстановитель и среда одно и то же вещество

6HCℓ + K₂Cr₂O₇ + 8HCℓ = 3Cℓ₂ + 2KCℓ + 2CrCℓ₃ + 7H₂O

                    восстановитель  окислитель         среда

электронный баланс

2Cr⁶⁺ + 6e = 2Cr³⁺ 2 1

2Cl^- - 2e = Cl₂^o 6 3

- окислитель и среда одно и то же вещество.

а) реакции с азотной кислотой

Азотная кислота, как правило, является окислителем. Окислителем в молекуле азотной кислоты является N⁺⁵, а H⁺ не принимает участие в окислительно-восстанови-тельных реакциях, поэтому из азотной кислоты металлы не вытесняют молекулярный водород. Окислительная способность HNO₃ усиливается с ростом ее концентрации. При взаимодействии HNO₃ с металлами образуются нитраты соответствующих металлов. Состав остальных продуктов восстановления HNO₃ зависит от активности восстановителя и концентрации кислоты, чем активнее восстановитель  и более разбавлена кислота, тем глубже протекает восстановление N⁺⁵ в HNO₃, образуя N⁺⁴O₂;  N⁺²O;  N₂⁺¹O;  N₂⁰; 

N^-3H₃(NH₄NO₃)

При действии сильно разбавленной азотной кислоты на активные металлы образуется нитрат аммония

                                                                      

4Ca⁰ + 10HN⁺⁵O₃(оч.разб.) = 4Ca⁺²(NO₃)₂ + N^-3H₄NO₃ + 3H₂O

 

электронный баланс

Ca0 - 2ē = Ca2+	4
N5+ + 8ē = N-3	1

 метод полуреакций

Ca0 - 2ē = Ca2+	4
NO3- + 10H+ + 8ē = NH4+ + 3H2O	1

–––––––––––––––––––––––––––––––––

4Ca⁰ + NO₃^- + 10H⁺ = 4Ca²⁺ + NH₄⁺ + 3H₂O

При действии разбавленной азотной кислоты на активные металлы – оксид азота(I)  или свободный азот

5Co⁰ + 12HN⁺⁵O₃(разб.) = 5Co⁺²(NO₃)₂ + N₂⁰­ + 6H₂O

 электронный баланс

Co0 - 2ē = Co2+	5
2N5+ + 10ē = N20	1

 

метод полуреакций

Co0 - 2ē = Co2+	5
2NO3- + 12H+ + 10ē = N2 + 6H2O	1

–––––––––––––––––––––––––––––––––

5Co⁰ + 2NO₃^- + 12H⁺ = 5Co²⁺ + N₂ + 6H₂O

При действии разбавленной азотной кислоты на малоактивные металлы может выделяться оксид азота(II)

    0       +5                              +            +2

3Ag + HNO_3(P) + 3HNO₃ = 3AgNO₃ + NO + 2H₂O

электронный баланс

При действии концентрированной азотной кислоты на активные металлы образуется оксид азота(I)

а в случае малоактивных металлов образуется оксид азота(IV)

Cu⁰ + 4HN⁺⁵O₃(конц.) = Cu⁺²(NO₃)₂ + 2N⁺⁴O₂­ + 2H₂O

 

электронный баланс

Cu0 – 2ē = Cu2+	1
N5+ + ē = N4+	2

 

метод полуреакций

Cu0 – 2ē = Cu2+	1
NO3- + 2H+ + ē = NO2 + H2O	2

––––––––––––––––––––––––––––––––

Cu⁰ + 2NO₃^- + 4H⁺ = Cu²⁺ + 2NO₂ + 2H₂O

 

3Ag⁰ + 4HN⁺⁵O₃(конц.) = 3Ag⁺¹NO₃ + N⁺²O­ + 2H₂O

 

электронный баланс

Ag0 - ē = Ag+	3
N5+ + 3ē = N2+	1

 

метод полуреакций

Ag0 - ē = Ag+	3
NO3- + 4H+ + 3ē = NO + 2H2O	1

––––––––––––––––––––––––––––––

3Ag⁰ + NO₃^- + 4H⁺ = 3Ag⁺ + NO + 2H₂O

Чем активнее металл, реагирующий с кислотой, и чем более разбавлен ее раствор, тем полнее протекает восстановление. Например, реакции азотной кислоты разной концентрации с цинком

• Zn + 4HNO_3(конц.) = Zn(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

• 3Zn + 8HNO_3(40 %) = 3Zn(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

• 4Zn + 10HNO_3(20 %) = 4Zn(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

• 5Zn + 12HNO_3(6 %) = 5Zn(NO₃)₂ + N₂ + 6H₂O

• 4Zn + 10HNO_3(0.5 %) = 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

С неметаллами HNO₃ восстанавливается чаще до NO или NO₂(реже). При этом неметалл полностью окисляется и превращается в высшую кислоту или в ангидрид, если кислота неустойчива

0         +5                              +5         +2

3P + 5HNO_3(P) + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO

электронный баланс

3C⁰ + 4HN⁺⁵O₃ = 3C⁺⁴O₂­ + 4N⁺²O­ + 2H₂O

 

электронный баланс

C0 - 4ē = C4+	3
N5+ + 3ē = N2+	4

метод полуреакций

C0 + 2H2O - 4ē = CO2 + 4H+	3
NO3- + 4H+ + 3ē = NO + 2H2O	4

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

3C⁰ + 6H₂O + 4NO₃^- + 16H⁺ = 3CO₂ + 12H⁺ + 4NO + 8H₂O

или 3C⁰ + 4NO₃^- + 4H⁺ = 3CO₂ + 4NO + 2H₂O

б) реакции с серной кислотой

В разбавленной серной кислоте окислителем является ион водорода (H⁺) и поэтому разбавленная  H₂SO₄  взаимодействует только с активными металлами и при этом выделяется молекулярный водород

В концентрированной серной кислоте окислителем  является S⁺⁶–ионы. Поэтому концентрированная серная кислота реагирует с активными и неактивными металлами, неметаллами и сложными веществами, восстанавливаясь при этом до Н₂S, S и SO₂, соответственно. Состав продуктов восстановления определяется главным образом активностью восстановителя, а также соотношением количеств восстановителя и серной кислоты, концентрацией кислоты и температурой системы. Чем активнее восстановитель и выше концентрация кислоты, тем более глубоко протекает восстановление.

Малоактивные металлы, а также бромоводород  и некоторые неметаллы восстанавливают концентрированную серную кислоту до SO₂

     

 

      

- компропорционированния (репропорционирование, конмутации, контрдиспропорционирования) – реакции, в которых участвуют два вещества, cодержащие атомы одного и того же элемента в разных степенях окисления, то есть окислитель и восстановитель один и тот же элемент, входящий в состав различных молекул в разных степенях окисления или реакции внутримолекулярного окисления- восстановления, в результате которых происходит выравнивание степеней окисления атомов одного и того же элемента

Cu⁰ + Cu⁺²Cl₂ = 2Cu⁺¹Cl

электронный баланс

Cu⁺² + е = Cu⁺¹ 1

Cu⁰ - е = Cu⁺¹ 1

- реакции с участием озона. Озон является окислителем. В окислительно-восстанови-тельных реакциях с участием озона всегда выделяется кислород

                   восстановитель    окислитель  среда

электронный баланс

- реакции с участием пероксида водорода. Пероксид водорода содержит кислород в промежуточной степени окисления, поэтому в реакциях может выступать в роли окислителя, и в роли восстановителя, а так же участвовать в реакции диспропорционирования. Пероксид водорода восстанавливается в зависимости от среды

Обычно пероксид водорода используют как окислитель

 

H₂O₂ + 2HI^- = I₂⁰ + 2H₂O

 электронный баланс

2I- - 2ē = I20	1
[O2]2- + 2ē = 2O2-	1

метод полуреакций

2I- - 2ē = I20	1
H2O2 + 2H+ + 2ē = 2H2O	1

––––––––––––––––––––––

2I^- + H₂O₂ + 2H⁺ = I₂ + 2H₂O

2FeSO₄   +   H₂O₂   +  H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂O

                                    восстановитель   окислитель    среда

2Fe²⁺ +H₂O₂ + 2H⁺ = 2Fe³⁺ + 2H₂O.

 В реакциях с сильным окислителем, таким, как перманганат калия KMnO₄,  персульфат аммония (NH₄)₂S₂O₈, пероксид водорода выступает как восстановитель, образуя кислород и воду

H₂O₂     +   KMnO₄  +  H₂SO₄ = O₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

              восстановитель    окислитель      среда

электронный баланс

[O2]2- - 2ē = O20	5
Mn7+ + 5ē = Mn2+	2

 

метод полуреакций

MnO4- + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O	2
H2O2 - 2ē = O2 + 2H+	5

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO₄^- + 5H₂O₂ + 16H⁺ = 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5O₂ + 10H⁺

или 2MnO₄^- + 5H₂O₂ + 6H⁺ = 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5O₂

5H₂O₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5O₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O