- •Окислительно-восстановительные реакции (овр).
- •1. Основные понятия и определения.
- •1. Отличительная особенность овр - конкуренция за электроны между окислителем и восстановителем *.
- •2. Отдача электронов восстановителем всегда сопровождается их одновременным присоединением к окислителю.
- •3. Протекание окислительно-восстановительных реакций сопровождается изменением степеней окисления частиц, входящих в состав реагирующих веществ.
- •2. Вычисление степеней окисления
- •3. Важнейшие окислители
- •4. Важнейшие восстановители
- •5. Вещества, проявляющие окислительно-восстановительную двойственность
- •О методе полуреакций
3. Важнейшие окислители
1. Неметаллы. Окислительная способность неметаллов увеличивается в ряду: P, Se, At, I, S, Br, N, Cl, O, F.
Самыми сильными окислителями являются галогены и кислород
Галогены F2, Cl2, Br2, I2 восстанавливаясь, приобретают степень окисления –1.
Na2S2O3 + 4Br2 + 10NaOH = 8NaBr + 2Na2SO4 + 5H2O
2H2O + 2F2 = O2+ 4HF.
Кислород O2, восстанавливаясь, приобретает степень окисления –2:
2H2 + O2 = 2H2O
2. Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы неметалла в высшей и промежуточной степенях окисления.
Азотная кислота HNO3 проявляет окислительные свойства за счет азота, находящегося в высшей степени окисления +5.
3Сu + 8HNO3 (разб) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Соли азотной кислоты (нитраты) могут восстанавливаться в кислотной, а при взаимодействии с активными металлами и в щелочной средах, а также в расплавах:
Zn + KNO3 + 2KOH K2ZnO2 + KNO2 + H2O
Царская водка – смесь концентрированных азотной и соляной кислот, смешанных в объемном соотношении 1:3. Название этой смеси связано с тем, что она растворяет даже такие благородные металлы как золото и платина:
Au + HNO3(конц) + 4HCl(конц) = H[AuCl4] + NO+ 2H2O
Серная кислота H2SO4 проявляет окислительные свойства в концентрированном растворе за счет атома серы в степени окисления +6:
C(графит) + 2H2SO4 (конц) СO2 + 2SO2 + 2H2O.
Кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли. Их окислительная активность зависит от электроотрицательности галогена и числа атомов кислорода, входящих в состав окислителя.
MnS + 4HСlO = MnSO4 + 4HCl;
Cr2O3+6NaBrO3+14NaOH=10Na2CrO4+3Br2+7H2O
5Na2SO3 + 2HIO3 = 5Na2SO4 + I2 + H2O
3. Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металла в высшей и промежуточной степенях окисления ( и др.);
Перманганат калия KMnO4 проявляет окислительные свойства за счет марганца в степени окисления +7. Характер восстановления KMnO4 зависит от среды, в которой протекает реакция.
кислая среда:
5Na2SO3 +2KMnO4+ 3H2SO4(разб)= 5 Na2SO4 + 2MnSO4 +3H2O+K2SO4
нейтральная среда:
3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 3Na2SO4 + 2MnO2+ 2KOH
щелочная среда:
Na2SO3 + 2KMnO4+ 2KOH = Na2SO4 + 2K2MnO4 + H2O.
Дихромат калия K2Cr2O7, в состав молекулы которого входит хром в степени окисления +6, является сильным окислителем в кислой и нейтральной среде:
6KI + K2Cr2O7 + 7H2SO4 (разб) = 3I2 + Cr2(SO4)3 + 7H2O + 4K2SO4
3H2S + K2Cr2O7 + H2O = 3S + 2Cr(OH)3 + 2KOH.
4. Положительно заряженные ионы металлов с относительно высоким зарядом (Fe3+, Cu2+, Sn4+, Ag+ и др.). Принимая электроны они восстанавливаются до металлического состояния
2Al + 3CuCl2 = 2AlCl3 + 3Cu
или до соединения с промежуточной степенью окисления
H2S + 2FeCl3 = S + 2FeCl2 + 2HCl.
5. Ион водорода Н+ выступает как окислитель при взаимодействии активных металлов с разбавленными растворами кислот (за исключением HNO3):
Mg + H2SO4 (разб) = MgSO4 + H2
6. Пероксид водорода проявляет свойства сильного окислителя. В процессе восстановления кислород понижает свою степень окисления от –1 до –2:
H4TiO4+H2O2=H4TiO5+H2O
Na2MoO4+4H2O2=Na2MoO8+4H2O