Окислительно восстановительные реакции правила

Содержание страницы:

Правила уравнивания окислительно-восстановительных реакций;

(Применение закона сохранения заряда к окислительно-восстановительным реакциям)

1. В молекуле, как бы сложна она ни была, сумма степеней окисления атомов, связанных между собой, равна нулю, т.e. молекула всегда электронейтральна.

2. Если молекула состоит из одинаковых атомов (H2; O2; S6; P2), то степень окисления каждого из них равна нулю.

3. Степень окисления водорода во всех соединениях, кроме гидридов, равна плюс единице, в гидридах она равна минус единице.

4. Степень окисления кислорода равна минус двум

Это можно показать на конкретных примерах:

H +1 Cl +5 O3 -6 K +1 Cl +7 O4 -8 Na +1 Cl -1 K3 +3 P + 5 O4 -8

Порядок уравнивания окислительно-восстановительных реакций, т.е. приведение их в форму, обеспечивающую закон сохранения энергии (баланс массы и заряда).

Метод электронного баланса

Для расстановки коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях по методу электронного баланса необходимо:

  1. найти окислитель и восстановитель и записать реакции присоединения и отдачи электронов;
  2. произвести баланс перенесенных зарядов;
  3. произвести уравнивание в соответствии с балансом заряда;
  4. проверить баланс по водороду;
  5. проверить соблюдения баланса по кислороду.

Например, запишем уравнение реакции получения хлора окислением соляной кислоты перманганатом калия:

+++KCl + H2O

В этой реакции хлорид-ион окисляясь, отдает один электрон, а Mn +7 , восстанавливаясь, принимает пять электронов. Составляем электронные уравнения:

= 5

+ = 2

Полученные коэффициенты подставляем в схему реакции:

Далее подбираем коэффициенты для кислотных остатков и водорода

Правильность расстановки коэффициентов проверяем по балансу кислорода.

Метод полуреакций (электронно-ионного баланса)

Метод полуреакций удобен при расстановке коэффициентов в ионных окислительно-восстановительных уравнениях. Принципы расстановки сходны с вышеприведенным методом, однако вместо элементов в уравнениях электронного баланса используются ионы. Например, рассмотрим реакцию взаимодействия сульфит- и перманганат-ионов в кислой среде:

Восстановителем является сульфит-ион (он отдает электроны). Запишем уравнение его окисления (полуреакцию), дополняя недостающий кислород (слева) водой и водород (справа) ионами водорода:

Перманганат-ион служит в этой реакции окислителем (он принимает электроны). Запишем полуреакцию и для него, используя тот же метод дополнения водой и ионами водорода:

Теперь суммируя полученные полуреакции с учетом равенства отданных и принятых электронов, получаем сокращенное ионное уравнение данной реакции:

5

2

Дополняя левую и правую части уравнения одинаковыми количествами одноименных ионов можно легко перейти к молекулярному уравнению:

Как видно из рассмотренного выше в окислительно-восстановительных реакциях наблюдается перенос электронов (присоединение в процессе восстановления и отдача при окислении). В связи с этим они играют определяющую роль в электрохимических процессах. Попытаемся доказать, что в окислительно-всстановительных реакциях подобных тем, которые мы рассмотрели выше, действительно наблюдается перенос электронов. Для этого проведем эксперимент, схема которого представлена на рисунке 1.1.

ВВЕДЕНИЕ В ОБЩУЮ ХИМИЮ

Электронное учебное пособие
Москва 2013

7. Основные типы химических реакций; окислительно-восстановительные реакции; электролиз

В результате изучения данной темы вы узнаете:

  • Как классифицируются химические реакции.
  • Какие существуют типы реакций окисления-восстановления.

В результате изучения данной темы вы научитесь:

  • Определять тип химической реакции.
  • Составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций.
  • Составлять уравнения электролиза расплавов и растворов различных соединений.

Учебные вопросы:

7.1. Основные типы химических реакций

Превращения веществ, сопровождающиеся изменением их состава и свойств, называются химическими реакциями или химическими взаимодействиями. При химических реакциях не происходит изменения состава ядер атомов.

Явления, при которых изменяется форма или физическое состояние веществ или изменяется состав ядер атомов, называются физическими. Примером физических явлений является термическая обработка металлов, при которой происходит изменение их формы (ковка), плавление металла, возгонка иода, превращение воды в лед или пар и т.д., а также ядерные реакции, в результате которых из атомов одних элементов образуются атомы других элементов.

Химические явления могут сопровождаются физическими превращениями. Например, в результате протекания химических реакций в гальваническом элементе возникает электрический ток .

Химические реакции классифицируют по различным признакам.

1. По знаку теплового эффекта все реакции делятся на эндотермические (протекающие с поглощением теплоты) и экзотермические (протекающие с выделением теплоты) (см. § 6.1).

2. По агрегатному состоянию исходных веществ и продуктов реакции различают:

3. По способности протекать только в прямом направлении, а также в прямом и обратном направлении различают необратимые и обратимые химические реакции (см. § 6.5).

4. По наличию или отсутствую катализаторов различают каталитические и некаталитические реакции (см. § 6.5).

5. По механизму протекания химические реакции делятся на ионные , радикальные и др. (механизм химических реакций, протекающих с участием органических соединений, рассматривается в курсе органической химии).

6. По состоянию степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ различают реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов, и с изменением степени окисления атомов ( окислительно–восстановительные реакции ) (см. § 7.2) .

7. По изменению состава исходных веществ и продуктов реакции различают реакции соединения, разложения, замещения и обмена . Эти реакции могут протекать как с изменением, так и без изменения степеней окисления элементов, табл . 7.1.

Типы химических реакций

Примеры реакций, протекающих без изменения степени окисления элементов

Примеры окислительно-восстановительных реакций

(из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество)

(из одного вещества образуется несколько новых веществ)

MgCO3 MgO + CO2 ;

H2SiO3 SiO2 + H2O

2AgNO3 2Ag + 2NO2 + O2

(при взаимодействии веществ атомы одного вещества замещают в молекуле атомы другого вещества)

CaCO3 + SiO2 CaSiO3 + CO2

(два вещества обмениваются своими составными частями, образуя два новых вещества)

7.2. Окислительно–восстановительные реакции

Как указывалось выше, все химические реакции подразделяются на две группы:

протекающие без изменения степеней окисления атомов, например:

окислительно–восстановительные реакции, идущие с изменением степени окисления, например:

2 K o + 2 H 2+ O = 2K + OH + H2 o ,

2 Ag + N 5+ O3 2– 2 Ag o + 2 N 4+ O2 + O2 o .

Химические реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно–восстановительными.

Окисление – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом:

2 Br – – 2e = Br2 o .

Восстановление – это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом:

Атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями. Восстановителями являются атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны.

Принимая электроны окислитель в процессе протекания реакции восстанавливается, а восстановитель – окисляется. Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот. Таким образом, число электронов, отдаваемых восстановителем, всегда равно числу электронов, принимаемых окислителем.

7.2.1. Степень окисления

Степень окисления – это условный (формальный) заряд атома в соединении, рассчитанный в предположении, что оно состоит только из ионов. Степень окисления принято обозначать арабской цифрой сверху символа элемента со знаком “+” или “–” . Например, Al 3+ , S 2– .

Для нахождения степеней окисления руководствуются следующими правилами:

Максимальная положительная степень окисления элементов в группе обычно равна номеру группы. Исключением являются фтор, кислород, поскольку их высшая степень окисления ниже номера группы, в которой они находятся. Элементы подгруппы меди образуют соединения, в которых их степень окисления превышает номер группы ( CuO, AgF5, AuCl3).

Максимальная отрицательная степень окисления элементов, находящихся в главных подгруппах периодической системы может быть определена вычитанием из восьми номера группы. Для углерода это 8 – 4 = 4, для фосфора – 8 – 5 = 3.

В главных подгруппах при переходе от элементов сверху вниз устойчивость высшей положительной степени окисления уменьшается, в побочных подгруппах, наоборот, сверху вниз увеличивается устойчивость более высоких степеней окисления.

Условность понятия степени окисления можно продемонстрировать на примере некоторых неорганических и органических соединений. В частности, в фосфиновой (фосфорноватистой) Н3РО2, фосфоновой (фосфористой) Н3РО3 и фосфорной Н3РО4 кислотах степени окисления фосфора соответственно равны +1, +3 и +5, в то время как во всех этих соединениях фосфор пятивалентен. Для углерода в метане СН4 , метаноле СН3ОН, формальдегиде СН2O , муравьиной кислоте НСООН и оксиде углерода (IV) СO2 степени окисления углерода составляют соответственно –4, –2, 0, +2 и +4, в то время как валентность атома углерода во всех этих соединениях равна четырем.

Несмотря на то, что степень окисления является условным понятием, она широко используется при составлении окислительно–восстановительных реакций.

7.2.2. Важнейшие окислители и восстановители

Типичными окислителями являются:

1. Простые вещества, атомы которых обладают большой электроотрицательностью. Это, в первую очередь, элементы главных подгрупп VI и VII групп периодической системы: кислород, галогены. Из простых веществ самый сильный окислитель – фтор.

2. Соединения, содержащие некоторые катионы металлов в высоких степенях окисления: Pb 4+ , Fe 3+ , Au 3+ и др.

3. Соединения, содержащие некоторые сложные анионы, элементы в которых находятся в высоких положительных степенях окисления: [Cr2 6+ O7] 2– , [Mn 7+ O4,] – [N 5+ O3] – и др.

К восстановителям относят:

1. Простые вещества, атомы которых обладают низкой электроотрицательностью – активные металлы. Восстановительные свойства могут проявлять и неметаллы, например, водород и углерод.

2. Некоторые соединения металлов, содержащие катионы (Sn 2+ , Fe 2+ , Cr 2+ ), которые, отдавая электроны, могут повышать свою степень окисления.

3. Некоторые соединения, содержащие такие простые ионы как, например I – , S 2– .

4. Соединения, содержащие сложные ионы (S 4+ O3) 2– , (НР 3+ O3) 2– , в которых элементы могут, отдавая электроны, повышать свою положительную степень окисления.

В лабораторной практике наиболее часто используются следующие окислители:

ВВЕДЕНИЕ В ОБЩУЮ ХИМИЮ

Электронное учебное пособие
Москва 2013

7. Основные типы химических реакций; окислительно-восстановительные реакции; электролиз

В результате изучения данной темы вы узнаете:

  • Как классифицируются химические реакции.
  • Какие существуют типы реакций окисления-восстановления.

В результате изучения данной темы вы научитесь:

  • Определять тип химической реакции.
  • Составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций.
  • Составлять уравнения электролиза расплавов и растворов различных соединений.

Учебные вопросы:

7.1. Основные типы химических реакций

Превращения веществ, сопровождающиеся изменением их состава и свойств, называются химическими реакциями или химическими взаимодействиями. При химических реакциях не происходит изменения состава ядер атомов.

Явления, при которых изменяется форма или физическое состояние веществ или изменяется состав ядер атомов, называются физическими. Примером физических явлений является термическая обработка металлов, при которой происходит изменение их формы (ковка), плавление металла, возгонка иода, превращение воды в лед или пар и т.д., а также ядерные реакции, в результате которых из атомов одних элементов образуются атомы других элементов.

Химические явления могут сопровождаются физическими превращениями. Например, в результате протекания химических реакций в гальваническом элементе возникает электрический ток .

Химические реакции классифицируют по различным признакам.

1. По знаку теплового эффекта все реакции делятся на эндотермические (протекающие с поглощением теплоты) и экзотермические (протекающие с выделением теплоты) (см. § 6.1).

2. По агрегатному состоянию исходных веществ и продуктов реакции различают:

3. По способности протекать только в прямом направлении, а также в прямом и обратном направлении различают необратимые и обратимые химические реакции (см. § 6.5).

4. По наличию или отсутствую катализаторов различают каталитические и некаталитические реакции (см. § 6.5).

5. По механизму протекания химические реакции делятся на ионные , радикальные и др. (механизм химических реакций, протекающих с участием органических соединений, рассматривается в курсе органической химии).

6. По состоянию степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ различают реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов, и с изменением степени окисления атомов ( окислительно–восстановительные реакции ) (см. § 7.2) .

7. По изменению состава исходных веществ и продуктов реакции различают реакции соединения, разложения, замещения и обмена . Эти реакции могут протекать как с изменением, так и без изменения степеней окисления элементов, табл . 7.1.

Типы химических реакций

Примеры реакций, протекающих без изменения степени окисления элементов

Примеры окислительно-восстановительных реакций

(из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество)

(из одного вещества образуется несколько новых веществ)

MgCO3 MgO + CO2 ;

H2SiO3 SiO2 + H2O

2AgNO3 2Ag + 2NO2 + O2

(при взаимодействии веществ атомы одного вещества замещают в молекуле атомы другого вещества)

CaCO3 + SiO2 CaSiO3 + CO2

(два вещества обмениваются своими составными частями, образуя два новых вещества)

7.2. Окислительно–восстановительные реакции

Как указывалось выше, все химические реакции подразделяются на две группы:

протекающие без изменения степеней окисления атомов, например:

окислительно–восстановительные реакции, идущие с изменением степени окисления, например:

2 K o + 2 H 2+ O = 2K + OH + H2 o ,

2 Ag + N 5+ O3 2– 2 Ag o + 2 N 4+ O2 + O2 o .

Химические реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно–восстановительными.

Окисление – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом:

2 Br – – 2e = Br2 o .

Восстановление – это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом:

Атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями. Восстановителями являются атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны.

Принимая электроны окислитель в процессе протекания реакции восстанавливается, а восстановитель – окисляется. Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот. Таким образом, число электронов, отдаваемых восстановителем, всегда равно числу электронов, принимаемых окислителем.

7.2.1. Степень окисления

Степень окисления – это условный (формальный) заряд атома в соединении, рассчитанный в предположении, что оно состоит только из ионов. Степень окисления принято обозначать арабской цифрой сверху символа элемента со знаком “+” или “–” . Например, Al 3+ , S 2– .

Для нахождения степеней окисления руководствуются следующими правилами:

Максимальная положительная степень окисления элементов в группе обычно равна номеру группы. Исключением являются фтор, кислород, поскольку их высшая степень окисления ниже номера группы, в которой они находятся. Элементы подгруппы меди образуют соединения, в которых их степень окисления превышает номер группы ( CuO, AgF5, AuCl3).

Максимальная отрицательная степень окисления элементов, находящихся в главных подгруппах периодической системы может быть определена вычитанием из восьми номера группы. Для углерода это 8 – 4 = 4, для фосфора – 8 – 5 = 3.

В главных подгруппах при переходе от элементов сверху вниз устойчивость высшей положительной степени окисления уменьшается, в побочных подгруппах, наоборот, сверху вниз увеличивается устойчивость более высоких степеней окисления.

Условность понятия степени окисления можно продемонстрировать на примере некоторых неорганических и органических соединений. В частности, в фосфиновой (фосфорноватистой) Н3РО2, фосфоновой (фосфористой) Н3РО3 и фосфорной Н3РО4 кислотах степени окисления фосфора соответственно равны +1, +3 и +5, в то время как во всех этих соединениях фосфор пятивалентен. Для углерода в метане СН4 , метаноле СН3ОН, формальдегиде СН2O , муравьиной кислоте НСООН и оксиде углерода (IV) СO2 степени окисления углерода составляют соответственно –4, –2, 0, +2 и +4, в то время как валентность атома углерода во всех этих соединениях равна четырем.

Несмотря на то, что степень окисления является условным понятием, она широко используется при составлении окислительно–восстановительных реакций.

7.2.2. Важнейшие окислители и восстановители

Типичными окислителями являются:

1. Простые вещества, атомы которых обладают большой электроотрицательностью. Это, в первую очередь, элементы главных подгрупп VI и VII групп периодической системы: кислород, галогены. Из простых веществ самый сильный окислитель – фтор.

2. Соединения, содержащие некоторые катионы металлов в высоких степенях окисления: Pb 4+ , Fe 3+ , Au 3+ и др.

3. Соединения, содержащие некоторые сложные анионы, элементы в которых находятся в высоких положительных степенях окисления: [Cr2 6+ O7] 2– , [Mn 7+ O4,] – [N 5+ O3] – и др.

К восстановителям относят:

1. Простые вещества, атомы которых обладают низкой электроотрицательностью – активные металлы. Восстановительные свойства могут проявлять и неметаллы, например, водород и углерод.

2. Некоторые соединения металлов, содержащие катионы (Sn 2+ , Fe 2+ , Cr 2+ ), которые, отдавая электроны, могут повышать свою степень окисления.

3. Некоторые соединения, содержащие такие простые ионы как, например I – , S 2– .

4. Соединения, содержащие сложные ионы (S 4+ O3) 2– , (НР 3+ O3) 2– , в которых элементы могут, отдавая электроны, повышать свою положительную степень окисления.

В лабораторной практике наиболее часто используются следующие окислители:

ВВЕДЕНИЕ В ОБЩУЮ ХИМИЮ

Электронное учебное пособие
Москва 2013

7. Основные типы химических реакций; окислительно-восстановительные реакции; электролиз

В результате изучения данной темы вы узнаете:

  • Как классифицируются химические реакции.
  • Какие существуют типы реакций окисления-восстановления.

В результате изучения данной темы вы научитесь:

  • Определять тип химической реакции.
  • Составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций.
  • Составлять уравнения электролиза расплавов и растворов различных соединений.

Учебные вопросы:

7.1. Основные типы химических реакций

Превращения веществ, сопровождающиеся изменением их состава и свойств, называются химическими реакциями или химическими взаимодействиями. При химических реакциях не происходит изменения состава ядер атомов.

Явления, при которых изменяется форма или физическое состояние веществ или изменяется состав ядер атомов, называются физическими. Примером физических явлений является термическая обработка металлов, при которой происходит изменение их формы (ковка), плавление металла, возгонка иода, превращение воды в лед или пар и т.д., а также ядерные реакции, в результате которых из атомов одних элементов образуются атомы других элементов.

Химические явления могут сопровождаются физическими превращениями. Например, в результате протекания химических реакций в гальваническом элементе возникает электрический ток .

Химические реакции классифицируют по различным признакам.

1. По знаку теплового эффекта все реакции делятся на эндотермические (протекающие с поглощением теплоты) и экзотермические (протекающие с выделением теплоты) (см. § 6.1).

2. По агрегатному состоянию исходных веществ и продуктов реакции различают:

3. По способности протекать только в прямом направлении, а также в прямом и обратном направлении различают необратимые и обратимые химические реакции (см. § 6.5).

4. По наличию или отсутствую катализаторов различают каталитические и некаталитические реакции (см. § 6.5).

5. По механизму протекания химические реакции делятся на ионные , радикальные и др. (механизм химических реакций, протекающих с участием органических соединений, рассматривается в курсе органической химии).

6. По состоянию степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ различают реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов, и с изменением степени окисления атомов ( окислительно–восстановительные реакции ) (см. § 7.2) .

7. По изменению состава исходных веществ и продуктов реакции различают реакции соединения, разложения, замещения и обмена . Эти реакции могут протекать как с изменением, так и без изменения степеней окисления элементов, табл . 7.1.

Типы химических реакций

Примеры реакций, протекающих без изменения степени окисления элементов

Примеры окислительно-восстановительных реакций

(из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество)

(из одного вещества образуется несколько новых веществ)

MgCO3 MgO + CO2 ;

H2SiO3 SiO2 + H2O

2AgNO3 2Ag + 2NO2 + O2

(при взаимодействии веществ атомы одного вещества замещают в молекуле атомы другого вещества)

CaCO3 + SiO2 CaSiO3 + CO2

(два вещества обмениваются своими составными частями, образуя два новых вещества)

7.2. Окислительно–восстановительные реакции

Как указывалось выше, все химические реакции подразделяются на две группы:

протекающие без изменения степеней окисления атомов, например:

окислительно–восстановительные реакции, идущие с изменением степени окисления, например:

2 K o + 2 H 2+ O = 2K + OH + H2 o ,

2 Ag + N 5+ O3 2– 2 Ag o + 2 N 4+ O2 + O2 o .

Химические реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно–восстановительными.

Окисление – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом:

2 Br – – 2e = Br2 o .

Восстановление – это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом:

Атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями. Восстановителями являются атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны.

Принимая электроны окислитель в процессе протекания реакции восстанавливается, а восстановитель – окисляется. Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот. Таким образом, число электронов, отдаваемых восстановителем, всегда равно числу электронов, принимаемых окислителем.

7.2.1. Степень окисления

Степень окисления – это условный (формальный) заряд атома в соединении, рассчитанный в предположении, что оно состоит только из ионов. Степень окисления принято обозначать арабской цифрой сверху символа элемента со знаком “+” или “–” . Например, Al 3+ , S 2– .

Для нахождения степеней окисления руководствуются следующими правилами:

Максимальная положительная степень окисления элементов в группе обычно равна номеру группы. Исключением являются фтор, кислород, поскольку их высшая степень окисления ниже номера группы, в которой они находятся. Элементы подгруппы меди образуют соединения, в которых их степень окисления превышает номер группы ( CuO, AgF5, AuCl3).

Максимальная отрицательная степень окисления элементов, находящихся в главных подгруппах периодической системы может быть определена вычитанием из восьми номера группы. Для углерода это 8 – 4 = 4, для фосфора – 8 – 5 = 3.

В главных подгруппах при переходе от элементов сверху вниз устойчивость высшей положительной степени окисления уменьшается, в побочных подгруппах, наоборот, сверху вниз увеличивается устойчивость более высоких степеней окисления.

Условность понятия степени окисления можно продемонстрировать на примере некоторых неорганических и органических соединений. В частности, в фосфиновой (фосфорноватистой) Н3РО2, фосфоновой (фосфористой) Н3РО3 и фосфорной Н3РО4 кислотах степени окисления фосфора соответственно равны +1, +3 и +5, в то время как во всех этих соединениях фосфор пятивалентен. Для углерода в метане СН4 , метаноле СН3ОН, формальдегиде СН2O , муравьиной кислоте НСООН и оксиде углерода (IV) СO2 степени окисления углерода составляют соответственно –4, –2, 0, +2 и +4, в то время как валентность атома углерода во всех этих соединениях равна четырем.

Несмотря на то, что степень окисления является условным понятием, она широко используется при составлении окислительно–восстановительных реакций.

7.2.2. Важнейшие окислители и восстановители

Типичными окислителями являются:

1. Простые вещества, атомы которых обладают большой электроотрицательностью. Это, в первую очередь, элементы главных подгрупп VI и VII групп периодической системы: кислород, галогены. Из простых веществ самый сильный окислитель – фтор.

2. Соединения, содержащие некоторые катионы металлов в высоких степенях окисления: Pb 4+ , Fe 3+ , Au 3+ и др.

3. Соединения, содержащие некоторые сложные анионы, элементы в которых находятся в высоких положительных степенях окисления: [Cr2 6+ O7] 2– , [Mn 7+ O4,] – [N 5+ O3] – и др.

К восстановителям относят:

1. Простые вещества, атомы которых обладают низкой электроотрицательностью – активные металлы. Восстановительные свойства могут проявлять и неметаллы, например, водород и углерод.

2. Некоторые соединения металлов, содержащие катионы (Sn 2+ , Fe 2+ , Cr 2+ ), которые, отдавая электроны, могут повышать свою степень окисления.

3. Некоторые соединения, содержащие такие простые ионы как, например I – , S 2– .

4. Соединения, содержащие сложные ионы (S 4+ O3) 2– , (НР 3+ O3) 2– , в которых элементы могут, отдавая электроны, повышать свою положительную степень окисления.

В лабораторной практике наиболее часто используются следующие окислители:

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Степень окисления

Степень окисления это условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна.

Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью — положительные.

Степень окисления — формальное понятие; в ряде случаев степень окисления не совпадает с валентностью.

степень окисления азота – -2; валентность азота – 3.

Расчет степени окисления

Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие положения:

1. Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю ( Na 0 ; H 2 0 ).

2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона.

3. Постоянную степень окисления имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), водорода (+1) (кроме гидридов NaH , CaH 2 и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме F 2 -1 O +2 и пероксидов, содержащих группу – O – O – , в которой степень окисления кислорода -1).

4. Для элементов положительная степень окисления не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы.

Реакции без и с изменением степени окисления

Существует два типа химических реакций:

A Реакции, в которых не изменяется степень окисления элементов:

AgNO 3 + KCl ® AgCl ¯ + KNO 3

B Реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих соединений:

2Mg 0 + O2 0 ® 2Mg +2 O -2

2KCl +5 O3 -2 – t ° ® 2KCl -1 + 3O2 0 ­

2KI -1 + Cl2 0 ® 2KCl -1 + I2 0

Такие реакции называются окислительно — восстановительными .

Окисление, восстановление

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов — окисление . При окислении степень окисления повышается:

2 Br — — 2ē ® Br 2 0

Процесс присоединения электронов — восстановление : При восстановлении степень окисления понижается.

Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями , а которые отдают электроны — восстановителями .

Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов

Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент. Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами. Минимальная степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов — ( n –8) (где n — номер группы в периодической системе). Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями и восстановителями, в зависимости от партнера, с которым взаимодействуют и от условий реакции.

Важнейшие восстановители и окислители

Окись углерода ( II ) ( CO ).

Сероводород ( H 2 S );

оксид серы ( IV ) ( SO 2 );

сернистая кислота H 2 SO 3 и ее соли.

Галогеноводородные кислоты и их соли.

Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl 2 , FeCl 2 , MnSO 4 , Cr 2 ( SO 4 )3.

Азотистая кислота HNO 2 ;

оксид азота( II ) ( NO ).

Катод при электролизе.

Перманганат калия ( KMnO 4 );

оксид марганца ( IV ) ( MnO 2 ).

Азотная кислота ( HNO 3 ).

Серная кислота ( H 2 SO 4 ) конц.

Оксид меди( II ) ( CuO );

оксид свинца( IV ) ( PbO 2 );

оксид серебра ( Ag 2 O );

пероксид водорода ( H 2 O 2 ).

Хлорид железа( III ) ( FeCl 3 ).

Бертоллетова соль ( KClO 3 ).

Анод при электролизе.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции

Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами:

S — восстановитель; O 2 — окислитель

Cu +2 O + C +2 O ® Cu 0 + C +4 O2

CO — восстановитель; CuO — окислитель

Zn 0 + 2HCl ® Zn +2 Cl2 + H2 0 ­

Zn — восстановитель; H С l — окислитель

KI — восстановитель; MnO 2 — окислитель.

Сюда же относятся реакции между веществами, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления

Внутримолекулярные окислительно- восстановительные реакции

Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.

2KCl +5 O3 -2 ® 2KCl -1 + 3O2 0 ­

Cl +5 — окислитель; О -2 — восстановитель

N +5 — окислитель; N -3 — восстановитель

N +5 — окислитель; O -2 — восстановитель

Опыт. Разложение дихромата аммония

Cr +6 — окислитель; N -3 — восстановитель.

Диспропорционирование — окислительно-восстановительная реакция, в которой один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.

Cl2 0 + 2KOH ® KCl +1 O + KCl -1 + H2O

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций

A Электронный баланс — метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, получаемых окислителем .

Уравнение составляется в несколько стадий:

1. Записывают схему реакции.

2. Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые меняются.

KMn +7 O4 + HCl -1 ® KCl + Mn +2 Cl2 + Cl2 0 ­ + H2O

3. Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем.

2 Cl -1 — 2ē ® Cl 2 0

4. Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления.

Еще по теме:

  • Правило охоты 2 Сериал Правила охоты. Отступник смотреть онлайн бесплатно Правила охоты. Отступник Обновление ▼Следить( 43 ) Правила охоты. Отступник [01-08] Оригинал Режиссеры Давид Зограбян В ролях Юрий КормушинЛеонид ЕвтифьевАлександр КатинЕвгений НикитинСергей АпрельскийАрташес […]
  • Ходатайства о переносе судебного заседания по месту жительства Ходатайство о рассмотрении дела об административном правонарушении по месту жительства (образец) С соответствующими правовыми нормами, а также ситуациями, при которых дело будет рассматриваться по месту совершения административного правонарушения вы можете ознакомиться здесь. Мировому […]
  • Экспертиза автомобиля в новокузнецке Экспертиза автомобиля в новокузнецке Генеральный директор – Липская Лилия Александровна, эксперт, профессиональный оценщик. Стаж работы экспертом и оценщиком с 2001 года. Мы имеем соответствующую производственную базу, обособленное помещение, обширный нормативный фонд, персонал […]
  • Как оформить подарок на др Оригинальные и прикольные идеи подарков на день рождения При поздравлении именинника важно не только внимание. Большую роль отыгрывают и идеи подарков на день рождения. Если они оригинальны, интересны и удачны, то даже при скромном бюджете можно приятно удивить и порадовать виновника […]
  • Правила этикетакак нужно есть Устричный этикет: как нужно есть устриц? Морской деликатес нередко становился предметом внимания и восхваления в строках известных поэтов и писателей. Об устрицах упоминал Кэррол, Хемингуэй, Чехов, а также Ахматова. Почему же это специфическое блюдо популярно и как правильно его […]
  • Возврат инвестиционного капитала это Возврат или возмещение капитала Словарь терминов антикризисного управления . 2000 . Смотреть что такое "Возврат или возмещение капитала" в других словарях: Возврат или возмещение капитала — (CAPITAL RECOVERY) означает получение инвестором части суммы первоначальных инвестиций, которая, […]
  • Магнитогорск органы опеки и попечительства График приема, контакты отдела опеки и попечительства График приема населения начальником и специалистами отдела опеки и попечительства Часы приема населения Селезнева Лидия Александровна вопросы, связанные с усыновлением детей Фаткулина Римма Ражаповна Вопросы по установлению опеки и […]
  • Как оформить грузоперевозки Документы на грузоперевозки Оформление перевозки грузов в кратчайшие сроки – это один из определяющих факторов при выборе транспортной компании. Способность быстро подготовить документы на транспортные услуги дополняет список преимуществ ТК «РосТрансАвто». Во-первых, договор с нашей […]