Помощничек
Главная | Обратная связь


Археология
Архитектура
Астрономия
Аудит
Биология
Ботаника
Бухгалтерский учёт
Войное дело
Генетика
География
Геология
Дизайн
Искусство
История
Кино
Кулинария
Культура
Литература
Математика
Медицина
Металлургия
Мифология
Музыка
Психология
Религия
Спорт
Строительство
Техника
Транспорт
Туризм
Усадьба
Физика
Фотография
Химия
Экология
Электричество
Электроника
Энергетика

ТИПЫ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ



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.

N2H4 (гидразин) степень окисления азота – -2; валентность азота – 3.

 

Расчет степени окисления.

 

Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие положения:

 

- Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na0; H20).

 

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

 

- Постоянную степень окисления имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), водорода (+1) (кроме гидридов Na+H-, Ca2+H2- и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме F2-1O+2 и перокси –

дов, содержащих группу –O–O–, в которой степень окисления кислорода -1).

 

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

 

V2+5O5-2; Na2+1B4+3O7-2; K+1Cl+7O4-2; N-3H3+1; K2+1H+1P+5O4-2; Na2+1Cr2+6O7-2

Окисление, восстановление.

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим.

а) Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается: H20 - 2ē = 2H+ S-2 - 2ē = S0 Al0 - 3ē = Al+3 Fe+2 - ē = Fe+3 2Br - - 2ē = Br20

б) Процесс присоединения электронов - восстановление: При восстановлении степень окисления понижается.

Mn+4 + 2ē = Mn+2 S0 + 2ē = S-2 Cr+6 +3ē = Cr+3 Cl20 +2ē = 2Cl- O20 + 4ē = 2O-2

 

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

Окислитель в процессе реакции восстанавливается, восстановитель — окисляется.

 

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

Металлы,

водород,

уголь.

Окись углерода (II) (CO).

Сероводород (H2S);

оксид серы (IV) (SO2);

сернистая кислота H2SO3 и ее соли.

Галогеноводородные кислоты и их соли.

Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3.

Азотистая кислота HNO2;

аммиак NH3;

гидразин NH2NH2;

оксид азота(II) (NO).

Катод при электролизе.

Важнейшие окислители

Галогены.

Перманганат калия(KMnO4);

манганат калия (K2MnO4);

оксид марганца (IV) (MnO2).

Дихромат калия (K2Cr2O7);

хромат калия (K2CrO4).

Азотная кислота (HNO3).

Серная кислота (H2SO4) конц.

Оксид меди(II) (CuO);

оксид свинца(IV) (PbO2);

оксид серебра (Ag2O);

пероксид водорода (H2O2).

Хлорид железа(III) (FeCl3).

Бертоллетова соль (KClO3). Анод при электролизе.

 

 

ТИПЫ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ


Все окислительно-восстановительные реакции можно разделить на следующие типы:
а) Реакции межатомного и межмолекулярного окисления-восстановления - обмен электронами происходит между различными атомами, молекулами или ионами. Например, простейшие реакции соединения и замещения:
2Ca+O2 = 2CaO 2HI+Br2 = 2HBr + I2 2Al + 3CuSO4 =Al2(SO4)3 +3Cu

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

2H2S-2 + H2S+4O3 = 3S0 + 3H2O

б) Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления ) характерны для соединений или простых веществ, отвечающих одному из промежуточных значений степени окисления данного элемента, например:
Cl2+2NaOH à NaCl +NaClO
P + H2 à PH3 + H3PO3
в) Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления
. В этих реакциях одна составная часть молекулы выполняет функцию окислителя, а другая восстановителя. Простейшими примерами таких реакций могут служить процессы термического разложения сложного вещества на более простые составные части, например:

2NO2 à NO2 + O2 4KСlO3 à 3KСlO4 + KCl
2KСlO3 à 3O2 + 2KCl 2AgNO3 à 2Ag + 2NO2 + O2
В зависимости от характера среды число электронов, принимаемых окислителем или теряемых восстановителем, может изменяться. Например, окислитель KMnO4 в кислой среде восстанавливается принимая пять электронов, в нейтральной и слабощелочной – три, в сильнощелочной – один:

2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5KNO3 + 3H2O

2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O = 2MnO2 + 3K2SO4 + 2КОH

2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O
В некоторых случаях среда обуславливает даже изменение направления процесса,
При рН < 1 пероксид водорода является окислителем по отношению к элементарному иоду: 2О2 + I2 = 2HIO3 + 4H2O ;
рН > 2, наоборот, HIO3 окисляет пероксид водорода : 2О2 + 2НIO3 = I2 + 5O2 + 6H2O.
Регулируя среду, можно заставить реакцию количественно протекать в желаемом направлении. Это изменение зависит также от концентрации реагирующих веществ.

 

 




Поиск по сайту:

©2015-2020 studopedya.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.