Главные схемы окислительно-восстановительных переходов

Типичные восстановители и окислители.

Окислители:

1) вещества (оксиды, кислоты, соли) с максимально положительной степенью окисления входящего в них элемента.

Например: кислоты – HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, H₂Cr₂O₇;

соли – KСlO₄, KClO₃, KNO₃, KMnO₄, K₂Cr₂O₇;

оксиды –PbO₂, Mn₂O₇, CrO₃, N₂O₅

2) Самые активные неметаллы – фтор, кислород, озон

Восстановители:

1) Bсе металлы (они могут только отдавать электроны);

2) Bещества с минимально возможной (отрицательной) степенью окисления неметалла.

Например: водородные соединения – РН₃, HI, HBr, H₂S;

соли – KI, NaBr, K₂S.

Все остальные вещества в зависимости от условий могут быть как окислителями, так и восстановителями:

Н₂О₂, KNO₂, Cl₂, простые вещества-неметаллы могут как принимать, так и отдавать электроны.

Процессы окисления и восстановления

В окислительно-восстановительной реакции различают два процесса:

окисление– процесс, в котором восстановитель отдает электроны;

восстановление – процесс, в котором окислитель принимает электроны.

Запомните:

окислитель восстанавливается!

восстановитель окисляется!

4) Что такое электронный баланс?

Уравнения окислительно-восстановительных реакций составляют, пользуясь методом ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА: число отданных и принятых электронов должно быть одинаково.

Пример:

Н N⁺⁵O₃ + C⁰ à

Азотная кислота – типичный окислитель. Она восстанавливается до N⁺⁴O₂, углерод в этой реакции будет восстановителем, окислится до С⁺⁴О₂.

HN⁺⁵O₃ + C⁰ à С⁺⁴О₂ + N⁺⁴O₂+ Н₂О

Составляем электронный баланс:

N⁺⁵ + 1е à N⁺⁴ ô4 – окислитель

C⁰ – 4 е à С⁺⁴ ô1 – восстановитель

Таким образом, в уравнении реакции перед оксидом азота и азотной кислотой должен стоять коэффициент 4, а перед углеродом и углекислым газом – 1. Остаётся уравнять воду.

4HNO₃ + C à СО₂ + 4NO₂+ 2Н₂О

Главные схемы окислительно-восстановительных переходов

1)	KMnO4 (малиновый раствор) + восстановитель
кислая среда: Mn2+ (MnCl2, MnSO4) обесцвечивание	нейтральная среда: Mn +4 (MnO2 бурый осадок)	щелочная среда: Mn+6 (K2MnO4, зеленый раствор)

Сr +6		Cr+3
K2Cr2O7 (дихромат) или K2CrO4(хромат)	CrCl3, Cr2(SO4)3 в кислой среде
+ восстановители	Cr(OH)3 в нейтральной среде
	K3[Cr(OH)6] в щелочной среде

2) Во что переходят восстановители в реакциях с KMnO₄ или K₂Cr₂O₇?

а) S^2-, I^-, Br^-, Cl^- à переходят в Э⁰

б) Р^-3, As^-3 à +5

в) N⁺³,S⁺⁴, P⁺³, и т.п. à в высшую степень окисления

(соль или кислота)

3)

	HNO3	-не реагируют Au,Pt,Pd.
Концентрированная (пассивация Al,Cr,Fe)*	Разбавленная
активные металлы	неактивные металлы	неактивные металлы	активные металлы + среднее разбав-ление	активные металлы + оч. разбавленный раствор
нитрат металла + N2O**	нитрат металла + NO2	нитрат металла + NO	нитрат металла +N2	нитрат металла +NH4NO3
HNO3 концентрированная + неметаллы	кислота или оксид (высшие) + NO или NO2

*Пассивация – металлы не реагируют с конц. кислотой без нагревания из-за наличия плотной оксиной плёнки.

** Магний и кальций с кислотой любой концентрации восстанавливают её до N₂O!

4)

* сульфат металла В НАИМЕНЬШЕЙ степени окисления

**Пассивация – металлы не реагируют с конц. кислотой без нагревания из-за наличия плотной оксидной плёнки.

*** Сероводород получается при взаимодействии щелочных металлов.

5) Разложение нитратов (по ряду активности металлов!).

*оксид металла в наиболее устойчивой степени окисления.

6) Вещества с двойственной природой:

Пероксид водорода:

Н₂О₂+ окислитель à O₂

+ восстановитель à Н₂О или ОН^-

Нитриты щелочных металлов и аммония:

КNO₂ + окислитель à KNO₃

+ восстановитель à NO

7) Реакции диспропорционирования - реакции, в которых один и тот же элемент и отдает и принимает электроны.

Например, в реакции:

Cl₂⁰+ KOH à KCl^-1 + KCl⁺⁵O₃ + H₂O – простое вещество хлор Cl₂⁰ и принимает электроны, переходя в -1 , и отдает, переходя в устойчивую степень окисления +5