Те включват реакции, при които реагентите обменят електрони, като същевременно променят степента на окисление на атомите на елементите, които изграждат реагентите.

Например:

Zn + 2H + → Zn 2+ + H 2 ,

FeS 2 + 8HNO 3 (конц.) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O,

По-голямата част от химичните реакции са редокс, те играят изключително важна роля.

Окисляването е процес на отдаване на електрони от атом, молекула или йон.

Когато един атом отдаде своите електрони, той придобива положителен заряд:

Например:

Al - 3e - \u003d Al 3+

H 2 - 2e - \u003d 2H +

Когато се окислява, степента на окисление се повишава.

Ако отрицателно зареден йон (заряд -1), например Cl -, отдаде 1 електрон, тогава той става неутрален атом:

2Cl - - 2e - \u003d Cl 2

Ако положително зареден йон или атом отдаде електрони, тогава стойността на неговия положителен заряд се увеличава в зависимост от броя на дадените електрони:

Fe 2+ - e - \u003d Fe 3+

Редукцията е процес на добавяне на електрони към атом, молекула или йон.

Когато един атом получи електрони, той се превръща в отрицателно зареден йон:

Например:

Cl 2 + 2e- \u003d 2Cl -

S + 2e - \u003d S 2-

Ако положително зареден йон приема електрони, тогава неговият заряд намалява:

Fe 3+ + e- \u003d Fe 2+

или може да отиде до неутрален атом:

Fe 2+ + 2e- = Fe 0

Окислителят е атом, молекула или йон, който приема електрони. Редуциращият агент е атом, молекула или йон, който отдава електрони.

Окислителят се редуцира по време на реакцията, докато редукторът се окислява.

Окисляването винаги е придружено от редукция и обратно, редукцията винаги е свързана с окисление, което може да се изрази с уравненията:

Редуциращ агент - e - ↔ Окислител

Окислител + e - ↔ Редуктор

Следователно окислително-възстановителните реакции са единство от два противоположни процеса - окисление и редукция

Най-важните редуциращи агенти и окислители

Реставратори

Окислители

Метали, водород, въглища Въглероден оксид(II) CO Сероводород H 2 S, серен оксид (IV) SO 2, сярна киселина H 2 SO 3 и нейните соли Йодоводородна киселина HI, бромоводородна киселина HBr, солна киселина HCl Калай (II) хлорид SnCl 2, железен (II) сулфат FeSO 4, манганов (II) сулфат MnSO 4, хром (III) сулфат Cr 2 (SO 4) 3 Азотиста киселина HNO 2, амоняк NH 3, хидразин N 2 H 4, азотен оксид (II) NO Фосфорна киселина H 3 PO 3 Алдехиди, алкохоли, мравчена и оксалова киселина, глюкоза катод при електролиза

Халогени Калиев перманганат KMnO 4 , калиев манганат K 2 MnO 4 , манганов (IV) оксид MnO 2 Калиев дихромат K 2 Cr 2 O 7 , калиев хромат K 2 CrO 4 Азотна киселина HNO 3 Кислород O 2, озон O 3, водороден пероксид H2O2 Сярна киселина H 2 SO 4 (конц.), Селенова киселина H 2 SeO 4 Меден (II) оксид CuO, сребърен (I) оксид Ag 2 O, оловен (IV) оксид PbO 2 Йони на благородни метали (Ag +, Au 3+ и др.) Железен(III) хлорид FeCl3 Хипохлорити, хлорати и перхлорати Царска водка, смес от концентрирана азотна и флуороводородна киселина Анод при електролиза

Метод на електронен баланс.

За изравняване на OVR се използват няколко метода, от които засега ще разгледаме един - методът на електронния баланс.

Нека напишем уравнението на реакцията между алуминий и кислород:

Al + O 2 \u003d Al 2 O 3

Не се заблуждавайте от простотата на това уравнение. Нашата задача е да разберем метод, който ще ви позволи да изравните много по-сложни реакции в бъдеще.

И така, какъв е методът на електронния баланс? Балансът е равенство. Следователно е необходимо да се направи същия брой електрони, които един елемент дава и приема друг елемент в тази реакция. Първоначално това количество изглежда различно, както може да се види от различните степени на окисление на алуминия и кислорода:

Al 0 + O 2 0 \u003d Al 2 +3 O 3 -2

Алуминият отдава електрони (придобива положителна степен на окисление), а кислородът приема електрони (придобива отрицателна степен на окисление). За да се получи степен на окисление +3, алуминиевият атом трябва да отдаде 3 електрона. Една кислородна молекула, за да се превърне в кислородни атоми със степен на окисление -2, трябва да приеме 4 електрона:

Al 0 - 3e- \u003d Al +3

O 2 0 + 4e- \u003d 2O -2

За да се изравни броят на дадените и получените електрони, първото уравнение трябва да се умножи по 4, а второто по 3. За целта е достатъчно да преместите броя на дадените и получените електрони срещу горния и долния ред както е показано на диаграмата по-горе.

Ако сега в уравнението пред редуциращия агент (Al) поставим коефициента 4, който намерихме, а пред окислителя (O 2) - коефициента, който намерихме 3, тогава броят на отдадените и получените електрони се изравнява и става равен на 12 Електронният баланс е постигнат. Може да се види, че е необходим коефициент 2 преди реакционния продукт на Al 2 O 3. Сега уравнението на редокс реакцията е изравнено:

4Al + 3O 2 \u003d 2Al 2 O 3

Всички предимства на метода на електронния баланс се проявяват в по-сложни случаи от окисляването на алуминий с кислород.

Например, добре познатият "калиев перманганат" - калиев перманганат KMnO 4 - е силен окислител, дължащ се на Mn атом в степен на окисление +7. Дори хлорният анион Cl му дава електрон, превръщайки се в хлорен атом. Това понякога се използва за производство на хлорен газ в лабораторията:

K + Mn +7 O 4 -2 + K + Cl - + H 2 SO 4 = Cl 2 0 + Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Нека направим електронна балансова диаграма:

Mn +7 + 5e- = Mn +2

2Cl - - 2e- \u003d Cl 2 0

Две и пет са основните коефициенти на уравнението, благодарение на които е възможно лесно да изберете всички останали коефициенти. Фактор 5 трябва да бъде поставен преди Cl 2 (или 2 × 5 = 10 преди KCl), а фактор 2 преди KMnO 4. Всички други фактори са свързани с тези два фактора. Това е много по-лесно от просто груба сила.

2 KMnO 4 + 10KCl + 8H 2 SO 4 = 5 Cl 2 + 2MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O

За да изравните броя на K атомите (12 атома отляво), е необходимо да поставите коефициент 6 пред K 2 SO 4 от дясната страна на уравнението.Накрая, за да изравните кислорода и водорода, е достатъчно да поставете коефициент 8 пред H 2 SO 4 и H 2 O. Получаваме уравнението в крайна форма.

Методът на електронния баланс, както виждаме, не изключва обичайния избор на коефициенти в уравненията на редокс реакциите, но може значително да улесни такъв избор.

Съставяне на уравнение за реакцията на мед с разтвор на паладиев (II) нитрат. Записваме формулите на първоначалните и крайните вещества на реакцията и показваме промените в степени на окисление:

от което следва, че с редуктор и окислител коефициентите са равни на 1. Крайното уравнение на реакцията:

Cu + Pd(NO 3) 2 = Cu(NO 3) 2 + Pd

Както можете да видите, електроните не се появяват в общото уравнение на реакцията.

За да проверим правилността на формулираното уравнение, преброяваме броя на атомите на всеки елемент в дясната и лявата му страна. Например от дясната страна има 6 кислородни атома, от лявата страна също има 6 атома; паладий 1 и 1; медта също е 1 и 1. Това означава, че уравнението е правилно.

Преписваме това уравнение в йонна форма:

Cu + Pd 2+ + 2NO 3 - = Cu 2+ + 2NO 3 - + Pd

И след свиването на еднакви йони получаваме

Cu + Pd 2+ = Cu 2+ + Pd

Съставяне на уравнението на реакцията за взаимодействие на манганов (IV) оксид с концентрирана солна киселина

(използвайки тази реакция, хлорът се получава в лабораторията).

Пишем формулите на първоначалните и крайните вещества на реакцията:

HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Показваме промяната в степента на окисление на атомите преди и след реакцията:

Тази реакция е редокс, тъй като степента на окисление на хлорните и мангановите атоми се променя. HCl е редуциращ агент, MnO 2 е окислител. Съставяме електронни уравнения:

и намерете коефициентите за редуктора и окислителя. Те са съответно равни на 2 и 1. Коефициентът 2 (а не 1) е зададен, защото 2 хлорни атома със степен на окисление -1 дават 2 електрона. Този коефициент вече е в електронното уравнение:

2HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Намираме коефициентите за други реагенти. От електронните уравнения може да се види, че 2 мола HCl представляват 1 мол MnO 2 . Въпреки това, като се има предвид, че са необходими още 2 mol киселина за свързване на получения двойно зареден манганов йон, пред редуциращия агент трябва да се постави коефициент 4. Тогава ще се получат 2 mol вода. Крайното уравнение е

4HCl + MnO 2 \u003d Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O

Проверката на правилността на писане на уравнение може да се ограничи до преброяване на броя на атомите на всеки един елемент, например хлор: от лявата страна 4 и отдясно 2 + 2 = 4.

Тъй като реакционните уравнения са изобразени в метода на електронния баланс в молекулярна форма, след компилация и проверка, те трябва да бъдат написани в йонна форма.

Нека пренапишем уравнението в йонна форма:

4H + + 4Cl - + MnO 2 = Cl 2 + Mn 2 + + 2Cl - + 2H 2 O

и след премахване на идентични йони в двете части на уравнението, получаваме

4H + + 2Cl - + MnO 2 = Cl 2 + Mn 2 + + 2H 2 O

Съставяне на уравнение за реакцията на взаимодействието на сероводород с подкислен разтвор на калиев перманганат.

Да напишем реакционната схема - формулите на изходните и получените вещества:

H 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 → S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

След това показваме промяната в степента на окисление на атомите преди и след реакцията:

Степените на окисление на атомите на сярата и мангана се променят (H 2 S е редуциращ агент, KMnO 4 е окислител). Съставяме електронни уравнения, т.е. изобразяваме процесите на откат и прикрепване на електрони:

И накрая намираме коефициентите за окислителя и редуциращия агент, а след това и за другите реагенти. От електронните уравнения се вижда, че трябва да вземем 5 mol H 2 S и 2 mol KMnO 4, след което получаваме 5 mol S атоми и 2 mol MnSO 4. Освен това, от сравнение на атомите от лявата и дясната страна на уравнението, откриваме, че също се образуват 1 mol K 2 SO 4 и 8 mol вода. Крайното уравнение на реакцията ще изглежда така

5H 2 S + 2KMnO 4 + ZH 2 SO 4 \u003d 5S + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

Правилността на писане на уравнението се потвърждава чрез преброяване на атомите на един елемент, като кислорода; от лявата страна има 2 4 + 3 4 = 20, а от дясната страна 2 4 + 4 + 8 = 20.

Преписваме уравнението в йонна форма:

5H 2 S + 2MnO 4 - + 6H + = 5S + 2Mn 2+ + 8H 2 O

Известно е, че правилно написано уравнение на реакцията е израз на закона за запазване на масата на веществата. Следователно броят на еднаквите атоми в изходните вещества и продуктите на реакцията трябва да бъде еднакъв. Таксите също трябва да бъдат запазени. Сумата от зарядите на реагентите винаги трябва да бъде равна на сумата от зарядите на реакционните продукти.

Методът на електронно-йонния баланс е по-универсален от метода на електронния баланс и има неоспоримо предимство при избора на коефициенти в много редокс реакции, по-специално с участието на органични съединения, при които дори процедурата за определяне на степента на окисление е много сложно.

OVR класификация

Има три основни типа редокс реакции:

1) Междумолекулни окислително-редукционни реакции
(когато окислителят и редукторът са различни вещества);

2) Реакции на диспропорционалност
(когато едно и също вещество може да служи като окислител и редуктор);

3) Реакции на вътрешномолекулно окисление-редукция
(когато една част от молекулата действа като окислител, а другата като редуциращ агент).>

Разгледайте примери за реакции от три вида.

1. Реакциите на междумолекулно окисление-редукция са всички реакции, които вече разгледахме в този параграф.
Нека разгледаме малко по-сложен случай, когато не целият окислител може да бъде изразходван в реакцията, тъй като част от него участва в обичайната, нередокс обменна реакция:

Cu 0 + H + N +5 O 3 -2 = Cu +2 (N +5 O 3 -2) 2 + N +2 O -2 + H 2 O

Част от частиците NO 3 - участва в реакцията като окислител, давайки азотен оксид NO, а част от NO 3 йони - непроменен преминава в медното съединение Cu(NO 3) 2 . Нека направим електронен баланс:

Cu 0 - 2e- \u003d Cu +2

N +5 + 3e- = N +2

Поставяме коефициента 3, намерен за медта пред Cu и Cu(NO 3) 2 . Но коефициентът 2 трябва да се постави само пред NO, тъй като целият азот, присъстващ в него, участва в окислително-възстановителната реакция. Би било грешка да се постави коефициент 2 пред HNO 3, тъй като това вещество включва и онези азотни атоми, които не участват в окислително-редукционното действие и са част от продукта Cu(NO 3) 2 (частици NO 3 - тук те понякога се наричат ​​"йон - наблюдател").

Останалите коефициенти се избират без затруднения според вече намерените:

3 Cu + 8HNO 3 \u003d 3 Cu (NO 3) 2 + 2 NO + 4H 2 O

2. Реакциите на диспропорциониране възникват, когато молекулите на едно и също вещество могат да се окисляват и редуцират една друга. Това става възможно, ако веществото съдържа в състава си атоми на всеки елемент в междинно състояние на окисление.

Следователно степента на окисление може както да намалява, така и да се повишава. Например:

HN +3 O 2 \u003d HN +5 O 3 + N +2 O + H 2 O

Тази реакция може да бъде представена като реакция между HNO 2 и HNO 2 като окислител и редуциращ агент и да се приложи методът на електронния баланс:

HN +3 O 2 + HN +3 O 2 = HN +5 O3 + N +2 O + H 2 O

N +3 - 2e- = N +5

N +3 + e- = N +2

Получаваме уравнението:

2HNO 2 + 1HNO 2 \u003d 1 HNO 3 + 2 NO + H 2 O

Или като съберем молове от HNO 2:

3HNO 2 \u003d HNO 3 + 2NO + H 2 O

Вътрешномолекулярните окислително-редукционни реакции възникват, когато окислителните атоми и редуциращите атоми са съседни в една молекула. Нека разгледаме разлагането на бертолетовата сол KClO 3 при нагряване:

KCl +5 O 3 -2 = KCl - + O 2 0

Това уравнение също отговаря на изискването за електронен баланс:

Cl +5 + 6e- = Cl-

2O -2 - 2e- \u003d O 2 0

Тук възниква затруднение - кой от двата намерени коефициента трябва да се постави пред KClO 3 - все пак тази молекула съдържа и окислител, и редуциращ агент?

В такива случаи намерените коефициенти се поставят пред продуктите:

KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2

Сега е ясно, че KClO 3 трябва да бъде предшестван от коефициент 2.

2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2

Вътрешномолекулярната реакция на разлагане на бертолетовата сол при нагряване се използва при производството на кислород в лабораторията.

Метод на половин реакция

Както подсказва самото име, този метод се основава на съставянето на йонни уравнения за процеса на окисление и процеса на редукция, последвано от тяхното сумиране в общо уравнение.
Като пример, нека напишем уравнение за същата реакция, която беше използвана при обяснението на метода на електронния баланс.
Когато сероводородът H 2 S преминава през подкислен разтвор на калиев перманганат KMnO 4, пурпурният цвят изчезва и разтворът става мътен.
Опитът показва, че помътняването на разтвора възниква в резултат на образуването на елементарна сяра, т.е. поток на процеса:

H 2 S → S + 2H +

Тази схема е изравнена с броя на атомите. За да се изравни по броя на зарядите, трябва да се извадят два електрона от лявата страна на веригата, след което стрелката може да бъде заменена със знак за равенство:

H 2 S - 2e - \u003d S + 2H +

Това е първата полуреакция - процесът на окисление на редуктора H 2 S.

Обезцветяването на разтвора е свързано с прехода на йона MnO 4 - (има пурпурен цвят) към йона Mn 2+ (практически безцветен и само при висока концентрация има леко розов цвят), което може да се изрази с схемата

MnO 4 - → Mn 2+

В кисел разтвор кислородът, който е част от MnO 4 йони, заедно с водородни йони, в крайна сметка образува вода. Следователно процесът на преход е написан по следния начин:

MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O

За да се замени стрелката със знак за равенство, зарядите също трябва да бъдат изравнени. Тъй като първоначалните вещества имат седем положителни заряда (7+), а крайните вещества имат два положителни заряда (2+), тогава за да се изпълни условието за запазване на заряда, трябва да се добавят пет електрона към лявата страна на схемата:

MnO 4 - + 8H + + 5e - \u003d Mn 2+ + 4H 2 O

Това е втората полуреакция - процесът на редукция на окислителя, т.е. перманганатен йон

За да се състави общото уравнение на реакцията, е необходимо да се добавят уравненията на полуреакциите член по член, като предварително се изравнят броят на дадените и получените електрони. В този случай, съгласно правилата за намиране на най-малкото кратно, се определят съответните фактори, по които се умножават уравненията на полуреакциите. Накратко записът е следният:

И като намалим с 10H +, най-накрая получаваме

5H 2 S + 2MnO 4 - + 6H + = 5S + 2Mn 2+ + 8H 2 O

Проверяваме правилността на уравнението, съставено в йонна форма: броят на кислородните атоми от лявата страна е 8, от дясната страна 8; брой заряди: от лявата страна (2-)+(6+) = 4+, от дясната страна 2(2+) = 4+. Уравнението е правилно, защото атомите и зарядите са изравнени.

Методът на полуреакция се използва за съставяне на уравнението на реакцията в йонна форма. За да преминем от него към уравнение в молекулярна форма, процедираме по следния начин: от лявата страна на йонното уравнение избираме съответния катион за всеки анион и аниона за всеки катион. След това записваме същите йони със същия номер от дясната страна на уравнението, след което комбинираме йоните в молекули:

По този начин формулирането на уравненията на редокс реакциите, използвайки метода на полуреакцията, води до същия резултат като метода на електронния баланс.

Нека сравним двата метода. Предимството на метода на полуреакцията в сравнение с метода на електронния баланс е, че че използва не хипотетични йони, а реални. Всъщност в разтвора няма йони, но има йони.

При метода на полуреакциите не е необходимо да се знае степента на окисление на атомите.

Писането на отделни уравнения на йонна полуреакция е необходимо, за да се разберат химичните процеси в галванична клетка и по време на електролиза. При този метод се вижда ролята на околната среда като активен участник в целия процес. И накрая, когато се използва методът на полуреакция, не е необходимо да се знаят всички получени вещества, те се появяват в уравнението на реакцията при извеждането му. Следователно методът на полуреакциите трябва да бъде предпочитан и използван при изготвянето на уравнения за всички редокс реакции, протичащи във водни разтвори.

Химичните реакции, протичащи с промяна в степента на окисление на елементите, се наричат ​​окислително-възстановителни реакции.

Основните положения на теорията за окисление-редукция

1. Процесът на отдаване на електрони от атом или йон се нарича окисление:

S 0 - 4e - ® S 4+ (окисление)

Атом или йон, който отдава електрони, се нарича редуциращ агент (редуктор): Zn 0 -2e - ® Zn 2+ (окисление).

2. Процесът на добавяне на електрони към атом или йон се нарича възстановяване: S 6+ + 8e - ® S 2- (възстановяване).

Атомите или йоните, които приемат електрони, се наричат ​​окислители (окислител): Cl - + e - ® Cl 0 (редукция).

Окислителят се редуцира по време на реакцията, а редукторът се окислява. Окисляването е невъзможно без едновременното му редуциране и обратно, редукцията на едно вещество е невъзможно без едновременното окисляване на друго.

3. При окислително-редукционните процеси броят на електроните, отдадени в процеса на окисление, винаги трябва да бъде равен на броя на електроните, получени в процеса на редукция.

Пример:

Cu 2+ O 2- + H 2 0 \u003d Cu 0 + H 2 O 2-

окислител Cu 2+ +2e - ® Cu 0 редукция

редуциращ агент H 2 0 - 2e - ® 2H + окисление

4. Изравняването на броя на дадените и получените електрони се извършва чрез избор на коефициенти с предварителна компилация на уравнението на електронния баланс

Пример:

Pb 2+ S 2- + HNO 3 ® S 0 + Pb 2+ (NO 3) 2 + N 2+ O 2- + H 2 O

Редуктор S 2- - 2e - ® S 0 3 окисление

окислител N 5+ + 3e - ® N 2+ 2 редукция

3PbS + 8HNO 3 ® 3S + 3Pb(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

5. При съставянето на уравнението на електронния баланс е необходимо да се изхожда от толкова атоми или йони, колкото са включени в молекулата на изходното вещество, а понякога и в молекулата на реакционните продукти

Пример:

K 2 Cr 2 6+ O 7 + H 2 SO 4 + KJ - ® J 2 0 + Cr 2 3+ (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

Окислител 2Cr 6+ + 6e - ® 2Cr 3+ 2 1 редукция

редуктор 2J - - 2e - ® J 2 0 6 3 окисление

6. Редокс процесите протичат най-често при наличие на среда: неутрална, кисела или алкална.

Избор на коефициенти при редокс реакции

При избора на коефициентите трябва да се вземе предвид основното положение: броят на електроните, отдадени чрез редукция, е равен на броя на електроните, получени чрез окисление.

След идентифициране на окислителя, редуктора се съставя цифрова схема за преход на електрони (уравнение на електронен баланс) към съответното реакционно равенство.

Пример 1 Al + Cl2® AlCl3, където Al – редуциращ агент, Cl2-окислител.

Схема на електронен преход:

Al 0 - 3e - ® Al +3 3 1 окисление

Cl 0 + e - ® Cl 1 1 3 редукция

От тази диаграма може да се види, че за един окислен алуминиев атом са необходими три хлорни атома, за да приемат тези три електрона (виж втората колона). Следователно за всеки алуминиев атом са необходими три хлорни атома или за всеки два алуминиеви атома са необходими три хлорни молекули. Получаваме коефициентите:

2Al + 3Cl 2 \u003d AlCl 3.

Пример 2 N 3- H 3 + O 0 2 ® N 2+ O 2- + H 2 O, където O 2 е типичен окислител, а N 3- H 3 играе ролята на редуциращ агент.

Изготвяме схема (електронен баланс):

N 3- - 5e - ® N +2 5 2 4 окисление

O 0 + 2e - ® O -2 2 5 10 редукция

За 4 азотни атома са необходими 10 атома или 5 кислородни молекули. Получаваме коефициентите:

4NH3 + 5O2 \u003d 4NO + 6H2O.

Специални случаи на съставяне на равенствата на окислително-възстановителните реакции

1. Ако в реакцията броят на електроните, загубени от редуктора, и броят на електроните, приети от окислителя, са четни числа, тогава при намиране на коефициентите броят на електроните се разделя на общия най-голям делител.

Пример:

H 2 SO 3 + HClO 3 ® H 2 SO 4 + HCl

Редуктор S +4 - 2e - ® S +6 6 3 окисление

окислител Cl +5 + 6e - ® Cl - 2 1 редуц

Коефициентите на редуциращия агент и окислителя няма да бъдат 2 и 6, а 1 и 3:

3H 2 SO 3 + 3HClO 3 \u003d 3H 2 SO 4 + HCl.

Ако броят на електроните, загубени от редуктора и получени от окислителя, е нечетен и в резултат на реакцията трябва да се получи четен брой атоми, тогава коефициентите се удвояват.

Пример:

KJ - + KMn +7 O 4 + H 2 S +6 O 4 ® J o 2 + K 2 S +6 O 4 + Mn +2 SO 4 + H 2 O

Редуктор J - -1e - ® J o 5 10 окисление

Коефициентите за окислителя и редуциращия агент няма да бъдат 1 и 5, а 2 и 10:

10KJ + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5J 2 + 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O.

2. Понякога допълнително се изразходва редуциращ агент или окислител за свързване на продуктите, образувани в резултат на реакцията.

Пример:

HBr - + KMn +7 O 4 + HBr ®Br 0 2 + KBr - + Mn +2 Br 2 0 + H 2 O

Редуциращ агент Br - - e - ® Br 0 5 10 окисление

окислител Mn +7 + 5e - ® Mn +2 1 2 редукция

В тази реакция десет молекули HBr реагират като редуциращи агенти и шест молекули HBr са необходими за свързване на получените вещества (образуване на сол):

10HBr + 2KMnO 4 + 6HBr = 5Br 2 + 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O.

3. Както положителните, така и отрицателните йони на молекулата на редуциращия агент се окисляват едновременно.

Пример:

As 2 +3 S 3 -2 + HN +5 O 3 ® H 3 As +5 O 4 + H 2 S +6 O 4 + N +2 O + H 2 O

Тук As +3 йони се окисляват до As 2 +3 йони и в същото време S -2 йони се окисляват до S +6 йони, а N +5 аниони се редуцират до N +2.

2As +3 - 4e - ® 2As +5

редуктори 3S -2 - 24e - ® 3S +6 окисление

окислител N +5 + 3e - ® N +2 редукция

При тази реакция за всеки три As 2 S 3 молекули реагират 28 HNO 3 молекули. Проверяваме правилността на формулирането на уравненията на реакцията, като преброим водородните и кислородните атоми в дясната и лявата част. Така откриваме, че в реакцията влизат още 4 водни молекули, които трябва да бъдат приписани към лявата страна на уравнението за окончателното му записване:

3As 2 S 3 + 28HNO 3 + 4H 2 O = 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO 4 + 28NO

2As +3 –4e®2As +5 4

3S -2 -24e®3S + 24

Редуциращи агенти 2As +3 + 3S -2 - 28e - ®2As +5 + 3S +6 3 окисление

окислител N +5 + 3e - ®N +2 28 редукция

4. Редукторът и окислителят са йони на един и същи елемент, но включени в различни вещества.

Пример:

KJ - + KJ +5 O 3 + H 2 SO 4 ® J 0 2 + K 2 SO 4 + H 2 O

Редуктор J - - e - ® J 0 5 окисление

окислител J +5 + 5e - ®J 0 1 редукция

5KJ + KJO 3 + 3H 2 SO 4 = 3J 2 + 3K 2 SO 4 + 3H 2 O.

5. Редукторът и окислителят са йони на един и същи елемент, които са част от едно и също вещество (самоокисление - самовъзстановяване).

Пример:

HN +3 O 2 ® HN +5 O 3 + N +2 O + H 2 O

Редуктор N +3 - 2e - ® N +5 1 окисление

окислител N +3 + e - ® N +2 2 редукция

Следователно равенството на реакцията

Редокс реакции - реакции, протичащи с промяна в степента на окисление на елементите.

Окисляване- процес на отдаване на електрони от атом

Възстановяване- процесът на получаване на електрони от атом

Редуциращ агентелемент, който отдава електрони

Окислител- елемент, който приема електрони

За визуална, но опростена представа за причините за промяната в зарядите на елементите, нека се обърнем към цифрите:

Атомът е електрически неутрална частица. Следователно броят на протоните е равен на броя на електроните

Ако даден елемент отдаде електрон, неговият заряд се променя. Става положително зареден (ако получава, напротив, отрицателно)

Че. зарядът на даден елемент се влияе от броя на дадените или получените електрони

I. Съставяне на уравнения на окислително-възстановителните реакции

1. Запишете схемата на реакцията

Na + Cl 2 -> NaCl

2. Подреждаме степени на окисление на елементите:

Na 0 + Cl 2 0 -> Na + Cl -

3. Изписваме елементите, които са променили степента на окисление и определяме броя на дарените / получените електрони:

Na 0 -1e -> Na +

Cl 2 + 2e -> 2Cl -

4. Намерете най-малкото общо кратно на броя на дадените и прикрепените електрони:

Че. получихме необходимите коефициенти

5. Подредете коефициентите:

2Na 0 + Cl 2 0 -> 2Na + Cl -

Окислителиса частици (атоми, молекули или йони), които приемат електронипо време на химическа реакция. В този случай степента на окисление на окислителя слизане. В същото време окислители се възстановяват.

Реставратори са частици (атоми, молекули или йони), които даряват електронипо време на химическа реакция. В този случай степента на окисление на редуктора се издига. В същото време реставратори се окисляват.

Химикалите могат да бъдат разделени на типични окислители, типични редуциращи агенти, и вещества, които могат да проявяват както окислителни, така и редуциращи свойства. Някои вещества практически не показват редокс активност.

Да се типични окислители включват:

• прости вещества – неметали с най-силни окислителни свойства (флуор F 2, кислород O 2, хлор Cl 2);
• йониметали или неметалис високи положителни (обикновено по-високи) степени на окисление : киселини (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), соли (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), оксиди (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
• съединения, съдържащи някои метални катиониимайки високи степени на окисление: Pb 4+, ​​Fe 3+, Au 3+ и др.

Типични редуциращи агенти обикновено е:

• прости вещества - метали(редукционните способности на металите се определят от поредица от електрохимични активности);
• сложни вещества, които съдържат атоми или йони на неметали с отрицателна (обикновено по-ниска) степен на окисление: бинарни водородни съединения (H 2 S, HBr), соли на безкислородни киселини (K 2 S, NaI);
• някои съединения, съдържащи катиони с най-ниска положителна степен на окисление(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), които, дарявайки електрони, могат да повишат степента си на окисление;
• съединения, съдържащи комплексни йони, състоящи се от неметали с междинно положително състояние на окисление(S +4 O 3) 2–, (НР +3 O 3) 2– , в които елементите могат, като отдават електрони, повишава положителното си окислително състояние.

Повечето други вещества могат да покажат както окислителни, така и редуциращи свойства.

Типичните окислители и редуциращи агенти са показани в таблицата.

В лабораторна практика най-често използваните са следните окислители :

калиев перманганат (KMnO 4);

калиев дихромат (K 2 Cr 2 O 7);

азотна киселина (HNO3);

концентрирана сярна киселина (H 2 SO 4);

водороден пероксид (H 2 O 2);

оксиди на манган (IV) и олово (IV) (MnO 2 , PbO 2);

стопен калиев нитрат (KNO 3) и стопилки на някои други нитрати.

Да се редуктори които се прилагат в лабораторна практика отнасям се:

• магнезий (Mg), алуминий (Al), цинк (Zn) и други активни метали;
• водород (Н2) и въглерод (С);
• калиев йодид (KI);
• натриев сулфид (Na 2 S) и сероводород (H 2 S);
• натриев сулфит (Na 2 SO 3);
• калаен хлорид (SnCl2).

Класификация на редокс реакциите

Редокс реакциите обикновено се разделят на четири типа: междумолекулни, вътрешномолекулни, реакции на диспропорциониране (самоокисление-саморедукция) и реакции на контрадиспропорциониране.

Междумолекулни реакции протича с промяна в степента на окисление различни елементиот различни реагенти. В същото време те образуват различни продукти на окисление и редукция .

2Al0 + Fe +3 2 O 3 → Al +3 2 O 3 + 2Fe 0,

C 0 + 4HN +5 O 3 (конц.) = C +4 O 2 + 4N +4 O 2 + 2H 2 O.

Вътрешномолекулни реакции са реакции, при които различни елементиот един реагентместя се в различни продукти като:

(N -3 H 4) 2 Cr+6 2 O 7 → N 2 0 + Cr +3 2 O 3 + 4 H 2 O,

2 NaN +5 O -2 3 → 2 NaN +3 O 2 + O 0 2 .

Реакции на диспропорционалност (самоокисление-самовъзстановяване) - това са реакции, при които окислителят и редуциращият агент - същият елемент от същия реагент,който влиза в различни продукти:

3Br 2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO 3 + 3 H 2 O,

Препропорциониране (пропорция, контрадиспропорционалност ) са реакции, при които има окислител и редуциращ агент същият елемент, Кой от различни реагентиотива в един продукт. Реакция, обратна на диспропорционалността.

2H 2 S -2 + S + 4 O 2 \u003d 3S + 2H 2 O

Основни правила за съставяне на редокс реакции

Редокс реакциите са придружени от процеси на окисление и редукция:

Окисляванее процес на отдаване на електрони от редуциращ агент.

Възстановяване е процес на добавяне на електрони към окислител.

Окислител възстановявайки се, и редуциращия агент окислени .

При редокс реакции, електронен баланс: Броят на електроните, които редукторът отдава, е равен на броя на електроните, които окислителят получава. Ако балансът е съставен неправилно, няма да можете да съставите сложни OVR.

Използват се няколко метода за съставяне на редокс реакции (ORR): метод на електронен баланс, метод на електронно-йонен баланс (метод на полуреакция) и други.

Разгледайте подробно метод на електронен баланс .

Много лесно е да „разпознаете“ OVR - достатъчно е да подредите степени на окисление във всички съединения и да определите, че атомите променят степента на окисление:

K + 2 S -2 + 2K + Mn +7 O -2 4 = 2K + 2 Mn +6 O -2 4 + S 0

Изписваме отделно атомите на елементите, които променят степента на окисление, в състояние ПРЕДИ реакцията и СЛЕД реакцията.

Степента на окисление се променя от манганови и серни атоми:

S -2 -2e = S 0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Манганът абсорбира 1 електрон, сярата отдава 2 електрона. В същото време е необходимо да се спазва електронен баланс. Следователно е необходимо да се удвои броят на мангановите атоми и да се остави броят на серните атоми непроменен. Посочваме балансовите коефициенти както преди реактивите, така и преди продуктите!

Схема за съставяне на OVR уравнения по метода на електронния баланс:

внимание!В реакцията може да има няколко окислителя или редуктора. Балансът трябва да бъде съставен така, че ОБЩИЯТ брой на дадените и получените електрони да е еднакъв.

Общи модели на редокс реакции

Продуктите на редокс реакциите често зависят от условия на процеса. Обмисли основните фактори, влияещи върху хода на редокс реакциите.

Най-очевидният определящ фактор е реакционен разтвор среда - . Като правило (но не задължително), веществото, определящо средата, е посочено сред реагентите. Възможни са следните опции:

• окислителна активност се засилва в по-кисела среда и оксидантът се редуцира по-дълбоко(например калиев перманганат, KMnO 4, където Mn +7 се редуцира до Mn +2 в кисела среда и до Mn +6 в алкална среда);
• окислителна активност се засилва в по-алкална среда, а окислителят се редуцира по-дълбоко (например калиев нитрат KNO 3, където N +5, когато взаимодейства с редуциращ агент в алкална среда, се редуцира до N -3);
• или окислителят практически не подлежи на промени в околната среда.

Реакционната среда дава възможност да се определи съставът и формата на съществуване на останалите OVR продукти. Основният принцип е, че се образуват продукти, които не взаимодействат с реагентите!

Забележка! дАко средата на разтвора е кисела, тогава сред реакционните продукти не могат да присъстват основи и основни оксиди, т.к взаимодействат с киселина. Обратно, в алкална среда е изключено образуването на киселина и киселинен оксид. Това е една от най-честите и най-груби грешки.

Освен това посоката на OVR потока се влияе от природата на реагентите. Например, по време на взаимодействието на азотна киселина HNO 3 с редуциращи агенти се наблюдава модел - колкото по-голяма е активността на редуциращия агент, толкова повече азот N + 5 се редуцира.

С увеличение температура повечето OVR са склонни да бъдат по-интензивни и по-дълбоки.

При хетерогенни реакции съставът на продуктите често се влияе от финост на твърдото вещество . Например прахообразният цинк с азотна киселина образува един продукт, докато гранулираният цинк образува напълно различни продукти. Колкото по-голяма е степента на смилане на реагента, толкова по-голяма е неговата активност, обикновено.

Помислете за най-типичните лабораторни окислители.

Основни схеми на редокс реакции

Схема за възстановяване на перманганати

Перманганатите съдържат мощен окислител - манганв степен на окисление +7. Соли на манган +7 оцветяват разтвора виолетовоцвят.

Перманганатите, в зависимост от средата на реакционния разтвор, се редуцират по различни начини.

AT кисела среда възстановяването е по-дълбоко Mn2+. Мангановият оксид в степен на окисление +2 проявява основни свойства, следователно, в кисела среда се образува сол. Соли на манган +2 безцветен. AT неутрален разтвор манганът се възстановява до степента на окисление +4 , с образование амфотерен оксид MnO2 — кафяво утайка, неразтворима в киселини и основи. AT алкаленсреда, манганът се редуцира минимално – с точност до степени на окисление +6 . Мангановите съединения +6 проявяват киселинни свойства, в алкална среда образуват соли - манганати. Манганатите дават разтвора зелено оцветяване .

Помислете за взаимодействието на калиев перманганат KMnO 4 с калиев сулфид в кисела, неутрална и алкална среда. При тези реакции продуктът на окисление на сулфидния йон е S 0 .

5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 \u003d 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,

3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O = 2 MnO 2 ↓ + 3 S↓ + 8 KOH,

Често срещана грешка в тази реакция е индикацията за взаимодействието на сяра и алкали в реакционните продукти. Въпреки това, сярата взаимодейства с алкали при доста тежки условия (повишена температура), което не отговаря на условията за тази реакция. При нормални условия ще бъде правилно да се посочи точно молекулярната сяра и алкалите отделно, а не продуктите от тяхното взаимодействие.

K 2 S + 2 KMnO 4 - (KOH) \u003d 2 K 2 MnO 4 + S ↓

Трудности възникват и при съставянето на тази реакция. Факт е, че в този случай не е необходимо записването на молекулата на средата (KOH или друга основа) в реагентите за изравняване на реакцията. Алкалите участват в реакцията и определят продукта от редукция на калиев перманганат, но реагентите и продуктите се изравняват дори без участието му. Този привидно парадокс може лесно да бъде разрешен, ако си спомним, че химическата реакция е просто условна нотация, която не показва всеки протичащ процес, а е просто отражение на сумата от всички процеси. Как да го определите сами? Ако действате според класическата схема - коефициенти на баланс-баланс - изравняване на метали, тогава ще видите, че металите се изравняват чрез коефициенти на баланс и присъствието на алкали от лявата страна на уравнението на реакцията ще бъде излишно.

Перманганатиокислявам:

• неметалис отрицателна степен на окисление към прости вещества (със степен на окисление 0), изключения — фосфор, арсен - до +5 ;
• неметалис междинно състояние на окисление до най-висока степен на окисление;
• активни метали стабилно положителен степента на окисление на метала.

KMnO 4 + NeMe (най-нисък d.d.) = NeMe 0 + други продукти

KMnO 4 + NeMe (междинен s.o.) = NeMe (по-висок s.o.) + други продукти

KMnO 4 + Me 0 = Me (стабилно s.d.) + други продукти

KMnO 4 + P -3, As -3 = P +5, As +5 + други продукти

Схема за възстановяване на хромат/бихромат

Характеристика на хрома с валентност VI е, че той образува 2 вида соли във водни разтвори: хромати и бихромати, в зависимост от средата на разтвора. Активни метални хромати (например K 2 CrO 4) са соли, които са стабилни в алкаленоколен свят. Дихромати (бихромати) на активни метали (например K 2 Cr 2 O 7) - соли, стабилни в кисела среда .

Съединенията на хром (VI) се редуцират до съединения на хром(III). . Хромните съединения Cr +3 са амфотерни и в зависимост от средата на разтвора те съществуват в разтвор в различни форми: в кисела среда под формата соли(амфотерните съединения образуват соли при взаимодействие с киселини), в неутрална среда - неразтворими амфотерен хром (III) хидроксид Cr(OH) 3 , а в алкална среда се образуват съединения на хром (III). комплексна сол, например, калиев хексахидроксохромат (III) K 3 .

Съединения на хром VIокислявам:

• неметалив отрицателна степен на окисление към прости вещества (със степен на окисление 0), изключения — фосфор, арсен - до +5;
• неметалив междинно състояние на окисление до най-висока степен на окисление;
• активни метали от прости вещества (точка на окисление 0) до съединения с стабилно положителен степента на окисление на метала.

Хромат/бихромат + neMe (отрицателен d.d.) = neMe 0 + други продукти

Хромат/бихромат + NeMe (междинно положително s.d.) = NeMe (най-високо s.d.) + други продукти

Хромат / бихромат + Me 0 \u003d Me (стабилен s.d.) + други продукти

Хромат/дихромат + P, As (отрицателен d.d.) = P, As +5 + други продукти

Разграждане на нитрати

Нитратните соли съдържат азот в степен на окисление +5 - силен окислител. Такъв азот може да окисли кислорода (O -2). Това се случва при нагряване на нитратите. В този случай в повечето случаи кислородът се окислява до степен на окисление 0, т.е. преди молекулярно кислород O2 .

В зависимост от вида на метала, който образува солта, по време на термичното (температурно) разлагане на нитратите се образуват различни продукти: ако активен метал(в поредицата от електрохимична активност са към магнезий), тогава азотът се редуцира до степен на окисление +3 и при разлагане образуват се нитритни соли и молекулярен кислород .

Например:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .

Активните метали се срещат в природата под формата на соли (KCl, NaCl).

Ако даден метал е в серията за електрохимична активност отдясно на магнезий и отляво на мед (включително магнезий и мед) , тогава разлагането произвежда метален оксидв стабилно състояние на окисление, азотен оксид (IV)(кафяв газ) и кислород. По време на разлагането се образува и метален оксид литиев нитрат .

Например, разлагане цинков нитрат:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2.

Металите със средна активност най-често се срещат в природата под формата на оксиди (Fe 2 O 3, Al 2 O 3 и др.).

йони метали, разположен в поредицата от електрохимична активност вдясно от медтаса силни окислители. При разграждане на нитратите, подобно на N +5, участват в окислението на кислорода и се редуцират до прости вещества, т.е. образува се метал и се отделят газове азотен оксид (IV) и кислород .

Например, разлагане сребърен нитрат:

2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + O 2 .

Неактивните метали се срещат в природата под формата на прости вещества.

Някои изключения!

Разграждане амониев нитрат :

В молекулата на амониевия нитрат има както окислител, така и редуциращ агент: азотът в степен на окисление -3 проявява само редуциращи свойства, азотът в степен на окисление +5 само окислява.

При нагряване амониев нитрат разлагащи се. При температури до 270 o C, азотен оксид (I)("смеещ се газ") и вода:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Това е пример за реакция контрадиспропорционалност .

Получената степен на окисление на азота е средноаритметичното на степента на окисление на азотните атоми в оригиналната молекула.

При по-висока температура азотният оксид (I) се разлага на прости вещества - азоти кислород:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O

При разграждане амониев нитрит NH4NO2възниква и контрадиспропорционалност.

Получената степен на окисление на азота също е равна на средноаритметичното на степени на окисление на изходните азотни атоми - окислителя N +3 и редуциращия агент N -3

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

Термично разлагане манганов (II) нитрат придружено от окисление на метала:

Mn(NO 3) 2 \u003d MnO 2 + 2NO 2

Железен(II) нитрат при ниски температури се разлага до железен оксид (II), при нагряване желязото се окислява до степен на окисление +3:

2Fe(NO 3) 2 → 2FeO + 4NO 2 + O 2 при 60°C
4Fe(NO 3) 2 → 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 при >60°C

Никелов (II) нитрат при нагряване се разлага до нитрит.

Окислителни свойства на азотната киселина

Азотна киселина HNO 3 при взаимодействие с метали е практически никога не образува водород , за разлика от повечето минерални киселини.

Това се дължи на факта, че киселината съдържа много силен окислител - азот в степен на окисление +5. При взаимодействие с редуциращи агенти - метали се образуват различни продукти на азотна редукция.

Азотна киселина + метал \u003d метална сол + продукт за редукция на азот + H 2 O

Азотната киселина може да се превърне в азотен оксид (IV) NO 2 (N +4); азотен оксид (II) NO (N +2); азотен оксид (I) N 2 O ("весещ газ"); молекулярен азот N2; амониев нитрат NH 4 NO 3. По правило се образува смес от продукти с преобладаване на един от тях. В този случай азотът се редуцира до степен на окисление от +4 до -3. Дълбочината на възстановяване зависи преди всичко по природа редуциращ агенти от концентрацията на азотна киселина . Ето как работи правилото: колкото по-ниска е концентрацията на киселината и колкото по-висока е активността на метала, толкова повече електрони получава азотът и толкова повече редуцирани продукти се образуват.

Някои модели ще ви позволят да определите правилно основния продукт на редукция на азотна киселина от метали в реакцията:

• под действие много разредена азотна киселина на металиобикновено се образуват амониев нитрат NH4NO3;

Например, взаимодействие на цинк с много разредена азотна киселина:

4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

• концентрирана азотна киселинана студено пасивира някои метали - хром Cr, алуминий Al и желязо Fe . Когато разтворът се нагрее или разреди, реакцията протича;

метална пасивация - това е прехвърлянето на металната повърхност в неактивно състояние поради образуването на тънки слоеве от инертни съединения върху металната повърхност, в този случай главно метални оксиди, които не реагират с концентрирана азотна киселина

• Азотна киселина не реагира с метали от платиновата подгрупа — злато Au, платина Pt и паладий Pd;

• при взаимодействие концентрирана киселина с неактивни метали и метали със средна активностазотенкиселина се редуцира до азотен оксид (IV) НЕ 2 ;

Например, окисление на мед с концентрирана азотна киселина:

Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

• при взаимодействие концентрирана азотна киселина с активни метали образувани азотен оксид (I) N 2 O ;

Например, окисление натрийконцентриран азотна киселина:

Na + 10HNO 3 \u003d 8NaNO 3 + N 2 O + 5H 2 O

• при взаимодействие разредена азотна киселина с неактивни метали (в серията активност вдясно от водорода) киселината се редуцира до азотен оксид (II) NO ;
• при взаимодействие разредена азотна киселина с метали с междинна активност или азотен оксид (II) NO, или азотен оксид N 2 O, или молекулярен азот N 2 - в зависимост от допълнителни фактори (метална активност, степен на смилане на метала, степен на киселинно разреждане, температура).
• при взаимодействие разредена азотна киселина с активни метали образувани молекулярен азот N 2 .

За приблизително определяне на продуктите от редукция на азотна киселина при взаимодействие с различни метали, предлагам да се използва принципът на махалото. Основните фактори, които изместват позицията на махалото са концентрацията на киселината и активността на метала. За да опростим, ние използваме 3 вида киселинни концентрации: концентрирана (повече от 30%), разредена (30% или по-малко), много разредена (по-малко от 5%). Разделяме металите по активност на активни (преди алуминия), средноактивни (от алуминий до водород) и неактивни (след водорода). Продуктите от редукцията на азотната киселина са подредени в низходящ ред според степента на окисление:

NO2; НЕ; N20; N 2; NH4NO3

Колкото по-активен е металът, толкова повече се движим надясно. Колкото по-голяма е концентрацията или колкото по-ниско е разреждането на киселината, толкова повече се изместваме наляво.

Например , концентрирана киселина и неактивен метал мед Cu взаимодействат. Следователно, преместваме се в крайна лява позиция, образуват се азотен оксид (IV), меден нитрат и вода.

Взаимодействие на метали със сярна киселина

Разредена сярна киселина взаимодейства с металите като нормална минерална киселина. Тези. взаимодейства с метали, които са разположени в поредица от електрохимични напрежения до водород. Окислителят тук е Н + йони, които се редуцират до молекулярен водород Н2. В този случай металите се окисляват, като правило, до минимум степен на окисление.

Например:

Fe + H 2 SO 4 (razb) \u003d FeSO 4 + H 2

взаимодейства с метали, стоящи в поредица от напрежения преди и след водорода.

H 2 SO 4 (конц.) + метал \u003d метална сол + редукционен продукт на сяра (SO 2, S, H 2 S) + вода

Когато концентрираната сярна киселина взаимодейства с металите, се образува метална сол (в стабилно състояние на окисление), вода и продукт на редукция на сяра - серен диоксид S +4 O 2, молекулярна сяра S или сероводород H 2 S -2, в зависимост от степента на концентрация, активността на метала, степента му на смилане, температура и др. При взаимодействие на концентрирана сярна киселина с метали не се образува молекулярен водород!

Основните принципи на взаимодействието на концентрирана сярна киселина с метали:

1. концентрирана сярна киселина пасивира алуминий, хром, желязо при стайна температура или на студено;

2. концентрирана сярна киселина не взаимодейства с злато, платина и паладий ;

3. ОТ неактивни металиконцентрирана сярна киселинавъзстановява се до серен оксид (IV).

Например, медта се окислява с концентрирана сярна киселина:

Cu 0 + 2H 2 S +6 O 4 (конц.) = Cu +2 SO 4 + S +4 O 2 + 2H 2 O

4. При взаимодействие с активни метали и цинкформи на концентрирана сярна киселинасяра S или сероводород H 2 S 2- (в зависимост от температурата, степента на смилане и активността на метала).

Например , взаимодействие на концентрирана сярна киселина с цинк:

8Na 0 + 5H 2 S +6 O 4 (конц.) → 4Na 2 + SO 4 + H 2 S — 2 + 4H2O

Водороден прекис

Водородният пероксид H 2 O 2 съдържа кислород в степен на окисление -1. Такъв кислород може както да увеличи, така и да намали степента на окисление. По този начин водородният прекис проявява както окислителни, така и редуциращи свойства.

При взаимодействие с редуциращи агенти водородният пероксид проявява свойствата на окислител и се редуцира до степен на окисление -2. По правило продуктът от редукция на водороден пероксид е вода или хидроксиден йон, в зависимост от условията на реакцията. Например:

S +4 O 2 + H 2 O 2 -1 → H 2 S +6 O 4 -2

При взаимодействие с окислители пероксидът се окислява до молекулярен кислород (степен на окисление 0): O 2 . Например :

2KMn +7 O 4 + 5H 2 O 2 -1 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 0 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

Много вещества имат специални свойства, които в химията се наричат ​​окислителни или редуциращи.

Някои химикали проявяват свойствата на окислители, други - редуциращи агенти, докато някои съединения могат да проявяват и двете свойства едновременно (например водороден пероксид H 2 O 2).

Какво е окислител и редуциращ агент, окисление и редукция?

Редокс свойствата на дадено вещество са свързани с процеса на отдаване и приемане на електрони от атоми, йони или молекули.

Окислителят е вещество, което приема електрони по време на реакция, т.е. се редуцира; редуциращ агент - отдава електрони, т.е. окислява се. Процесите на прехвърляне на електрони от едно вещество към друго обикновено се наричат ​​редокс реакции.

Съединения, съдържащи атоми на елементи с максимална степен на окисление, могат да бъдат окислители само поради тези атоми, т.к. те вече са се отказали от всичките си валентни електрони и са в състояние да приемат само електрони. Максималната степен на окисление на атом на даден елемент е равна на номера на групата в периодичната таблица, към която принадлежи елементът. Съединенията, съдържащи атоми на елементи с минимална степен на окисление, могат да служат само като редуциращи агенти, тъй като те са способни да отдават само електрони, тъй като външното енергийно ниво на такива атоми се допълва от осем електрона