Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции.

Окислители.

№ п/п	Окислитель	Восстановле-нная форма	Среда	Примечания
1.	KMnO4	Mn2+ MnO2 MnO42-	Кислая Нейтр. или слабощёлочная Сильнощёлочная
2.	MnO2	Mn2+
3.	K2Cr2O7	Cr3+ CrO2-	Кислая или нейтр. Щёлочная	В нейтр. возм. Cr(OH)3 Или [Cr(OH)6]3-
4.	K2CrO4 Na2CrO4	Cr3+ CrO2-	Кислая или нейтр. Щёлочная	В нейтр. возм. Cr(OH)3 или [Cr(OH)6]3-
5	CrO3	Cr3+ CrO2-	Кислая или нейтр. Щёлочная	В нейтр. возм. Cr(OH)3 или [Cr(OH)6]3-
6.	HNO3разб. HNO3 оч. разб. HNO3 конц.	NO NH3 или NH4+ N2O NO2		С малоак. мет. и немеет. С щёл. или щ/зем. мет. С активными металл. С неакт. мет. и немеет.
7.	NaNO3	NH3		C Al и Zn
8.	HNO2	NO
9.	KNO2	NO
10.	H2SO4 разб. H2SO4 конц.	H2 SO2 H2S S		С мет. левее водорода С малоак. мет. и немеет. С актив. металлами. С остальными металл.
11.	Соли MхAnу AgNO3 Ag2O AuCl3 HgCl2 FeCl3 CrCl3 SnCl4 CuCl2	М∙ Мп+(п<у) Ag Ag Au Hg+ Fe2+ Cr3+ Sn2+ Cu2+		Малоактив. металлы. Металлы сред. актив
12	H2O2	H2O 2OH­­–	Кислая или нейт. Щёлочная
13.	Cl2	Cl–
14.	Br2	Br–
15.	I2	I–
16.	HClO	Cl–		Возможно Cl2
17.	HBrO	Br–		Возможно Br2
18.	HIO	I–		Возможно I2
19.	HClO2	Cl–
20.	HClO3	Cl­–		Возможно Cl2
21.	HBrO3	Br–		Возможно Br2
22.	HIO3	I–		Возможно I2
23.	O2	O–2 (H2O)
24.	O3	O2
25.	PbO2	Pb2+ PbO22-	Кислая Щёлочная
26.	SbCl5	SbCl3
27.	CaOCl2	Cl–
28.	H3PO3	P или PH3
29.	Na2SO3	S
30.	N2H4	NH3

Восстановители.

№ п/п	Восстановитель	Окисленная форма	Среда	Примечания
1.	Мо Al	Мп+ Al3+ [Al(OH)4]– AlO2–	Кислая Щёлочная Щёлочная	В растворе Сплавление
2.	Zn	Zn2+ [Zn(OH)4]– ZnO22–	Кислая Щёлочная Щёлочная	В растворе Сплавление
3.	Pb	Pb2+ PbO22–	Кислая Щёлочная
4.	H2	H+
5.	S	SO2 SO42– SO32–		При обжиге В растворе Чаще SO4
6.	C	CO CO2 CO32–		Недостаток О2 - обжиг Избыток О2 - обжиг В растворе
7.	P	P2O3 P2O5 PO43–		Недостаток O2 – обжиг Избыток O2 – обжиг В растворе
8.	NH3	NO		Возможно N2 или NO2
9.	HCl, HBr, HI	Cl2, Br2, I2
10.	Соли Mn2+	MnO4– MnO2 MnO42–	Кислая Нейтральная Щёлочная
11.	MnO2	MnO4– MnO42–	Кислая Щёлочная
12.	Соли Cr2+	Cr3+ CrO2–	Кислая Щёлочная
13.	PH3	PO43–
14.	KClO3	ClO4–		Нетипичен
15.	As2O3	AsO43– As2O5	В растворе Обжиг
16.	HNO2	NO3–		С сильным окислител.
17.	KNO2	NO3–
18.	Соли Fe2+	Fe3+ FeO42–		С сильн. окислителем
19.	Соли Cr3+	Cr2O72– CrO42–	Кислая или нейтр Щёлочная
20.	KCrO2	CrO42–
21.	H2S	S		SO2 или SO42–
22.	Na2S	S		Иногда SO42–
23.	H2SO3	SO42–
24.	K2SO3	SO42–		Более харак. восст. св.
25.	CuCl	CuCl2
26.	SnCl2	Sn4+
27.	H3PO3	PO43–
28.	H2O2	O2
29.	I2	IO3–
30.	Cl2	ClO3–
31.	Br2	BrO3–
32.	N2H4	N2

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.

А. Метод электронного баланса.

Записывают схему реакции:

Определяют, атомы каких элементов изменяют степень окисления:

Fe+2SO4 + K2Cr2+6O7 + H2SO4 = Fe2+3(SO4)3 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Составляют электронные уравнения процессов окисления и восстановления:

Восстановитель Fe2+– 1ē = Fe3+ процесс окисления

Окислитель 2Cr+6 + 6ē = 2Cr3+ процесс восстановления

4. Число отданных и полученных электронов должно быть одинаково:

Fe2+ – 1ē = Fe3+ | × 6 6Fe2+ – 6ē = 6Fe3+

2Cr+6 + 6ē = 2Cr3+| × 1 2Cr+6 + 6ē = 2Cr3+

5. Найденные коэффициенты ставят сначала в правой части, потом для формул всех остальных веществ.

6FeSO4 + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

Примечание по пункту №3.

– атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями

– процесс отдачи электронов называется окислением

– атомы, молекулы или ионы, присоединяющие ē называются окислителями

– процесс присоединения электрона называется восстановлением.

Б. Ионно-электронный метод.

1. Записывают схему реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах и определяют ионы или молекулы, которые изменяют степень окисления

Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 = Na2SO4 + MnSO4 +K2SO4 + H2O

2Na+ + SO32–+ K+ +MnO4– + 2H++ SO42– = 2Na++ SO42–+ Mn2++ SO42–+ 2K++ SO42-+ H2O

SO32– → SO42– MnO4– → Mn2+

2. Составляют ионно-молекулярное уравнение каждой полуреакции и уравнивают числа атомов всех элементов.

А. Если исходный ион или молекула содержат больше атомов кислорода, чем продукт реакции, то:

– в кислой среде в левую часть добавляют ионы водорода (H+), в правую - воду (H2O)

– в щёлочной и нейтральной среде в левую часть добавляют H2O, в правую – OH–

Б. Если исходный ион или молекула содержат меньше атомов кислорода, чем продукт реакции, то:

– в кислой и нейтральной среде в левую часть добавляют H2O, в правую – H+

– в щёлочной среде в левую часть – гидроксид-ионы (OH–), в правую – воду (H2O).

SO32– + H2O = SO42– + 2H+

MnO4– + 8H+ = Mn2+ + 4H2O

3. Составляют электронно-ионные уравнения полуреакции

SO32– + H2O – 2ē = SO42– + 2H+│x 5

MnO4– + 8H+ +5ē = Mn2++ 4H2O │x 2

4. Суммируют полученные электронно-ионные уравнения

5SO32– + H2O – 10ē + 2MnO4– + 16H+ + 10ē = 2Mn2+ + 8H2O + 5SO42– + 10H+

Сокращают подобные члены

5SO32–+ 2MnO4– + 6H+ = 2Mn2+ + 3H2O + 5SO42–

6. Составляют молекулярное уравнение

5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 +K2SO4 + 3H2O.

Типы окислительно-восстановительных реакций.

Различают три типа окислительно-восстановительных реакций:

– Межмолекулярные реакции – это реакции, которые протекают с изменением степени окисления атомов в разных молекулах.

Fe0 + Cu+2SO4 = Fe+2SO4 + Cu0

– Внутримолекулярные реакции – это реакции, которые сопровождаются изменении-ем степени окисления разных атомов в одной и той же молекуле.

2Cu(N+5O3-2)2 = 2CuO + 4N+4O2 + O20

– Реакции диспропорционирования (самоокисления - самовосстановления) – это реа-кция, в которых происходит одновременное изменение степени окисления атомов одного и того же элемента.

2Cl20 + 6KOH = 5KCl-1 + KCl+5O3 + 3H2O

Вопросы для самоконтроля.

К какому типу окислительно-восстановительных реакций относятся приведённые ниже реакции?

1. KClO3 = KClO4 + KCl

2. KClO3 = KCl + O2

3. (NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + H2O

4. Cu(NO3)2 = CuO + NO2 + O2

5. N2SO3 = Na2SO4 + Na2S

6. Al + NaOH + H2O = NaAlO2 + H2

7. KMnO4 + K2SO3 + KOH = K2MnO4 + K2SO4 + H2O

8. NH4NO3 = N2O + H2O

9. KMnO4 +NH3 = KNO3 + MnO2 + KOH + H2O

10. CH3–CH2OH + Na2Cr2O7 + H2SO4 → CH3–COOH + Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + H2O

Подберите коэффициенты к каждой реакции методом электронного баланса.