Окислительно-восстановительные реакции (стр. 1 )

Задание 36

Окислительно-восстановительные реакции.

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Окислением  называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.

Например:

Al0 – 3e =Al+3  Fe+2 + e = Fe+3 

  H02 –2e = 2H+  2Cl – -  2e = Cl02

При окислении степень окисления повышается.

Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Например :

S0 + 2e = S-2  Fe+3 + e = Fe+2  Cl02 + 2e = 2Cl-

При восстановлении степень окисления понижается.

  Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями. Во время реакции они окисляются.

Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются.

  Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, восстановление всегда связано с окислением.

Восстановители	Продукты окисления	Условия
1. Металлы, м	М+, М2+, М3+	кислая и нейтральная среда
2. Металлы, образующие  амфотерные гидроксиды: Ве, Zn, Al	[Zn(OH)4]2-, [Al(OH)4]-, ZnO22-, AlO2-	щелочная среда (раствор), щелочная среда   (сплавление)
3. Углерод, С	СО СО2	при высокой температуре, при горении,   в кислой среде
4. Оксид углерода (II), СО	СО2
5. Сера, S	SO2, SO42-, SO32-	кислая среда, щелочная среда
6. Сероводород, H2S,   cульфиды, S2-	S   SO2 H2SO4, SO42-	с сильными окислителями, при обжиге, с сильными окислителями
7. Оксид серы (IV), SO2,   cернистая кислота H2SO3,   сульфиты SO32-(Na2SO3)	SO3 H2SO4, SO42-(Na2SO4)	в газовой сфере, в водных растворах
8. Фосфор, Р,   фосфорин РН3,   фосфиты РО33-	Р2О5 Н3РО4, РО43-	в газовой сфере, в водных растворах
9. Аммиак, NH3	N2   NO	в большинстве случаев, каталитическое окисление
10.Азотистая кислота, HNO2,   нитриты NO2-(KNO2)	HNO3 NO3-(KNO3)
11. Галогеноводороды,   кислоты HCl, HBr, HI   и их соли	Cl2, Br2, I2
12. Катионы Cr3+	CrO42 - Cr2O72 -	щелочная среда, кислая среда
13. Катионы Fe2+, Cu+	Fe3+, Cu2+
14. Катионы Mn2+	MnO2   MnO42- MnO4-	нейтральная среда, щелочная среда, кислая среда
15. Пероксид водорода, Н2О2	О2 + Н+   О2 + Н2О	кислая среда. нейтральная среда

  Поведение восстановителей

  Сера

а) в кислой среде с сильным окислителем превращается в сульфаты

5S + 6KClO3 +2H2O → 3Cl2 + 3K2SO4 + 2H2SO4

б) в щелочной среде в сульфиты

  3S + 6KOH → 2K2S + K2SO3 + 3H2O

  4S + 6KOH → K2S2O3 + 2K2S +3H2O

  Сероводород  и сульфиды

а) со слабым окислителем превращаются в серу:

3H2S + 2HMnO4 → 3S + 2MnO2 + 4H2O

2H2S + H2SO3 → 3S + 3H2O

H2S + SO2 → S + H2O

SO2 + 2H2S  → 3S + 2H2O

2HNO3 (разб.) + 3H2S → 3S + 2NO + 4H2O

б) с сильным окислителем в сульфаты или серную кислоту

24HNO3 (конц.) + Al2S3 →  Al2(SO4)3 + 24NO2­ + 12H2O

8HNO3 (конц.) + H2S  → H2SO4 + 8NO2 + 4H2O

в) с окислителем в безводной среде в SO2

H2SO4 (к) + H2S  →  4SO2 + 4H2O

  Сульфиты превращаются в сульфаты

3К2SO3 + K2Cr2O7 + 4H2O→ 3К2SO4+ 2Cr(OH)3+2KOH

  Нитриты  окисляются до нитратов

KNO2 + H2O2 → KNO3 + H2O

  Аммиак  окисляется до азота или NO:

2NH3 +3CuO → 3Cu + 3H2O + N2

2NH3 + 3Cl2 → N2+ 6HCl

4NH3+ 3O2 → 2N2 + 6H2O

4NH3+ 5O2 → 4NO + 6H2O (окисляется в присутствие Pt)

Невысшие оксиды фосфора и серы в безводной среде – до высших оксидов, в водной нейтральрой и кислой среде – до высших кислот, в щелочной среде – до солей высших кислот.

5КClO3 + 6P → 3P2O5 + 5KCl

SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr

Галогеноводороды  и галогениды

Окисляются до свободных галогенов, в случае очень сильных окислителей – до галогенат-анионов ГалО3–.

2HI +  H2O2 → I2 + 2H2O

6HCl + KClO3  → 3Cl2 + KCl + 3H2O

4HCl + MnO2  → MnCl2 + Cl2 + 2H2O

2KI +  H2O2 + H2SO4 → I2 + K2SO4 + 2H2O

2HI +  H2O2 → I2+ 2H2O

Углерод до угарного или углекислого  газа, угарный газ до углекислого газа

  Ca3(PO4)2 + 5C+ 3SiO2  →  3CaSiO3+ 5CO +2P

  Кремний до силикатов

  Si + 2KOH + H2O → K2SiO3 + 2H2

  Фосфор до Р2О5

P + 5HNO3(конц.) →  H3PO4 + 5NO2 + H2O

  Фосфин до фосфорной кислоты

PH3 + 8AgNO3 + 4H2O → 8Ag + H3PO4 + 8HNO3

3PH3 + 4HClO3 → 4HCl + 3H3PO4

PH3 + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + H3PO4 + K2SO4 + H2O

  Н2О2

а)  в кислой среде до О2

3H2O2 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3O2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

б) в нейтральной среде до О2 и Н2О

2KMnO4 + 3H2О2  → 3О2 + 2MnO2 + 2KOH + 2H2O

Соли железа (II) – до солей железа (III) в кислой среде, до гидроксида железа (III) – в нейтральной и щелочной среде, очень сильные окислители в щелочной среде приводят к окислению до феррата К2FeO4.

4HNO3 (конц.) + FeO  →  Fe(NO3)3 + NO2­ + 2H2O

10HNO3(разб.) + 3FeО  → 3Fe(NO3)3 + NO­ + 5H2O

4HNO3 (конц.) + FeCl2 → Fe(NO3)3 + 2HCl + NO2 + H2O

  Соединения марганца: соли марганца (II), оксид марганца (IV) и манганаты

а) в кислой среде до перманганата KMnO4 или марганцевой кислоты HMnO4: 

2Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 → 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 2H2O

2MnSO4+ 5NaBiO3 +16HNO3  → 2HMnO4  + 2Na2SO4  +7H2O  + NaNO3+5Bi (NO3)3

2Mn(NO3)2 + 5NaBiO3 + 16HNO3 → 2HMnO4 + 5NaNO2 + 5Bi(NO3)3 + 7H2O

K2MnO4 + 8HCl → MnCl2 + Cl2 + 2KCl + 4H2O

2Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 → 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 2H2O

2Mn(NO3)2 + 5NaBiO3 + 16HNO3 → 2HMnO4 + 5NaNO2 + 5Bi(NO3)3 + 7H2O

б) в нейтральной среде - до МnО2 (бурый осадок):

MnCl2 + O3 +H2O →  MnO2 + O2 + 2HCl

2K2S + 2K2MnO4 + 4H2O → 2S + 2MnO2 + 8KOH

в) в щелочной среде до манганата калия K2МnО4 (зеленоватого раствора):

MnO2 +KNO3  + 2KOH→  K2MnO4  + H2O  + KNO2

Mn(OH)2 + 2Cl2  + 6KOH →  K2MnO4  + 4H2O + 4KCl

MnO2 + Na2CO3 + NaNO3 → Na2MnO4 + NaNO2 + CO2­

Соли хрома (II) окисляются до солей хрома (III), соли хрома (III) -  в щелочной среде до хроматов, в кислой – до дихроматов или дихромовой кислоты.

4CrCl2 + 4HCl + O2 → 4CrCl3 + 2H2O.

2CrCl3 +  HClO3 + 4H2O  → H2Cr2O7 +7HCl

  Типичные металлы до ионов металлов в кислой и нейтральной среде, амфотерные металлы до солей, в т. ч. комплексных

8 Na + 9 HNO3(разб.) → 8 NaNO3 + NH3 + 3H2O

3Zn + 4H2SO4 (конц.) → 3ZnSO4 + S + 4H2O

Zn + 2NaOH + 2H2O →  Na2[Zn(OH)4] + H2

Zn + 2NaOH (расплав) →  Na2ZnO2 + H2

Окислители	Продукты восстановления	Условия
1. Галогены, F2, Cl2, Br2, I2	F -, Cl -, Br -, I -
2. Оксокислоты, хлора,   брома и их соли:   HClO, HBrO, HClO3,HBrO3	Cl -, Br -
3. Кислород, О2	O2-
4. Озон, О3	Н2О + О2 ОН - + О2	кислая среда, нейтральная среда
5. Сера, S	S2-
6. Оксид серы (VI), SO3	SO2
7. Оксид серы (IV), SO2	S
8. Азотистая кислота, HNO2,   нитриты, NO2-	NO N2	в большинстве случаев, с солями аммония
9. Оксид азота (IV), NO2 более сильный окислитель, чем HNO3,	NO N2   NH3	в большинстве случаев
10. Нитраты, NO3-	NO2-   NH3	в расплавах, с сильными восстановителями:
11. Хроматы, CrO42-,   дихроматы, Cr2O72-	[Cr(OH)6]3- Cr(OH)3 Cr3+	щелочная среда, нейтральная среда, кислая среда
12. Катионы, Fe3+, Cu2+	Fe2+, Cu+
13. Перманганаты, MnO4 -	Mn2+ + H2O MnO2 + щелочь MnO42- + H2O	кислая среда, нейтральная, слабощелочная среда, сильнощелочная среда
14. Пероксид водорода, Н2О2	Н2О ОН -	кислая среда, нейтральная и щелочная среда
15. H2SO4 (конц.), HNO3	рассмотрены отдельно

ПЕРМАНГАНАТ КАЛИЯ КАК ОКИСЛИТЕЛЬ.