АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция

Полуреакций. Направление протекания ОВР

Читайте также:
  1. Бихевиористское направление в менеджменте Абрахама Маслоу
  2. Варшавско-Берлинское направление
  3. Внутренняя политика второй четверти XIX века. Факторы, обусло- вившие ее направление и методы политической деятельности Николая I.
  4. Восточное направление внешней политики России во второй четверти XIX в.
  5. Глава 2 КАЛИДОНСКОЕ НАПРАВЛЕНИЕ
  6. Глава 8. Социально — когнитивное направление в теории личности: Альберт Бандура и Джулиан Роттер
  7. Западноевропейское направление
  8. курс направление «Педагогическое образование» Профиль «Физкультурное образование»
  9. Либеральное направление общественного движения при Николае I
  10. Мет местности и направлением на север.
  11. Направление 38.03.03 «Управление персоналом»,
  12. Направление ветра.

Основные понятия и определения:

Окислитель-восстановительные реакции(ОВР) - реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов элементов
Степень окисления - условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что вещество состоит только из ионов
Окисление - процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом Са – 2 = Са+2
Восстановление - процесс присоединения электронов атомам, молекулой или ионом N + 3 = N-3
Окислитель - атом, молекула или ион, присоединяющие электроны
Восстановитель - атом, молекула или ион, отдающие электроны
Межмолекулярные ОВР - реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов в разных молекулах  
Внутримолекулярные ОВР - реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов в одной и той же молекуле
Реакции диспропорционирования - реакции, в ходе которых повышается и понижается степень окисления одного и тоже элемента

Окислители:

Окислитель Число принятых электронов Восстановленная форма Условия протекания реакции
Ме+, Ме2+, Ме3+ 1,2,3 Ме Ионы благородных металлов
+   Н2  
HNO3(конц)   NO2 При взаимодействии с малоактивными металлами (Cu, Ag) и неметаллами (C,P,S)
2 HNO3(конц)   N2O При взаимодействии с активными металлами
HNO3(разб)   NO При взаимодействии с малоактивными металлами
HNO3(разб)   NH При взаимодействии с активными металлами
NO   NH3 При нагревании в щелочной среде
HNO2   NO В кислой среде с йодидом калия
О3   О2 + О2- В кислой среде: О3 +2Н+ + 2 = О2 + Н2О В нейтральной среде: О3 + Н2О + 2 = О2 + 2ОН-
Н2О2   -2 В кислой среде: Н2О2 + 2Н+ + 2 = 2Н2О В нейтральной и щелочной среде: Н2О2 + + 2 = 4ОН-
О2   -2 В кислой среде: О2 + 4Н+ + 4 = 2Н2О В нейтральной и щелочной среде: О2 + 2Н2О + 4 = 4ОН-
Hal2   2 Hal- CI2,Br, I2
HOHal   Hal- HOCI, HOBr и их соли
HalO   Hal- К CIО3, КBrO3. При высокой температуре
CaOCI2   2CI- При взаимодействии с малоактивными металлами и неметаллами
H2SO4(конц)   SO2 Mn2+ , Cr3+
S2O   2 SO  
H2SeO4 2,4,8 SeO2, Se, Se2-  
SeO2   Se  
  2Cr3+ В кислой среде
Cr2O   Cr3+ В щелочной среде
CrO3   Cr3+  
MnO4   Mn2+ В кислой среде
MnO4   MnO2 В нейтральной и слабощелочной среде
MnO4   MnО В сильнощелочной среде
MnO2   Mn2+ В кислой среде
Fe3+   Fe2+  
FeO   Fe3+ В кислой среде
FeO   Fe(OН)3 В щелочной среде
PbO2   Pb2+  
BiO   Bi3+ В азотнокислой среде

Восстановители:

Восстановитель Число отданных электронов Окисленная форма Условия протекания реакции
металлы 1,2,3 Ме+, Ме2+, Ме3+ В кислой и нейтральной средах металлы переходят в катионы Zn -2 e= Zn2+ В щелочной среде амфотерные металлы образуют гидроксокомплексы Zn + 2ОН- + 2Н2О - 2 e= [ Zn(ОН)4]2- + Н2
Н2   +  
С   СО При высокой температуре и недостатке кислорода
С   СО2 При горении угля, восстановлении некоторых оксидов (СuО, PbO)
СО   СО2 При температуре ~ 450-7000 С
NH3   NO В присутствии катализатора (Pt)
2NH3   N2  
N2H4   N2 В водных растворах N2H4 восстанавливает I2 до HI, соли серебра и ртути, Cu2+ до Cu+
HNO2 и нитраты   NO В реакциях с сильными и средними окислителями
Н2О2   О2  
2 Hal-   Hal2  
  Р2О5 При сгорании фосфора в избытке кислорода
  Р2О3 При медленном окислении и недостатке кислорода
[РО3Н]2-   РО В реакциях с сильными и средними окислителями
H2S и сульфиды   S При действии сильных окислителей (KMnO4, K2Cr2O7,H2SO4 (конц))
  SO2 При обжиге
  SO В реакциях очень сильными окислителями (HNO3, хлорная вода)
S   SO2 В избытке кислорода В растворах кислой среде S + 2Н2О - 4 = SO2 + 4Н+
  SO В кислой среде сильными окислителями S + 4Н2О – 6 = SO + 8Н+
  SO В щелочной среде S + 6ОН- - 4 = S2O + 3Н2О
2S2O   S4O В реакциях со слабыми окислителями (I2, FeCl3)
S2O   S + SO При недостатке сильных окислителей (CI2, 2)
S2O   2SO В избытке сильных окислителей
SO2   SO В реакциях с сильными окислителями
SO   SO В реакциях со средними окислителями
2Cr3+   В кислой среде 2Cr3+ + 7Н2О – 6 = + 14Н+
[Cr(ОН)6]3-   CrO В щелочной среде [Cr(ОН)6]3- + 2ОН- - 3 = CrO + 4 Н2О
Mn2+   MnO2 В нейтральной и слабощелочных среде
Mn2+   MnО В сильщелочной среде
Mn2+   MnО При сплавлении (NaNO3, KCIO3) В реакции сNaBiО3 в азотнокислой среде
MnO2   MnО При сплавлении со щелочами в присутствии окислителей
Fe2+   Fe3+ В кислой и нейтральных средах
[Fe (CN)6]4-   [Fe (CN)6]3- При рН=1
Fe(OН)2   Fe(OН)3 Окисление кислородом воздуха
Fe(OН)3   FeO При взаимодействии с сильными окислителями в щелочной среде
As3+   AsО  
Sn2+   Sn4+ В соляной среде Sn2+ +6Cl- - 2 = [SnCl6]2-
[Sn(ОН)4]2-   [Sn(ОН)6]2- В щелочной среде [Sn(ОН)4]2-+ 2ОН- - 2 = [Sn(ОН)6]2-

 

Окислительно-воссстановительные процессы играют особенную роль в жизнедеятельности клетки и биосферы, так как именно они лежат в основе клеточного биосинтеза и биоэнергетике. Источник энергии в клетке – реакции окисления углеводов и липидов кислородом воздуха, которые происходят вследствие дыхания растений и животных.

Примерами технически важных окислительно – восстановительных реакций являются процессы горения топлива, синтеза органических и неорганических соединений, анализ и очистка многих веществ.

Окислительно-восстановительными называются реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов. Под степенью окисления понимают условный заряд атома в молекуле, вычисленный, исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.

Окислением называется процесс отдачи электронов. Степень окисления при этом повышается. Например:

Fe+2 - e = Fe+3

2Cl- - 2e = Cl20.

Восстановлением называется процесс присоединения электронов. Степень окисления при этом понижается. Например:

Cl2 + 2e = 2Cl-.

Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями (в рассмотренных примерах это Fe+2, Cl-). Восстановители во время реакции окисляются.

Атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями (в рассмотренных примерах это Fe+3, Cl20). Окислители во время реакции восстанавливаются.

В пределах периода таблицы Менделеева восстановительные свойства простых веществ уменьшаются слева направо (самые сильные восстановители – щелочные металлы). В этом же направлении увеличиваются окислительные свойства простых веществ (самые сильные окислители – галогены). В группе восстановительные свойства возрастают сверху вниз, а окислительные – убывают.

Реакции окисления и восстановления всегда протекают как единый процесс. В этих реакциях число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

Элементы в высших степенях окисления проявляют только окислительные свойства, в низших степенях окисления – только восстановительные свойства, а в промежуточных степенях окисления проявляют окислительно-восстановительную двойственность. На направление окислительно-восстановительных реакций большое влияние оказывает реакция среды (кислая, нейтральная, щелочная).

Основным методом составления окислительно-восстановительных реакций является метод полуреакций, или ионно-электронный метод, который учитывает реально существующие ионы и характер среды.

Метод основан на составлении ионных уравнений для процессов окисления и восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение. Слабые электролиты, неэлектролиты, вода, газы, осадки – записываются в молекулярном виде. При составлении уравнений полуреакций необходимо руководствоваться следующими правилами:

1) если исходные соединения или ионы содержат больше атомов кислорода, чем продукты реакции, то избыток их в кислой среде устраняется ионами H+-2 + 2H+ = H2O), а в нейтральной и щелочной средах – водой (О-2 + H2O = 2ОH-). Например:

MnO4- + 8H+ + 5e = Mn+2 + 4H2O

MnO4- + 2H2O + 3e = MnO2¯ + 4OH-;

2) если исходные соединения или ионы содержат меньше атомов кислорода, чем продукты реакции, то недостаток их восполняется в кислых и нейтральных средах за счет молекул воды (H2O = О-2 + 2H+), а в щелочных средах – за счет гидроксид-ионов (2ОH- = О-2 + H2O). Например:

SO3-2 + H2O - 2e = 2H+ + SO4-2

SO3-2 + 2OH- - 2e = SO4-2 +H2O.

Каждая из полуреакций (окисление восстановителя и восстановление окислителя) должна быть уравнена по элементам и по зарядам. С целью сведения реакций окисления и восстановления в единый процесс уравнивают общее количество участвующих во взаимодействии электронов подбором дополнительных множителей по правилу наименьшего общего кратного. Суммирование обеих полуреакций с учетом дополнительных коэффициентов приводит к ионному уравнению окислительно-восстановительной реакции. Переход к молекулярному уравнению осуществляется добавлением соответствующих катионов к анионам и анионов – к катионам.


1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | 19 | 20 | 21 | 22 | 23 | 24 | 25 | 26 | 27 | 28 | 29 | 30 | 31 | 32 | 33 | 34 |

Поиск по сайту:



Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Студалл.Орг (0.006 сек.)