Восстановители:. ОВ – двойственность. Классификация окислительно- восстановительных реакций

Восстановители:

• Соединения, содержащие атомы в низших (отрицательных ) степенях окисления или в степенях окисления, которые легко повышаются.

• К типичным (сильным) восстановителям относят:

• KI, HI, H₂S, NH₃, PH₃ и др.

• Щелочные и щелочно-земельные металлы, Mg, Al, Zn,

• H₂, C (графит) и другие.

Окислители:

• Соединения, содержащие атомы в высших положительных степенях окисления

• К типичным (сильным) окислителям относят:

• F₂, O₃, O₂, KMnO₄, K₂Cr₂O₇, PbO₂, H₂SO₄ (конц), HNO₃, KClO₃ и другие.

ОВ – двойственность

• Соединения, содержащие элемент в промежуточной степени окисления, могут быть как восстановителями, так и окислителями:

• MnO₂, HNO₂, KNO2, H2SO3, Na2SO3, H2O2, неметаллы (искл. F2 и О2) и другие.

Классификация окислительно- восстановительных реакций

• Межмолекулярные –реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в разных веществах.

Например: H2S + Cl2 = S + 2HCl

• Внутримолекулярные –реакции, в которых в одном и том же веществе атомы одного элемента являются окислителями, а атомы другого – восстановителями.

Например: 2КClО3 = 2КCl +3О2

• Диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления)- реакции, в которых атомы одного итого же элемента выступают в роли и окислителя, и восстановителя.

Например: Cl2 + 2КОН = КCl + КClО + Н2О

• Некоторые ОВ- реакции протекают в определенной среде: кислой, щелочной или нейтральной.

• Обычно кислую среду создают серной кислотой.Соляная и азотная кислоты применяются реже, так как первая способна окисляться, а вторая сама является сильным окислителем и может вызывать побочные процессы.

• Для создания щелочной среды применяют NaOH или КОН, нейтральной – воду.

• В некоторых ОВ – реакциях одно и то же вещество может выполнять одновременно как роль среды, так и роль окислителя, или как роль среды, так и роль восстановителя.

Например, при взаимодействии металлов с кислотами –окислителями

(HNO3, H2SO4 (конц)) кислоты выполняют функцию окислителя и среды, а при взаимодействии хлороводородной килоты с окислителями кислота выполняет роль восстановителя и среды.

Например: KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O

• Если в реакцию диспропорционирования вступают молекулы галогенов (Cl2, Br2, I2), то в схеме электронного баланса рекомендуется писать атомы галогена :

3Cl2 + 6КОН = 5КCl + КClО3 + Н2О

Cl⁰ + 1е = Cl^─│ 5

Cl0 - 5е = Cl + │ 1

Изменение степени окисления марганца
в зависимости от среды

в кислой среде Mn²⁺

KMnO4 в нейтральной среде MnO2

в щелочной среде K2MnO4

в кислой среде Mn²⁺

MnO2 в щелочной среде K2MnO4

Изменение степени окисления хрома в зависимости от среды

в кислой среде Cr³⁺

K2Cr2O7 в нейтральной среде Cr(ОН)3

в щелочной среде К3[Cr(OH)6]

Cr³⁺+ о-ль = в щелочной среде CrO4 ^2─

• NaNO2 + о-ль = NaNO3 + …

• NaNO2 + в-ль = NO + …

• Na2SO3 + о-ль = Na2SO4 + …

• Na2SO3 + в-ль = S + …

• Н2О2 + о-ль = О2 + ….

• Н2О2 + в-ль = Н2О + …