Окислительно восстановительные реакции · 2015-02-15 · Окислительно-восстановительные реакции в Олимпиадах

Окислительно-восстановительные реакции

Нобелевские премии, присужденные за исследование окислительно-восстановительных реакций

Генри ТАУБЕ

1983

«за его работу по механизмам реакций

электронного переноса, особенно в комплексах металлов»

Рудольф А. МАРКУС 1992

«за его вклад в теорию реакций

электронного переноса в химических системах»

http://www.nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1983/taube.html

Механизм распада перекиси водорода в присутствии ионов

железа

2H2O2 = 2H2O + O2

Fe2+ + H2O2 = Fe3+ + HO‒ + HO• HO• + Fe2+ = HO‒ + Fe3+ HO• + H2O2 = H2O + HO2

• HO2

• + Fe3+ = H+ + O2 + Fe2+ HO2

• + Fe2+ = HO2‒ + Fe3+

HO2• ⇄ H+ + O2

•‒

O2• ‒ + Fe3+ = O2 + Fe2+

Fe2+

Окислительно-восстановительные реакции в Олимпиадах школьников

и при подготовке к ним

Вопрос из теста по химии азота.

Какие из веществ (NH3, N2H4, NH2OH, HN3) могут проявлять свойства окислителя, восстановителя?

Окислительно-восстановительные реакции в Олимпиадах школьников

и при подготовке к нимОлимпиада Санкт-Петербурга, 2000 год, 9 класс

Подберите коэффициенты и составьте полные уравнения реакций в молекулярной форме по следующим схемам: а) Al3+ + CO3

2– + H2O → CO2 + … б) Fe3O4 + H+ + NO3

– → NO + … в) Cr2O7

2– + NO2– + H+ → NO3

– + … г) As2S3 + NO3

– + … → H3AsO4 + SO42– + NO

д) NO3– + Al + OH– + H2O → NH3 + …

Схема окислительно-восстановительного процесса

[Cr(NH2CONH2)6]4[Cr(CN)6]3 + KMnO4 + HCl = = K2Cr2O7 + CO2 + KNO3 + MnCl2 + KCl + H2O

Способы уравнивания окислительно-

восстановительных реакций

I. Способ подбора коэффициентов II. Метод электронного баланса III. Метод полуреакций

Способ подбора коэффициентов

Используется в простейших окислительно-восстановительных реакциях, обычно протекающих с участием простых веществ и без растворителя

Например: 3Fe + 2O2 = Fe3O4 CH4 + 4Cl2 = CCl4 + 4HCl NaNO3 + Pb = NaNO2 + PbO

Метод электронного баланса

Удобен для уравнивания относительно простых окислительно-восстановительных реакций, ведущих к образованию продуктов в состав которых не входят атомы из молекул растворителя.

Например: Fe + 2AgNO3 = Ag↓ + Fe(NO3)2 Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2 3S + 2KClO3 = 3SO2↑ + 2KCl

Метод полуреакций

Наиболее универсальный метод уравнивания окислительно-восстановительных реакций.

Преимущества: 1) Возможность написания правильных формул продуктов, образующихся из окислителя и восстановителя, на стадии полуреакций, что значительно упрощает учет влияния рН и комплексообразования. 2) Относительно небольшие коэффициенты в каждой полуреакции, что уменьшает вероятность ошибок. 3) Предельно стандартизованные конечные стадии уравнивания реакции.

Алгоритм метода полуреакций1) Составление схемы полуреакций, включающих истинные частицы (молекулы, ионы, твердые вещества), содержащие атомы окислителя и восстановителя до и после реакции. 2) Сведение материального баланса в каждой полуреакции с привлечением для этого (если нужно) компонентов растворителя (Н2О, Н+, ОН‒). 3) Сведение зарядового (электронного) баланса в каждой полуреакции. 4) Уравнивание числа электронов, принимаемых окислителем и отдаваемых восстановителем в обеих полуреакциях. 5) Суммирование полуреакций – написание ионного уравнения окислительно-восстановительной реакции. 6) Написание молекулярного уравнения.

Примеры использования метода полуреакций

Окисление хрома (+3) гипохлоритом натрия в

щелочной среде1) Хром (+3) – образует амфотерный гидроксид, следовательно, в щелочной среде хром будет входить в состав анионного гидроксокомплекса [Cr(OH)6]3‒. После окончания реакции образуется соединение хрома (+6). В щелочной среде – это хромат-анион CrO4

2‒. 2) Гипохлорит натрия в водном растворе диссоциирует, образуя анион ClO‒. После окончания реакции хлор восстанавливается и переходит в состав хлорид-ионов Cl‒.


щелочной средеУчитывая реально участвующие в реакции частицы составляются схемы полуреакций:

[Cr(OH)6]3‒ → CrO42‒

ClO‒ → Cl‒


щелочной средеСведение материального баланса. Так как реакция протекает в щелочной среде, то для уравнивания числа атомов кислорода и водорода в левой и правой частях полуреакций используются молекулы Н2О и анионы ОН‒:

[Cr(OH)6]3‒ + 2ОН‒ → CrO42‒ + 4Н2О

ClO‒ + Н2О → Cl‒ + 2ОН‒


щелочной средеСведение зарядового баланса. В каждой полуреакции формально добавляется или отнимается такое число электронов, чтобы заряды в обоих частях полуреакции были равны между собой:

[Cr(OH)6]3‒ + 2ОН‒ ‒ 3е‒ → CrO42‒ + 4Н2О

ClO‒ + Н2О + 2е‒ → Cl‒ + 2ОН‒


щелочной средеУравнивание числа передаваемых электронов производится путем умножения каждой полуреакции на соответствующий коэффициент:

2 [Cr(OH)6]3‒ + 2ОН‒ ‒ 3е‒ → CrO42‒ + 4Н2О

3 ClO‒ + Н2О + 2е‒ → Cl‒ + 2ОН‒

Окисление хрома(+3) гипохлоритом натрия в

щелочной среде

Суммирование полуреакций проводится в соответствии с правилами суммирования обычных алгебраических уравнений:

2 [Cr(OH)6]3‒ + 2ОН‒ ‒ 3е‒ → CrO42‒ + 4Н2О

3 ClO‒ + Н2О + 2е‒ → Cl‒ + 2ОН‒

2[Cr(OH)6]3‒ + 4ОН‒ + 3ClO‒ + 3Н2О → 2CrO42‒ + 8Н2О + 3Cl‒ + 6ОН‒



Приведение подобных членов дает краткое ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции:

2[Cr(OH)6]3‒ + 4ОН‒ + 3ClO‒ + 3Н2О → 2CrO42‒ + 8Н2О + 3Cl‒ + 6ОН‒

2[Cr(OH)6]3‒ + 3ClO‒ = 2CrO42‒ + 5Н2О + 3Cl‒ + 2ОН‒

25

Окисление хрома(+3) гипохлоритом натрия в


Для получения уравнения в молекулярном виде к ионам, входящим в краткое ионное уравнение добавляются соответствующие противоионы (которые не участвовали в самом окислительно-восстановительном процессе):

2[Cr(OH)6]3‒ + 3ClO‒ = 2CrO42‒ + 5Н2О + 3Cl‒ + 2ОН‒

2К3[Cr(OH)6] + 3NaClO = 2K2CrO4 + 5Н2О + 3NaCl + 2KОН

Окисление роданида натрия умеренно разбавленной азотной

кислотой

NaSCN HNO3


кислотой

Составление схем полуреакций:

SCN‒ → SO42‒ + CO2 + NH4

+

NO3‒ → NO


кислотой

Сведение материального баланса. Так как реакция протекает в кислой среде, то для уравнивания числа атомов кислорода и водорода в левой и правой частях полуреакций используются молекулы Н2О и катионы Н+:

SCN‒ + 6Н2О → SO42‒ + CO2 + NH4

+ + 8Н+

NO3‒ + 4Н+ → NO + 2Н2О


кислотой

Сведение зарядового баланса:

SCN‒ + 6Н2О ‒ 8е‒ → SO42‒ + CO2 + NH4

+ + 8Н+

NO3‒ + 4Н+ + 3е‒ → NO + 2Н2О


кислотой Суммирование полуреакций:

3 SCN‒ + 6Н2О ‒ 8е‒ → SO42‒ + CO2 + NH4

+ + 8Н+

8 NO3‒ + 4Н+ + 3е‒ → NO + 2Н2О

3SCN‒ + 18Н2О + 8NO3‒ + 32Н+ → 3SO4

2‒ + 3CO2 + 3NH4+ +

24Н+ + 8NO + 16Н2О

3SCN‒ + 2Н2О + 8NO3‒ + 8Н+ = 3SO4

2‒ + 3CO2 + 3NH4+ + 8NO

Окисление роданида натрия умеренно разбавленной

азотной кислотойСоставление молекулярного уравнения:

3SCN‒ + 2Н2О + 8NO3‒ + 8Н+ = 3SO4

2‒ + 3CO2 + 3NH4+ + 8NO

3NaSCN + 2Н2О + 8HNO3 = 3/2(NH4)2SO4 + 3/2Na2SO4 + 3CO2 + 8NO или 6NaSCN + 4Н2О + 16HNO3 = 3(NH4)2SO4 + 3Na2SO4 + 6CO2 + 16NO

Растворение HgS в царской водке

Составление полуреакций:

HgS + 4Cl‒ → [HgCl4]2‒ + SO42‒

NO3‒ → NO


Составление полуреакций:

HgS + 4Cl‒ → [HgCl4]2‒ + SO42‒

NO3‒ → NO

HgS + 4Cl‒ + 4H2O → [HgCl4]2‒ + SO42‒ +

8H+ NO3

‒ + 4H+ → NO + 2H2O

Растворение HgS в царской водкеСоставление полуреакций:

HgS + 4Cl‒ → [HgCl4]2‒ + SO42‒

NO3‒ → NO

HgS + 4Cl‒ + 4H2O → [HgCl4]2‒ + SO42‒ + 8H+

NO3‒ + 4H+ → NO + 2H2O

HgS + 4Cl‒ + 4H2O ‒ 8e‒ → [HgCl4]2‒ + SO42‒ + 8H+

NO3‒ + 4H+ + 3e‒ → NO + 2H2O


Суммирование полуреакций:

3 HgS + 4Cl‒ + 4H2O ‒ 8e‒ → [HgCl4]2‒ + SO42‒ + 8H+

8 NO3‒ + 4H+ + 3e‒ → NO + 2H2O

3HgS + 12Cl‒ + 12H2O + 8NO3‒ + 32H+ = 3[HgCl4]2‒ + 3SO4

2‒ + 24H+ + 8NO + 16H2O

3HgS + 12Cl‒ + 8NO3‒ + 8H+ = 3[HgCl4]2‒ + 3SO4

2‒ + 8NO + 4H2O


Составление молекулярного уравнения:

3HgS + 12Cl‒ + 8NO3‒ + 8H+ = 3[HgCl4]2‒ + 3SO4

2‒ + 8NO + 4H2O

3HgS + 12НCl + 8НNO3 = 3Н2[HgCl4] + 3Н2SO4 + 8NO + 4H2O

Использование воды для сведения материального баланса по кислороду

(кислородсодержащие окислители)

Кислая среда: Н2О ⇨ 2Н+ + [O] (если кислорода больше в правой части

полуреакции) 2Н+ + [O] ⇨ Н2О (если кислорода больше в левой части

полуреакции) Щелочная среда:

2ОН‒ ⇨ Н2О + [O] (если кислорода больше в правой части

полуреакции) Н2О + [O] ⇨ 2ОН‒ (если кислорода больше в левой части

полуреакции)

Использование воды для сведения материального баланса по

кислороду

Нейтральная среда: Н2О ⇨ 2Н+ + [O] (если кислорода больше в правой

части полуреакции) Н2О + [O] ⇨ 2ОН‒ (если кислорода больше в левой

части полуреакции)

Уравняйте следующие окислительно-

восстановительные реакции

а) Cr2O72– + NO2

– + H+ → NO3– + Cr3+…

б) NO3– + Al + OH– + H2O → NH3 + [Al(OH)4]‒…

в) Fe3O4 + H+ + NO3– → NO + Fe3+…

г) As2S3 + NO3– + … → H3AsO4 + SO4

2– + NO

Уравнение окислительно-восстановительной реакции

а) Cr2O72– + NO2

– + H+ → NO3– + Cr3+…

Cr2O72– + 14H+ +6е– → 2Cr3+ + 7Н2O

NO2– + Н2O -2е– → NO3

– + 2H+

Cr2O72– + 3NO2

– + 8H+ → 3NO3– + 2Cr3+ + 4Н2O

K2Cr2O7 + 3KNO2 + 8HNO3 → 2Cr(NO3)3 + 5KNO3 + 4Н2O


б) NO3– + Al + OH– + H2O → NH3 + [Al(OH)4]‒…

NO3– + 6H2O + 8е– → NH3 + 9OH‒

Al + 4OH– -3е– → [Al(OH)4]‒

8Al + 3NО3 – + 5OH – + 18H2O = 8[Al(OH)4] – + 3NH3

8Al + 3KNО3 + 5KOH + 18H2O = 8K[Al(OH)4] + 3NH3


в) Fe3O4 + H+ + NO3– → NO + Fe3+…

Fe3O4 + 8H+ -e– → 3Fe3+ + 4H2O

NO3– + 4H+ +3e– → NO + 2H2O

3Fe3O4 + 28H+ + NO3– → NO + 9Fe3+ + 14H2O

3Fe3O4 + 28HNO3 → NO + 9Fe(NO3)3 + 14H2O


г) As2S3 + NO3– + … → H3AsO4 + SO4

2– + NO

As2S3 + 20H2O -28e– → 2H3AsO4 + 3SO42– + 34H+

NO3– + 4H+ +3e– → NO + 2H2O

3As2S3 + 28NO3– + 4H2O + 10H+ →

6H3AsO4 + 9SO42– + 28NO

3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O → 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO

Важнейшие окислители

Катионы водорода Н+ (кислоты)Продукт восстановления: Н2 Полуреакция: 2Н+ + 2e‒ → H2↑

Окислительные свойства: Слабый окислитель

Пример реакции: Fe + Н2SO4 = FeSO4 + H2↑

Характерные особенности: 1) Сильная зависимость от рН раствора. 2) При реакции кислот с переходными металлами обычно образуются катионы с ближайшей к нулю стабильной степенью окисления (Ti3+, V2+, Cr2+ и т.д.) 3) Часто реакция кислот с металлами облегчается за счет комплексообразования катиона металла с анионами кислоты.

Галогены Cl2, Br2, I2Продукты восстановления: Cl‒, Br‒, I‒ Полуреакции: Сl2 + 2e‒ → 2Cl‒ Br2 + 2e‒ → 2Br‒ I2 + 2e‒ → 2I‒ I3‒ + 2e‒ → 3I‒

Окислительные свойства: Хлор и бром – сильные окислители, иод – слабый окислитель

Пример реакции: Сl2 + SO2 + 2H2O = 2HCl + H2SO4

Характерные особенности: 1) Хлор и бром обычно применяются в виде хлорной и бромной воды. 2) Из-за низкой растворимости иода в воде его растворяют в растворе иодидов щелочных металлов. При этом образующиеся трийодидные анионы имеют такую же окислительную активность, как и раствор иода.

Хлорат-анион ClО3–

(в кислой среде) Продукт восстановления: Cl‒ Полуреакция: СlО3

– + 6H+ + 6e‒ → Cl‒ + 3H2O

Окислительные свойства: Сильный окислитель

Пример реакции: HClО3 + 3K2SO3 = HCl + 3K2SO4

Характерные особенности: Аналогично реагируют и другие кислородсодержащие анионы хлора (ClO‒, ClO2

‒, ClO4‒), причем по мере по мере увеличения степени

окисления хлора окислительная способность анионов уменьшается.

Перманганат-анион МnО4–

(в кислой среде) Продукт восстановления: Mn2+

Полуреакция: MnО4

– + 8H+ + 5e‒ → Mn2+ + 4H2O

Окислительные свойства: Очень сильный окислитель

Пример реакции: 2КМnО4 + 5Na2SO3 + 3Н2SO4 = 2МnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O

Характерные особенности: 1) Не рекомендуется использовать в солянокислых растворах, так как перманганат способен окислять Cl‒ до Cl2. 2) В ряде случаев окисление идет медленно, что требует нагревания реакционной смеси или добавления катализатора (например, Mn2+). Например, медленно окисляется перманганатом анион оксалата С2О4

2‒.


(в нейтральной и слабощелочной среде)

Продукт восстановления: MnО2 Полуреакция: MnО4

– + 2H2О + 3e‒ → MnО2↓ + 4OН‒


Пример реакции: 2КМnО4 + 3Na2SO3 + Н2O = 2МnO2↓ + 3Na2SO4 + 2KOH

Характерные особенности: Образующийся MnO2 выделяется в мелкокристаллической и химически активной форме. Поэтому в некоторых случаях он способен вступать в дальнейшие реакции (например с SO2) или вызывать каталитическое разложение малоустойчивых соединений (например Н2О2).


(в сильнощелочной среде) Продукт восстановления: MnО4

2‒

Полуреакция: MnО4– + e‒ → MnО4

2–

Окислительные свойства: Окислитель средней силы

Пример реакции: 2КМnО4 + K2SO3 + 2KOH = 2K2МnO4 + 3K2SO4 + H2O

Характерные особенности: По мере повышения основности раствора окислительная способность аниона перманганата значительно понижается.

Кислород О2 Продукт восстановления: H2O Полуреакция: О2 + 4H+ + 4e‒ → 2H2O О2 + 2H2O + 4e‒ → 4OH‒


Пример реакции: 4СrSO4 + 2H2SO4 + O2 = 2Сr2(SO4)3 + 2H2O

Характерные особенности: Несмотря на высокую окислительную активность кислород при низких (комнатных) температурах действует очень медленно и многие возможные окислительно-восстановительные реакции реально не наблюдаются

Перекись водорода Н2O2

Продукт восстановления: H2O

Полуреакция: H2O2 + 2Н+ + 2e‒ → 2H2O H2O2 + 2e‒ → 2OН‒


Примеры реакции: Н2О2 + SO2 + H2O = H2SO4 + Н2О 2Na3[Cr(OH)6] + 3Н2О2 = 2Na2CrO4 + 6H2O + 2NaOH

Характерные особенности: Является «чистым» окислителем, не вносящем в реакционную смесь дополнительных ионов

Дихромат-анион Cr2О72–

Продукт восстановления: Cr+3

Полуреакция: Сr2О72– + 14H+ + 6е‒ → 2Cr3+ + 7H2O


Пример реакции: K2Сr2O7 + 3Na2SO3 + 4Н2SO4 = 2Сr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + K2SO4 + 4Н2О

Характерные особенности: Используется в кислых или нейтральных средах. Не может использоваться в щелочной среде, так как превращается в хромат-анион Сr2О7

2– + 2ОH‒ → 2СrО42– + Н2О

Хромат-анион CrО42–

Продукт восстановления: Cr(OH)3 или [Cr(OH)6]3‒

Полуреакция: СrО42– + 4H2O + 3e‒ → Cr(OH)3↓ + 5OH‒

СrО42– + 4H2O + 3e‒ → [Cr(OH)6]3‒ + 2OH‒

Окислительные свойства: Сильный окислитель, но слабее, чем Сr2О7

2–

Пример реакции: 2K2СrO4 + 3K2SO3 + 2KOН + 5Н2O = 2K3[Сr(OH)6] + 3K2SO4

Характерные особенности: Не может использоваться в кислой среде, так как превращается в дихромат-анион 2СrО4

2– + 2Н+ → Сr2О72– + H2О

Азотная кислота НNО3 (нитрат-анион NО3

– в кислой среде)

Продукты восстановления: NO2, NO, N2O, N2 или NH4+

Полуреакции: NО3

– + 2H+ + e‒ → NO2↑ + H2O NО3

– + 4H+ + 3e‒ → NO↑ + 2H2O 2NО3

– + 10H+ + 8e‒ → N2O↑ + 5H2O 2NО3

– + 12H+ + 10e‒ → N2↑ + 6H2O NО3

– + 10H+ + 8e‒ → NH4+ + 3H2O


Пример реакции: 2HNО3 + 3Na2SO3 = 2NO↑ + 3Na2SO4 + H2O разбавленная

Характерные особенности: 1) Сила азотной кислоты как окислителя в значительной степени зависит от рН среды. 2) Обычно в ходе реакции образуется смесь продуктов восстановления азотной кислоты.

Нитрат-анион NО3–

(в щелочной среде)

Продукт восстановления: NH3 Полуреакция: NО3

– + 6H2O + 8e‒ → NH3↑ + 9OH‒

Окислительные свойства: Окислитель средней силы, значительно уступает азотной кислоте

Пример реакции: 8Al + 3KNО3 + 5KOH + 18H2O = 8K[Al(OH)4] + 3NH3↑

Характерные особенности: Реакция идет только с теми активными металлами гидроксиды которых обладают амфотерными свойствами. В противном случае поверхность металла покрывается пленкой нерастворимого гидроксида и реакция резко замедляется или полностью прекращается.

Азотная кислота НNО3 в реакциях с металлами

Реакция с железом Реакция с магнием


Концентрированная азотная кислота

Металлы Полуреакция

Zn, Sn, Pb, Hg, Ag NO3‒ + 2H+ + e‒ → NO2 + H2O

Ca, Al, Cr, Fe, Ni Пассивирование

Pt, Au Реакция не идет


Разбавленная азотная кислота


Ca, Mg, Zn 2NO3‒ + 10H+ + 8e‒ → N2O + 5H2O

Fe, Co, Ni, Sn, Pb, NO3‒ + 4H+ + 3e‒ → NO + 2H2O

Cu, Hg, Ag


Очень разбавленная азотная кислота


Cо 2NO3‒ + 12H+ + 10e‒ → N2 + 6H2O

Ca, Mg, Zn, Fe, Sn NO3‒ + 10H+ + 8e‒ → NН4

+ + 3H2O

Азотная кислота НNО3 в реакциях с неметаллами ианионами-восстановителями

Обычно для проведения таких реакций используется концентрированная азотная кислота.

Полуреакция: NO3‒ + 2H+ + e‒ → NO2 + H2O

Примеры: С + 4HNO3 = СО2↑ + 4NO2↑ + 2Н2O конц

P2S5 + 40HNO3 = 2H3PO4 + 5H2SO4 + 40NO2↑ + 12H2O конц

Царская водка (смесь концентрированных

НNО3 и НСl)Продукт восстановления: NO Полуреакции: NО3

– + 4H+ + 3e‒ → NO↑ + 2H2O Окислительные свойства: Очень сильный окислитель, значительно сильнее концентрированной HNO3

Пример реакции: 3HgS + 8HNО3 + 12HCl = 3H2[HgCl4] + 3H2SO4 + 8NO↑ + 4H2O Характерные особенности: 1) При реакции царской водки с восстановителями всегда выделяется NO. 2) Высокое содержание хлоридных анионов в царской водке часто приводит к образованию хлоридных комплексов.

Серная кислота (сульфат-анион SО42–

в кислой среде)Продукт восстановления: SO2 Полуреакция: SО4

2– + 4H+ + 2e‒ → SO2↑ + 2H2O

Окислительные свойства: Окислитель средней силы

Пример реакции: Cu + 2H2SO4 + = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O

Характерные особенности: 1) Окислительная активность сульфат-аниона проявляется практически только в концентрироанной серной кислоте. 2) Часто для протекания реакции требуется повышенная температура. 3) При взаимодействии с более сильными восстановителями сера может восстанавливаться до более низких степеней окисления

Катионы серебра Ag+

Продукт восстановления: Ag Полуреакции: Ag+ + e‒ → Ag↓ [Ag(NH3)2]+ + e‒ → Ag↓ + 2NH3

Окислительные свойства: Мягкий окислитель

Примеры реакции: 2AgNО3 + Na2SO3 + 2KOH = 2Ag↓ + Na2SO4 + 2KNO3 + H2O

Характерные особенности: Широко используется в органической химии.

Важнейшие восстановители

Водород Н2 Продукт окисления: Н+

Полуреакция: Н2 ‒ 2e‒ → 2Н+

Восстановительные свойства: Слабый восстановитель

Примеры реакций: H2 + H2[PdCl4] = Pd↓ + 4HCl

Характерные особенности: Для восстановления водородом характерна низкая скорость процесса.

Активные металлы (Zn, Al и др.) Продукты окисления: Zn2+, Al3+ и т.д. Полуреакция: Zn ‒ 2e‒ → Zn2+ Al ‒ 3e‒ → Al3+ и т.д.

Восстановительные свойства: Сильные восстановители

Примеры реакций: 2Al + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = Al2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O 3Zn + KClO3 + 3H2SO4 = 3ZnSO4 + KCl + 3H2O

Характерные особенности: Несмотря на высокую восстановительную активность в водной среде не могут применяться щелочные и щелочноземельные металлы.

Перекись водорода Н2О2

Продукты окисления: О2 Полуреакция: Н2О2 ‒ 2e‒ → О2 + 2Н+ Восстановительные свойства: Слабый восстановитель

Пример реакции: H2O2 + PbO2 + 2CH3COOH = O2↑ + Pb(CH3COO)2 + 2H2O

Характерные особенности: Для перекиси водорода характерно каталитическое разложение на воду и кислород, не являющееся окислительным процессом.

Сероводород Н2S и сульфиды S2‒ Продукты окисления: S, SO4

2‒

Полуреакции: S2‒ ‒ 2e‒ → S↓ H2S ‒ 2e‒ → S↓ + 2H+

S2‒ + 4H2O ‒ 8e‒ → SO42‒ + 8H+

H2S + 4H2O ‒ 8e‒ → SO42‒ + 10H+

Восстановительные свойства: Очень сильные восстановители

Примеры реакций: 2H2S + O2 = 2S↓ + 2Н2O Na2S + 4H2O2 = Na2SO4 + 4H2O Характерные особенности: Соединения всех степеней окисления серы (в том числе и сама сера) являются хорошими восстановителями и легко реагируют с различными окислителями, окисляясь до аниона SO4

2‒. Но если реакция окисления идет не очень быстро, то промежуточно образующаяся сера выводится из сферы реакции и далее практически не окисляется.

Сульфит-анион SO32‒

Продукты окисления: SO42‒

Полуреакция: SO3

2‒ + H2O ‒ 2e‒ → SO42‒ + 2H+

Восстановительные свойства: Сильный восстановитель

Пример реакции: K2SO3 + I2 + H2O = K2SO4 + 2HI

Характерные особенности: Диоксид серы ведет себя подобно сульфит-анионам, но реакция протекает в кислой среде.

Иодидный анион I‒ Продукты окисления: I2, IO3

‒

Полуреакция: 2I‒ ‒ 2e‒ → I2 I‒ + 3H2O ‒ 6e‒ → IO3

‒ + 6H+

Восстановительные свойства: Сильный восстановитель

Примеры реакций: 4KI + 2CuCl2 = 2CuI↓ + I2 + 4KCl 5NaI + 6KMnO4 + 9H2SO4 = 5NaIO3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O

Характерные особенности: Образование того или иного продукта окисления иодида зависит, в первую очередь, от количества добавленного окислителя.

Катионы металлов в низших степенях окисления (Fe2+, Cr2+, Ti3+ и др.)

Продукты окисления: Fe3+, Cr3+, TiO2+ и т.д. Полуреакции: Fe2+ ‒ e‒ → Fe+ Cr2+ ‒ e‒ → Cr3+ Ti3+ + H2O ‒ e‒ → TiO2+ + 2H+

Восстановительные свойства: Зависят от конкретного катиона

Примеры реакций: 2FeSO4 + H2O2 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 2Н2O 2CrSO4 + 2H2O = 2Cr(OH)SO4 + H2↑ 5Ti2(SO4)3 + 2KMnO4 + 2H2O = 10TiOSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + H2SO4

Характерные особенности: Особенно сильными восстановителями являются соли Cr2+ и V2+. Соли Fe2+ являются мягкими восстановителями.

Реакции диспропорционирования

Это реакции, в которых один и тот же элемент как повышает, так и понижает свою степень окисления, т.е. выступает как в роли окислителя, так и в роли восстановителя.

Обычно в реакцию диспропорционирования вступают свободные неметаллы, но иногда и сложные вещества.

Имеют место и обратные реакции – реакции копропорционирования.

Реакции диспропорционирования

Примеры: 20°C

Cl2 + KOH = KCl + KClO + H2O >70°C

3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O

3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

2P4 + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 2PH3 + 3Ba(H2PO2)2 (белый)

6ClO2 + 6KOH = KCl + 5KClO3 + 3H2O

Реакции копропорционирования

Примеры:

5KBr + KBrO3 + 6HCl = 3Br2 + 6KCl + 3H2O

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

Окислительно-восстановительные реакции

в органической химии

Реакции, протекающие с использованием водных растворов окислителей или

восстановителейПолуреакции:

RCH2OH ‒ 2e‒ → RCHO + 2H+

RCHO + H2O ‒ 2e‒ → RCOOH + 2H+

R-NO2 + 7H+ + 6e‒ → R-NH3 + 2H2O

R-NO2 + 4H2O + 6e‒ → R-NH2 + 6OH‒

+

Реакции, протекающие с использованием водных растворов окислителей или

восстановителейПримеры реакций:

3R2CHOH + 2KMnO4 = 3R2CO + 2MnO2 + 2KOH + 2H2O

3R2CHOH + Na2Cr2O7 + 4H2SO4 = = 3R2CO + Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + 7H2O

Ar-NO2 + 3Na2S + 4H2O → Ar-NH2 + 3S + 6NaOH

Окислители на основе хромового ангидрида

1. CrO3 в водной уксусной кислоте; 2. CrO3 в ледяной уксусной кислоте; 3. CrO3 в пиридине (реактив Саретта); 4. CrO3 в водном пиридине (реактив

Корнфорза); 5. CrO3 в уксусном ангидриде и серной кислоте

(реактив Тиле); 6. CrO3 в серной кислоте; 7. CrO3 в N,N-диметилформамиде.

Уровни окисленности органических соединений

1 уровень: Алканы ‒2е‒ +2е‒ 2 уровень: Алкены, спирты, простые эфиры, моногалогенпроизводные, нитросоединения, амины

‒2е‒ +2е‒ 3 уровень: Алкины, диены, альдегиды, кетоны, дигалогенпроизводные

‒2е‒ +2е‒ 4 уровень: Карбоновые кислоты и их производные

(сложные эфиры, амиды, нитрилы и т.д.)

Уравнение (ответ)

10 [Cr(NH2CONH2)6]4[Cr(CN)6]3 + 1176 KMnO4 + 2798 HCl = = 35 K2Cr2O7 + 420 CO2 + 660 KNO3 + 1176 MnCl2 + + 446 KCl + 1879 H2O

Спасибо за внимание!

Documents

Окислительно восстановительные реакции · 2015-02-15 · Окислительно-восстановительные реакции в Олимпиадах