- 20.02.2015
- 1534
- 0
|
Окислительно-восстановительные процессы |
1) Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫМИ РЕАКЦИЯМИ.
В окислительно-восстановительных реакциях электроны не уходят из сферы реакции, а передаются от одного элемента к другому.
Вещества, участвующие в окислительно-восстановительных реакциях, и у
которых изменились степени окисления, являются либо окислителями,
либо восстановителями.
ОКИСЛИТЕЛИ - это атомы, ионы или
молекулы, которые принимают электроны.
ВОССТАНОВИТЕЛИ - это атомы, ионы или молекулы, которые отдают
электроны.
Окислители:
1) вещества (оксиды, кислоты, соли) с максимально положительной степенью окисления входящего в них элемента.
Например: кислоты – HNO3, H2SO4, HClO4, H2Cr2O7;
соли – KСlO4, KClO3, KNO3, KMnO4, K2Cr2O7;
оксиды –PbO2, Mn2O7, CrO3, N2O5
2) Самые активные неметаллы – фтор, кислород, озон
Восстановители:
1) Bсе металлы (они могут только отдавать электроны);
2) Bещества с минимально возможной (отрицательной) степенью окисления неметалла.
Например: водородные соединения – РН3, HI, HBr, H2S;
соли – KI, NaBr, K2S.
Все остальные вещества в зависимости от условий могут быть как окислителями, так и восстановителями: например, Н2О2, KNO2, SO2, простые вещества-неметаллы (кроме фтора и кислорода) могут как принимать, так и отдавать электроны.
3) Процессы окисления и восстановления
В окислительно-восстановительной реакции различают два процесса:
окисление – процесс, в котором восстановитель отдает электроны;
восстановление – процесс, в котором окислитель принимает электроны.
Запомните: окислитель восстанавливается! восстановитель окисляется!
4) Что такое электронный баланс?
Уравнения окислительно-восстановительных реакций составляют, пользуясь методом ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА: число отданных и принятых электронов должно быть одинаково.
Пример: Н N+5O3 + C0 à
Азотная кислота – типичный окислитель. Она восстанавливается до N+4O2, углерод в этой реакции будет восстановителем, окислится до С+4О2.
HN+5O3 + C0 à С+4О2 + N+4O2+ Н2О
Составляем электронный баланс:
N+5 + 1е à N+4 ô4 – окислитель
C0 – 4 е à С+4 ô1 – восстановитель
Таким образом, в уравнении реакции перед оксидом азота и азотной кислотой должен стоять коэффициент 4, а перед углеродом и углекислым газом – 1. Остаётся уравнять воду.
4HNO3 + C à СО2 + 4NO2+ 2Н2О
Главные схемы окислительно-восстановительных переходов
|
|
KMnO4 (малиновый раствор) + восстановитель
|
|
||
|
кислая среда: Mn2+ (MnCl2, MnSO4) обесцвечивание |
нейтральная среда: Mn +4 (MnO2↓ бурый осадок) |
щелочная среда: Mn+6 (K2MnO4, зеленый раствор) |
||
|
Сr +6 |
|
Cr+3 |
|
K2Cr2O7 (дихромат) или K2CrO4(хромат) |
CrCl3, Cr2(SO4)3 в кислой среде |
|
|
|
Cr(OH)3 в нейтральной среде |
|
|
|
K3[Cr(OH)6] в щелочной среде |
Во что переходят восстановители в реакциях с KMnO4 или K2Cr2O7?
а) S2-, I-, Br-, Cl- à переходят в Э0
б) Р-3, As-3 à +5
в) N+3,S+4, P+3, и т.п. à в высшую степень окисления
(соль или кислота)
Примеры реакций:
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4(кислая среда) à 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O
K2Cr2O7 + 3KNO2 + 4H2SO4(кислая среда) à Cr2(SO4)3 + 3KNO3 + K2SO4 + 4H2O
Разложение нитратов (по ряду активности металлов!).
|
1. Металлы левее магния кроме лития. |
2KNO3 → t 2КNO2 + O2 нитрит металла + кислород |
|
2. От магния до меди включительно+ литий |
2Mg(NO3)2→ t 2MgO + 4NO2 + O2 оксид металла* + NO2 + O2 |
|
3. Правее меди |
2AgNO3 → t 2Ag + 2NO2 + O2 металл + NO2 + O2 |
*оксид металла в наиболее устойчивой степени окисления.
|
H N+5O3 + металлы |
||||
|
+4 |
+2 |
+1 |
0 |
-3 |
|
NO2 |
NO |
N2O |
N2 |
NH4NO3 |
|
Неактивные металлы |
Активные металлы** |
|||
|
концентри-рованная |
разбавлен-ная |
концентриро-ванная |
среднее разбавление |
очень разбавленная |
|
→ чем активнее металл и чем более разбавленная кислота → |
||||
|
- не реагируют с азотной кислотой Au,Pt,Pd. - пассивация Al,Cr,Fe* |
||||
*Пассивация – металлы не реагируют с конц. кислотой без нагревания из-за наличия плотной оксидной плёнки
** Магний и кальций с кислотой любой концентрации восстанавливают её до N2O!
|
|
H2SO4 |
- не реаг Au, Pt, Pd. |
||||
|
Разбавленная - ведет себя как обычная минеральная кислота! |
Концентрированная (пассивация Al,Cr,Fe)** |
|||||
|
металлы в ряду активности до Н - Н2 + сульфат металла*. |
металлы после Н – не реагируют. |
неактивные металлы – сульфат металла +SO2↑ |
активные металлы и цинк – сульфат металла + S↓ или H2S↑*** |
|||
|
Концентрированная кислота + неметаллы |
à SO2 ↑+ кислота или оксид неметалла (в макс. степени окисления) |
|||||
* сульфат металла В НАИМЕНЬШЕЙ степени окисления
**Пассивация – металлы не реагируют с конц. кислотой без нагревания из-за наличия плотной оксидной плёнки.
*** Сероводород получается при взаимодействии щелочных металлов.
Вещества с двойственной природой:
Пероксид водорода:
Н2О2 + окислитель à O2
+ восстановитель à Н2О или ОН-
Нитриты щелочных металлов и аммония:
КNO2 + окислитель à KNO3
+ восстановитель à NO
Примеры реакций:
H2O2 + 2KI + H2SO4 à I2 + K2SO4 + 2H2O (пероксид – окислитель)
5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 à 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O (пероксид – восстановитель)
KNO2 + H2O2 à KNO3 + H2O (нитрит – восстановитель)
2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 à 2NO + I2 + 2K2SO4 + 2H2O (нитрит – окислитель)
Реакции диспропорционирования - реакции, в которых один и тот же элемент и отдает и принимает электроны.
Например, в реакции: Cl20+ KOH à KCl-1 + KCl+5O3 + H2O – простое вещество хлор Cl20 и принимает электроны, переходя в -1 , и отдает, переходя в устойчивую степень окисления +5
Диспропорционирование неметаллов – серы, фосфора, галогенов (кроме фтора)
|
Сера + щёлочь à 2 соли, сульфид и сульфит металла (реакция идёт при кипячении) |
S0 à S-2 и S+4 |
|
Фосфор + щелочь à фосфин РН3 и соль ГИПОФОСФИТ КН2РО2(реакция идёт при кипячении) |
Р0 à Р-3 и Р+1 |
|
Хлор + вода (без нагревания)à 2 кислоты, HCl, HClO Хлор + щелочь (без нагревания)à 2 соли, КCl и КClO и вода |
Cl20 à Cl- и Cl+
|
|
Бром, йод + вода à 2 кислоты, HBr, HBrO3 Хлор + щелочь (при нагревании)à 2 соли, КCl и КClO3 и вода Бром, йод + щелочь à две соли и вода. |
Cl20 à Cl- и Cl+5 Br20 à Br − и Br+5 |
Диспропорционирование оксида азота (IV) и солей
|
NO2 + вода à2 кислоты, азотная и азотистая NO2 + щелочь à 2 соли, нитрат и нитрит |
N+4 à N+3 и N+5 |
|
K2SO3 –(t) àсульфид и сульфат калия |
S+4 à S-2 и S+6 |
|
KClO3 –(t)(без катализатора) à 2 соли, хлорид и перхлорат КСlO4 |
Cl+5 à Cl- и Cl+7 |
Рабочие листы
к вашим урокам
Скачать
Теоретический материал содержит как основные химические понятия, такие как " окислитель", " восстановитель", " окислительно-восстановительная реакция", так и вопросы, относящиеся к электролизным процессам и окислительным способностям азотной и серной кислот. Коспект может быть с успехом использован и на уроках химии в 11 классе, и при подготовке учащихся к единому государственному экзамену по химии, сразу по нескольким теоретическим вопросам КИМов. Теоретический материал значительно расширяет и углубляет знания, полученные учащимися при изучении данной темы в 8-9 классах и позволяет ответить на многие сложные вопросы данного раздела химии.
6 664 711 материалов в базе
Настоящий материал опубликован пользователем Глушко Татьяна Алексеевна. Инфоурок является информационным посредником и предоставляет пользователям возможность размещать на сайте методические материалы. Всю ответственность за опубликованные материалы, содержащиеся в них сведения, а также за соблюдение авторских прав несут пользователи, загрузившие материал на сайт
Если Вы считаете, что материал нарушает авторские права либо по каким-то другим причинам должен быть удален с сайта, Вы можете оставить жалобу на материал.
Удалить материал
Ваша скидка на курсы
40%
Курс профессиональной переподготовки
500/1000 ч.
Курс повышения квалификации
72 ч. — 180 ч.
Курс повышения квалификации
72/108 ч.
Курс профессиональной переподготовки
600 ч.
Мини-курс
5 ч.
Мини-курс
4 ч.
Оставьте свой комментарий
Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.