Дидактический материал по теме "Окислительно- восстановительные реакции"

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.

2)Типичные восстановители и окислители.

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:

       Н₂О₂, KNO₂, Cl₂, простые вещества-неметаллы 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

1)	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
	+ восстановители	Cr(OH)3 в нейтральной среде
		K3[Cr(OH)6] в щелочной среде

2) Во что переходят восстановители в реакциях с KMnO₄ или K₂Cr₂O₇?

          а) S^2-, 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)

3)

		HNO3				-не реагируют Au,Pt,Pd.
Концентрированная (пассивация Al,Cr,Fe)*			Разбавленная
активные металлы	неактивные металлы		неактивные металлы		активные металлы + среднее разбав-ление		активные металлы + оч. разбавленный раствор
нитрат металла + N2O↑**	нитрат металла + NO2↑		нитрат металла + NO↑		нитрат металла +N2↑		нитрат металла +NH4NO3
HNO3 концентрированная + неметаллы				кислота или оксид (высшие) + NO↑ или NO2↑

       *Пассивация – металлы не реагируют с конц. кислотой без нагревания из-за наличия плотной оксиной плёнки.

      ** Магний и кальций с кислотой любой концентрации восстанавливают её до  N₂O!                                     

4)

		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 – сульфат металла + S↓ или H2S↑***
Концентрированная + неметаллы			à SO2 ↑+ кислота или оксид неметалла

* сульфат металла В НАИМЕНЬШЕЙ степени окисления

**Пассивация – металлы не реагируют с конц. кислотой без нагревания из-за наличия плотной оксиной плёнки.

*** Сероводород получается при взаимодействии щелочных металлов.

5)  Разложение нитратов (по ряду активности металлов!).

1. Металлы  левее магния кроме лития.	KNO3   à   КNO2      +     O2                 нитрит               металла    +  кислород
2. От магния до меди включительно + литий	Mg(NO3) 2à MgO  + NO2  + O2                оксид            металла*  + NO2  + O2
3. Правее меди	AgNO3 à Ag   + NO2   +  O2            металл  + NO2  + O2

*оксид металла в наиболее устойчивой степени окисления.

6) 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

7) 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