k-tree

Окислительно-восстановительные реакции

\ Окислительно-восстановительные реакции
Пример окислительно-восстановительной реакции:
2Na(тв) + Cl2 (г) → 2NaCl(тв)
Атомы натрия окисляются до катионов натрия Na+ (Na → Na+ + 1e-), атомы хлора восстанавливаются до анионов Cl- (Cl2 + 2e- → 2Cl-), данные реакции происходят одновременно.

Степень окисления

В нейтральном атоме количество электронов численно равно электрическому заряду атома. Степень окисления - это условное обозначение разницы между количеством электронов данного атома и количеством электронов в нейтральном состоянии. Степень окисления обозначается цифрой и знаком плюс или минус над названием атома. Плюс ставится когда заряд атома математически положителен, минус - если отрицателен. Например, кальций - в нейтральном состоянии имеет 20 электронов. Ca+2 - ион кальция со степенью окисления "+2", т.е. у данного катиона 18 электронов.

Простое вещество - это вещество, молекулы которого состоят из одинаковых атомов, например O, O2, O3 и другие. Степень окисления атома простого вещества всегда равна нулю.

Металлы первой и второй группы имеют степень окисления 1 и 2 соответственно.

В соединениях фтор всегда имеет степень окисления "-1". Кислород в большинстве соединений имеет степень окисления "-2", кроме пероксидов, в которых степень окисления равна -1: O-. Водород имеет степень окисления "-1" в гидридах металлов (NaH, CaH2, и другие), в остальных случаях водрод имеет степень окисления "+1".

Окисление и восстановление

Процесс, в котором вещество отдаёт электроны называется окислением - степень окисления повышается. Обратный процесс - принятие электронов, называется восстановлением. Оба процесса происходят одновременно: в результате окисления одного элемента восстанавливается другой.

В качестве восстановителя чаще всего используются:

  • Металлы
  • Водород
  • Уголь
  • Окись углерода (II) (CO)
  • Сероводород (H2S)
  • Оксид серы (IV) (SO2)
  • Сернистая кислота H2SO3 и её соли
  • Галогеноводородные кислоты и их соли
  • Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3
  • Азотистая кислота HNO2
  • Аммиак NH3
  • Гидразин NH2NH2
  • Оксид азота(II) (NO)
  • Катод при электролизе

В качестве окислителя используются:

  • Галогены
  • Перманганат калия(KMnO4)
  • Манганат калия (K2MnO4)
  • Оксид марганца (IV) (MnO2)
  • Дихромат калия (K2Cr2O7)
  • Хромат калия (K2CrO4)
  • Азотная кислота (HNO3)
  • Концентрированный раствор серной кислоты (H2SO4)
  • Оксид меди(II) (CuO)
  • Оксид свинца(IV) (PbO2)
  • Оксид серебра (Ag2O)
  • Пероксид водорода (H2O2)
  • Хлорид железа(III) (FeCl3)
  • Бертоллетова соль (KClO3)
  • Анод при электролизе

Также существуют вещества, которые могут быть как окислителями, так и восстановителями, в зависимости от условий проведения реакции. В основном, это вещества с атомами в промежуточной степени окисления:

  • Оксид серы (IV) (SO2)
  • Сернистая кислота H2SO3 и её соли
  • Пероксид водорода (H2O2)
  • Азотистая кислота HNO2 и ее соли

Уравнение редокс

Реакция редокс (с английского redox - reduction–oxidation) уравнивается в два этапа: реакция разбивается на две полуреакции - окисления и восстановления, каждая из них математически уравнивается относительно массы вещества и затем по количеству электронов, затем обе реакции совмещаются, уравнивая количество электронов в обеих реакциях.

Рассмотрим на примере реакции
Fe2+(р-р) + I2 (тв) ↔ Fe3+ + I-(р-р)

1. Разобьём реакцию:
Fe2+ → Fe3+ — окисление
I2 → I- — восстановление

2. Уравняем по массе:
Fe2+ - e- → Fe3+ — окисление
I2 + 2e- → 2I- — восстановление

3. Приведём уравнение:
2Fe2+(р-р) + I2 (тв) ↔ 2Fe3+ + 2I-(р-р)
Скачать статью в формате PDF.

Следующая статья - Электрохимия.

Вам понравилась статья? Да / Нет

Просмотров: 220


Поиск по сайту:

Порекомендуйте статью своим друзьям:





© 2015-2018 - K-Tree.ru • Онлайн учебник
Копия материалов, размещённых на данном сайте, допускается только по письменному разрешению владельцев сайта.
По любым вопросам Вы можете связаться по почте info@k-tree.ru