Задание №19

  

ЗАДАНИЕ №19

  Реакции окислительно-восстановительные.

                                                               ПОВТОРЯЕМ ТЕОРИЮ👇   

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это такие химические реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов или ионов химических элементов.

 В окислительно-восстановительной реакции различают два процесса:окисление; восстановление .

Окисление - процесс отдачи электронов атомами, молекулами или ионами, приводящий к повышению сте­пени окисления.

Вещества, атомы или ионы которых отдают электроны,  называют восста­новителями. Восстановитель, отдавая электроны, окисляется.

Восстановление - процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, приводящий к понижению степени окисления. Вещества, атомы или ионы которых присоединяют электроны,  назы­ваются окислителями. Окислитель, присоединяя электроны, восстанавливается.

Типичные восстановители и окислители.

Окислители:

1) вещества (оксиды, кислоты, соли)  с максимально положительной степенью окисления входящего

   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.

Необходимо запомнить: 

Отдать — Окислиться, Взять — Восстановиться.

Окислитель — грабитель (в процессе ОВР окислитель присоединяет электроны).

 Запомните: окислитель восстанавливается!     восстановитель окисляется!

             Уравнения окислительно-восстановительных реакций составляют, пользуясь методом ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА: число отданных и принятых электронов должно быть одинаково.

Пример:

P + 5HNO₃ → 5NO₂ +  H₃PO₄ + H₂O

1   P⁰  - 5 e^-  → P⁺⁵ окисляется, восстановитель

    1   N⁺⁵ +5 e^-  → N⁰ восстанавливается, окислитель

Общее число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.

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

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)

 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.

                                                  

		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!

                                                              

		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 + 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 оксидной плёнки.

*** Сероводород получается при взаимодействии щелочных металлов.

Вещества с двойственной природой:

   Пероксид водорода:

         Н₂О₂   +  окислитель        à  O₂

             Н₂О₂    +  восстановитель  à  Н₂О или ОН^-

Нитриты щелочных металлов и аммония:       

          КNO₂  + окислитель        à  KNO₃

                 КNO₂     + 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 I₂ +2NO + 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 (бром, йод) + вода (без нагревания)à 2 кислоты, HCl, HClO Хлор (бром, йод) + щелочь (без нагревания)à 2 соли, КCl и КClO и вода	Cl20 à  Cl-  и  Cl+
Бром, йод + вода (при нагревании)à 2 кислоты, HBr, HBrO3 Хлор (бром, йод) + щелочь (при нагревании)à 2 соли, КCl и КClO3 и вода	Cl20 à Cl-  и  Cl+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

Типичные восстановители: Металлы Водород Уголь С Окись углерода (II) (CO) Сероводород (H2S) Оксид серы (IV) (SO2) Сернистая кислота H2SO3 и ее соли Галогеноводородные кислоты и их соли Катионы металлов в низших степенях окисления (SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3) Азотистая кислота HNO2 Аммиак NH3 Оксид азота(II) (NO) Катод при электролизе.	Типичные окислители: Галогены Перманганат калия(KMnO4) манганат калия (K2MnO4) оксид марганца (IV) (MnO2) Дихромат калия (K2Cr2O7) хромат калия (K2CrO4) Азотная кислота (HNO3) Серная кислота (H2SO4) конц. Оксид меди(II) (CuO) оксид свинца(IV) (PbO2) оксид серебра (Ag2O) пероксид водорода (H2O2) Хлорид железа(III) (FeCl3) Бертоллетова соль (KClO3) Анод при электролизе.

Могут быть и окислителями, и восстановителями  вещества, содержащие атомы в промежуточных степенях окисления, способны как повышать, так и понижать степень окисления. Являются восстановителями при действии более сильного чем они окислителя; окислителями - при действии более активного,   чем   они,   восстановителя. Это KNO₂, SO₂, H₂O₂, Na₂SO₃ и др.

Самые известные полуреакции восстановления окислителей:    Хромат КCrO4 и дихромат калия К2Cr2O7 выступают в качестве окислителей в кислой среде, восста­навливаясь до иона Сr+3: Cr2O72- + H+→ Cr3+ CrO42- + H+→ Cr3+ КМnО4 проявляет окислительные свойства за счет Мп+7 и восстанавливается: в кислой среде - до Мn+2, в нейтральной - до МnО2, в щелочной среде до манганат-иона - МnО22-: MnO4- +  5e- + H+→ Mn2+ (в кислой среде) MnO4- +  3e- + H2O→ MnO2 (в нейтральной среде) MnO4- + 3e- +OH- → MnO4 2- (в щелочной среде)     О2 + 4 e- →2О-2 Cl2 + 2 e- → 2Cl- Br2 + 2 e- →2Br- I2 + 2 e- →2I- HClO → HCl KClO3 → KCl ClO4-→ Cl- IO3- → I2 H2SO4 → H2S, S, SO2 HNO3 → N2, NO, N2O, NO2, NH3, NH4NO3 NO3- →NO2- + H2O NO2- + H+→ NO PbO2 + H+→ Pb2+ MnO2 + H+→ Mn2+ Sn4+ → Sn2+ Fe3+ → Fe2+

Самые известные полуреакции окисления восстановителей:     2Cl- - 2 e- → Cl2 2Br- - 2 e- → Br2 2I- - 2 e- → I2 H2S→ S Na2SO3 →Na2SO4 S → SO2 SO2 → SO4 2- NH3  → N2 NO2-  + H2O → NO3- Cr3+- + OH- → CrO42-  Mn2+ + H2O → MnO4-  Sn2+ → Sn4+  Fe2+ → Fe3+     H2O2 → O2