Какие реакции относятся к окислительно восстановительным

Опыт 1.

Содержание

Тема. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

влияние рН среды на окислительно-восстановительные реакции

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

«Окислительно – восстановительные реакции»

ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОПОДГОТОВКИ

1. Дайте понятие степени окисления?

2. Как определить с.о. для элементов, входящих в состав молекул или сложных ионов? Приведите примеры.

3. Какие реакции относятся к окислительно-восстановительным реакциям?

4. Дайте понятие процессов окисления и восстановления. Приведите примеры.

5. Что называется окислителем? Какие элементы или их соединения с точки зрения строения электронной оболочки атома проявляют окислительные свойства? Где в ПСЭ располагаются такие элементы?

6. Что называется восстановителем? Какие элементы или их соединения с точки зрения строения электронной оболочки атома проявляют восстановительные свойства? Где в ПСЭ располагаются такие элементы?

7.Дайте понятие окислительно-восстановительной двойственности .

8. Что происходит с окислителем и восстановителем во время окислительно-восстановительных процессов?

9. Какие окислительно-восстановительные реакции можно отнести к реакциям межмолекулярного окисления-восстановления? Приведите примеры.

10.Какие окислительно-восстановительные реакции можно отнести к реакциям внутримолекулярного окисления-восстановления? Приведите примеры.

11. Какие окислительно-восстановительные реакции относятся к реакциям диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления)? Приведите примеры.

12.Какой баланс должен выдерживаться в окислительно-восстановительных реакциях? Как это достигается?

13. Дайте понятие методу электронных уравнений.

В три пробирки налейте по 3мл раствора перманганата калия KMnO4. В первую пробирку прилейте 2мл 1М раствора серной кислоты, во вторую – 2мл воды, в третью – 2мл 2М раствора гидроксида калия.

В каждую пробирку добавьте по 3мл раствора сульфита натрия NaSO3.

Запишите наблюдения, составьте уравнения соответствующих окислительно-восстановительных реакций и объясните результаты опыта.

Учтите, что фиолетовая окраска характерна для ионов МnO4- , слабо-розовая – для ионов Мn2+ , зеленая – для ионов МnO42- , бурый цвет имеют осадки MnO2 и Mn(OH)2.

нитрит – иона NO2- (полумикрометод).

1. К подкисленному раствору иодида калия KJ (под тягой) добавьте несколько капель раствора нитрита натрия NaNO2 и несколько капель раствора крахмала. Что наблюдаете?

2. К подкисленному раствору перманганата калия KMnO4 добавьте до обесцвечивания раствор нитрита натрия. Запишите наблюдения.

Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций. Объясните, какова функция NaNO2 в опытах 1 и 2.

Дата добавления: 2014-11-06; Просмотров: 210; Нарушение авторских прав?;

Рекомендуемые страницы:

Виды реакций

Виды реакций:Все химические реакции подразделяют на простые и сложные. Простые химические реакции, в свою очередь, обычно подразделяют на четыре типа: реакции соединения, реакции разложения, реакции замещения и реакции обмена.

Д. И.

Окислительно-восстановительные реакции

Менделеев определял соединение как реакцию, «при которой из двух веществ происходит одно. Примером химической реакции соединения может служить нагревание порошков железа и серы, — при этом образуется сульфид железа: Fe+S=FeS. К реакциям соединения относят процессы горения простых веществ (серы, фосфора, углерода,…) на воздухе. Например, углерод горит на воздухе С+О2=СО2 (конечно эта реакция протекает постепенно, сначала образуется угарный газ СО). Реакции горения всегда сопровождаются выделением тепла — являются экзотермическими.

Химические реакции разложения, по Менделееву, «составляют случаи, обратные соединению, то есть такие, при которых одно вещество даёт два, или, вообще, данное число веществ — большее их число. Примером реакции разложение меже служить химическая реакция разложения мела (или известняка под воздействием температуры): СаСО3→ СаО+СО2. Для проведения реакции разложения, как правило, требуется нагревание. Такие процессы — эндотермические, т. е. протекают с поглощением теплоты.

В реакциях двух других типов число реагентов равно числу продуктов. Если взаимодействуют простое вещество и сложное —то эта химическая реакция называется химической реакцией замещения: Например опустив стальной гвоздь в раствор медного купороса получаем железный купорос (здесь железо вытеснило медь из её соли) Fe+CuSO4→ FeSO4+Cu.

Реакции между двумя сложными веществами, при которых они обмениваются своими частями, относят к химическим реакциям обмена. Большое их число протекает в водных растворах. Примером химической реакции обмена может служить нейтрализация кислоты щёлочью: NaOH+HCl→ NaCl+Н2О. Здесь в реагентах (веществах, стоящих слева) ион водорода из соединения HCl обменивается с ионом натрия из соединения NaOH, в результате чего образуется раствор поваренной соли в воде

Типы реакций и их механизмы приведены в таблице:

химические реакции соединения

A + B = AB

Пример:
S + O2→ SO2

Из нескольких простых или сложных веществ образуется одно сложное

химические реакции разложения

AB = A + B

Пример:
2HN3→ H2 + 3N2

Из сложного вещества образуется несколько простых или сложных веществ

химические реакции замещения

A + BC =AC + B

Пример:
Fe + CuSO4→ Cu + FeSO4

Атом простого вещества замещает один из атомов сложного

химические реакции ионного обмена

AB+CD = AD+CB

Пример:
H2SO4 + 2NaCl→ Na2SO4 + 2HCl

Сложные вещества обмениваются своими составными частями

Однако очень многие реакции не укладываются в приведённую простую схему. Например, химическая реакция между перманганатом калия (марганцовкой) и иодидом натрия не может быть отнесена ни к одному из указанных типов.

Такие реакции, обычно, называют окислительно — восстановительные реакции, например:

2KMnO4+10NaI+8H2SO4→ 2MnSO4+K2SO4+5Na2SO4+5I2+8H2O.

Признаки химических реакций

Признаки химических реакций. По ним можно судить, прошла ли химическая реакция между реагентами или нет. К таким признакам принято относить следующие:

— Изменение цвета (например, светлое железо покрывается во влажном воздухе бурым налётом оксида железа — химическая реакция взаимодействия железа с кислородом).
— Выпадение осадка (например, если через известковый раствор (раствор гидроксида кальция) пропустить углекислый газ, выпадет белый нерастворимый осадок карбоната кальция).
— Выделение газа (например, если капнуть лимонной кислотой на пищевую соду, то выделится углекислый газ).
— Образование слабодиссоциированных веществ (например, реакции, при которых одним из продуктов реакции является вода).
— Свечение раствора.
Примером свечения раствора может служить реакция с использованием такого реагента как раствор люминола (люминол- это сложное химическое вещество, которое может излучать свет при химических реакциях).

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции — составляют особый класс химических реакций. Их характерной особенностью является изменение степени окисления, по крайней мере, пары атомов: окисление одного (потеря электронов) и восстановление другого (присоединение электронов).

Сложные вещества, понижающие свою степень окисления — окислители, а повышающие степень окисления — восстановители. Например:

2Na + Cl2→ 2NaCl,
— здесь окислитель — хлор (он присоединяет к себе электроны), а восстановитель — натрий (он отдаёт электроны).

Реакция замещения NaBr-1+ Cl20→ 2NaCl-1 + Br20 (характерна для галогенов) тоже относится к окислительно -восстановительным реакциям. Здесь хлор — окислитель (принимает 1 электрон), а бромид натрия (NaBr) — восстановитель (атом брома отдаёт электрон).

Реакция разложения дихромата аммония ((NH4)2Cr2O7) тоже относится к окислительно-восстановительным реакциям:

(N-3H4)2Cr2+6O7→ N20 + Cr2+3O3 + 4H2O

Ещё одна из распространённых классификаций химических реакций — это их разделение по тепловому эффекту. Разделяют эндотермические реакции и экзотермические реакции. Эндотермические реакции — химические реакции, сопровождающиеся поглощением окружающего тепла (вспомните охлаждающие смеси). Экзотермические (наоборот) — химические реакции, сопровождающиеся выделением тепла (например — горение).

Опасные химические реакции :"БОМБА В РАКОВИНЕ"- забавно или не очень?!

Существуют некоторые химические реакции, которые протекают спонтанно при смешивании реагентов. При этом образуются достаточно опасные смеси, которые могут взрываться, воспламеняться или отравлять. Вот одна и них!
В некоторых американских и английских клиниках наблюдались странные явления. Время от времени из раковин раздавались звуки, напоминающие пистолетные выстрелы, а в одном случае неожиданно взорвалась сливная трубка. К счастью, никто не пострадал. Расследование показало, что виновником всего этого был очень слабый (0,01%) раствор азида натрия NaN3, который использовали в качестве консерванта физиологических растворов.

Излишки раствора азида в течение многих месяцев, а то и лет сливали в раковины — иногда до 2 л в день.

Сам по себе азид натрия — соль азидоводородной кислоты HN3 — не взрывается. Однако азиды тяжёлых металлов (меди, серебра, ртути, свинца и др.) — весьма неустойчивые кристаллические соединения, которые взрываются при трении, ударе, нагревании, действии света. Взрыв может произойти даже под слоем воды! Азид свинца Pb(N3)2 используется как инициирующее взрывчатое вещество, с помощью которого подрывают основную массу взрывчатки. Для этого достаточно всего двух десятков миллиграммов Pb(N3)2. Это соединение более взрывчато, чем нитроглицерин, а скорость детонации (распространения взрывной волны) при взрыве достигает 45 км/с — в 10 раз больше, чем у тротила.

Но откуда в клиниках могли взяться азиды тяжёлых металлов? Оказалось, во всех случаях сливные трубки под раковинами были изготовлены из меди или латуни (такие трубки легко гнутся, особенно после нагревания, поэтому их удобно устанавливать в сливной системе). Выливаемый в раковины раствор азида натрия, протекая по таким трубкам, постепенно реагировал с их поверхностью, образуя азид меди. Пришлось менять трубки на пластмассовые. Когда в одной из клиник проводили такую замену, оказалось, что снятые медные трубки сильно забиты твёрдым веществом. Специалисты, которые занимались «разминированием», чтобы не рисковать, подорвали эти трубки на месте, сложив их в металлический бак массой 1 т. Взрыв был настолько силён, что сдвинул бак на несколько сантиметров!

Медиков не очень интересовала сущность химических реакций, приводящих к образованию взрывчатки. В химической литературе также не удалось найти описания этого процесса. Но можно предположить, исходя из сильных окислительных свойств HN3, что имела место такая реакция: анион N-3, окисляя медь, образовал одну молекулу N2 и атом азота, который вошёл в состав аммиака. Это соответствует уравнению реакции: 3NaN3+Cu+3Н2О→ Cu(N3)2+3NaOH+N2+NH3.

С опасностью образования бомбы в раковине приходится считаться всем, кто имеет дело с растворимыми азидами металлов, в том числе и химикам, поскольку азиды используются для получения особо чистого азота, в органическом синтезе, в качестве порообразователя (вспенивающего агента для производства газонаполненных материалов: пенопластов, пористой резины и т. п.). Во всех подобных случаях надо проследить, чтобы сливные трубки были пластмассовыми.

Сравнительно недавно азиды нашли новое применение в автомобилестроении. В 1989 г. в некоторых моделях американских автомобилей появились надувные подушки безопасности. Такая подушка, содержащая азид натрия, в сложенном виде почти незаметна. При лобовом столкновении электрический запал приводит к очень быстрому разложению азида: 2NaN3=2Na+3N2. 100 г порошка выделяют около 60 л азота, который примерно за 0,04 с надувает подушку перед грудью водителя, спасая тем самым ему жизнь.

Опыт 1. влияние рН среды на окислительно-восстановительные реакции

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

«Окислительно – восстановительные реакции»

ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОПОДГОТОВКИ

1. Дайте понятие степени окисления?

2. Как определить с.о. для элементов, входящих в состав молекул или сложных ионов? Приведите примеры.

3. Какие реакции относятся к окислительно-восстановительным реакциям?

4. Дайте понятие процессов окисления и восстановления. Приведите примеры.

5. Что называется окислителем? Какие элементы или их соединения с точки зрения строения электронной оболочки атома проявляют окислительные свойства? Где в ПСЭ располагаются такие элементы?

6. Что называется восстановителем? Какие элементы или их соединения с точки зрения строения электронной оболочки атома проявляют восстановительные свойства? Где в ПСЭ располагаются такие элементы?

7.Дайте понятие окислительно-восстановительной двойственности .

Не окислительно-восстановительные реакции:

Что происходит с окислителем и восстановителем во время окислительно-восстановительных процессов?

9. Какие окислительно-восстановительные реакции можно отнести к реакциям межмолекулярного окисления-восстановления? Приведите примеры.

10.Какие окислительно-восстановительные реакции можно отнести к реакциям внутримолекулярного окисления-восстановления? Приведите примеры.

11. Какие окислительно-восстановительные реакции относятся к реакциям диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления)? Приведите примеры.

12.Какой баланс должен выдерживаться в окислительно-восстановительных реакциях? Как это достигается?

13. Дайте понятие методу электронных уравнений.

В три пробирки налейте по 3мл раствора перманганата калия KMnO4. В первую пробирку прилейте 2мл 1М раствора серной кислоты, во вторую – 2мл воды, в третью – 2мл 2М раствора гидроксида калия.

В каждую пробирку добавьте по 3мл раствора сульфита натрия NaSO3.

Запишите наблюдения, составьте уравнения соответствующих окислительно-восстановительных реакций и объясните результаты опыта.

Учтите, что фиолетовая окраска характерна для ионов МnO4- , слабо-розовая – для ионов Мn2+ , зеленая – для ионов МnO42- , бурый цвет имеют осадки MnO2 и Mn(OH)2.

нитрит – иона NO2- (полумикрометод).

1. К подкисленному раствору иодида калия KJ (под тягой) добавьте несколько капель раствора нитрита натрия NaNO2 и несколько капель раствора крахмала. Что наблюдаете?

2. К подкисленному раствору перманганата калия KMnO4 добавьте до обесцвечивания раствор нитрита натрия. Запишите наблюдения.

Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций. Объясните, какова функция NaNO2 в опытах 1 и 2.

Дата добавления: 2014-11-06; Просмотров: 210; Нарушение авторских прав?;

Рекомендуемые страницы:

Электродные потенциалы. Направление ОВР

В каждой окислительно-восстановительной реакции, в том числе в реакции

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu (1)

участвуют две окислительно-восстановительные пары — восстановитель (Zn) и его окисленная форма (Zn2+); окислитель (Cu2+) и его восстановленная форма (Cu). Мерой окислительно-восстановительной способности данной пары является окислительно-восстановительный или электродный потенциал,который обозначают , где Ox – окисленная форма, Red – восстановленная форма (например, , ). Измерить абсолютное значение потенциала невозможно, поэтому измерения осуществляют относительно эталона, например стандартного водородного электрода.

Стандартный водородный электрод состоит из платиновой пластинки, покрытой тонким порошком платины, погруженной в раствор серной кислоты с концентрацией ионов водорода, равной 1 моль/л. Электрод омывают током газообразного водорода под давлением 1,013 · 105 Па при температуре 298 К. На поверхности платины протекает обратимая реакция, которую можно представить в виде:

2H+ + 2 Û H2.

Потенциал такого электрода принимают за нуль: В (размерность потенциала – Вольт).

Стандартные потенциалы измерены или рассчитаны для большого числа окислительно-восстановительных пар (полуреакций) и приведены в таблицах. Например, . Чем больше значение , тем более сильным окислителем является окисленная форма (Оx) данной пары. Чем меньше значение потенциала, тем более сильным восстановителем является восстановленная форма (Red) окислительно-восстановительной пары.

Ряд металлов, расположеных в порядке увеличения их стандартных электродных потенциалов, называют электрохимическим рядом напряжений металлов (рядом активности металлов):

Li Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Bi Cu Ag Hg Au

E0 < 0 E0=0 E0 > 0

Начинается ряд наиболее активными металлами (щелочными), а завершается «благородными», т.е. трудноокисляемыми металлами. Чем левее расположены в ряду металлы, тем более сильными восстановительными свойствами они обладают, они могут вытеснять из растворов солей металлы, стоящие правее. Металлы, расположенные до водорода, вытесняют его из растворов кислот (кроме HNO3 и H2SO4 конц).

В тех случаях когда система находится в нестандартных условиях, значе-

ние электродного потенциала можно рассчитать по уравнению Нернста:

,

где – потенциал системы при нестандартных условиях, В;

– потенциал системы при стандартных условиях, В;

R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/моль•К);

T – температура, К;

n – число электронов, участвующих в процессе;

F – число Фарадея (96500 К/моль);

а, в – произведение концентраций (моль/л) окисленной и восстановленной форм участников процесса, возведенных в степень стехиометрических коэффициентов.

Концентрации твердых веществ и воды принимают за единицу.

При температуре 298 К, после подстановки численных значений R и F,

уравнение Нернста принимает вид:

. (2)

Так, для полуреакции

Û

уравнение Нернста

.

Используя значения электродных потенциалов, можно определить направление самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции.

Окислительно-восстановительные реакции

В ходе ОВР электроны всегда перемещаются от пары, содержащей восстановитель, к паре, содержащей окислитель. Обозначим

— электродный потенциал пары, содержащей окислитель;

— электродный потенциал пары, содержащей восстановитель.

Если > — самопроизвольно может идти прямая реакция;

Если < — прямая реакция невозможна, но возможна обратная реакция.

Для рассмотренной ранее (с.24) реакции (1):

, т.е. реакция в стандартных условиях возможна.

Дата добавления: 2015-12-16; просмотров: 541;

Окислительно-восстановительные реакции

  1. Окисление
  2. Восстановление
  3. Окисление-восстановление

К Окислительно-восстановительным реакциям относятся многие жизненно-необходимые химические процессы: горение, дыхание, фотосинтез…

Окислительно-восстановительные реакции — реакции, в которых электроны передаются от одних химических компонентов к другим

Окислительно-восстановительные реакции состоят из двух полуреакций: реакции окисления и реакции восстановления.

1. Окисление

Существует три типа реакций окисления:

  • с отдачей электронов;
  • с участием кислорода;
  • с образованием водорода.

Отдача электронов

Окисление — реакция, во время которой химический элемент отдает электроны:

Na(т) Na+ + e-

Когда металл отдает электрон, он становится катионом (положительно заряженный ион). Подобные процессы широко используются в электрохимических реакциях.

Участие кислорода

В некоторых окислительных реакциях реагент получает атомы кислорода. Типичные реакции:

  • горение: C(т) + O2 (г) CO2 (г)
  • коррозия: 2Fe(т) + 3O2 (г) 2Fe2O3 (т)

Образование водорода

В некоторых реакциях окисления происходит потеря атомов водорода:

CH3OH(ж) CH2O(ж) + H2 (г)

Во время превращения метанола в формальдегид из 4-х атомов водорода, содержащихся в метаноле, в молекуле формальдегида остается только две.

2. Восстановление

Восстановительные реакции бывают трех типов:

  • получение электронов;
  • потеря атомов кислорода;
  • получение атомов водорода.

Получение электронов

Восстановление — химическая реакция во время которой химический элемент получает электроны:

Ag+ + e- Ag(т)

Во время гальванопокрытия катион серебра (положительнозаряженный ион) получает электрон и восстанавливается до металлического серебра.

Тест по химии на тему: окислительно восстановительные реакции

Потеря кислорода

В некоторых реакциях восстановление осуществляется за счет потери атомов кислорода:

Fe2O3 (т) + 3CO(г) 2Fe(т) + 3CO2 (т)

Железная руда восстанавливается до металлического железа при помощи реакции взаимодействия с оксидом углерода.

Получение водорода

В некоторых случаях восстановление происходит в результате получения атомов водорода:

CO(г) + 2H2 (г) CH3OH(ж)

Молекула оксида углерода получает атомы водорода и становится метиловым спиртом.

3. Окисление-восстановление

При окислительно-восстановительных реакциях электроны, "теряемые" одним компонентом, тут же "находятся" другим:

Zn(т) + Cu2+ Zn2+ + Cu(т)

Реакция металлического цинка с водным раствором сульфата меди состоит из двух полуреакций:

  • Zn(т) Zn2+ + 2e- — полуреакция окисления
  • Cu2+ + 2e- Cu(т) — полуреакция восстановления

Катион меди (Cu2+) называется окислителем (агент окисления). Он принимает электроны от окисляемых компонентов.

Принимая электроны, катион меди восстанавливается. Компонент, который предоставляет электроны, называется восстановителем (агентом восстановления). В нашем случае — это металлический цинк.

В начало страницы

Метод электронного баланса

Метод электронного баланса основан на определении общего числа электронов, перемещавшихся от восстановителя к окислителю. Для составления уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо, прежде всего, знать химические формулы исходных веществ и полу­чающихся продуктов. Исходные вещества нам известны, а продукты реакции устанавливаются либо экспериментально, либо на основании известных свойств элементов. Участие воды в реакции выясняется при составлении уравнения.

При составлении уравнения окисли­тельно-восстановительной реакции необходимо соблюдать следую­щую логическую последовательность операций: рассмотрим реакцию взаимодействия Sb2S5 и HNO3.

1. Устанавливаем формулы веществ, получающихся в результате реакции: Sb2S5 + HNO3 = H3SbO4+NO+H2SO4 .

2. Определяем степени окисления элементов, которые изменили ее в процессе реакции

Sb2S2-5 + HN5+O3 = H3SbO4+N2+O+H2S6+O4 .

3.Определяем изменения, происшедшие в значениях степени окисления и устанавливаем окислитель и восстановитель.

В данной реакции степень окисления атомов серы S2- повысилась с 2- до 6+; следовательно, S2- является восстанови­телем. А степень окисления атомов азота N5+ понизилась с 5+ до 2+; следовательно, N5+ является окислителем. На основании этого составляем схему электронного баланса реакции:

N5+ + 3e N2+ │ 40 окислитель, процесс восстановления

S2- — 40e  S6+ │ 3 восстановитель, процесс окисления

Пользуясь правилом электронного баланса, определяем общее число перемещающихся электронов нахождения наименьшего кратного. В данном случае оно равно 120.

4. Находим основные коэффициенты, то есть коэффициенты при окислителе и восстановителе

3 Sb2S5 + 40 HNO3 = H3SbO4 + NO + H2SO4 .

5. Согласно закону сохранения массы расставляем коэффици­енты в правой части уравнения (продукты реакции) перед окисленной и восстановленной формами:

3 Sb2S5 + 40 HNO3 = H3SbO4 + 40 NO + 15 H2SO4 .

6. Проверяем число атомов каждого элемента (кроме водорода и кислорода) в исходных веществах и продуктах реакции и подводим баланс по этим элементам, расставляя коэффициенты:

3 Sb2S5 + 40 HNO3 = 6 H3SbO4 + 40 NO + 15 H2SO4 .

7. Проверяем число атомов водорода в левой и правой частях уравнения и определяем число участвующих в реакции молекул воды

3 Sb2S5 + 40 HNO3 + 4 Н2О = H3SbO4 + 40 NO + 15 H2SO4 .

8. Проверяем сумму атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. Если баланс по кислороду сходится, то уравнение реак­ции составлено правильно.

Все вышеописанные операции производятся последовательно с одним и тем же уравнением и переписывать реакцию несколько раз не имеет смысла. Уравнение реакции окисления сульфида сурьмы азотной кислотой, с учетом схемы электронного баланса, запишется следующим образом:

3 Sb2S5 + 40 HNO3 + 4 Н2О = H3SbO4 + 40 NO + 15 H2SO4 .

Особые случаи составления уравнений окислительно-восстановительных реакций

Рассмотренная методика составления окислительно-восстановительных реакций применима к большинству простых и сложных процессов. Но в некоторых специальных случаях необходимы допол­нительные пояснения.

1. Если число электронов, отдаваемое восстановителем, и чис­ло электронов, присоединяемое окислителем, имеют общий наиболь­ший делитель, то при нахождении коэффициентов оба числа делят на него. Например, в реакции

HCl7+O4 + 4S4+O2 + 4H2O = 4H2S6+O4 + HCl1-

основными коэффициентами для восстановителя и окислителя будут не 6 и 2, а 4 и 1.

Если число участвующих в реакции электронов нечетно, а в результате получается четное число атомов, то коэффициенты удваиваются. Например, в реакции

2Fe3+Cl3 + 2HJ1- = J20 + 2Fe2+Cl2 + 2HCl

основными коэффициентами будут не 1 и 1, а 2 и 2.

2. Окислитель или восстановитель иногда дополнительно расходуется на связывание получающихся продуктов (солеобразование).
Например, в реакции

Cu + 2HNO3 + 6HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

на окисление на связывание на 3 атома восстановителя Сu0 требуется для окисления 2 моле­кулы окислителя HNO3; кроме того, на образование нитрата меди — трех молекул — требуется еще 6 молекул HNO3 для связывания трех атомов меди. Таким образом, общий расход азотной кислоты: 2 молекулы на окисление плюс 6 молекул на связывание (солеобразование), то есть всего 8 молекул HNO3. И оконча­тельно уравнение примет вид:

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

З. Если в реакции число элементов, изменяющих свою степень окисления, больше двух, то устанавливают общее число электронов, отдаваемых восстановителями, и общее число электронов, присоединяемых окислителями, а в остальном соблюдается общий порядок составления уравнения реакции. Например,

3As3+2S2-3 + 28HN5+O3 + 4H2O  6H3As5+O4 + 9H2S6+O4 + 28N2+O

2As3+ — 4e  2As5+ -28e 3

3S2- — 24  3S6+

N5+ + 3e  N2+ +3e 28

4. Оба элемента – и окислитель, и восстановитель – находятся в одной и той же молекуле. Это реакция внутримолекулярного окисления-восстановления и реакции диспропорционирования. Для удобства подбора коэффициентов в этом случае иногда можно рассматривать процесс как бы идущим справа налево. Например,

3HN3+O2  HN5+O3 + 2 N2+O + H2O

N3+ + e  N2+ 2

N3+ — 2e  N5+ 1

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Реакции межмолекулярного окисления-восстановления – это реакции, в которых атом-окислитель и атом-восстановитель принадлежат разным веществам. Эти вещества могут быть как простыми, так и сложными.

4N3-H3 + 3O02  2N02 + 6H2O2-

2N3- — 6e  N02 2 восстановитель

O02+ 4e  2O2- 3 окислитель

Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления – это реакции, в которых атом-окислитель и атом-восстановитель входят в состав одной и той же молекулы или одного и того же иона.

Страницы: ← предыдущаяследующая →

123Смотреть все

Похожие страницы:

  1. Окислительновосстановительныереакции (2)

    Реферат >> Химия

    … и железа. Учитель. Вторая реакция относится к окислительновосстановительным. Попробуйте дать определение окислительновосстановительныхреакций. Ученик. Реакции, в результате которых …

  2. Окислительновосстановительныйреакции

    Реферат >> Химия

    … Примеры Окислительновосстановительнаяреакция между водородом и фтором Разделяется на две полуреакции: 1) Окисление: 2) Восстановление: Окисление, восстановление В окислительновосстановительныхреакциях

  3. Окислительновосстановительныереакции органических веществ

    Контрольная работа >> Химия

    … коэффициенты в схемах окислительновосстановительныхреакций. Укажите окислитель и восстановитель. 112. Реакции № 12, 37 … HNO2 Окислитель: HNO2 Данная окислительновосстановительнаяреакция относится к реакциям диспропорционирования, т.к. молекулы одного и …

  4. Окислительновосстановительное титрование

    Реферат >> Химия

    … учитывается число электронов, принимающих участие в окислительновосстановительнойреакции (Мэ = М/ne , где n – число электронов … окислителя и восстановителя. Из большого числа окислительновосстановительныхреакций для химического анализа используют только …

    Важнейшие восстановители и окислители

  5. Титрование с применением окислительновосстановительнойреакции

    Реферат >> Химия

    Титрование с применением окислительновосстановительнойреакции. Характеристика окислительновосстановительныхреакций с помощью электродных потенциалов (возможность, направленность, …

Хочу больше похожих работ…

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *