Окислительно-восстановительные реакции

1. Какие реакции принадлежат к окислительно-восстановительным?

________________

2. Составьте электронные уравнения полуреакций окисления и восстановление процессов, которые отвечают таким химическим реакциям:

KMnО₄ + HI ® Mn₂ + I₂ +KI + H₂O;

________________

Zn + HNO_3(конц.) ® Zn(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O.

________________

Расставьте коэффициенты в приведенных реакциях.

3. Закончите уравнение реакции, составьте ионные уравнения реакций и расставьте коэффициенты:

FeSO₄ + KMnО₄ + H₂SO₄ ® MnSO₄ + Fe₂(SO₄)₃ +…

________________________________

K₂Cr₂O₇ + HCl ® CrCl₃+Cl₂ +…

________________________________

Оценка домашней работы ______________ Подпись преподавателя___________

Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов вследствие смещения или полного перехода электронов от одних атомов или ионов к другим. Под степенью окисления понимают заряд атома элемента в соединении, вычисленный исходя из предположения, что вещество состоит из простых ионов. Следует, однако, иметь в виду, что понятие о степени окисления является формальным. Так, например, в растворе HNO₃ нет иона пятивалентного азота, а есть ион NO (содержащий азот в степени окисления +5).

Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом; восстановление – процесс присоединения электронов атомом, ионом или молекулой. Окисление и восстановление – взаимосвязанные процессы, протекающие одновременно: окисление невозможно без одновременно протекающего с ним восстановления и наоборот.

Окислителями называются атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны; восстановителями – атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны.

Окислителями могут быть атомы и молекулы некоторых неметаллов (в первую очередь, галогенов и кислорода); сложные ионы и молекулы, содержащие атомы элементов в высшей или в одной из наиболее высоких степеней окисления , и др; положительно заряженные ионы металлов (Fe³⁺, Au³⁺, Hg²⁺ и др.). Самый сильный окислитель – электрический ток (окисление происходит на аноде). В лаборатории в качестве окислителей чаще всего применяют: KМnO₄, K₂Cr₂O₇, HNO₃, H₂SO₄ (конц.), Н₂О₂.

Типичными восстановителями являются почти все металлы и многие неметаллы (С, Н₂ и др.) в свободном состоянии; отрицательно заряженные ионы неметаллов (S², I^-, PH₃ и др.); катионы, степень окисления которых может возрасти (Sn^2+, Fe²⁺, Cu⁺ и др.); сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в промежуточной степени окисления и др.). В лаборатории в качестве восстановителей обычно применяются следующие кислоты: H₂SO₃, HI, H₃PO₃, H₂S, HNO₂ и их соли. Для проведения восстановления при высоких температурах часто используют С, СО, Н₂.

Следует подчеркнуть, что соединения, содержащие элементы в максимальной и минимальной степенях окисления, могут быть соответственно или только окислителями , или только восстановителями Если же вещество содержит элемент в промежуточной степени окисления, то в зависимости от условий проведения реакции оно может быть и окислителем, и восстановителем. Так, нитрит калия, содержащий азот в степени окисления +3, в присутствии сильного окислителя, например бихромата калия, проявляет восстановительные свойства, окисляясь при этом до нитрита (степень окисления азота повышается до +5):

→ .

При взаимодействии с иодидом калия, который является восстановителем, нитрит калия, наоборот, проявляет окислительные свойства, при этом степень окисления азота понижается до +2 (образуется NO):

→ .

Такая окислительно-восстановительная двойственность характерна также для (и ее солей) и т.д.

Следует иметь в виду, что характер многих окислительно-восстановительных реакций зависит от среды, в которой они протекают. Для создания кислой среды чаще всего используют разбавленную серную кислоту. Концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации сами являются окислителями, а концентрированная хлористоводородная кислота проявляет восстановительные свойства, поэтому использование для создания кислой среды H₂SO₄ (конц.), HNO₃, HCl (конц.) может привести к протеканию побочных процессов. Для создания щелочной среды обычно используют растворы КОН или NaOH (при реакциях между расплавленными реагентами щелочная среда создается введением основных солей, Na₂CO₃ или К₂СО₃).

Для составления уравнения окислительно-восстановительной реакции надо знать, от каких атомов, молекул и ионов к каким атомам, молекулам и ионам переходят электроны и в каком количестве. Эти данные часто находят экспериментально.

При подборе стехиометрических коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций следует помнить, что число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем.

Физические величины в химии

Традиционные названия кислот и их остатков

Формулы кислот	Название кислоты	Кислотный остаток	Название кислотного остатка
HNO2	азотистая	NO21-	нитрит
HNO3	азотная	NO31-	нитрат
HBr	бромоводородная	Br1-	бромид
HJ	йодоводородная	J1-	йодид
HF	фтороводородная (плавиковая)	F1-	фторид
H2SiO3	кремниевая	SiO32-	силикат
HMnO4	марганцовая	MnO41-	перманганат
H2MnO4*	марганцовистая	MnO42-	манганат
H2SO4	серная	SO42- HSO41-	сульфат гидросульфат
H2SO3	сернистая	SO32- HSO31-	сульфит гидросульфит
H2S	сероводородная	S2- HS1-	сульфид гидросульфид
H2CO3	угольная	CO32- HCO31-	карбонат гидрокарбонат (бикарбонат)
CH3COOH	уксусная	CH3COO1-	ацетат
H3PO4	ортофосфорная	PO43- H2PO41- HPO42-	ортофосфат дигидрофосфат гидрофосфат
HPO3	метафосфорная	PO31-	метафосфат
H3PO3 (H2HPO2)	ортофосфористая	HPO31-	фосфит
H3PO2 (HH2PO2)	фосфорноватистая	H2PO21-	гипофосфит
HCl	хлороводородная (соляная)	Cl1-	хлорид
HClO	хлорноватистая	ClO1-	гипохлорит
HClO2	хлористая	ClO21-	хлорит
HClO3	хлорноватая	ClO31-	хлорат (KClO3 – бертолетова соль)
HClO4	хлорная	ClO41-	перхлорат
H2CrO4	хромовая	CrO42-	хромат
H2Cr2O7*	двухромовая	Cr2O72-	бихромат
HCN	Циановодородная (синильная)	CN-	цианид

* кислоты в свободном виде не известны. В скобках приведены тривиальные названия.