Как определить окислитель и восстановитель примеры: Важнейшие окислители и восстановители — урок. Химия, 8–9 класс.

{-II}}$. Вос­ста­но­ви­тель – се­ро­во­до­род $\ce {h3S}$, окис­ли­тель – мо­ле­ку­ляр­ный ки­сло­род $\ce {O2}$.

Со­еди­не­ния, со­дер­жа­щие ато­мы эле­мен­тов в низ­шей сте­пе­ни окис­ле­ния, бу­дут вос­ста­но­ви­те­ля­ми за счёт этих ато­мов. Со­еди­не­ния, вклю­чаю­щие ато­мы эле­мен­тов в выс­шей сте­пе­ни окис­ле­ния, бу­дут окис­ли­те­ля­ми. Со­еди­не­ния, со­дер­жа­щие ато­мы в про­ме­жу­точ­ной сте­пе­ни окис­ле­ния, в за­ви­си­мо­сти от ти­па ре­ак­ции и ус­ло­вий её про­те­ка­ния, мо­гут быть окис­ли­те­ля­ми или вос­ста­но­ви­те­ля­ми. При­ме­ры ти­пич­ных окис­ли­те­лей – $\ce {F2}$, $\ce {Cl2}$, $\ce {O2}$, $\ce {KClO3}$, $\ce {h3SO4}$, $\ce {HNO3}$, $\ce {KMnO4}$, $\ce {MnO2}$, $\ce {K2Cr2O7}$, $\ce {PbO2}$, ти­пич­ных вос­ста­но­ви­те­лей – $\ce {h3}$, $\ce {C}$ (гра­фит), $\ce {Zn}$, $\ce {Al}$, $\ce {Ca}$, $\ce {Kl}$, $\ce {h3S}$, $\ce {CO}$. Мн. ве­ще­ст­ва мо­гут про­яв­лять как окис­ли­тель­ные, так и вос­ста­но­вит. свой­ст­ва ($\ce {KNO2}$, $\ce {h3O2}$, $\ce {SO2}$, $\ce {Na2SO3}$ и др. ).

Окис­ли­тель­но-вос­ста­но­вит. свой­ст­ва ве­ществ свя­за­ны с по­ло­же­ни­ем эле­мен­тов в пе­рио­дич. сис­те­ме. Про­стые ве­щест­ва – не­ме­тал­лы об­ла­да­ют окис­лит. свой­ст­ва­ми, ме­тал­лы – вос­ста­но­вит. свой­ст­ва­ми. В ка­ж­дой груп­пе пе­рио­дич. сис­те­мы эле­мент с бо­лее вы­со­ким по­ряд­ко­вым но­ме­ром об­ла­да­ет бо­лее яр­ко вы­ра­жен­ны­ми вос­ста­но­вит. свой­ст­ва­ми в сво­ей груп­пе, а эле­мент с мень­шим по­ряд­ко­вым но­ме­ром – бо­лее силь­ны­ми окис­лит. свой­ст­ва­ми. Так, каль­ций $\ce {Ca}$ – бо­лее силь­ный вос­ста­но­ви­тель, чем маг­ний $\ce {Mg}$, а мо­ле­ку­ляр­ный хлор $\ce {Cl2}$ – бо­лее силь­ный окис­ли­тель, чем иод $\ce {I2}$.

По фор­маль­ным при­зна­кам О.-в. р. под­раз­де­ля­ют на меж­мо­ле­ку­ляр­ные (напр., $\ce {3MnCO3 + KClO3 = 3MnO2 +KCl + 3CO2}$) и внут­ри­мо­ле­ку­ляр­ные (напр., $\ce {2h3O2 = 2h3O +O2}$). По­след­няя ре­ак­ция пред­став­ля­ет со­бой са­мо­окис­ле­ние-са­мо­вос­ста­нов­ле­ние (дис­му­та­ция, или дис­про­пор­цио­ни­ро­ва­ние). При­мер О.-в. р. кон­му­та­ции (син­про­пор­цио­ни­ро­ва­ния) – взаи­мо­дей­ст­вие бро­ми­дов с бро­ма­та­ми в ки­слот­ной сре­де с по­лу­че­нием бро­ма: $\ce {5KBr + KBrO3 +3h3SO4 = 3Br2 +3K2SO4 +3h3O}$.

Кри­те­ри­ем воз­мож­но­сти про­те­ка­ния О.-в. р. в вод­ном рас­тво­ре при стан­дарт­ных ус­ло­ви­ях мо­жет слу­жить раз­ность стан­дарт­ных по­тен­циа­лов окис­ли­те­ля и вос­ста­но­ви­те­ля Δφ00о-φ0в. Ес­ли Δφ0 боль­ше 0, ре­ак­ция в стан­дарт­ных ус­ло­ви­ях про­те­ка­ет в пря­мом на­прав­ле­нии са­мо­про­из­воль­но.

О.-в. р. час­то со­про­во­ж­да­ют­ся вы­со­ким энер­го­вы­де­ле­ни­ем, по­это­му их ис­поль­зу­ют для по­лу­че­ния те­п­ло­ты или элек­трич. энер­гии (напр., в галь­ва­нич. эле­мен­те).

В слу­чае О.-в. р. в ор­га­нич. хи­мии ис­поль­зо­ва­ние обоб­щён­ной кон­цеп­ции окис­ле­ния-вос­ста­нов­ле­ния и по­ня­тия о сте­пе­ни окис­ле­ния час­то ма­ло­при­ме­ни­мо, осо­бен­но при не­зна­чит. по­ляр­но­сти свя­зей ме­ж­ду ато­ма­ми ве­ществ, уча­ст­вую­щи­ми в ре­ак­ции. В ор­га­нич. хи­мии окис­ле­ние рас­смат­ри­ва­ют обыч­но как про­цесс, при ко­то­ром в ре­зуль­та­те пе­ре­хо­да элек­тро­нов от ор­га­нич. со­еди­не­ния к окис­ли­те­лю воз­рас­та­ет чис­ло (или крат­ность) ки­сло­род­со­дер­жа­щих свя­зей ($\ce {C-O}$, $\ce {N-O}$, $\ce {S-O}$ и т. п.) ли­бо умень­ша­ет­ся чис­ло во­до­род­со­дер­жа­щих свя­зей ($\ce {C-H}$, $\ce {N-H}$, $\ce {S-H}$ и т. п.), напр.: $\ce {RCHO -> RCOOH}$; $\ce {R2CHCHR2 -> R2C=CR2}$. При вос­ста­нов­ле­нии ор­га­нич. со­еди­не­ний в ре­зуль­та­те при­об­ре­те­ния элек­тро­нов про­ис­хо­дят об­рат­ные про­цес­сы, напр.: $\ce {R2CO ->R2Ch3}$;$\ce {RSO2Cl->RSO2H}$.

Ме­ха­низ­мы О.-в. р. весь­ма раз­но­об­раз­ны; ре­ак­ции мо­гут про­те­кать как по ге­те­ро­ли­ти­че­ско­му, так и по го­мо­ли­ти­че­ско­му ме­ха­низ­му. Во мно­гих слу­ча­ях на­чаль­ная ста­дия ре­ак­ции – про­цесс од­но­элек­трон­но­го пе­ре­но­са. Окис­ле­ние обыч­но про­те­ка­ет по по­ло­же­ни­ям с наи­боль­шей элек­трон­ной плот­но­стью, вос­ста­нов­ле­ние – по по­ло­же­ни­ям, где элек­трон­ная плот­ность ми­ни­маль­на.

В ор­га­нич. хи­мии ис­поль­зу­ют ши­ро­кий ряд вос­ста­но­ви­те­лей и окис­ли­те­лей, что по­зво­ля­ет вы­брать реа­гент, об­ла­даю­щий се­лек­тив­но­стью (т. е. спо­соб­но­стью дей­ст­во­вать из­би­ра­тель­но на оп­ре­де­лён­ные функ­цио­наль­ные груп­пы), а так­же по­лу­чать про­дук­ты в тре­буе­мой сте­пе­ни окис­ле­ния. Напр., $\ce {Na[Bh5]}$ вос­ста­нав­ли­ва­ет ке­то­ны или аль­де­ги­ды до спир­тов, не реа­ги­руя с ами­да­ми и слож­ны­ми эфи­ра­ми; $\ce {Li[Alh5]}$ вос­ста­нав­ли­ва­ет все эти со­еди­не­ния до спир­тов. Сре­ди окис­ли­те­лей вы­со­кой се­лек­тив­но­стью об­ла­да­ет, напр., ком­плекс $\ce {CrO3}$ с пи­ри­ди­ном, с вы­со­ким вы­хо­дом окис­ляю­щий спир­ты в ке­то­ны, не за­тра­ги­вая крат­ные свя­зи $\ce {C-C}$. Се­лек­тив­ность О.-в. р. мо­жет быть обес­пе­че­на и в ка­та­ли­тич. про­цес­сах; напр., в за­ви­си­мо­сти от ка­та­ли­за­то­ра и ус­ло­вий ре­ак­ций аце­ти­ле­но­вые уг­ле­во­до­ро­ды мож­но се­лек­тив­но гид­ри­ро­вать до эти­ле­но­вых или до на­сы­щен­ных уг­ле­во­до­ро­дов. Ка­та­ли­тич. О.-в. р. иг­ра­ют важ­ную роль в пром-сти (напр., по­лу­че­ние ани­ли­на из нит­ро­бен­зо­ла).

О.-в. р. ши­ро­ко рас­про­стра­не­ны в при­ро­де (фо­то­син­тез, ды­ха­ние, транс­порт элек­тро­нов, бро­же­ние, гние­ние) и ис­поль­зу­ют­ся в тех­ни­ке (ме­тал­лур­гия, то­п­лив­ная энер­ге­ти­ка, хи­мич. пром-сть и т. д.).

Содержание

Окислители и восстановители

Окислителями называют соединения или простые вещества, которые в процессе химической реакции присоединяют к себе электроны.

Восстановителями называют соединения или простые вещества, отдающие свои электроны.

Окислительные и восстановительные реакции идут параллельно, так что количество отсоединенных и присоединенных электронов одинаково. При этом окислитель восстанавливается, а восстановитель — окисляется.

Окислителем или восстановителем могут быть атом, ион и вещества:

  • простые или сложные;
  • неорганические или органические;
  • газ, жидкость, твердое (расплав).

Окислительное число

В химии существует такое понятие, как степень окисления, также называемое окислительным числом. Это условная величина, она оценивает активность атома при окислении или восстановлении. Эта величина используется для описания свойств соединений или ионов, помогает правильно написать уравнение хим. реакции, составить формулу вещества. Она применяется для указания количества передаваемых или принимаемых электронов.

Обращая внимание на окислительное число, нужно помнить, что это не заряд атома!

Окислительное число определяется по числу электронов, которые нужно добавить иону с положительным зарядом, чтобы атом стал нейтральным, или числу электронов, которые нужно отнять у иона с отрицательным зарядом, чтобы он стал нейтральным.

Самое большое окислительное число +7. Ион +7 проявляет исключительно сильные окислительные свойства и нуждается в семи электронах, чтобы стать нейтральным. Пример вещества с окислительным числом +7 — марганец в перманганате калия. (2-)   — формула вещества с указанием зарядов ионов.

К популярным окислителям относятся кислород и озон, галогены (F, Br, Cl, I), пероксиды, гипохлориты, хлораты, азотная, серная и селеновая кислота, «царская водка», хром (VI), дихромат калия, перманганаты, атомарный водород, фториды, оксиды и хлориды неметаллов и переходных металлов.

Сильные восстановители это щелочные и щелочноземельные металлы, углерод, кремний, аммиак, аммиачные растворы щелочных и щелочноземельных металлов, гидриды металлов, молекулярный водород.

Существует множество веществ, обладающих свойствами и окислителя, и восстановителя. Они содержат молекулы со средними значениями окислительного числа; могут и отсоединять, и присоединять электроны. Будут они отдавать или принимать электроны — зависит от того, с чем взаимодействуют, например, вода при контакте со фтором восстановитель, а с железом — окислитель.

Применение

Окислители используются:

  • для выделения металлов из сульфидных руд;
  • при очистке металлов и сплавов от примесей;
  • в химпроме в органических и неорганических синтезах;
  • при сжигании органического топлива;
  • для производства жидкого ракетного топлива и взрывчатых веществ;
  • в процессах отбеливания натуральных нитей и тканей, целлюлозы, бумаги;
  • для травления металлов;
  • для изготовления катодов химических источников тока.

Восстановители востребованы:

  • в металлургии для получения железа из руды;
  • при металлотермическом производстве цветных металлов;
  • для выделения цветных металлов из водных солевых растворов;
  • при получении металлов и их соединений из газов;
  • в различных химических реакциях, в органическом синтезе;
  • в фотоделе в качестве проявителей;
  • для изготовления анодов химических источников тока.

Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции

В данном разделе собраны задачи по теме Окислительно-восстановительные реакции. Приведены примеры задач на составление уравнений реакций, нахождение окислительно-восстановительного потенциал, и константы равновесия ОВР и другие.

Задача 1. Какие соединения и простые вещества могут проявлять только окислительные свойства? Выберите такие вещества из предложенного перечня: NH3, CO, SO2, K2MnO4, Сl2, HNO2. Составьте уравнение электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции:

HNO3 + H2S = H2SO4 + NO + H2O.

Показать решение »

Решение.

Простые вещества, атомы которых не могут отдать электрон, а могут только присоединить его в реакциях являются только окислителями. Из простых веществ только окислителем может быть фтор F2, атомы которого имеют наивысшую электроотрицательность. В сложных соединениях – если атом, входящий в состав этого соединения (и меняющий степень окисления) находится в своей наивысшей степени окисления, то данное соединение будет обладать только окислительными свойствами.

Из предложенного списка соединений, нет веществ, которые обладали бы только окислительными свойствами, т.к. все они находятся в промежуточной степени окисления.

Наиболее сильный окислитель из них – Cl2, но в реакциях с более электроотрицательными атомами будет проявлять восстановительные свойства.

N-3H3, C+2O, S+4O2, K2Mn+6O4, Сl02, HN+3O2

HNO3 + H2S = H2SO4 + NO + H2O.

Составим электронные уравнения:

N+5 +3e = N+2         | 8        окислитель

S-2 — 8e = S+6         | 3        восстановитель

Сложим два уравнения

8N+5 +3S-2 = 8N+2 + 3S+6

Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение:

8HNO3 +3H2S = 3H2SO4 + 8NO + 4H2O.

Задача 2. Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Составьте уравнения реакций HNO2: а) с бромной водой; б) с HI; в) с KMnO4. Какую функцию выполняет азотистая кислота в этих реакциях?

Показать решение »

Решение.

HN+3O2 — Степень окисления азота в азотистой кислоте равна +3 (промежуточная степень окисления). Азот в этой степени окисления может как принимать, так и отдавать электроны, т.е. может являться как окислителем, так восстановителем.

а) HNO2 + Br2 + H2O = 2HBr + HNO3

N+3 – 2 e = N+5            | 1        восстановитель

Br20 + 2 e = 2Br       | 1        окислитель   

N+3 + Br= N+5 + 2Br

б) HNO2 + 2HI = I2 + 2NO + 2H2O

N+3 + e = N+2                | 1         окислитель

2I  — 2 e = I2            | 1        восстановитель

N+3 + 2I—  = N+2 + I

в) 5HNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5HNO3 + K2SO4 + 3H2O

N+3 – 2 e = N+5              | 5        восстановитель

Mn+7 + 5 e = Mn+2       | 2        окислитель

5N+3 + 2Mn+7 = 5N+5 + 2Mn+2

Задача 3. Определите степени окисления всех компонентов, входящих в состав следующих соединений: HСl, Cl2, HClO2 , HClO3 , Cl2O7 . Какие из веществ являются только окислителями, только восстановителями, и окислителями и восстановителями? Расставьте коэффициенты в уравнении реакции:

КСlO3 → КС1 + КСlO4.

Укажите окислитель и восстановитель.

Показать решение »

Решение.

Хлор может проявлять степени окисления от -1 до +7.

Соединения, содержащие хлор в его высшей степени окисления, могут быть только окислителями, т.е. могут только принимать электроны.

Соединения, содержащие хлор в его низшей степени окисления, могут быть только восстановителями, т.е. могут только отдавать электроны.

Соединения, содержащие хлор в его промежуточной степени окисления, могут быть как восстановителями, так и окислителями, т. е. могут отдавать, так и принимать электроны.

H+1Сl-1, Cl02, H+1Cl+3O2-2 , H+1Cl+5O3-2 , Cl2+7O7-2

Таким образом, в данном ряду

Только окислитель — Cl2O7

Только восстановитель – HСl

Могут быть как окислителем, так и восстановителем — Cl2, HClO2 , HClO3

КСlO3 → КС1 + КСlO4.

Составим электронные уравнения

Cl+5 +6e = Cl—                  | 2 | 1   окислитель

Cl+5 -2e = Cl+7            | 6 | 3   восстановитель

Расставим коэффициенты

4Cl+5 = Cl+ 3Cl+7

4КСlO3 → КС1 + 3КСlO4.

Задача 4. Какие из приведенных реакций являются внутримолекулярными? Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Укажите восстановитель, окислитель.

а) KNO3 = KNO2 + O2;

б) Mq+ N2 = Mq3N2;

в) KClO3  = KCl + O2.

Показать решение »

Решение.

В реакциях внутримолекулярного окисления-восстановления перемещение электронов происходит внутри одного соединения, т.е. и окислитель и восстановитель входят в состав одного и того же сложного вещества (молекулы)

а) 2KNO3 = 2KNO2 + O2внутримолекулярная ОВР

N+5 +2e = N+3               | 2        окислитель

2O-2 -4e = O20           | 1        восстановитель

2N+5 + 2O-2 = 2N+3 + O20

б) 3Mq + N2 = Mq3N2межмолекулярная ОВР

N2 +6e = 2N-3             | 2 | 1   окислитель

Mg0 -2e = Mg+2         | 6 | 3   восстановитель

N2 + 3Mg0 = 2N-3 + 3Mg+2

в) 2KClO = 2KCl + 3O2внутримолекулярная ОВР

Cl+5 +6e = Cl—                 | 4 | 2   окислитель

2O-2 -4e = O20            | 6 | 3   восстановитель

2Cl+5+ 6O-2 = 2Cl + 3O20

Задача 5. Какие  ОВР относятся к реакциям диспропорционирования? Расставьте коэффициенты в реакциях:

а) Cl2 + KOH = KCl + KClO3 + H2O;

б) KClO3 = KCl + KClO4 .

Показать решение »

Решение.

В реакциях диспропорционирования окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента в одинаковой степени окисления (обязательно промежуточной). В результате образуются новые соединения, в которых атомы этого элемента обладают различной степенью окисления.

а) 3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O;

Cl20 +2e = 2Cl—              | 10| 5  окислитель

Cl20 -10e = 2Cl+5          | 2 | 1   восстановитель

5Cl20 + Cl20 = 10Cl+ 2Cl+5

3Cl20 = 5Cl+ Cl+5

б) 4KClO3 = KCl + 3KClO4

Cl+5 +6e = Cl—                 | 2 | 1   окислитель

Cl+5 -2e = Cl+7              | 6 | 3   восстановитель

4Cl+5 = Cl+ 3Cl+7

Задача 6. Составьте электронные уравнения и подберите коэффициенты ионно-электронным методом в реакции

KMnO4 + KNO2 + H2SO4 = K2SO4 + MnSO4 + KNO3 + H2O

Показать решение »

Решение.

Составим полуреакции:

MnO4 + 8H+ +5e = Mn2+ + 4H2O             | 2        окислитель

NO2 + H2O — 2e= NO3 + 2H+              | 5        восстановитель

Сложим две полуреакции, умножив каждую на соответствующий коэффициент:

2MnO4 + 16H+ + 5NO2+ 5H2O = 2Mn2+ + 8H2O + 5NO3 + 10H+

После сокращения идентичных членов, получаем ионное уравнение:

2MnO4 + 6H+ + 5NO2 = 2Mn2+ + 3H2O + 5NO3

Подставим коэффициенты в молекулярное уравнение и уравняем его правую и левую части:

2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5KNO3 + 3H2O

Задача 7. Определите методом электронного баланса коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций:

Zn + HNO3 = Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O

Zn + H2SO4(конц) = ZnSO4 + SO2 + H2O

Показать решение »

Решение.

4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Составим электронные уравнения

Zn0 – 2 e = Zn2+          | 8 | 4 |          восстановитель

N+5 + 8 e = N3-              | 2 | 1 |           окислитель

4Zn0 + N+5 = 4Zn2+ + N3- 

Zn + 2H2SO4(конц) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

Составим электронные уравнения

Zn0 – 2 e = Zn2+          | 2 | 1            восстановитель

S+6 + 2 e = S+4                | 2 | 1           окислитель

Zn0 + S+6 =  Zn2+ + S+4

Задача 8. Можно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать K2Cr2O7 в следующих процессах при стандартных условиях:

а) 2F -2e = F2, E0 = 2,85 В

б) 2Сl -2e = Cl2, E0 = 1,36 В

в) 2Br -2e = Br2, E0 = 1,06 В

г) 2I -2e = I2, E0 = 0,54 В

Стандартный окислительно-восстановительный потенциал системы

Cr2O72- + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O равен E0 =1,33 В

Показать решение »

Решение.

Для определения возможности протекания ОВР в прямом направлении необходимо найти ЭДС гальванического элемента:

ЭДС = Е0ок — Е0восст

Если найденная величина ЭДС > 0, то данная реакция возможна.

Итак, определим, можно ли K2Cr2O7 использовать в качестве окислителя в следующих гальванических элементах:

F2|F || Cr2O72-|Cr3+                  E = 1,33 – 2,85 = -1,52 В

Cl2|Cl || Cr2O72-|Cr3+               E = 1,33 – 1,36 = -0,03 В

Br2|Br || Cr2O72-|Cr3+              E = 1,33 – 1,06 = +0,27 В

I2|I || Cr2O72-|Cr3+                    E = 1,33 – 0,54 = +0,79 В

Таким образом, в качестве окислителя дихромат калия можно использовать только для процессов:

2Br -2e = Br2 и 2I -2e = I

Задача 9. Вычислите окислительно-восстановительный потенциал для системы

MnO4 + 8H+ +5e = Mn2+ + 4H2O

Если С(MnO4)=10-5 М, С(Mn2+)=10-2 М, С(H+)=0,2 М.

Показать решение »

Решение.

Окислительно-восстановительный потенциал рассчитывают по уравнению Нернста:

E = + (0,059/n)lg(Cок/Cвос)

В приведенной системе в окисленной форме находятся MnO4и H+, а в восстановленной форме — Mn2+, поэтому:

E = 1,51 + (0,059/5)lg(10-5*0,2/10-2) = 1,46 В

Задача 10. Рассчитайте для стандартных условий константу равновесия окислительно-восстановительной реакции:

2KMnO4 + 5HBr + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5HBrO + K2SO4 + 3H2O

Показать решение »

Решение.

Константа равновесия K окислительно-восстановительной реакции связана с окислительно-восстановительными потенциалами соотношением:

lgK = (E10 -E20 )n/0,059

Определим, какие ионы в данной реакции являются окислителем и восстановителем:

MnO4 + 8H+ +5e = Mn2+ + 4H2O       | 2        окислитель

Br + H2O — 2e= HBrO + H+               | 5        восстановитель

Общее число электронов, принимающих участие в ОВР n = 10

E10 (окислителя) = 1,51 В

E20 (восстановителя) = 1,33 В

Подставим данные в соотношение для К:

lgK = (1,51 — 1,33 )10/0,059

lgK = 30,51

K = 3,22*1030

Примеры ОВР с ответами приведены также в разделе тест Окислительно-восстановительные реакции

восстановители — Справочник химика 21





    В соответствии с этим, эквивалентная масса окис- лителя (восстановителя) Э равна его мольной массе М, деленной на число электронов п, которые присоединяет (высвобождает) одна молекула окислителя восстановителя) в данной реакции  [c. 174]

    Распространенные окислители восстановители [c.422]

    Стеклянный электрод находит широкое применение для определения pH растворов, особенно если изучаемые растворы содержат сильные окислители, восстановители или вещества, отравляющие металлические электроды, [c.578]








    Рассмотрим адиабатическое горение модельных смесей перхлорат аммония—нафталин, парафин, антрацен, пирен и т. д. нри различных соотношениях (а) окислитель — восстановитель [7]. Зависимость адиабатических температур горения таких смесей в предположении полного равновесия между продуктами сгорания от а (рис. 1) имеет максимум при а 1. Качественно [c.47]

    Компонентами, участвующими в реакции, могут быть ионы (окислителя, восстановителя, водорода и др.), молекулы растворителя (например, И2О), твердая фаза (металл, оксид металла или малорастворимый электролит) и газообразные вещества (например, Н2, О2, С1 2 и пр. ). При этом в уравнении (1.4) не фигурируют те компоненты, активность которых постоянна или равна единице. К таким компонентам относятся твердая фаза, газообразное вещество, если им насыщен раствор при давлении, равном 1 атм, а также растворитель из-за его большой концентрации, мало меняющейся в процессе реакции. [c.23]

    Выполнение работы. Написать электронные формулы атомов в высшей степени окисления для элементов серы, хрома, висмута и титана. На основании электронных конфигураций решить вопрос, могут ли они являться в химических реакциях окислителями Восстановителями Для проверки своего заключения провести следующие опыты. [c.96]

    Методы количественного функционального анализа позволяют установить содержание функциональной группы в данном веществе или, что чаще применяется, эквивалентный вес соединения Э, т. е. ту часть молекулярного веса, которая приходится на одну функциональную группу. По результатам количественного функционального анализа можно также сделать заключение о чистоте вещества или рассчитать содержание соединения в смеси. Подбирая реакции для количественного функционального анализа, стремятся к тому, чтобы один из компонентов смеси легко определялся, т. е. чтобы это была кислота, основание, окислитель, восстановитель, газообразный продукт или осадок. [c.227]

    Это условие можно сформулировать следующим образом последовательное титрование смеси окислителей возможно, если восстановительная форма более слабого окислителя количественно реагирует с более сильным окислителем, а при последовательном титровании смеси восстановителей необходимо, чтобы окисленная форма более слабого восстановителя количественно окисляла более сильный восстановитель. Таким образом, последовательность титрования компонентов смеси (окислителей или восстановителей) обусловлена возможностью титрования более сильного окислителя (восстановителя) восстановленной (окисленной) формой более слабого окислителя (восстановителя). Справедливость этого положения вытекает из следующих практических соображений например, если при внесении титранта в смесь окислителей произойдет частичное восстановление также более слабого окислителя (а это неизбежно при столкновении ионов в гомогенной с еде, особенно вблизи к. т.т.), то необходимо, чтобы продукт его реакции — восстановитель — быстро и стехиометрнчески прореагировал с еще недотитрованным сильным окислителем. Следовательно, в первой к.т.т. завершается фактически химическая реакция, выражаемая уравнением [c.88]

    Подберите, используя данные таблицы 4 (см. приложение), наиболее эффективные окислители, восстановители и среду для проведения процессов  [c.104]

    Иодометрия является весьма универсальным методом. Иодометрически можно определять окислители, восстановители, кислоты и вещества, не обладающие окислительно-восстановитель-ными свойствами, но взаимодействующие с окислительновосстановительными системами. [c.280]

    Увеличивается или уменьшается в окислительно-восстановительном процессе степень окисления окислителя Восстановителя Привести пример. [c.91]

    Написать уравнение реакции, учитывая, что зеленые окатыши представляют собой оксид хрома (П1). Кроме него образуются азот и пары воды. Атомы какого элемента являлись окислителями Восстановителями Как изменялась их степень окисления  [c.99]

    На основе этого примера приходим к общему выводу, что если в молекуле окислителя (восстановителя) содержится два или более атома, претерпевающих изменение степени окисления, расчет числа принимаемых (отдаваемых) электронов производится на молекулу в целом. [c.116]

    I 5. Что называется окислителем (восстановителем)  [c.130]

    Достоинствами стеклянного электрода являются быстрое установление потенциала, возможность работы в широком интервале значений pH (от 1 до И) и то, что он не подвержен действию окислителей, восстановителей и веществ, отравляющих поверхность платины в водородном электроде. [c.241]

    Рядом преимуществ по сравнению с другими индикаторными электродами обладает стеклянный электрод. Так, в случае его использования нет необходимости вводить в исследуемый раствор дополнительно какие-либо вещества (как, например, водород в случае водородного электрода, хингидрон — в случае хингидронного электрода) не опасны окислители, восстановители и поверхностно-активные вещества потенциал устанавливается сравнительно быстро. Этим следует объяснять наиболее широкое распространение стеклянного электрода при определении pH. [c.131]

    Лимитирующая стадия —перенос электрона в промежуточном мостиковом соединении. Скорость реакции зависит от окислителя, восстановителя и мостиковой связи. Например  [c.108]

    При этом можно построить кривую окислительно-восстановительного титрования, используя значения потенциалов смеси. После каждого добавления небольшого объема раствора окислителя (восстановителя) определяется (экспериментально или вычислением) потенциал смеси. [c.317]

    ОКИСЛИТЕЛЬ ВОССТАНОВИТЕЛЬ Актипный - [c.339]

    Для инициирования радикальной полимеризации при комнатной или пониженной температуре могут быть использованы окислительно-восстановительные системы. Реакцию окисления — восстановления проводят в среде, содержащей мономер. Полимеризацию вызывают свободные радикалы, образующиеся в качестве промежуточных продуктов реакции. Можно подобрать пары окислитель — восстановитель, растворимые в воде (пероксид водорода— сульфат двухвалентного железа персульфат натрия — тиосульфат натрия и др.) или в органических растворителях (органические пероксиды — амины органические пероксиды —органические соли двухвалентного железа и др.). В соответствии с этим радикальную полимеризацию можно инициировать как в водных, так и в органических средах. [c.8]








    Окислительная способность сопряженной пары окислитель — восстановитель может быть охарактеризована с помощью равновесия реакции окисления какого-либо восстановителя, принятого за стандарт для сравнения.Таким стандартом выбран молекулярный водород. Окисление водорода до ионов водорода с помощью некоторого окислителя Ох можно записать так  [c.251]

    Поскольку движение электронов от восстановителя к окислителю, как любое направленное перемещение электронов, представляет собой электрический ток, то функционирующий гальванический элемент должен представлять собой замкнутую электрическую цепь. Поэтому восстановитель и окислитель должны быть соединены проводником, не участвующим ни в реакции окисления — восстановления, ни в передаче электронов. Таким проводником может быть любой раствор электролита. Устройство, соединяющее две сопряженные пары окислитель — восстановитель, заполненное раствором электролита, называется электролитическим ключом. Каждая пара окислитель — восстановитель называется электродом. Можно сказать, что гальванический элемент представляет собой два электрода, соединенных электролитическим ключом. [c.255]

    Таким образом, AG реакции окисления — восстановления можно представить в виде разности двух величин, каждая из которых относится только к одной паре окислитель — восстановитель, т. е. к одному электроду. Подставляя (16.3) и (16.4) в (16.5), получаем [c.257]

    Следовательно, константа равновесия этой реакции может быть выражена через стандартные электродные потенциалы участвующих в реакции пар окислитель — восстановитель  [c. 259]

    С помощью металлического проводника можно создать систему, в которой две сопряженные пары окислитель — восстановитель участвуют в реакции окисления — восстановления, будучи пространственно разобщенными, путем передачи электронов от одной пары, функционирующей в качестве восстановителя, к другой, функционирующей в качестве окислителя, по металлическому проводнику. Такая система называется гальваническим элементом. [c.294]

    Эквивалент окислителя (восстановителя) равен его молекулярной массе, деленной на то число электронов, котстрое приобретается (теряется) одной молекулой окислителя (восстановителя) в рассматриваемой окислительно-восстановительной реакции. [c.157]

    К основному материалу относятся сырье и материалы, из которых непосредственно образуется целевой продукт, а к всиомогательному — материалы, содействующие выходу целевого продукта, но не входящие в его состав (катализаторы, окислители, восстановители, растворители, вода на промывку и др. ). [c.194]

    Какие из известных вам простых веществ могут 1зступать друг с другом в реакции окисления-восстановления Приведите примеры (исключая те, что даны в этом разделе). Укажите окислитель, восстановитель, степени окисления элементов в образовав-ши.хся соединениях и расставьте коэффициенты в ураБнени х. [c.49]

    Стеклянный электрод универсальный. Он надежен, имеет высокую точность измерений, прост в обращении. Потенциал устанавливается быстро. Устойчив против химических воздействий и радиации. Потенциал незначительно зависит от присутствия в исследуемом растворе окислителей, восстановителей, поверхностно-активных, радиоактивных веществ и других ионов. Промышленность выпускает стеклянные электроды с разными размерами диаметра шариков до 10 мм (рис. 33, а), капиллярные микроэлектроды, электроды с плоской (рис. 33, б) и вогнутой (рис. 33, в) мембраной и металлизированные электроды без внутреннего раствора, вместо которого на одну из поверхностей мембраны наносят тонкий слой легкоплавкого металла или сплава, например сплав Вуда. Электроды маркированы по среде и температуре. [c.164]

    Рассмотрим гальванический элемент, в котором один из компонентов пары окислитель — восстановитель — металл. Погрузим пластинку из металлического цинка в раствор ZnS04, а медную — в раствор USO4. Система Zn VZn и система u V u образуют две сопряженных пары окислитель — восстановитель, т. е. два электрода. Соединив их мостиком из раствора какой-либо соли, например КС1, который особенно часто используют для этой цели, получим гальванический элемент, схема которого изображена на рис. 76. Поскольку в обоих случаях восстановленный компонент является чистым элементом, то в обоих случаях AGRed = 0. Следовательно, [c.255]

    Совсем не обязательно, чтобы проводник был участником окислительно-восстановительной реакции. Оба компонента пары окислитель — восстановитель могут находиться в растворе, а восстановитель может просто передавать электроны погруженному в раствор инерт-ному металлу. Например, электродом будет раствор, содержащий ионы Ре и Ре + с погруженной в него платиновой пластинкой. Если соединить такой электрод, который характеризуется значением Д0° = = —74,4 кДж/моль, электролитическим ключом и металлическим проводником с только что рассмотренным медным электродом, то электроны пойдут от медного электрода, который имеет более высбкое значение ДС° и выступает в качестве восстановителя, к электроду на основе солей железа. Медь будет растворяться, превращаясь в ионы Си , а из электролитического ключа будут поступать необходимые для сохранения электронейтральности раствора ионы С1″. Электроны, поступающие на платиновую пластинку, будут восстанавливать Ре + до Ре , причем возникает избыток анионов, который компенсируется поступающими из электролитического ключа ионами К.  [c.256]

    В заключение отметим, что еспоставление окислительной и восстановительной способности различных пар окислитель— восстановитель с помощью стандартных электродных потенциалов предполагает, что все компоненты находятся при стандартных концентрациях. Между тем в растворах электролитов возможны очень существенные отклонения от таких концентраций. За счет этого отклонения электродный потенциал, а следовательно, и окислительная способность соответствующей пары могут существенно отличаться от стандартного потенциала. [c.260]

    Поскольку все реакции в той или иной мере обратимы, то после окисления восстановитель, отдавший несколько электронов, приобретает способность принимать электроны и, следовательно, становится окислителем. Аналогично окислитель, принявший iieKOTopoe число электронов, приобретает способность эти электроны отдавать и становится восстановителем. Таким образом, всегда имеется в наличии сопряженная пара окислитель — восстановитель (аналогично сопряженным кислоте и основанию — см. 15.1). [c.290]

    Рассмотрим гальванический элемент, в котором одним из компонентов пары окислитель — восстановитель является металл. Погрузим цинковую пластинку в раствор ZnS04, а медную — в раствор uSOi. Система Zn +IZn и система Си +/Си образуют две сопряженных пары окислитель — восстановитель, т. е. два электрода. Соединив их мостиком из раствора какой-либо соли, например КС1 (его особенно часто используют для этой цели), получим гальва- [c.294]


ХиМиК.ru — § 5. Окислительно–восстановительные реакции

Все процессы неорганической химии можно
разбить на два типа: а) идущие без изменения валентности реагирующих элементов
и б) идущие с изменением валентности. К первому из
них относятся различные случаи обменного разложения, уравнения которых обычно
весьма просты. Ко второму типу относятся реакции вытеснения и ряд иных, часто
очень сложных химических процессов. Для быстрого и правильного составления их
уравнений необходимо овладеть специально разработанной методикой.

Реакции второго типа называются
окислительно–восстановительными или, сокращенно (но не вполне точно), реакциями
окисления. Первоначально под окислением понималось только присоединение к
веществу кислорода, под восстановлением – его отнятие. Понятия «окисление» и
«восстановление» можно, однако, обобщить, если принять во внимание, что
кислород почти всегда оттягивает к себе электроны от соединяющегося с ним элемента.
Вследствие этого сущность окисления состоит в потере электронов окисляющимся
веществом. Наоборот, при восстановлении оно получает обратно отданные ранее
электроны., Следовательно, сущность восстановления состоит в присоединении
электронов восстанавливающимся веществом.

Для дальнейших рассуждений несущественно,
переходят ли электроны с одного атома на другой вполне (ионная связь) или же
только более или менее оттягиваются (полярная связь). Поэтому при разборе
материала данного параграфа мы будем говорить об отдаче или присоединении
электронов независимо от действительного типа валентной связи. В общем,
следовательно, окислительно–восстановительные реакции можно определить как
процессы, связанные с переходом электронов от одних атомов к другим.

Рассмотрим ряд соединений хлора:

НСl Сl2 Сl2 О Сl2 О7

В НСl хлор отрицательно одновалентен. В
молекуле Сl2 ни один , из атомов не оттягивает электронов больше
другого; следовательно, заряд каждого из них равен нулю. В Сl2 О хлор снова одновалентен, но уже положительно.
В Cl2 O7хлор положительно семивалентен. Схематически все это можно
обозначить так:

Говоря о переходе хлора из состояния А в
состояние Г, можно сказать, что он отдает восемь электронов, при переходе от В
к Г – шесть электронов, от Б к Г – семь электронов. Наоборот, при переходе от Г
к В каждый хлор присоединяет шесть электронов, от Г к Б – семь электронов, от Г
к А – восемь электронов. Вещество, в состав которого входит элемент,
присоединяющий электроны, называется окислителем; вещество, содержащее элемент, отдающий
электроны– восстановителем.

1) Соотношение
между понятиями «восстановитель» и «окислитель» может быть наглядно выражено
схемой: восстановитель <=> электроны <=> окислитель. Простейшей
окислительно–восстановительной системой является установка для электролиза
(рис. 101). В ней катод отдает ионам электроны, т. е является восстановителем,
а анод их с ионов снимает, т. е. функционирует как окислитель. Следует
отметить, что из всех имеющихся в распоряжении химии окислительно–восстановительных
методов электролиз является самым мощным и универсальным.

2) При работах с
окислителями и восстановителями удобно пользоваться их нормальными
концентрациями. Под нормальным раствором окислителя или восстановителя понимают
раствор, содержащий в литре один окислительный эквивалент, т. е. часть
грамм–молекулы, отвечающую одному присоединяемому или отдаваемому каждой
молекулой электрону. Например, при применении в качестве окислителя НСlO3,
восстанавливающейся до НСl, валентность хлора изменяется от +5 до –1, т. е.
один его атом (а следовательно, и одна молекула НСlO3 ) присоединяет 6 электронов.

 

 Поэтому
нормальный раствор НClO3, как окислителя, будет содержать в литре 1/6 грамм–молекулы (а как кислоты – одну
грамм–молекулу). Все обозначения концентраций остаются такими же, как и при
нормальных растворах кислот и оснований (V § 5).

Для составления
уравнения окислительно–восстановительной реакции прежде всего необходимо знать
химические формулы вводимых в нее веществ и получающихся продуктов. Первые мы,
естественно, знаем, вторые же должны быть установлены либо специальным
химическим исследованием, либо прямо на основании известных свойств элементов.
Так как, однако, окислительно–восстановительные процессы протекают обычно в
водных растворах, непосредственно определить, входит ли вода в реакцию или,
наоборот, получается в ее результате, часто бывает невозможно, и это выясняется
лишь в процессе составления уравнения.

Простейшим
примером окислительно–восстановительного процесса может служить любая реакция
вытеснения (V § 8). Ниже рассматривается несколько
более сложная реакция взаимодействия раствора хлорноватой кислоты с
элементарным фосфором.

Исследование
продуктов этой реакции показывает, что в результате взаимодействия образуются Н3РО4
и НСl. Следовательно:

НСlО3 + Р => Н3 РО4 + НСl (I)

Найдя заряды
меняющих валентность элементов и надписав их над последними, имеем:

HCl+5O3 + P0 => H3P+5O4 + HCl–1 (II)

Из уравнения (II) видно, что валентность хлора изменилась
от + 5 до –1. Следовательно, НСlO3 является окислителями одна ее молекула (точнее, хлор) в
процессе реакции присоединяет шесть электронов. С другой стороны, валентность
фосфора изменилась от 0 до +5. Следовательно, фосфор является восстановителем и
каждый его атом отдает пять электронов. Отмечая это под соответствующими
веществами, имеем:

Но все молекулы веществ и уступающих в
реакцию и получающихся электронейтральны. Поэтому общее число электронов,
отданных в процессе реакции восстановителем, должно быть равно общему числу
электронов, присоединенных окислителем. Отсюда находим основные коэффициенты
уравнения – коэффициенты при окислителе и восстановителе:

Теперь проверяем число атомов каждого
элемента в обеих частях уравнения и расставляем соответствующие коэффициенты
(начинать проверку целесообразно с элементов, изменяющих в процессе реакции
свою валентность; водород и особенно кислород, если они не входят в уравнение в
свободном состоянии, следует обычно проверять последними). Уравняв при помощи
коэффициентов число атомов Сl и Р в обеих частях, приходим к следующему выражению:

5НСlО3 + 6Р = 6Н3 РО4 + 5НСl (V)

Проверяя водород, видим, что в правой
части уравнения его значительно больше, чем в левой. Так как свободный водород
в систему не вводился, это значит, что в реакции участвовала вода. Поэтому
окончательно имеем:

5НСlО3 + 6Р + 9Н2 О
= 6Н3РО4 + 5НСl (VI)

Проверяя кислород, убеждаемся в том, что
уравнение составлено правильно.

Формулируя вкратце разобранное выше,
приходим к следующей логической последовательности мысленных операций при
составлении уравнений окислительно–восстановительных реакций (попутно в
качестве более сложного примера рассмотрено взаимодействие между As2 S3 и HNO3 ):

I. Устанавливаем формулы веществ, получающихся в
результате реакции:

As2 S3 + HNO3 = H3 AsO4
+ H2 SO4 + NO

II. Определяем валентность элементов, изменяющих ее
в процессе реакции, до и после нее:

III. Подсчитываем число электронов, отдаваемое
молекулой восстановителя и присоединяемое молекулой окислителя:

IV. Находим основные коэффициенты, т. е.
коэффициенты при окислителе и восстановителе:

V. Проверяем число атомов каждого элемента (пока
без водорода и кислорода) в начальных и конечных продуктах реакции и уравниваем
его, расставляя коэффициенты:

3As2 S3 + 28HNO3 = 6H3 AsO4 + 9H2 SO4 + 28NO

VI. Проверяем водород и находим число молекул воды,
участвующей в реакции:

3As2 S3 + 28HNO8 + 4Н2 О = 6H8 As04
+ 9H2 SO4 + 28NO

VII. Проверяем кислород и убеждаемся в том, что
уравнение составлено правильно.

Само собой
разумеется, что нет надобности переписывать реакцию несколько раз, и все
указанные выше операции производятся последовательно с одним и тем же
уравнением (при некотором навыке– в уме). Признаком правильности расставленных
коэффициентов является равенство числа атомов каждого элемента в обеих частях
уравнения.

Упражнения. Закончить следующие схематические
уравнения:

1) Sb2 S5
+ HNO3 = H3 Sb04
+ H2 SO4 + NO

2) FeSO4
+ KClO3 + H2 SO4
= Fe(SO4)3 + KCl

3) HOCl + Br2
= НВrО3 + HCl

4) НСlO3 + HCl = >Cl2

Разобранная
выше методика составления уравнений окислительно–восстановительных реакций
непосредственно применима к большинству практически встречающихся процессов.
Однако в некоторых специальных случаях требуются дополнительные пояснения.
Важнейшие из этих случаев рассмотрены ниже.

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

основными
коэффициентами будут не 8 и 6, а 4 и 3. Наоборот, если число участвующих в
реакции электронов нечетно, а в результате ее должно получиться четное число
атомов, основные коэффициенты удваивают. Так, при реакции

основными
коэффициентами будут не 3 и 1, а 6 и 2.

Упражнения.
Закончить следующие схематические уравнения:

1) НСlO3 + H2S => H2SO4
+ HCl

2) FeSO4 + HNO3 + H2 SO4 => Fe2 (SO4 )3 + NO

3) HClO4 +SO2 => H2 SO4 + HCl

4) FeCl3 + HJ => J2 + FeCl2 + НСl

Б) Окислитель
или восстановитель расходуется также на связывание получающихся продуктов.

Например,
рассуждая –по–предыдущему, находим, что при реакции (по стадиям I–IV уже
проведенной)

на каждые 3
молекулы восстановителя – Fe(NO3 )2
нужно затратить одну молекулу окислителя – HNO3 . Однако из сопоставления веществ левой и правой
частей уравнения видно, чта, кроме того, при переходе Fe(NO3 )2 в Fe(NO3 )3 на каждую молекулу восстановителя
требуется затратить одну молекулу НNОз для
дополнительного связывания трехвалентного железа. Таким образом, в общем
потребуется азотной кислоты: 1 молекула на окисление плюс 3 молекулы на
связывание, т. е. всего 4 молекулы. Уравнение принимает вид

и окончательно
(после проведения стадий V и VI):

3Fe(NO3 )2 + 4HNO3 = 3Fe(NO3 )3 + NO + 2Н2 О

Подобный же
пример для восстановителя имеем при реакции:

Здесь также находим,
что, кроме 4 молекул НСl, реагирующих
как восстановитель, необходимо иметь еще 4 ее молекулы для связывания 2К+
и Мn2+. Таким
образом, уравнение принимает вид

и окончательно:

К2 МnO4
+ 8НСl = 2КСl + МnСl3 + 2Cl + 4Н2 O

Упражнения.
Закончить следующие схематические уравнения:

1) СrО3
+ НСl = > СrСl3 + Сl2

2) Cu2 O + HNO3 = >Cu(NO3 )2 + NO

3) Ag + HNO3 = >AgNO3 +NO

В) Оба элемента – и отдающий и
присоединяющий электроны–находятся в одной и той же молекуле. Сюда относятся, в
частности, случаи распада вещества на соединения одного и того же элемента
одновременно более высокой и более низкой валентностей. Для нахождения основных
коэффициентов подобные процессы рассматривают как бы идущими справа налево.

Упражнения,
Закончить следующие схематические уравнения:

1) CuJ2 = > CuJ + J2

2) HNO2 = >HNO3 + NO

3) HClO3 = >ClO2 +HClO4

Г) Окислителем (или восстановителем)
является перекисное соединение. Так как такие соединения представляют собой
производные перекиси водорода, они ведут себя аналогично последней (IV § 5). Сама H2 О2 при
окислительном распаде освобождает один атом кислорода, следовательно, молекула
ее в качестве окислителя способна присоединить два электрона. При
восстановительном распаде Н2 О2 он освобождает два атома
водорода, что соответствует возможности отдачи опять–таки двух электронов,

Упражнения. Закончить
следующие схематические уравнения:

1) Cr2 (SO4 )3 + Н2 О2 + КОН = > К2 Сr04 +K2 SO4

2) НОСl + Н2 О2 = > НСl + О2

3) Так как связь
между одинаковыми атомами неполярна, при подсчете электрохимической валентности
она не учитывается. Например, в перекиси водорода Н–О–О–Н кислород, будучи по
существу двухвалентным, имеет отрицательную валентность –I.

4) Несовпадение
электрохимической и общей валентности может встречаться и в ряде других
случаев. Например, приписывая в Н–CN водороду
валентность + 1, а азоту –3, получаем для углерода (в силу электронейтральности
молекулы) электрохимическую валентность +2.

Следует
отметить, что на значениях коэффициентов окислительно–восстановительного
уравнения характер внутримолекулярного распределения зарядов не сказывается.
Так, для реакции сгорания HCN в кислороде

4HCN + 5O2 = 2H2 O+4CO2 +2N2

основные
коэффициенты 4 и 5 вычисляются независимо от того, принять ли для отдельных
атомов молекулы HCN приведенные выше
электрохимические валентности или какие–либо другие (например, нулевые). Само
собой разумеется, что при любом распределении зарядов должна быть обеспечена
электронейтральность молекулы в целом.

5) Ввиду малой
полярности связей в органических соединениях часто трудно решить, какие из
атомов в молекуле поляризованы положительно и какие отрицательно. Поэтому при
составлении уравнений реакций окисления органических соединений основные
коэффициенты иногда удобнее находить не по непосредственному подсчету числа
электронов, а определяя предварительно число атомов кислорода, необходимое для
перевода исходной молекулы в продукты реакции. Зная затем, что каждый пошедший
на окисление атом кислорода соответствует переходу двух электронов, легко найти
и основные коэффициенты уравнения.

Пример. Действием КМnО4 в кислой среде глюкоза может быть
нацело окислена по схеме:

C6 H12 O6 = > 6CO2
+ 6H2 O

Подсчитывая
число атомов кислорода в глюкозе и продуктах ее окисления, находим, что на
каждую молекулу глюкозы нужно затратить 12 атомов кислорода. Это соответствует
отдаче 24 электронов, в связи с чем и находят основные коэффициенты уравнения:

6 Н12 О6+ 24КМnО4 + 36H2 SO4 = 12K2 SO4 + 24MnSO4 + 30СО2 + 66Н2 О

В заключение следует кратко остановиться
на зависимости окислительно–восстановительных процессов от реакции среды, в
которой они протекают. Чаще всего тот или иной окислитель или восстановитель
является таковым только в определенной среде (кислой или щелочной). Сам процесс
протекает более или менее энергично в зависимости от степени ее кислотности
(щелочности). Иногда влияние характера среды может быть столь значительным, что
обусловливает изменение самого направления процесса. Например, взаимодействие
по схеме

в щелочной среде идет направо, в кислой –
налево.

Практически для
создания в растворе кислой среды чаще всего пользуются серной кислотой (НСl и HNO3 применяют реже, так как первая из них
способна окисляться, а вторая сама является окислителем, и поэтому в обоих
случаях иногда могут протекать различные побочные реакции). Для создания
щелочной среды служит обычно NaOH или КОН.

Вещество, при
помощи которого создается определенная среда, не всегда входит в окончательное
уравнение реакции. Рассмотрим, например, следующие случаи окисления посредством
КМnО4 в щелочной среде:

I SO2 + KMnO4 + КОН = > K2 SO4 + МnО2

II S + КМnО4 +
КОН = > K2 SO4 + MnO2

III H2 S + KMnO4 + КОН = > K2 SO4
+ MnO2

После
нахождения основных коэффициентов и уравнивания числа атомов, меняющих
валентность в процессе реакции, имеем:

3SO2 + 2KMnO4 + КОН = > 3K2 SO4 +
2МnО2

S + 2КМnО4 +
КОН = > K2 SO4 + 2МnОа

3H2 S + 8КМnО4 + КОН = > 3K2 SO4 + 8МnО2

Только теперь
следует приступать к проверке атомов вещества, создающего определенную среду
(пока–без водорода и кислорода). Уравнивание числа атомов калия дает:

3SO2 + 2KMnO4 + 4KOH = >3K2 SO4 + 2MnO2

S + 2KMnO4
= > K2 SO4 + 2MnO2

3H2 S + 8KMnO4 = > 3K2 SO4 + 8MnO2 + 2KOH

Окончательно,
после уравнивания водорода и кислорода, получаем:

3SO2 + 2КМnО4 + 4КОН = > 3K2 SO4 + 2МnО2 + 2Н2 О

S + 2KMnO4
= > K2 SO4 + 2MnO2

3H2 S + 8КМnО4 = >3K2 SO4 + 8МnО2 + 2КОН + 2Н2 О

Таким образом,
с точки зрения подбора коэффициентов вводимая в систему для создания
определенной среды щелочь или кислота ведет себя подобно воде: она может
потребляться при реакции (случай I), не участвовать
в ней (случай II) или даже
дополнительно получаться в ее результате (случай III).

Еще по теме:

Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель

Билет № 9

1. Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель (на примере двух реакций)

Окислительно-восстановительные реакции протекают с изменением степени окисления. Широко распространенными реакциями этого типа являются реакции горения. Также сюда относятся реакции медленного окисления (коррозия металлов, гниение органических веществ).

Степень окисления элемента показывает число смещенных (притянутых или отданных) электронов. В простых веществах она равна нулю. В бинарных соединениях (состоящих из 2-х элементов) равна валентности, перед которой ставится знак (поэтому иногда ее называют «условным зарядом»).

В веществах, состоящих из 3-х и более элементов, степень окисления можно рассчитать с помощью уравнения, взяв неизвестную степень окисления за «икс», а общую сумму приравняв к нулю. Например, в азотной кислоте HNO3 степень окисления водорода +1, кислорода −2, получаем уравнение:
+1 + x −2 • 3 = 0
x = +5

Элемент, присоединяющий электроны, называется окислителем. Элемент, являющийся донором электронов (отдающий электроны), называется восстановителем.

 _2 e_

|          ↓

Fe0 + S0 = Fe+2S−2

При нагревании порошков железа и серы образуется сульфид
железа. Железо является восстановителем (окисляется), сера — окислителем (восстанавливается).

S0 + O20 = S+4O2−2

В этой реакции сера является восстановителем, кислород окислителем. Образуется оксид серы (IV)

Можно привести пример с участием сложного вещества:

Zn0 + 2H+1Cl = Zn+2Cl2 + H20

цинк — восстановитель, водород соляной кислоты — окислитель.

Можно привести пример с участием сложного вещества и составить электронный баланс:

Cu0 + 4HN+5O3 (конц.) = Cu+2(NO3)2 + 2H2O + 2N+4O2

Cu0 − 2e → Cu+2 2 1 — восстановитель
N+5 + 1e → N+4 2 — окислитель

2. Задача. Вычисление массы продукта реакции, если для его получения взят раствор с определенной массовой долей (%) исходного вещества

m растворенного вещества = m раствора • ω

где ω — массовая доля

Можно получить ту же формулу, составляя пропорцию:

m раствора — 100 %

х            —     ω %

х = m раствора • ω : 100

Пример:

Сколько граммов хлорида цинка получится при растворении избытка цинка в 20 граммах 10%-ного раствора соляной кислоты?

Решение:

  1. Находим массу HCl в растворе:
    m HCl = 20 г • 10 % : 100 % = 2 г
  2. Находим количество вещества HCl:
    M (HCl) = 35,5 + 1 = 36,5 г/моль
    n = m/M = 2 г : 36,5 г/моль = 0,055 моль
  3. Подписываем данные над уравнением реакции, а число моль согласно уравнению (равно коэффициентам) под ним:
    0,055 моль   x моль
    Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
         2 моль  1 моль

    Составляем пропорцию:
    0,055 моль — x моль
    2 моль — 1 моль

    Находим x:
    x = 0,055 моль • 1 моль / 2 моль = 0,028 моль

  4. Находим массу соли:
    M (ZnCl2) = 65 + 35,5 • 2 = 136 г/моль
    m = M • n = 136 г/моль • 0,028 моль = 3,8 г

Ответ: 3,8 г.

(Если подставлять в уравнение не моли, а граммы, то получится точнее — 3,7 г)

автор: Владимир Соколов

Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов. Реакции окислительно — восстановительные.

Окислительно-восстановительные реакции

Одним из основных понятий неорганической химии является понятие о степени окисления (СО).

Степенью окисления элемента в соединении называется формальный заряд атома элемента, вычисленный из предположения, что валентные электроны переходят к атомам с большей относительной электроотрицательностью (ОЭО) и все связи в молекуле соединения являются ионными.

Степень окисления элемента Э указывают вверху над символом элемента со знаком « + » или « -» перед цифрой.

Степень окисления ионов, реально существующих в растворе или кристаллах, совпадает с их зарядовым числом и обозначается аналогично со знаком « + » или «  » после цифры, например, Са2+.

Применяют также метод Штока обозначения степени окисления римскими цифрами после символа элемента: Mn (VII), Fe (III).

Вопрос о знаке степени окисления атомов в молекуле решается на основании сопоставления электроотрицательностей связанных между собой атомов, которые образуют молекулу. При этом атом с меньшей электроотрицательностью имеет положительную степень окисления, а с большей электроотрицательностью  отрицательную.

Следует отметить, что нельзя отождествлять степень окисления с валентностью элемента. Валентность, определяемая как число химических связей, которыми данный атом соединен с другими атомами, не может равняться нулю и не имеет знака « + » или «  ». Степень окисления может иметь как положительное, так и отрицательное значение, а также принимать нулевое и даже дробное значение. Так, в молекуле СO2 степень окисления С равна +4, а в молекуле СН4 степень окисления С равна 4. Валентность же углерода  и в том, и в другом соединении равна IV.

Несмотря на указанные выше недостатки, использование понятия степени окисления удобно при классификации химических соединений и составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций.

При окислительно-восстановительных реакциях протекают два взаимосвязанных процесса: окисление и восстановление.

Окислением называется процесс потери электронов. Восстановлением  процесс присоединения электронов.

Вещества, атомы или ионы которых отдают электроны, называются восстановителями. Вещества, атомы или ионы которых присоединяют электроны (или оттягивают к себе общую пару электронов), называются окислителями.

При окислении элемента степень окисления увеличивается, иначе говоря, восстановитель при реакции повышает степень окисления.

Наоборот, при восстановлении элемента степень окисления понижается, т. е. при реакции окислитель уменьшает степень окисления.

 

Таким образом, можно дать и такую формулировку окислительно-восстановительных реакций: окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

 Окислители и восстановители

Для прогноза продуктов и направления окислительно-восстановительных реакций полезно помнить, что типичными окислителями являются простые вещества, атомы которых имеют большую ОЭО > 3,0 (элементы VIA и VIIAгрупп). Из них наиболее сильные окислители фтор (ОЭО = 4,0), кислород (ОЭО = 3,0), хлор (ОЭО = 3,5). К важным окислителям относятся PbO2 , KMnO4 , Cа(SO4)2 , К2Сr2O7 , HClO, HClO3, КСIO4, NaBiO3, H2SO4(конц), HNO3(конц) , Na2O2 , (NH4)2S2O8 , КСIO3 , H2O2 и другие вещества, которые содержат атомы с высшей или высокой СО.

К типичным восстановителям относятся простые вещества, атомы которых имеют малую ОЭО < 1,5 (металлы IA и IIAгрупп и некоторые другие металлы). К важным восстановителям относятся H2S, NH3, HI, KI, SnCl2 , FeSO4 , C, H2 , CO, H2SO3 , Cr2(SO4)3 , CuCl, Na2S2O3 и другие вещества, которые содержат атомы с низкими СО.

Вещества, содержащие атомы в максимальной и минимальной степенях окисления, могут быть соответственно только окислителями, например К2Сг2O7 , КМпO4 , PbO2 , HClO4 или только восстановителями, например NH3 , H2S, HI.

Вещества, содержащие атомы в промежуточных степенях окисления, способны как повышать, так и понижать степень окисления, т. е. могут быть как восстановителями (при действии более активного, чем они, окислителя), так и окислителями (при действии более активного, чем они, восстановителя). Такие вещества проявляют окислительно-восстановительную двойственность.

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций можно применять два метода: метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Более правильное представление об окислительно-восстановительных процессах в растворах  дает ионно-электронный метод. С помощью этого метода прогнозируют изменения, которые претерпевают реально существующие в растворе ионы и молекулы.

Помимо прогнозирования продуктов реакции, ионные уравнения полуреакций необходимы для понимания окислительно-восстановительных процессов, протекающих при электролизе и в гальванических элементах. Этот метод отражает роль среды как участника процесса. И наконец, при использовании этого метода необязательно заранее знать все образующиеся вещества, так как многие из них получаются при составлении уравнения окислительно-восстановительных реакций.

Следует иметь в виду, что хотя полуреакции отражают реальные процессы, идущие при окислительно-восстановительных реакциях, их нельзя отождествлять с реальными стадиями (механизмом) окислительно-восстановительных реакций.

На характер и направление окислительно-восстановительных реакций влияют многие факторы: природа реагирующих веществ, реакция среды, концентрация, температура, катализаторы.

 Биологическое значение окислительно-восстановительных процессов

 

Важными процессами в животных организмах являются реакции ферментативного окисления веществ-субстратов: углеводов, жиров, аминокислот. В результате этих процессов организмы получают большое количество энергии. Приблизительно 90% всей потребности взрослого мужчины в энергии покрывается за счет энергии, вырабатываемой в тканях при окислении углеводов и жиров. Остальную часть энергии  ~10% дает окислительное расщепление аминокислот.

Биологическое окисление протекает по сложным механизмам при участии большого числа ферментов. В митохондриях окисление происходит в результате переноса электронов от органических субстратов. В качестве переносчиков электронов в дыхательную цепь митохондрий входят различные белки, содержащие разнообразные функциональные группы, которые предназначены для переноса электронов. По мере продвижения по цепи от одного интермедиата к другому электроны теряют свободную энергию. На каждую пару электронов, переданных по дыхательной цепи кислороду, синтезируются 3 молекулы АТФ. Свободная энергия, высвобождающаяся при переносе 2 электронов на кислород, составляет 220 кДж/моль.

На синтез 1 молекулы АТФ в стандартных условиях расходуется 30,5 кДж. Отсюда ясно, что довольно значительная часть свободной энергии, выделяющейся при переносе одной пары электронов, запасается в молекулах АТФ. Из этих данных становится понятной и роль многостадийной передачи электронов от исходного восстановителя к кислороду. Большая энергия (220 кДж), выделяемая при переносе одной пары электронов к кислороду, разбивается на ряд порций, соответствующих отдельным стадиям окисления. На трех таких стадиях количество выделяющейся энергии примерно соответствует энергии, необходимой для синтеза 1 молекулы АТФ.

8.2 Окислители и восстановители

Цель обучения

  • Укажите окислители и восстановители.

Жизнь на планете Земля — ​​это сложный и хорошо организованный набор процессов. Животные созданы для того, чтобы дышать кислородом, а растения созданы для производства кислорода. Фотосинтез — это средство, с помощью которого мы получаем кислород, необходимый для жизни. Свет, падающий на растительный пигмент, известный как хлорофилл, запускает сложную серию реакций, многие из которых включают окислительно-восстановительные процессы, сопровождающиеся движением электронов.{2-}} \ end {align} \]

В указанной выше реакции цинк окисляется за счет потери электронов. Однако должно присутствовать другое вещество, которое получает эти электроны, и в данном случае это сера. Другими словами, сера вызывает окисление цинка. Серу называют окислителем. Цинк заставляет серу приобретать электроны и восстанавливаться, поэтому цинк называют восстановителем. Окислитель — это вещество, которое вызывает окисление, принимая электроны; следовательно, его степень окисления снижается.Восстановитель — это вещество, которое вызывает восстановление за счет потери электронов; следовательно, его степень окисления увеличивается. Самый простой способ представить это — это то, что окислитель — это вещество, которое восстанавливается, а восстановитель — это вещество, которое окисляется, как показано на Рисунке \ (\ PageIndex {1} \) и суммировано в Таблице. \ (\ PageIndex {1} \).

Рисунок \ (\ PageIndex {1} \) Восстановитель окисляется, а окислитель восстанавливается.

Примечание

И окислители, и восстановители являются реагентами и, следовательно, присутствуют в левой части уравнения , .

Таблица \ (\ PageIndex {1} \) Сравнение окислителей и восстановителей.

Окисляющие вещества Восстановители
Состояние окисления Уменьшается Увеличивается
Кол-во электронов Получил Потерян
Вещество есть… Пониженный Окисленный

Примеры ниже показывают, как анализировать окислительно-восстановительную реакцию и определять окислители и восстановители.

Пример \ (\ PageIndex {1} \) Полуравнения

При барботировании газообразного хлора в раствор бромида натрия происходит реакция, в результате которой образуется водный раствор хлорида натрия и бром. Определите, что окисляется, а что восстанавливается. Определите окислители и восстановители.

\ [\ ce {Cl_2} \ left (g \ right) + 2 \ ce {NaBr} \ left (aq \ right) \ rightarrow 2 \ ce {NaCl} \ left (aq \ right) + \ ce {Br_2} \ влево (л \ вправо) \]

Решение:

Шаг 1. Спланируйте проблему.

Разложите реакцию на чистое ионное уравнение, а затем на половинные реакции. Вещество, теряющее электроны, окисляется и является восстановителем. Вещество, которое получает электроны, восстанавливается и является окислителем.

Шаг 2: Решить.- (водн.) \]

Степени окисления: от 0 до -1

Обзор

  • Br теряет электрон; окисленный от Br до Br 2 ; таким образом, Br является восстановителем . {2 -} \]

    Раствор
    \ (S \) — восстановитель, а \ (Mn \) — окислитель.

    Сводка

    • Окислитель — это вещество, которое вызывает окисление, принимая электроны; следовательно, он уменьшается.
    • Восстановитель — это вещество, которое вызывает восстановление за счет потери электронов; поэтому он окисляется.
    • Показаны примеры того, как идентифицировать окислители и восстановители.

    Авторы и указание авторства

    • Фонд CK-12 Шэрон Бьюик, Ричард Парсонс, Тереза ​​Форсайт, Шонна Робинсон и Жан Дюпон.

    • Эд Витц (Университет Кутцтауна), Джон В. Мур (Вашингтонский университет в Мэдисоне), Джастин Шорб (Колледж Хоуп), Ксавьер Прат-Ресина (Университет Миннесоты в Рочестере), Тим Вендорф и Адам Хан.

    • Дайана Пирсон, Конни Сюй, Лувлин Брар (UCD)
    • Мариса Альвиар-Агнью (Городской колледж Сакраменто)

    Окислители и восстановители

    Окислители и восстановители


    Обычные окислители и восстановители

    Рассматривая окислительно-восстановительные реакции, мы можем сосредоточиться на роли, которую играет
    конкретный реагент в химической реакции.Какова роль перманганат-иона в
    следующая реакция, например?

    2 MnO 4 ( водн. ) + 5 H 2 C 2 O 4 ( водн. )
    + 6 H + ( водн. ) 10 CO 2 ( г ) + 2 Mn 2+ ( водн. ) + 8 H 2 O ( l )

    В этой реакции щавелевая кислота окисляется до диоксида углерода, и перманганат-ион превращается в
    восстановлен до иона Mn 2+ .

    Окисление: H 2 C 2 O 4 CO 2
    +3 +4
    Редукция: MnO 4 Mn 2+
    +7 +2

    Перманганат-ион удаляет электроны из молекул щавелевой кислоты и тем самым окисляет
    щавелевая кислота.Таким образом, ион MnO 4 действует как окислительный
    агент в этой реакции. Щавелевая кислота, с другой стороны, восстанавливает
    агент
    в этой реакции. Отказываясь от электронов, он уменьшает MnO 4
    ион к Mn 2+ .

    Атомы, ионы и молекулы, обладающие необычно большим сродством к электронам, имеют тенденцию к
    быть хорошими окислителями. Элементарный фтор, например, самый сильный из обычных
    окислитель.F 2 — такой хороший окислитель, что металлы, кварц,
    асбест, и даже вода воспламеняется в его присутствии. Другие хорошие окислители
    включают O 2 , O 3 и Cl 2 , которые являются элементарными формами
    второй и третий по величине электроотрицательный элемент соответственно.

    Еще одно место для поиска хороших окислителей — соединения с необычно большими
    степени окисления, такие как перманганат (MnO 4 ), хромат (CrO 4 2-),
    и дихромат (Cr 2 O 7 2-) ионы, а также азотная кислота
    (HNO 3 ), хлорная кислота (HClO 4 ) и серная кислота (H 2 SO 4 ).Эти соединения являются сильными окислителями, поскольку элементы становятся более электроотрицательными.
    по мере увеличения степени окисления их атомов.

    Хорошие восстановители включают активные металлы, такие как натрий, магний, алюминий,
    и цинк, которые имеют относительно небольшую энергию ионизации и низкую электроотрицательность.
    Гидриды металлов, такие как NaH, CaH 2 и LiAlH 4 , которые формально
    содержат ион H , также являются хорошими восстановителями.

    Некоторые соединения могут действовать как окислители или восстановители. Одним из примеров является
    газообразный водород, который действует как окислитель, когда он соединяется с металлами, и как
    восстановитель при взаимодействии с неметаллами.

    2 Na ( с ) + H 2 ( г ) 2 NaH ( с )
    H 2 ( г ) + Cl 2 ( г ) 2 HCl ( г )

    Другой пример — перекись водорода, в которой атом кислорода находится в реакции окисления -1.
    государственный.Поскольку эта степень окисления находится между крайними значениями более распространенных 0 и -2.
    степени окисления кислорода, H 2 O 2 может действовать как окисляющий
    агент или восстановитель.


    Относительная сила окисления и
    Восстановители

    Самопроизвольные окислительно-восстановительные реакции превращают более сильную из пары окислительных
    агентов и более сильного из пары восстановителей в более слабый окислитель и
    более слабый восстановитель.Тот факт, что происходит, например, следующая реакция, предполагает:
    что металлическая медь является более сильным восстановителем, чем металлическое серебро, и что Ag +
    ион является более сильным окислителем, чем ион Cu 2+ .

    Cu ( s ) + 2 Ag + ( водн. ) Cu 2+ ( водн. ) + 2 Ag ( с )
    сильнее
    уменьшение
    агент
    сильнее
    окислительный
    агент
    слабее
    окислительный
    агент
    слабее
    восстанавливающий

    агент

    На основе множества таких экспериментов общие окислительно-восстановительные полуреакции
    были организованы в таблицу, в которой самые сильные восстановители находятся на одном конце и
    самые сильные окислители находятся в другом, как показано в таблице ниже.От
    условно, все полуреакции записываются в сторону уменьшения.
    Кроме того, по традиции самые сильные восстановители обычно находятся в верхней части
    стол.

    Относительная сила обычных окислителей и восстановителей
    Агенты

    К счастью, вам не нужно запоминать эти условные обозначения. Все, что тебе нужно сделать, это
    помните, что активные металлы, такие как натрий и калий, отлично восстанавливают
    агентов и найдите эти записи в таблице.Самые сильные восстановители находятся в углу стола, где находятся натрий и калий.
    перечисленные.

    Практическая задача 9:

    Организуйте следующее
    окислители и восстановители в порядке увеличения прочности:

    Восстановители: Cl ,
    Cu, H 2 , H , HF, Pb и Zn

    Окислители: Cr 3+ ,
    Cr 2 O 7 2- , Cu 2+ , H + , O 2 , O 3 ,
    и Na +

    Нажмите здесь, чтобы проверить свой ответ на «Практика»
    Проблема 9.

    Практическая задача 10:

    Прогноз
    должны ли происходить следующие окислительно-восстановительные реакции, как написано:

    (а) 2 Ag ( с ) + S ( с ) Ag 2 S ( с )

    (б) 2 Ag ( с ) + Cu 2+ ( водн. ) 2 Ag + ( водн. ) + Cu ( с )

    (c) MnO 4 ( водн. ) + 3 Fe 2+ ( водн. ) + 2 H 2 O ( l ) MnO 2 ( s )
    + 3 Fe 3+ ( водн. ) + 4 OH ( водн. )

    (d) MnO 4 ( водн. ) + 5 Fe 2+ ( водн. ) + 8 H + ( водн. ) Mn 2+ ( водн.
    + 5 Fe 3+ ( водн. ) + 4 H 2 O ( l )

    Нажмите здесь, чтобы проверить свой ответ на
    Задача 10.

    окислительно-восстановительных реакций | Безграничная химия

    Окислительные состояния

    Состояние окисления — это гипотетический заряд атома, если все его связи с другими атомами были полностью ионными.

    Цели обучения

    Предскажите степени окисления обычных элементов по номеру их группы.

    Основные выводы

    Ключевые моменты
    • Степень окисления чистого элемента всегда равна нулю.
    • Степень окисления чистого иона эквивалентна его ионному заряду.
    • Обычно водород имеет степень окисления +1, а кислород — степень окисления -2.
    • Сумма степеней окисления всех атомов нейтральной молекулы должна равняться нулю.
    Ключевые термины
    • восстановление : увеличение количества электронов, которое вызывает снижение степени окисления
    • окисление : потеря электронов, которая вызывает повышение степени окисления

    Степень окисления указывает степень окисления атома в химическом соединении; это гипотетический заряд, который имел бы атом, если бы все связи с атомами различных элементов были полностью ионными.Состояния окисления обычно представлены целыми числами, которые могут быть положительными, отрицательными или нулевыми. В некоторых случаях средняя степень окисления элемента является дробной, например 8/3 для железа в магнетите (Fe 3 O 4 ).

    Наивысшая известная степень окисления +8 у тетроксидов рутения, ксенона, осмия, иридия, гассия и некоторых комплексов с участием плутония; самая низкая известная степень окисления -4 для некоторых элементов углеродной группы.

    Степени окисления плутония : Здесь плутоний различается по цвету в зависимости от степени окисления.

    Повышение степени окисления атома в результате химической реакции называется окислением, и оно включает потерю электронов; Уменьшение степени окисления атома называется восстановлением и связано с увеличением количества электронов.

    Общие правила, касающиеся состояний окисления

    1. Степень окисления свободного элемента (несоединенного элемента) равна нулю.
    2. Для простого (одноатомного) иона степень окисления равна чистому заряду иона. Например, Cl имеет степень окисления -1.
    3. Когда он присутствует в большинстве соединений, водород имеет степень окисления +1, а кислород — степень окисления −2. Исключениями являются то, что водород имеет степень окисления -1 в гидридах активных металлов (таких как LiH) и степень окисления -1 в пероксидах (таких как H 2 O 2 ) или -1 / 2 в супероксидах (например, KO).
    4. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в нейтральной молекуле должна быть равна нулю. В ионах алгебраическая сумма степеней окисления составляющих атомов должна быть равна заряду иона.

    Прогнозирование состояний окисления

    Как правило, степень окисления большинства обычных элементов может быть определена по номеру их группы в периодической таблице. Это показано на следующей диаграмме:

    Типичные степени окисления наиболее распространенных элементов по группе : Переходные металлы не включены, поскольку они имеют тенденцию проявлять различные степени окисления.

    Из приведенной выше таблицы можно сделать вывод, что бор (элемент III группы) обычно имеет степень окисления +3, а азот (элемент V группы) — степень окисления -3.Имейте в виду, что степени окисления могут измениться, и этот метод прогнозирования следует использовать только в качестве общего руководства; например, переходные металлы не придерживаются каких-либо установленных правил и имеют тенденцию проявлять широкий диапазон степеней окисления.

    Как указано в правиле номер четыре выше, сумма степеней окисления для всех атомов в молекуле или многоатомном ионе равна заряду молекулы или иона. Это помогает определить степень окисления любого элемента в данной молекуле или ионе, предполагая, что мы знаем общие степени окисления всех других элементов.Например, в сульфит-ионе (SO 3 2- ) общий заряд иона равен 2-, и предполагается, что каждый кислород находится в своей обычной степени окисления -2. Поскольку в сульфите три атома кислорода, кислород вносит [латекс] 3 \ times-2 = -6 [/ latex] в общий заряд. Следовательно, сера должна иметь степень окисления +4, чтобы общий заряд сульфита составлял 2-: [латекс] (+ 4-6 = -2). [/ Latex]

    Не путайте формальный заряд атома с его формальной степенью окисления, поскольку они могут быть разными (а часто и разными в многоатомных ионах).Например, заряд атома азота в ионе аммония NH 4 + равен 1+, но формальная степень окисления -3 — такая же, как у азота в аммиаке. В случае между аммиаком и аммиаком формальный заряд атома N изменяется, а его степень окисления — нет.

    Типы окислительно-восстановительных реакций

    Пять основных типов окислительно-восстановительных реакций: комбинация, разложение, вытеснение, горение и диспропорционирование.

    Цели обучения

    Объясните процессы, участвующие в окислительно-восстановительной реакции, и опишите, что происходит с их различными компонентами.

    Основные выводы

    Ключевые моменты
    • В комбинированных реакциях объединяются два элемента. [латекс] A + B \ rightarrow AB [/ латекс].
    • В реакциях разложения соединение распадается на составные части. [латекс] AB \ rightarrow A + B [/ латекс].
    • В реакциях замещения один или несколько атомов заменяются другим. [латекс] AB + C \ rightarrow A + CB [/ латекс].
    • В реакциях горения соединение реагирует с кислородом с образованием диоксида углерода, воды и тепла.
    • В реакциях диспропорционирования молекула восстанавливается и окисляется; эти типы реакций редки.
    Ключевые термины
    • окислительно-восстановительный потенциал : сокращенное название «восстановление-окисление», два метода переноса электрона, которые всегда происходят вместе
    • горение : процесс, в котором топливо соединяется с кислородом, обычно при высокой температуре, выделяя CO2, h3O и тепло

    Редокс-реакции происходят повсюду.Фактически, большая часть наших технологий, от огня до аккумуляторов для ноутбуков, в значительной степени основана на окислительно-восстановительных реакциях. Окислительно-восстановительные реакции (восстановление — окисление) — это реакции, при которых изменяется степень окисления реагентов. Это происходит потому, что в таких реакциях электроны всегда передаются между частицами. Окислительно-восстановительные реакции протекают либо посредством простого процесса, такого как сжигание углерода в кислороде с образованием диоксида углерода (CO 2 ), либо посредством более сложного процесса, такого как окисление глюкозы (C 6 H 12 O 6 ) в организме человека посредством серии процессов переноса электронов.

    Термин «окислительно-восстановительный потенциал» происходит от двух концепций, связанных с переносом электронов: восстановления и окисления. Эти процессы определены следующим образом:

    • Окисление — это потеря электронов или увеличение степени окисления молекулой, атомом или ионом.
    • Восстановление — это увеличение количества электронов или уменьшение степени окисления молекулой, атомом или ионом.

    Простая мнемоника для запоминания этих процессов — «НЕФТЯНАЯ ШКАФА» — окисление теряется (электроны), восстановление увеличивается (электроны).

    Окислительно-восстановительные реакции — это согласованные наборы: если в ходе реакции окисляется один вид, другой должен быть восстановлен. Помните об этом, когда мы рассмотрим пять основных типов окислительно-восстановительных реакций: комбинация, разложение, вытеснение, горение и диспропорция.

    Комбинация

    Комбинированные реакции «объединяют» элементы в химическое соединение. Обычно окисление и восстановление происходят вместе.

    Общее уравнение: [латекс] A + B \ rightarrow AB [/ латекс]

    Образец 1.уравнение: 2 H 2 + O 2 → 2 H 2 O

    Сумма степеней окисления реагентов равна сумме степеней окисления продуктов: 0 + 0 → (2) (+ 1) + (-2)

    В этом уравнении и H 2 , и O 2 являются молекулярными формами своих соответствующих элементов и, следовательно, их степени окисления равны 0. Продукт представляет собой H 2 O: степень окисления -2 для кислорода и + 1 для водорода.

    Разложение

    Реакции разложения противоположны реакциям комбинации, то есть они представляют собой разложение химического соединения на составляющие его элементы.

    Общее уравнение: AB → A + B

    Образец 2. Уравнение: 2 H 2 O → 2 H 2 + O 2

    Расчет: (2) (+ 1) + (-2) = 0 → 0 + 0

    В этом уравнении вода «разлагается» на водород и кислород, оба из которых нейтральны. Подобно предыдущему примеру, H 2 O имеет общую степень окисления 0, при этом каждый H принимает состояние +1, а O a -2; таким образом, разложение окисляет кислород от -2 до 0 и восстанавливает водород от +1 до 0.

    Рабочий объем

    Реакции замещения, также известные как реакции замещения, включают соединения и «замену» элементов. Они протекают как реакции одинарного и двойного замещения.

    Общее уравнение (одинарное перемещение): A + BC → AB + CA

    Однократная реакция замещения «заменяет» элемент в реагентах на другой элемент в продуктах.

    Образец 3. Уравнение: Cl 2 + 2 NaBr → 2 NaCl + Br 2

    Расчет: 0 + [(+1) + (-1) = 0] [латекс] \ rightarrow [/ latex] [(+1) + (-1) = 0] + 0

    В этом уравнении Cl восстанавливается и замещает Br, в то время как Br окисляется.

    Общее уравнение (двойное смещение): AB + CD → AD + CB

    Реакция двойного замещения аналогична реакции одиночного замещения, но включает «замену» двух элементов в реагентах двумя элементами в продуктах.

    Образец 4. уравнение: Fe 2 O 3 + 6 HCl → 2 FeCl 3 + 3 H 2 O

    В этом уравнении местами заменяются Fe и H, а также O и Cl.

    Сгорание

    В реакциях горения всегда участвует кислород и органическое топливо.На следующем изображении мы видим, как метан сгорает с выделением энергии.

    Реакция горения метана : Это пример реакции горения, окислительно-восстановительного процесса. Метан ([латекс] \ text {CH} _4 [/ latex]) реагирует с кислородом ([латекс] \ text {O} _2 [/ latex]) с образованием диоксида углерода ([латекс] \ text {CO} _2 [ / latex]) и две молекулы воды ([латекс] 2 \ text {H} _2 \ text {O} [/ latex]).

    Общее уравнение реакции горения:

    [латекс] \ text {C} _x \ text {H} _y + \ left (x + \ dfrac {y} {4} \ right) \ text {O} _2 \ rightarrow x \ text {CO} _2 + \ dfrac {y} {2} \ text {H} _2 \ text {O} [/ latex]

    Диспропорционирование

    В некоторых окислительно-восстановительных реакциях вещества могут как окисляться, так и восстанавливаться.Они известны как реакции диспропорционирования. Одним из реальных примеров такого процесса является реакция перекиси водорода H 2 O 2 , когда она заливается на рану. Сначала это может показаться простой реакцией разложения, потому что перекись водорода распадается с образованием кислорода и воды:

    2 H 2 O 2 (водн.) → 2 H 2 O (л) + O 2 (г)

    Однако ключ к этой реакции лежит в степени окисления кислорода.Обратите внимание, что кислород присутствует в реагенте и оба продукта . В H 2 O 2 кислород имеет степень окисления -1. В H 2 O его степень окисления -2, и он был восстановлен. Однако в O 2 его степень окисления равна 0, и он был окислен. Кислород в ходе реакции окисляется и восстанавливается, что делает ее реакцией диспропорционирования. Общая форма этой реакции следующая:

    2A → A ’+ A”

    Балансировка уравнений окислительно-восстановительного потенциала

    Уравновешивание окислительно-восстановительных реакций включает разделение реакции на две половинные реакции.

    Цели обучения

    Сформулируйте сбалансированную окислительно-восстановительную реакцию на основе двух полуреакций.

    Основные выводы

    Ключевые моменты
    • Восстановители окисляются и, следовательно, теряют электроны.
    • Окислители восстанавливаются и, следовательно, приобретают электроны.
    • Запомните мнемоническое устройство OIL RIG — «Окисление влечет за собой потери» и «Уменьшение включает в себя усиление», чтобы различать окислители и восстановители.
    Ключевые термины
    • окисление : реакция, в которой атомы элемента теряют электроны и его степень окисления увеличивается
    • восстановление : реакция, в которой приобретаются электроны и снижается степень окисления, часто за счет удаления кислорода или добавления водорода
    • полуреакции : одна из двух составных частей любой окислительно-восстановительной реакции, в которой показано только окисление или восстановление

    Каждая сбалансированная окислительно-восстановительная реакция состоит из двух полуреакций: полуреакции окисления и полуреакции восстановления.{-}} \ end {array} [/ latex]

    Добавление двух половин окислительно-восстановительной реакции : Эти две половины реакции могут быть добавлены как любое другое химическое уравнение. Как только уравнения добавлены, электроны с каждой стороны сокращаются.

    Обратите внимание, что два электрона на каждой стороне уравнения сокращаются. Это очень важно, потому что окончательное сбалансированное уравнение для любой окислительно-восстановительной реакции никогда не должно содержать никаких электронов.

    Электроны, движущиеся от одного полюса батареи через цепь и обратно через другой полюс батареи, являются примером применяемой окислительно-восстановительной реакции.

    Балансировка окислительно-восстановительных уравнений в кислотном растворе: основные правила

    Если реакция происходит в кислой среде, уравнение окислительно-восстановительного потенциала можно сбалансировать следующим образом:

    1. Запишите полуреакции окисления и восстановления, включая все соединение, участвующее в реакции, а не только восстанавливаемый или окисляемый элемент.
    2. Уравновесить обе реакции для всех элементов, кроме кислорода и водорода.
    3. Если атомы кислорода не сбалансированы ни в одной из реакций, добавьте молекулы воды в сторону, где отсутствует кислород.
    4. Если атомы водорода не сбалансированы, добавьте ионы водорода (H + ) до тех пор, пока атомы водорода не будут сбалансированы. — (aq) [/ latex]

      Во-первых, нам нужно разделить эту реакцию на две половинные реакции.- (водн.) [/ латекс]

      Обратите внимание, что окончательное уравнение сбалансировано по массе, а также по заряду (каждая сторона уравнения имеет чистый заряд +3).

      Хотя этот пример кажется пугающим, балансировка окислительно-восстановительных реакций в кислотном растворе становится намного проще при осторожной практике.

      Пример: балансировка окислительно-восстановительных реакций в основном растворе

      Если в щелочном растворе происходит окислительно-восстановительная реакция, мы действуем так же, как и выше, с одним незначительным отличием: после того, как мы добавили H + ( водн. ), чтобы уравновесить атомы водорода, мы просто добавляем одинаковое количество гидроксидов с обеих сторон. уравнения.- (aq) + \ text {H} _2 \ text {O} (l) [/ latex]

      Эта полуреакция теперь уравновешена по массе в основном растворе. Отсюда мы действуем так же, как и выше в кислотном растворе: уравновешиваем заряд, добавляя соответствующее количество электронов.

      Балансировка уравнений окислительно-восстановительного потенциала, безусловно, может быть сложной и трудоемкой, поэтому разумно применять их на практике.

      Баланс окислительно-восстановительной реакции (КИСЛОТНЫЙ раствор) : отличное пошаговое руководство о том, как сбалансировать окислительно-восстановительную реакцию в кислотном растворе.

      Баланс окислительно-восстановительной реакции (ОСНОВНОЙ раствор) : отличное пошаговое руководство о том, как сбалансировать окислительно-восстановительную реакцию в основном растворе.

      Окислительно-восстановительное титрование

      Редокс-титрование определяет концентрацию аналита, содержащего окислитель или восстановитель.

      Цели обучения

      Рассчитайте концентрацию неизвестного аналита путем окислительно-восстановительного титрования.

      Основные выводы

      Ключевые моменты
      • Титрант — стандартизированный раствор; аналит — это анализируемое вещество.
      • Редокс-титрование определяет концентрацию неизвестного раствора (аналита), содержащего окислитель или восстановитель.
      • Не для всех титров требуется внешний индикатор. Некоторые титранты могут служить собственными индикаторами, например, при титровании перманганата калия против бесцветного аналита.
      Ключевые термины
      • титрование : метод, при котором известные количества титранта добавляются к аналиту до тех пор, пока реакция не достигнет конечной точки
      • аналит : любое вещество, подлежащее анализу
      • титрант : стандартизированный раствор, используемый при титровании; раствор известной концентрации

      Определение концентрации аналита

      Как и в случае кислотно-основного титрования, окислительно-восстановительное титрование (также называемое окислительно-восстановительным титрованием) может точно определить концентрацию неизвестного аналита, измерив ее по стандартизованному титранту.{2 +} (водн.) +4 \ text {H} _2 \ text {O} (l) [/ latex]

      В этом случае использование KMnO 4 в качестве титранта особенно полезно, поскольку он может действовать как собственный индикатор; это связано с тем, что раствор KMnO 4 имеет ярко-фиолетовый цвет, а раствор Fe 2+ — бесцветный. Таким образом, можно увидеть, когда титрование достигнет своей конечной точки, потому что раствор останется слегка пурпурным по сравнению с непрореагировавшим KMnO 4 .

      Конечная точка перманганатного титрования : окислительно-восстановительное титрование с использованием перманганата калия в качестве титранта.Из-за своего ярко-фиолетового цвета KMnO4 служит отдельным индикатором. Обратите внимание, как достигается конечная точка, когда раствор остается слегка фиолетовым.

      Пример: пример расчета на основе экспериментальных данных

      Стандартизованный 4 М раствор KMnO4 титруют 100 мл образца неизвестного аналита, содержащего Fe 2+ . Студент проводит окислительно-восстановительное титрование и достигает конечной точки после добавления 25 мл титранта. Какая концентрация аналита?

      Из приведенного выше сбалансированного уравнения мы знаем, что перманганат и железо реагируют в мольном соотношении 1: 5.{2 +} [/ латекс]

      Теперь, когда мы знаем количество молей железа, присутствующего в образце, мы можем рассчитать концентрацию аналита:

      [латекс] \ text {M} = \ frac {\ text {mol}} {\ text {L}} = \ frac {0.5 \ text {mol}} {0.100 \ text {L}} = 5 \ text { M} [/ латекс]

      Другие типы окислительно-восстановительного титрования

      Существуют различные другие типы окислительно-восстановительного титрования, которые могут быть очень полезными. Например, вина можно анализировать на диоксид серы, используя стандартизированный раствор йода в качестве титранта.В этом случае крахмал используется как индикатор; синий крахмал-йодный комплекс образуется в присутствии избытка йода, сигнализируя о конечной точке.

      Другим примером является восстановление йода (I 2 ) до йодида (I ) тиосульфатом (S 2 O 3 2-), опять же с использованием крахмала в качестве индикатора. По сути, это обратное титрование только что описанного; здесь, когда весь йод был уменьшен, синий цвет исчезает. Это называется йодометрическим титрованием.

      Чаще всего восстановление йода до йодида является последней стадией в серии реакций, в которых начальные реакции используются для преобразования неизвестного количества аналита в эквивалентное количество йода, которое затем можно титровать. Иногда в промежуточных реакциях используются галогены (или органические соединения, содержащие галогены), отличные от йода, поскольку они доступны в виде стандартных растворов, которые лучше поддаются измерению, или они легче реагируют с аналитом. Хотя эти дополнительные этапы значительно усложняют иодометрическое титрование, они часто бывают полезными, потому что точка эквивалентности, включающая ярко-синий комплекс йод-крахмал, более точна, чем другие аналитические методы.

      Определения окисления и восстановления (редокс)

      Это, пожалуй, наиболее важное использование терминов окисление и восстановление на уровне A ‘.

      Определения

      Очень важно помнить эти определения. Есть очень простой способ сделать это. Если вы помните, что говорите о переносе электрона:

      Простой пример

      Уравнение показывает простую окислительно-восстановительную реакцию, которую, очевидно, можно описать в терминах переноса кислорода.

      Оксид меди (II) и оксид магния являются ионными. Металлы явно нет. Если вы перепишете это как ионное уравнение, окажется, что ионы оксида являются ионами-наблюдателями, и у вас останется:

       

      Последний комментарий по окислителям и восстановителям

      Если вы посмотрите на уравнение выше, магний восстанавливает ионы меди (II), отдавая им электроны для нейтрализации заряда. Магний — восстановитель.

      С другой стороны, ионы меди (II) удаляют электроны из магния, создавая ионы магния. Ионы меди (II) действуют как окислитель.

      Внимание!

      Это потенциально очень сбивает с толку, если вы попытаетесь узнать, что означают окисление и восстановление с точки зрения переноса электронов, а также выучить определения окислителей и восстановителей в одних и тех же терминах.

      Лично я бы порекомендовал вам поработать, если вам это нужно.Аргумент (идущий в вашей голове) был бы таким, если бы вы хотели знать, например, что окислитель делает с точки зрения электронов:

      • Окислитель окисляет что-то еще.

      • Окисление — потеря электронов (OIL RIG).

      • Это означает, что окислитель забирает электроны у другого вещества.

      • Итак, окислитель должен получать электроны.

      Или это можно было бы придумать так:

      • Окислитель окисляет что-то еще.

      • Это означает, что окислитель необходимо восстанавливать.

      • Уменьшение усиления электронов (OIL RIG).

      • Итак, окислитель должен получать электроны.

      Понимание намного безопаснее бездумного обучения!

      Окислитель и восстановительные газы?

      Я дважды задавал следующий вопрос:

      Я хочу рассчитать концентрацию газа в ppm в закрытой камере объемом 1025 см3.У меня есть баллон со смесью Nh4 и воздуха с соотношением 10 и 90% соответственно. мы подаем эту газовую смесь в камеру с расходом 100 куб. Как теперь рассчитать концентрацию Nh4 в ppm внутри закрытой камеры?

      Но мои старшие и учителя отвечают на него по-другому. Я не знаю, на какой ответ я верю, я немного сбит с толку… ответы, которые я получил в ответ на свои вопросы, следующие:

      Привет, Калим,

      концентрация в ppm не зависит от расхода или объема до тех пор, пока из камеры откачан воздух перед введением смеси Nh4 / воздух.Измерение ppm просто говорит о том, сколько мкг / г (вес) или молекул на миллион молекул (молярное соотношение) Nh4 содержится в смеси.

      Предполагая, что ваша смесь 1:10 рассчитана по весу, концентрация составляет 100 000 мкг / г или ~ 170000 молекул / 1 000 000 молекул смеси. Последнее, более высокое молекулярное соотношение возникает из-за того, что молярная масса Nh4 ниже, чем в среднем для воздуха, то есть на единицу веса приходится больше молекул Nh4, чем в газовой смеси, составляющей воздух.

      Если ваша газовая смесь 1:10 представлена ​​молекулами / молекулами (парциальные давления), концентрация Nh4 составляет ~ 59 000 мкг / г или 100 000 молекул / 1 000 000 молекул смеси.3 / мин) * мин), t (мин) — время, в течение которого был добавлен кислород, 32 — молярная масса O2, Vm — молярный объем, 1 = 1 литр, объем вашей камеры.

      Третий способ вычислений:

      xA = mA / mtotal

      частей на миллион (ppm) = xA * 106

      т.е. мольная доля компонента (XA * 106)

      Есть и другие ответы, даже если я знаю, что они не правы….… А теперь скажите мне, как наиболее точно рассчитать концентрацию газа в PPM …… Thanx

      Восстановители, сильнодействующие | CAMEO Chemicals

      Поскольку горение представляет собой окислительно-восстановительную реакцию, сильные восстановители имеют тенденцию быть очень легковоспламеняющимися.Поскольку многие из сильнейших восстановителей реагируют с водой с образованием продуктов, которые также являются легковоспламеняющимися, воду нельзя использовать для тушения возгорания сильных восстановителей, особенно металлов. Члены этой группы часто входят во взрывоопасные смеси.

      Сильные восстановители часто активно реагируют с другими соединениями, выделяя тепло. Также могут образовываться газообразные продукты, которые могут создавать давление в закрытом контейнере и которые могут участвовать в дальнейших реакциях. Кислород, умеренно сильный окислитель, присутствует в атмосфере повсеместно и может быстро реагировать с соединениями этого класса.Ярким примером окислительно-восстановительной (или окислительно-восстановительной) реакции является реакция кусочка металлического натрия с водой. Когда натрий падает в воду, он действует как восстановитель, а вода действует как (очень слабый) окислитель. В результате этой реакции образуется газообразный водород, а также выделяется тепло и искры, которые могут воспламенить водород и вызвать его взрыв.

      Реакции сильных восстановителей с соединениями, которые являются известными окислителями, часто взрывоопасны. Однако потенциально взрывоопасные смеси окислителей и восстановителей могут сохраняться без изменений в течение длительного времени, если не допустить нарушений (нагрев, искра, катализатор, механический удар).Другой, более опасный класс взрывчатых веществ — это взрывчатые вещества, в которых окислитель и восстановитель фактически являются разными частями одного и того же соединения. Эти соединения обычно намного более чувствительны, чем смеси отдельных окислителей и восстановителей, и могут использоваться в качестве детонаторов или первичных взрывчатых веществ.

      Большинство из них токсичны при проглатывании; степень варьируется в широких пределах. Кроме того, газообразные или жидкие восстановители могут вызвать химические ожоги при вдыхании или контакте с кожей.

      Восстановитель — это вещество, которое обычно вступает в реакцию, добавляя электроны к другим веществам, в процессе, известном как восстановление.Противоположный процесс (удаление электронов из соединения) известен как окисление и всегда происходит одновременно с восстановлением. Общая реакция называется окислительно-восстановительной или «окислительно-восстановительной» реакцией.

      Существует широкий диапазон возможных восстановительных сил, и эта группа реакционной способности предназначена для охвата тех восстановителей, которые достаточно сильны, чтобы активно реагировать с водой или кислородом в условиях окружающей среды, и еще не охвачены другими реактивными группами. Некоторые из самых сильных восстановителей попадают в другие группы, включая гидриды металлов, алкилы металлов, арилы металлов и силаны; Хлорсиланы; Сульфиды неорганические; Нитриды, фосфиды, карбиды и силициды; Металлы, щелочи, очень активные; и Металлы, Элементаль и Порошок, Актив.

      Соединения, которые содержат как окисляющий компонент, так и восстанавливающий компонент (такие соединения часто являются взрывчатыми), классифицируются как по реакционной группе с окислителем, так и по реакционной группе с восстанавливающим агентом.

      Гипофосфит аммония, арсин, декаборан, гипофосфористая кислота, фосфин, трихлорид фосфора, фосфор, стибин, трихлорид титана.

      Воспользуйтесь ссылками ниже, чтобы узнать, как эта реактивная группа взаимодействует с любыми
      реактивных групп в базе данных.

      Прогнозируемые опасности и побочные газы для каждой пары реактивных групп будут
      отображаться, а также документация и ссылки, которые использовались для
      сделать прогнозы реактивности.

      Окислители сильные | CAMEO Chemicals

      Материалы этой группы технически не горят, но для протекания реакции горения необходим окислитель, а сильные окислители могут инициировать или ускорять горение других материалов. Это действие делает возгорание более опасным и может привести к взрывам.На самом деле члены этой группы часто входят во взрывоопасные смеси.

      Сильные окислители часто бурно реагируют с другими соединениями, выделяя тепло и, возможно, газообразные продукты, которые могут создавать давление в закрытом контейнере и которые могут участвовать в дальнейших реакциях. Примером широко известной окислительно-восстановительной (или окислительно-восстановительной) реакции является горение. Когда бензин сжигается в двигателе автомобиля, кислород в воздухе действует как окислитель, а бензин действует как (очень слабый) восстановитель.Как только эта реакция инициируется искрой от воспламенения, она выделяет тепло, а также генерирует множество продуктов, включая горячие газы, вызывая повышение давления в камере внутреннего сгорания, которое толкает поршень. Органические соединения в целом обладают некоторой восстанавливающей способностью и в принципе могут реагировать с соединениями этого класса. Фактическая реакционная способность сильно зависит от типа органического соединения.

      Реакции сильных окислителей с соединениями, которые являются известными восстановителями, часто взрывоопасны.Однако потенциально взрывоопасные смеси окислителей и восстановителей могут сохраняться без изменений в течение длительного времени, если не допустить нарушений (нагрев, искра, катализатор, механический удар). Порох — такая смесь. Другой, более опасный класс взрывчатых веществ — это взрывчатые вещества, в которых окислитель и восстановитель фактически являются разными частями одного и того же соединения. Эти соединения обычно намного более чувствительны, чем смеси отдельных окислителей и восстановителей, и могут использоваться в качестве детонаторов или первичных взрывчатых веществ.

      Сильные окислители могут вступать в энергетическую реакцию с активными металлами, цианидами, сложными эфирами и тиоцианатами. Другие примеры включают смесь сахара (органического соединения) с хлоратом натрия или магния (неорганический восстановитель) с пероксидом бария.

      Большинство из них токсичны при проглатывании; степень варьируется в широких пределах. Кроме того, газообразные или жидкие окислители могут вызвать химические ожоги при вдыхании или контакте с кожей.

      Окислитель — это вещество, которое обычно реагирует, удаляя электроны из других веществ, процесс, известный как окисление.Противоположный процесс (присоединение электронов к соединению) известен как восстановление и всегда происходит одновременно с окислением. Общая реакция называется окислительно-восстановительной или «окислительно-восстановительной» реакцией.

      Существует широкий диапазон возможных значений силы окисления, и эта группа реакционной способности предназначена для охвата тех окислителей, которые являются такими же сильными или более сильными, чем кислород в условиях окружающей среды. Некоторые материалы становятся более сильными окислителями в присутствии кислоты и могут быть включены сюда, но окисляющие кислоты выделены в другую группу (кислоты, сильное окисление).Соединения, которые содержат как окисляющий компонент, так и восстанавливающий компонент (такие соединения часто являются взрывчатыми веществами), классифицируются как по реакционной группе с окислителем, так и по реакционной группе с восстанавливающим агентом.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.