Окислительные и восстановительные свойства: Окислители, восстановители — урок. Химия, 8–9 класс.

Содержание

Химия металлов :: Основы химии металлов :: Металлы. Простые вещества :: Химические свойства металлов

Щелочные металлы образуют катион типа Ме+, s-металлы второй группы образуют катионы Ме2+.

Металлы р-блока при растворении в кислотах образуют катионы, указанные в таблице.

Металлы Pb и Bi растворяют только в азотной кислоте.




Me Al Ga In Tl Sn Pb Bi
Mez+ Al3+ Ga3+ In3+ Tl+ Sn2+ Pb2+ Bi3+
Eo,B –1,68 –0,55 –0,34 –0,34 –0,14 –0,13 +0,317

Все d-металлы 4 периода, кроме Cu, могут быть окислены ионами Н+ в кислых растворах.

Типы катионов, образуемых d-металлами 4 периода:

  • Ме 2+ (образуют d-металлы начиная от Mn до Cu)
  • Ме 3+ (образуют Sc, Ti , V , Cr и Fe в азотной кислоте).
  • Ti и V образуют также катионы МеО 2+

d-элементы 5 и 6 периодов более устойчивы к окислению, чем 4d— металлы.

В кислых растворах Н+ может окислить: Y, La, Сd.

В HNO3 могут растворяться: Cd, Hg, Ag. В горячей HNO3 растворяются Pd, Tc, Re.

В горячей H2SO4 растворяются: Ti, Zr, V, Nb, Tc, Re, Rh, Ag, Hg.

Металлы: Ti, Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W обычно растворяют в смеси HNO3 + HF.

В царской водке (смеси HNO3 + HCl) можно растворить Zr, Hf, Mo, Tc, Rh, Ir, Pt, Au и Os с трудом). Причиной растворения металлов в царской водке или в смеси HNO3 + HF является образование комплексных соединений.

Пример. Растворение золота в царской водке становится возможным из-за образования комплекса [AuCl4]

Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO + 2H2O

Окислительно-восстановительные реакции — Химический элементарий

Многообразие классификаций химических реакций по различным признакам (направлению, числу и составу реагирующих и образующих веществ, использованию катализатора, тепловому эффекту) можно дополнить ещё одним признаком. Этот признак — изменение степени окисления атомов химических элементов, образующих реагирующие вещества. Например, в реакции

степени окисления атомов химических элементов после реакции не изменились. А вот в другой реакции — взаимодействие соляной кислоты с цинком

атомы двух элементов, водорода и цинка, изменили свои степени окисления: водород с +1 на 0, а цинк — с 0 на +2. Следовательно, в этой реакции каждый атом водорода получил по одному электрону

а каждый атом цинка отдал два электрона

Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют окислительно-восстановительными реакциями.

Под восстановлением понимают процесс присоединения электронов атомами, ионами или молекулами. Степень окисления при этом понижается.

Например, атомы неметаллов могут присоединять электроны, превращаясь при этом в отрицательные ионы, т. е. восстанавливаясь (Далее мы будем указывать степень окисления, а не заряды ионов, так как их численные значения совпадают.):

Электроны могут присоединяться и к положительным ионам, которые при этом превращаются в атомы:

Принимать электроны могут и положительные ионы, у которых при этом степень окисления понижается:

Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, называют окислителями.

Под окислением понимают процесс отдачи электронов атомами, ионами или молекулами. Например, атомы металлов, теряя электроны, превращаются в положительные ионы, т. е. окисляются:

 

Отдавать электроны могут отрицательные ионы:

Терять электроны могут и некоторые положительные ионы с низшими степенями окисления:

Можно отметить, что при этом степень окисления повышается.

Атомы, ионы или молекулы, отдающие электроны, называют восстановителями.

Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот, т. е. окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов — окисления и восстановления. Схема взаимосвязи изменения степеней окисления с процессами окисления и восстановления может быть представлена так, как это изображено на схеме 2.

Схема 2
Процессы окисления и восстановления

В окислительно-восстановительных реакциях число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, принимаемых окислителем, т. е. соблюдается электронный баланс. Метод электронного баланса применяют для записей электронных уравнений процессов окисления и восстановления.

Рис. 146.
Схема окислительно-восстановительной реакции

Например, реакцию алюминия с хлоридом меди (II) описывают схемой (рис. 146):

а электронные уравнения будут иметь вид:

Молекулярное уравнение этой реакции написать уже несложно, так как коэффициенты для него будут взяты из электронных уравнений:

3CuCl2 + 2Аl = 2АlСl3 + ЗСu.

Покажем, как с помощью метода электронного баланса можно расставить коэффициенты в уравнении сложной окислительно-восстановительной реакции. Как вы помните, первое правило ряда напряжений металлов о взаимодействии металлов с растворами кислот не распространялось на серную кислоту концентрированную и азотную кислоту любой концентрации.

В отличие от соляной кислоты, в которой окислителем атомов металла были катионы водорода, в концентрированной серной и азотной кислотах окислителями являются атомы серы и азота из сульфат-ионов и нитрат-ионов. Поэтому концентрированная H2SO4 и HNO3 любой концентрации взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду напряжений как до водорода, так и после него, восстанавливаясь при этом до SO2, NO и т. д. Например, при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с медью получается нитрат меди (II), оксид азота (II) и вода. Запишем формулы исходных веществ и продуктов реакции с указанием степеней окисления:

Подчеркнём знаки химических элементов, изменивших свои степени окисления:

Составим электронные уравнения, т. е. отразим процессы отдачи и присоединения электронов:

Запишем коэффициент 3 перед  и перед формулой нитрата меди (II), в котором , так как с такими значениями степеней окисления медь встречается по одному разу. Коэффициент 2 запишем только перед формулой вещества с , так как это значение степени окисления для азота в схеме реакции встречается только один раз, а вот перед HNO3 коэффициент 2 не запишем, ибо  встречается ещё раз в формуле Cu(NO3)2. Наша запись примет вид:

Теперь уравняем число атомов азота. После реакции оно равно 3 × 2 = 6 из Cu(NO3)2 и ещё 2 атома из 2NO, всего 8.

Поэтому перед HNO3 запишем коэффициент 8:

8HNO3 + ЗСи → 3Cu(NO3)2 + 2NO + Н2O

и уравняем число атомов водорода:

8HNO3 + ЗСu → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4Н2O.

Проверим правильность расстановки коэффициентов, подсчитав число атомов кислорода до и после реакции: до реакции — 24 атома и после реакции — 24 атома. Коэффициенты расставлены правильно, поэтому заменим в уравнении стрелку на знак равенства:

8HNO3 + ЗСu = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4Н2O.

Зная формулу вещества и определив степени окисления атомов химических элементов в нём, нетрудно предсказать, какие свойства будет проявлять каждый элемент и вещество в целом: окислительные или восстановительные. Например, азот в азотной кислоте имеет максимальное значение степени окисления +5, т. е. он «потерял» все электроны, поэтому  в азотной кислоте будет проявлять только окислительные свойства. Азот в аммиаке  имеет минимальное значение степени окисления -3, т. е. он не сможет принять больше ни одного электрона, и поэтому аммиак будет проявлять только восстановительные свойства.

Другой пример — оксид азота (II) . Азот в этом соединении имеет промежуточное значение степени окисления и поэтому может проявлять как окислительные (например: ), так и восстановительные (например: ) свойства.

Приведём примеры важнейших восстановителей и окислителей.

Восстановители: активные металлы, водород, уголь, оксид углерода (II) СО, сероводород H2S, аммиак NH3 и т. д.

Окислители: кислород, галогены; азотная HN03 и серная H2SO4 кислоты, перманганат калия КМnO2 и др.

Проверьте, как вы поняли материал:

Если у вас остались вопросы, посмотрите видеоурок:

Ключевые слова и словосочетания

  1. Окислительно-восстановительные реакции.
  2. Окислитель и восстановитель; окисление и восстановление.
  3. Метод электронного баланса.

Вопросы и задания

  1. Какие из реакций, уравнения которых записаны ниже, относят к окислительно-восстановительным?

    Для окислительно-восстановительных реакций укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления, составьте электронные уравнения.

  2. Дайте характеристику реакции синтеза аммиака по всем изученным вами признакам классификации химических реакций.
  3. Из следующих утверждений выберите истинные:

    а) к окислительно-восстановительным будут относиться все реакции ионного обмена;

    б) все реакции ионного обмена не будут являться окислительно-восстановительными;

    в) все реакции замещения являются окислительно-восстановительными;

    г) только некоторые реакции замещения являются окислительно-восстановительными реакциями;

    д) к окислительно-восстановительным реакциям относят те реакции соединения и разложения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество;

    е) все реакции разложения и соединения не являются окислительно-восстановительными. Обоснуйте свою точку зрения, докажите её примерами уравнений реакций.

  4. Согласны ли вы с утверждением, что HNO3 проявляет только окислительные свойства, a NH3 — только восстановительные? Ответ обоснуйте.
  5. Какое из веществ — сероводород H2S и серная кислота H2SO4 — проявляет только окислительные или только восстановительные свойства? Почему?
  6. Обоснуйте тезис, что SO2 может быть и окислителем, и восстановителем.
  7. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса в следующих схемах реакций:

  8. Назовите окислитель в реакциях взаимодействия цинка с соляной и азотной кислотами. Для последней реакции используйте аналогию взаимодействия азотной кислоты с медью.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса

Лекция по теме «окислительно-восстановительные реакции. Свойства металлов» Учебные вопросы:

  1. Теория
    ОВР

  2. Электрохимические
    свойства металлов.

1. Теория овр

К
окислительно-восстановительным реакциям
относятся такие, которые сопровождающиеся
перемещением электронов от одних частиц
к другим. При рассмотрении закономерностей
протекания окислительно-восстановительных
реакций используется понятие степени
окисления.

Степень окисления

Понятие
степени
окисления

введено для характеристики состояния
элементов в соединениях. Под степенью
окисления понимается
условный заряд атома в соединении,
вычисленный исходя из предположения,
что соединение состоит из ионов
.
Степень окисления обозначается арабской
цифрой со знаком плюс при смещении
электронов от данного атома к другому
атому и цифрой со знаком минус при
смещении электронов в обратном
направлении. Цифру со знаком “+” или
“-“ ставят над символом элемента.
Степень окисления указывает состояние
окисления атома и представляет собой
всего лишь удобную форму для учета
переноса электронов: ее не следует
рассматривать ни как эффективный заряд
атома в молекуле (например, в молекуле
LiF эффективные заряды Li и F равны
соответственно + 0,89 и -0,89, тогда как
степени окисления +1 и -1), ни как валентность
элемента (например, в соединениях CH4,
CH3OH,
HCOOH,
CO2
валентность углерода равна 4, а степени
окисления соответственно равны -4, -2,
+2, +4). Численные значения валентности и
степени окисления могут совпадать по
абсолютной величине лишь при образовании
соединений с ионной структурой.

При
определении степени окисления используют
следующие правила:

Атомы
элементов, находящихся в свободном
состоянии или в виде молекул простых
веществ, имеют степень окисления, равную
нулю, например Fe, Cu, H2,
N2

и т.п.

Степень
окисления элемента в виде одноатомного
иона в соединении, имеющем ионное
строение, равна заряду данного иона,

+1
-1 +2 -2 +3 -1

например,
NaCl,
Cu S, AlF3.

Водород
в большинстве соединений имеет степень
окисления +1, за исключением гидридов
металлов (NaH, LiH), в которых степень
окисления водорода равна -1.

Наиболее
распространенная степень окисления
кислорода в соединениях -2 , за исключением
пероксидов (Na2O2,
Н2О2),
в которых степень окисления кислорода
равна –1 и F2O,
в котором степень окисления кислорода
равна +2.

Для
элементов с непостоянной степенью
окисления ее значение можно рассчитать,
зная формулу соединения и учитывая, что
алгебраическая сумма степеней окисления
всех элементов в нейтральной молекуле
равна нулю. В сложном ионе эта сумма
равна заряду иона. Например, степень
окисления атома хлора в молекуле HClO4,
вычисленная исходя из суммарного заряда
молекулы [1 + x
+ 4(-2)] = 0, где х – степень окисления атома
хлора), равна +7. Степень окисления атома
серы в ионе (SO4)2-

[х + 4(-2) = -2] равна +6.

Окислительно-восстановительные свойства веществ

Любая
окислительно-восстановительная реакция
состоит из процессов окисления и
восстановления. Окисление
это
процесс отдачи электронов атомом, ионом
или молекулой реагента. Вещества,
которые отдают

свои
электроны в процессе реакции и при этом
окисляются, называют

восстановителями.

Восстановление
– это процесс принятия электронов
атомом, ионом или молекулой реагента.

Вещества,
которые принимают электроны и при этом
восстанавливаются, называют окислителями.

Реакции
окисления-восстановления всегда
протекают как единый процесс, называемый
окислительно-восстановительной
реакцией.

Например, при взаимодействии
металлического цинка с ионами меди
восстановитель
(Zn)
отдает свои электроны окислителю

ионам меди (Cu2+):

Zn
+ Cu2+

Zn2+
+ Cu

Медь
выделяется на поверхности цинка, а ионы
цинка переходят в раствор.

Окислительно-восстановительные
свойства элементов связаны со строением
их атомов и определяются положением в
периодической системе Д.И. Менделеева.
Восстановительная способность элемента
обусловлена слабой связью валентных
электронов с ядром. Атомы металлов,
содержащие на внешнем энергетическом
уровне небольшое число электронов
склонны к их отдаче, т.е. легко окисляются,
играя роль восстановителей. Самые
сильные восстановители – наиболее
активные металлы.

Критерием
окислительно-восстановительной
активности элементов может служить
величина их относительной
электроотрицательности
:
чем она выше, тем сильнее выражена
окислительная способность элемента, и
чем ниже, тем ярче проявляется его
восстановительная активность. Атомы
неметаллов (например, F,
O)
обладают высоким значением сродства к
электрону и относительной
электроотрицательности, они легко
принимают электроны, т.е. являются
окислителями.

Окислительно-восстановительные
свойства элемента зависят от степени
его окисления. У одного и того же элемента
различают низшую,
высшую и промежуточные степени окисления.

В
качестве примера рассмотрим серу S и ее
соединения H2S,
SO2
и SO3.
Связь между электронной структурой
атома серы и его окислительно-восстановительными
свойствами в этих соединениях наглядно
представлена в таблице 1.

В
молекуле H2S
атом серы имеет устойчивую октетную
конфигурацию внешнего энергетического
уровня 3s23p6
и
поэтому не может больше присоединять
электроны, но может их отдавать.

Состояние
атома, в котором он не может больше
принимать электроны, называется низшей
степенью окисления.

В
низшей степени окисления атом теряет
окислительную способность и может быть
только восстановителем.

Таблица.1.

В
молекуле SO3

все внешние электроны атома серы смещены
к атомам кислорода. Следовательно, в
этом случае атом серы может только
принимать электроны, проявляя окислительные
свойства.

Состояние
атома, в котором он отдал все валентные
электроны, называется высшей степенью
окисления.
Атом,
находящийся в высшей степени окисления,
может быть только окислителем.

В
молекуле SO2
и
элементарной сере S атом серы находится
в промежуточных
степенях окисления
,
т. е., имея валентные электроны, атом
может их отдавать, но, не имея завершенного
р
подуровня,
может и принимать электроны до его
завершения.

Атом
элемента, имеющий промежуточную степень
окисления, может проявлять как
окислительные, так и восстановительные
свойства, что определяется его ролью
в конкретной реакции.

Так,
например роль сульфит — аниона SOв следующих реакциях различна:

5Na2SO3
+2KMnO4
+
3H2SO4

2MnSO4
+ 5Na2SO4
+
K2SO4+
3H2O
(1)

H2SO3
+ 2 H2S

3 S + 3 H2O
(2)

В
реакции (1) сульфит-анион SOв присутствии сильного окислителяKMnO4
играет роль восстановителя; в реакции
(2) сульфит-анион SO-
окислитель, так как H2S
может проявлять только восстановительные
свойства.

Таким
образом, среди сложных веществ
восстановителями
могут быть:

1.
Простые вещества, атомы которых обладают
низкими значениями энергии ионизации
и электроотрицательности (в частности,
металлы).

2.
Сложные вещества, содержащие атомы в
низших степенях окисления:

-1
-2 — 3

HCl,H2S,NH3

3.
Сложные вещества, содержащие атомы в
промежуточных степенях окисления:

+4
+2 +2

Na2SO3,
FeCl2,
Sn(NO3)2.

Окислителями
могут
быть:

1.
Простые вещества, атомы которых обладают
высокими значениями сродства к электрону
и электроотрицательности — неметаллы.

2.
Сложные вещества, содержащие атомы в
высших степенях окисления:
+7 +6 +7

KMnO4,
K2Cr2O7,
HClO4.

3.
Сложные вещества, содержащие атомы в
промежуточных степенях окисления:

+4
+4 +2

Na2SO3,
MnO2,
MnSO4.

ЕГЭ. Окислительно-восстановительные свойства h3O2

Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода

H2O2 — голубоватая жидкость со слабыми кислотными свойствами.

Пероксид водорода может принимать как окислительные, так и восстановительные свойства, но окислительные свойства сильнее. В окислительно-восстановительных реакциях необходимо сравнивать чьи окислительные свойства сильнее, чтобы правильно написать продукты реакции. В следующей таблице приведены примеры соединений с более сильными и более слабыми окислительными свойствами и примеры соответствующих реакций.

 

H2O2 — окислитель (восстанавливается с образованием H2O)  в реакциях со следующими соединениями:

KI (йодиды), KNO2 (нитриты), PbS (сульфиды), Na2SO3 (сульфиты), NH3, соединения Cr+3.

 

Примеры реакций:

2KI + H2O2 → I2 + 2KOH

KNO2 + H2O2 → KNO3 + H2O

Na2S + 4H2O2 →  Na2SO4 + 4H2O

PbS + 4H2O2 → PbSO4 + 4H2O

Na2SO3 + H2O2 →  Na2SO4 + H2O

2NH3 + 3H2O2&nbsp → N2 + 6H2O

 

Соединения Cr+3 в щелочной среде:

Cr2O3 + 3H2O2 + 4NaOH → 2Na2CrO4 + 5H2O

Cr2(SO4)3 + 3H2O2 + 10NaOH → 2Na2CrO4 + 3Na2SO4 + 8H2O

2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 4NaOH → 2Na2CrO4 + 8H2O

2NaCrO2 + 3H2O2 + 2NaOH → 2Na2CrO4 + 4H2O

2K3[Cr(OH)6] + 3H2O2 → 2K2CrO4 + 2KOH + 8H2O

 

H2O2 — восстановитель (окисляется с образованием O2) в реакциях со следующими соединениями:

KMnO4, K2Cr2O7, Cl2 (галогены), соединения Au+3, KNO3 (нитраты), KClO3 (хлораты).

 

Примеры реакций:

5H2O2 + KMnO4 + 3H2SO4 →  2MnSO4 + K2SO4 + 5O2­ + 8H2O

3H2O2 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 →  Cr2(SO4)3 + 3O2­ + K2SO4 + 7H2O

H2O2 + Br2 + 2KOH → 2NaBr + O2­ + 2H2O

H2O2 + Cl2 → O2 + 2HCl 

3H2O2 + KClO3 →  KCl + 3O2­ + 3H2O

3H2O2 + 2KNO3 + H2SO4 →  K2SO4 + 2NO + 3O2­ + 4H2O.

Репетитор-онлайн — подготовка к ЦТ

Для расстановки коэффициентов в ОВР можно пользоваться способом, основанным на составлении схем процессов окисления и восстановления. Этот способ называется методом электронного баланса.

Суть метода электронного баланса состоит в следующем.

1. Составляют схему реакции и определяют элементы, которые изменили степень окисления.

2. Составляют электронные уравнения полуреакций восстановления и окисления.

3. Поскольку число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем, методом наименьшего общего кратного (НОК) находят дополнительные множители.

4. Дополнительные множители проставляют перед формулами соответствующих веществ (коэффициент 1 опускается).

5. Уравнивают числа атомов тех элементов, которые не изменили степень окисления (вначале — водород по воде, а затем — числа атомов кислорода).

Пример составления уравнения окислительно-восстановительной реакции

методом электронного баланса.

Находим, что атомы углерода и серы изменили степень окисления. Составляем уравнения полуреакций восстановления и окисления:

Для этого случая НОК равно 4, а дополнительными множителями будут 1 (для углерода) и 2 (для серной кислоты).

Найденные дополнительные множители проставляем в левой и правой частях схемы реакции перед формулами веществ, содержащих углерод и серу:

C + 2H2SO4 → CO2 + 2SO2 + H2O

Уравниваем число атомов водорода, поставив перед формулой воды коэффициент 2, и убеждаемся, что число атомов кислорода в обеих частях уравнения одинаковое. Следовательно, уравнение ОВР

C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O

Возникает вопрос: в какую часть схемы ОВР следует поставить найденные дополнительные множители — в левую или правую?

Для простых реакций это не имеет значения. Однако следует иметь в виду: если определены дополнительные множители по левой части уравнения, то и коэффициенты проставляются перед формулами веществ в левой части; если же расчеты проводились для правой части, то коэффициенты ставятся в правой части уравнения. Например:

По числу атомов Al в левой части:

По числу атомов Al в правой части:

В общем случае, если в реакции участвуют вещества молекулярного строения (O2, Cl2, Br2, I2, N2), то при подборе коэффициентов исходят именно из числа атомов в молекуле:

Если в реакции с участием HNO3 образуется N2O, то схему электронного баланса для азота также лучше записывать исходя из двух атомов азота .

Окислстельно-восстановительные закономерности — химия, уроки


Задание 3. Обсуждение изменения  окислительно-восстановительных свойств химических элементов в группе.


В группах (с увеличением порядкового номера)


увеличивается заряд ядра,


увеличивается радиус атомов (только в А-группах),


уменьшается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации; только в А-группах),


уменьшается электроотрицательность (только в А-группах),


ослабевают окислительные свойства простых веществ («неметалличность»; только в А-группах),


усиливаются восстановительные свойства простых веществ («металличность»; только в А-группах),


возрастает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),


ослабевает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),


снижается устойчивость водородных соединений (повышается их восстановительная активность; только в А-группах).


Обсуждение изменения  окислительно-восстановительных свойств химических элементов в периоде.


В периодах (с увеличением порядкового номера)


• увеличивается заряд ядра,


• увеличивается число внешних электронов,


• уменьшается радиус атомов,


• увеличивается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации),


• увеличивается электроотрицательность,


• усиливаются окислительные свойства простых веществ («неметалличность»),


• ослабевают восстановительные свойства простых веществ («металличность»),


• ослабевает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов,


• возрастает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов.

Окислительно-восстановительные свойства марганца. Задачи 1097

Подробности
Категория: Химия-Глинка

Задача 1097. 

Написать уравнения реакций, в которых соединения марганца проявляют свойства: а) окислительные; б) восстановительные; в) окислительные и восстановительные одновременно.
Решение:

а) Окислительные свойства марганца:

2КMnO4 + 3K2SO3 + H2O = 2MnO2↓  + 3K2SO4 + 2KOH

Здесь степень окисления марганца уменьшается от +7 до +4, т. е. марганец является окислителем.

б) Восстановительные свойства марганца:

2MnO4 + Cl2 = 2KMnO4 + 2KCl

Здесь марганец увеличивает свою степень окисления от +6 до +7, т. е. проявляет свойства восстановителя.

в) Окислительные и восстановительные свойства марганца:

2КMnO4 = К2MnO4 + MnO2↓ + O2

Здесь наблюдается внутримолекулярное окисление-восстановление. При этом марганец уменьшает свою степень окисления от +7 до +6 (является окислителем), а кислород увеличивает сою степень окисления от -2 до 0 (является восстановителем).

 


Как можно получить соединения марганца (VI)

Задача 1098. 

Как получить соединения марганца (VI) из соединений с более высокой и с более низкой степенью окисленности марганца?
Решение:

а) Получение марганца (VI) из соединений с более высокой степенью окисления:

2KMnO4 + K2SO4 + 2KOH = 2KMnO4 + K2SO4 + H2O

2MnO4 + Cl2 = 2KMnO4 + 2KCl

б) Получение марганца (VI) из соединений с более низкой степенью окисления марганца:

MnO2 + K2CO3 + KNO3 = K2MnO4 + KNO2 + CO2

 


Окисляющие и восстанавливающие свойства элементов третьего ряда: влияющий фактор

Наука> Химия> Элементы третьего ряда> Окисляющие и восстанавливающие свойства элементов третьего ряда

В этой статье мы обсудим тенденции окислительных и восстановительных свойств элементов третьего ряда.

Окисление:

Процесс, в котором атом, молекула или ион теряет один или несколько электронов, называется окислением. Это также известно как деэлектронизация.

например Na → Na + + e

В этом случае происходит окисление натрия.

Сокращение:

Процесс, в котором атом, молекула или ион приобретает один или несколько электронов, называется восстановлением. Это также известно как электронизация.

например CI + e → Класс

В этом случае происходит восстановление хлора.

Восстановитель:

Вещество (атом, молекула или ион), которое заставляет другое вещество принимать электроны и само подвергается окислению за счет потери электронов, называется восстановителем.Восстановитель — донор электронов. например Na, Al, Mg и т. Д.

Окислитель:

Вещество (атом, молекула или ион), которое заставляет другое вещество терять электроны и само подвергается восстановлению, принимая электроны, называется окислителем. Окислитель является акцептором электронов, например. Cl, F, Br, O и т. Д.

Уменьшение собственности:

Склонность элемента терять электроны называется его восстанавливающим свойством. В силу этого свойства само вещество подвергается окислению.

Окисляющая способность:

Склонность элемента накапливать электроны называется его окислительным свойством. В силу этого свойства восстанавливается само вещество.

Факторы, влияющие на окислительные и восстановительные свойства:

  • Потенциал ионизации
  • Электроположительность или электроотрицательность
  • Размер атома
  • Металлический и неметаллический характер
  • Число валентных электронов

Тенденция к окислению и восстановлению:

  • По мере продвижения слева направо i.е. от натрия к хлору по третьему ряду окислительные свойства продолжают увеличиваться, а восстановительные — уменьшаться.
  • Натрий, магний, алюминий — хорошие восстановители. Кремний, фосфор и сера — слабые восстановители.
  • Натрий — сильнейший восстановитель. Хлор — сильнейший окислитель. Аргон не является ни окислителем, ни восстановителем.

Научные причины:

По мере продвижения слева направо i.е. от натрия к хлору по третьему ряду окислительные свойства продолжают увеличиваться, в то время как восстановительные свойства продолжают уменьшаться.

Окислительная и восстанавливающая силы элементов зависят от размера атома, энтальпии ионизации, электроположительного и электроотрицательного характера и количества валентных электронов.

Элементы с большим атомным размером, более низкой энтальпией ионизации и небольшим количеством валентных электронов, как правило, отдают электроны и, следовательно, являются восстановителями. Следовательно, натрий, магний, алюминий являются восстановителями.

Элементы с большей энтальпией ионизации, меньшим размером атома и большим количеством валентных электронов склонны принимать электроны и, следовательно, являются окислителем. Следовательно, хлор является окислителем.

Замечено, что по мере того, как мы движемся слева направо вдоль третьего периода, размер атома постепенно уменьшается, энтальпия ионизации увеличивается, а количество валентных электронов увеличивается. Следовательно, тенденция элементов к донорству электронов продолжает уменьшаться, а склонность элементов к накоплению электронов продолжает увеличиваться.Следовательно, по мере того, как мы движемся слева направо, то есть от натрия к хлору по третьему ряду, окислительные свойства продолжают увеличиваться, в то время как восстанавливающие свойства продолжают уменьшаться.

Натрий, магний и алюминий являются хорошими восстановителями.

Окислительная и восстанавливающая сила элементов зависит от размера атома, энтальпии ионизации, электроположительного и электроотрицательного характера и количества валентных электронов.

Атомные номера натрия, магния и алюминия 11, 12 и 13 соответственно.У них 1, 2 и 3 валентных электрона соответственно. Таким образом, удаление 1, 2, 3 электронов из натрия, магния и алюминия соответственно даст стабильную конфигурацию инертного газа неона.

По сравнению с другими элементами третьего ряда эти элементы имеют больший атомный размер и более низкий потенциал ионизации. Следовательно, они легко теряют свои валентные электроны и, таким образом, являются сильными восстановителями. Уменьшение прочности на порядок. Na> Mg> Al.

Натрий — сильнейший восстановитель.

Окислительная и восстанавливающая сила элементов зависит от размера атома, энтальпии ионизации, электроположительного и электроотрицательного характера и количества валентных электронов.

Атомный номер натрия 11. Он состоит из одного неспаренного электрона (3s 1 ). Таким образом, удаление одного валентного электрона даст натрию стабильную конфигурацию инертного газа в виде неона.

Натрий имеет самый большой атомный размер среди элементов третьего ряда и самый низкий потенциал ионизации среди элементов третьего ряда.Следовательно, натрий легко теряет свой валентный электрон и, таким образом, является сильнейшим восстановителем.

Na → Na + + e

Кремний, фосфор и сера — слабые восстановители.

Окислительная и восстанавливающая сила элементов зависит от размера атома, энтальпии ионизации, электроположительного и электроотрицательного характера и количества валентных электронов.

Атомные номера кремния, фосфора и серы 14, 15 и 16 соответственно.У них 4, 5 и 6 валентных электронов соответственно.

Они имеют сравнительно меньший размер атома и более высокий потенциал ионизации. Следовательно, они проявляют меньшую тенденцию терять свои валентные электроны. Они менее электроположительны. Следовательно, они являются слабыми восстановителями.

Они действуют как слабые восстановители при обработке сильными окислителями, такими как фтор. Они также действуют как слабый окислитель с сильными восстановителями, такими как натрий.

Хлор — сильнейший окислитель элементов третьего ряда.

Окислительная и восстанавливающая сила элементов зависит от размера атома, энтальпии ионизации, электроположительного и электроотрицательного характера и количества валентных электронов.

Хлор имеет высокую электроотрицательность. Атомный номер хлора 17. Он состоит из семи электронов в валентной оболочке. Для завершения своего октета и достижения стабильной электронной конфигурации аргона требуется только один электрон.

Хлор имеет наименьший атомный размер среди элементов, занимающих третье место.

Хлор имеет очень высокий потенциал ионизации и очень высокое сродство к электрону.

Следовательно, он имеет сильную тенденцию к приобретению электронов и очень электроотрицателен. Следовательно, хлор является сильным окислителем.

CI + e → Класс

Аргон не является ни окислителем, ни восстановителем.

Окислительная и восстанавливающая сила элементов зависит от размера атома, энтальпии ионизации, электроположительного и электроотрицательного характера и количества валентных электронов.

Аргон не является ни электроположительным, ни электроотрицательным элементом. Атомный номер аргона равен 18. Он состоит из восьми электронов в валентной оболочке. Таким образом, октет завершен. s-орбиталь и p-орбитали полностью заполнены. Следовательно, он имеет стабильную электронную конфигурацию.

Аргон имеет очень высокую энтальпию ионизации. Следовательно, он имеет сильную тенденцию не приобретать и не терять электроны. Следовательно, аргон не является ни окислителем, ни восстановителем.

Наука> Химия> Элементы третьего ряда> Окисляющие и восстанавливающие свойства элементов третьего ряда

Окисляющие и восстанавливающие агенты — Chemistry LibreTexts

Окисляющие и восстанавливающие агенты — ключевые термины, используемые при описании реагентов в окислительно-восстановительных реакциях, которые переносят электроны между реагенты для образования продуктов.На этой странице обсуждается, что определяет окислитель или восстановитель, как определять окислитель и восстановитель в химической реакции, а также важность этой концепции в реальных приложениях.

Окислители и восстановители

Окислитель или окислитель , получает электронов и восстанавливается в химической реакции. Также известный как акцептор электронов, окислитель обычно находится в одной из своих более высоких возможных степеней окисления, поскольку он приобретает электроны и восстанавливается.Примеры окислителей включают галогены, нитрат калия и азотную кислоту.

Восстановитель , восстановитель или , теряет электронов и окисляется в химической реакции. Восстановитель обычно находится в одной из своих более низких возможных степеней окисления и известен как донор электронов. Восстановитель окисляется, потому что он теряет электроны в окислительно-восстановительной реакции. Примеры восстановителей включают земельные металлы, муравьиную кислоту и сульфитные соединения.

Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): восстановитель восстанавливает другие вещества и теряет электроны; следовательно, его степень окисления увеличивается. Окислитель окисляет другие вещества и приобретает электроны; следовательно, его степень окисления снижается.

Чтобы избежать путаницы, есть мнемоническое устройство, помогающее определять окислители и восстановители.

НЕФТЯНАЯ БУРОВКА :

O xidation I s L oss и R eduction I s G число электронов

Таблица \ (\ PageIndex {1} \): Общие окислители и восстановители
Обычные окислители Восстановители обычные
\ (\ ce {O2} \) \ (\ ce {h3} \)
\ (\ ce {O3} \) \ (\ ce {CO} \)
\ (\ ce {F2} \) \ (\ ce {Fe} \)
\ (\ ce {Br2} \) \ (\ ce {Zn} \)
\ (\ ce {h3SO4} \) \ (\ ce {Li} \)
Галогены (они способствуют получению электрона, чтобы получить конфигурацию благородного газа) Щелочные металлы (они способствуют потере электрона для получения конфигурации с благородным газом)

Пример \ (\ PageIndex {1} \): определение восстановителей и окислителей

Определите восстановители и окислители в сбалансированной окислительно-восстановительной реакции:

\ [\ ce {Cl2 (водн. {-} (водн.)} \ Nonumber \]

Степени окисления: 0-1

Обзор

  • B теряет электрон; окисленный от Br до Br 2 ; таким образом, Br является восстановителем .{-}} \) — окислитель. Обратите внимание, что, хотя у конкретного атома обычно есть изменения состояния одизации, агентами являются фактические частицы, а не атомы.

    Приложения

    Окислители и восстановители важны для промышленного применения. Они используются в таких процессах, как очистка воды, отбеливание тканей и хранение энергии (например, в батареях и бензине). Окислители и восстановители особенно важны в биологических процессах, таких как метаболизм и фотосинтез.+ \ rightarrow 2CH_3COCO_2H + 2ATP + 2NADH \ nonumber \]

    Все реакции горения также являются примерами окислительно-восстановительных реакций. Реакция горения происходит, когда вещество реагирует с кислородом с выделением тепла. Одним из примеров является сгорание октана, основного компонента бензина:

    .

    \ [2 C_8H_ {18} (l) + 25 O_2 (g) \ rightarrow 16 CO_2 (g) + 18 H_2O (g) \ nonumber \]

    Реакции горения являются основным источником энергии для современной промышленности.

    Сводка

    Посмотрев на степень окисления каждого элемента на стороне реагента в химическом уравнении по сравнению со степенью окисления того же элемента на стороне продукта, можно определить, является ли элемент восстановленным или окисленным, и, следовательно, можно идентифицировать окислители и восстановители химическая реакция.

    Окисляющие вещества Восстановители
    Состояние окисления Уменьшается Увеличивается
    Число электронов Получил Потерян
    Вещество . {2+} (aq) + 2 H_2O (л) + Cl_2 (г) \]
  • Для реакции \ (2 NO_2 (г) + 7 H_2 (г) \ rightarrow 2 NH_3 (г) + 4 H_2O (г) \), является ли водород окислителем или восстановителем? Объяснять.{2+} (водн.) + Cu (s) \]
  • Определите окислитель и восстановитель по следующему химическому уравнению для аэробного дыхания: \ [C_6H_ {12} O_6 (s) + 6 O_2 (g) \ rightarrow 6 CO_2 (g) + 6 H_2O (l) \]
  • Для общей окислительно-восстановительной реакции с участием частиц \ (A \) и \ (B \), при которой \ (A \) теряет электроны, а \ (B \) получает электроны: Является ли A окислителем или восстановителем? B — окислитель или восстановитель? Какой из них восстановлен, а какой окислен?
  • В окислительно-восстановительной реакции должно быть .
    1. окислитель без восстановителя
    2. восстановитель без окислителя
    3. восстановитель и окислитель
    4. без восстановителя или окислителя
  • Что из перечисленного является сильным восстановителем? Что из перечисленного является сильным окислителем?
  • \ (NO_3 ^ — \), \ (NO \), \ (N_2H_4 \), \ (NH_3 \)

    Решения

    1. \ (Cl ^ — \) является восстановителем, потому что он окисляется и теряет один электрон (начиная со степени окисления -1 в ионах \ (Cl ^ — \) и увеличиваясь до 0 в \ (Cl_2 \) ). — \), скорее всего, будет сильным окислителем.- \) имеет наивысшую степень окисления +5, по сравнению с другими молекулами, он, скорее всего, будет окислителем. Поскольку азот в \ (NH_3 \) имеет степень окисления -3, он имеет самую низкую степень окисления и, скорее всего, будет восстановителем.

    Список литературы

    1. Герхарт, Карен. Истоки и основы жизни . Dubuque: Kendall / Hunt Publishing Company, 2009.
    2. .

    3. Петруччи, Ральф Х. Общая химия: принципы и современные приложения .9-е. Река Верхний Сэдл: Pearson Prentice Hall, 2007.
    4. Oxtoby, Дэвид В., Х.П. Гиллис и Алан Кэмпион. Принципы современной химии . 6-е. Бельмонт: Томсон Брукс / Коул, 2008.
    5. .

    Авторы и указание авторства

    • Диана Пирсон, Конни Сюй, Лувлин Брар (UCD)

    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
    Уменьшение: MnO 4 млн 2+
    +7 +2

    Ион перманганата удаляет электроны из молекул щавелевой кислоты и тем самым окисляет
    щавелевая кислота.Таким образом, ион MnO 4 действует как окисляющий
    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
    состояния 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 состоянии 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 окислительный
    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 многих 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-восстановительные характеристики элементов и соединений

    Химические свойства элементов зависят от степени окисления. Число окисления атомов может быть положительным или отрицательным.

    Примеры

    • Когда степень окисления увеличивается, сила кислоты увеличивается.
    • Когда металл имеет более высокую степень окисления, он может гидролизоваться.В качестве примера можно указать хлорид алюминия.

    Что такое окисление?

    Если атом удаляет электрона полностью или частично , это определяется как окисление . Когда атом теряет свои электроны, он
    окисленный, и степень окисления будет положительной. Металлы предпочитают удалять электроны. Поэтому степень окисления металлов всегда
    положительный.

    • Натрий удаляет один электрон с образованием иона Na + .Поэтому мы говорим, что Na окисляется.
    • Как и натрий, все остальные щелочные металлы только окисляются.

    Что такое сокращение?

    Если атом полностью или частично забирает электрона, называется редукцией . Когда атом получает электроны, он
    снижается и степень окисления будет отрицательной.

    • A Молекула Cl 2 берет два электрона извне, чтобы сформировать два иона Cl .В этом случае мы говорим Cl 2
      уменьшен.

    Обратите внимание, что реакции окисления и восстановления должны происходить одновременно. Только окисление или восстановление не могут происходить в одиночку.

    Окислительное число

    Количество извлеченных электронов ( полностью или частично ) извне или количество удаленных электронов
    ( полностью или частично ) определяется как степень окисления.

    • Если удалить электроны, то у этого атома меньше электронов, чем протонов.Таким образом, степень окисления становится положительной .

    Если удалить один электрон, степень окисления +1

    Если удалить два электрона, степень окисления +2.

    Щелочные металлы образуют только +1 степень окисления и
    щелочноземельные металлы образуют только степень окисления +2.

    • Если взять электроны, то у этого атома больше электронов, чем протонов. Таким образом, степень окисления становится отрицательной .

    Если взять один электрон, степень окисления -1

    Если взять два электрона, степень окисления равна -2.

    Ковалентные связи

    Атомы притягивают электроны в своих связях. Но некоторые атомы (F, O, N, Cl) могут притягивать электроны больше, чем другие.
    Значения электроотрицательности
    говорит нам о той притягивающей способности атомов. Вот несколько примеров.

    Рассмотрим гидроксильную группу

    Значения электроотрицательности O и H равны 3.5 и 2.1 соответственно. Электроотрицательность кислорода намного больше, чем у H.
    Следовательно, электроны в связи O-H притягиваются к атому O.

    Итак, водород частично теряет свой электрон. Следовательно, H получает степень окисления +1.

    Кислород частично забирает электрон H. Следовательно, O получает от этой части степень окисления -1. Также O взял электрон извне из-за
    что O получает еще одну степень окисления -1. Таким образом, полная степень окисления окс-кислорода равна -2.

    Изменение числа окисления по группам и периодам

    Вдоль группы — сверху вниз

    Энергия ионизации уменьшается вдоль группы . Это означает, что удаление / удаление электрона становится проще по группе. Когда устранение электрона становится легче, способность к окислению увеличивается на . Иначе можно сказать, понижающие характеристики
    увеличиваются по группе
    .

    Пример: восстановительная характеристика калия выше, чем натрия .Это означает, что калий окисляется легче, чем натрий.

    По периоду — слева направо

    Энергия ионизации увеличивается на в течение периода (слева направо), поэтому удаление / устранение электрона затрудняет .
    Таким образом, окислительная способность снижает , а восстанавливающая способность увеличивает . Иначе можно сказать, окислительная характеристика
    увеличивается с периодом (слева направо)
    .

    вопросов

    окисление — это химическое свойство?

    Да. Некоторые элементы только окисляются, например, металлы. Некоторые элементы или соединения окисляются и восстанавливаются, например, перекись водорода.

    Связанные руководства по окислению — восстанавливающие характеристики

    Окисление и восстановление

    Если один реагент в реакции удаляет кислород, вносит водород или вносит электроны, он считается восстановителем.Конечно, при этом он окисляется. Поскольку окисление и восстановление являются симметричными процессами, всегда протекающими вместе, в реакции всегда присутствует окислитель и восстановитель. Поскольку оба присутствуют всегда, зачем возиться с этой терминологией?

    Если желаемой целью является восстановление какого-либо вещества, то полезно найти агент, который легко осуществит восстановление. Газообразный водород — очень полезный восстановитель, широко используемый для выделения чистых металлов восстановлением.Например, металлическая медь может быть получена восстановлением по реакции

    CuO + H 2 -> Cu + H 2 O

    Тот факт, что водород окисляется в процессе, является случайным — водород выполнил очень ценную задачу в качестве восстановителя.

    Важные задачи решаются восстановителями в качестве проявителей фотографий и антиоксидантов. А в фотосинтезе восстановители выполняют задачу, необходимую для нашего выживания.

    Об относительной силе восстановителей можно судить по их стандартным электродным потенциалам.Самые сильные восстановители указаны в стандартной таблице электродов.

    Катод (восстановление)
    Полуреакция
    Стандартный потенциал
    E ° (вольт)
    Li + (водн.) + E -> Li (s) -3,04
    K + (водн.) + E -> K (s) -2,92
    Ca 2+ (водн.) + 2e -> Ca (s) -2.76
    Na + (водн.) + E -> Na (s) -2,71
    Mg 2+ (водн.) + 2e -> Mg (s) -2,38

    Литий, имеющий наибольшее отрицательное значение электродного потенциала, является сильнейшим восстановителем. По соглашению, стандартные электродные потенциалы — это потенциалы восстановления или тенденции к снижению. Согласно этому соглашению, самые сильные восстановители будут иметь большой отрицательный потенциал.

    Электрохимия — От чего зависит сила восстановителей и окислителей?

    Поскольку соединения могут быть окислителями, такими как пермангенат калия (KMnO 4 ) и восстановителями LiH 4 , то, что делает соединение окислителем или восстановителем, является таблица окисления и восстановления. {-} (aq)} $ $ \ ce {M = Li, Na, K, Rb, Cs} $

    Цезий реагирует более бурно (во взрывной реакции, которая происходит, когда газообразный водород воспламеняется от тепла сильно экзотермической реакции), чем все металлы над ним, потому что он является более сильным восстановителем, восстанавливающим агентом, который окисляется больше, чем металлы над ним. потому что он имеет самую низкую энергию ионизации из-за экранирования, поскольку множество электронных оболочек вокруг ядра цезия уменьшают притяжение положительно заряженного ядра на электроны из-за электронов в электронных оболочках, отталкивающих валентные электроны дальше от ядра за счет как заряд отталкивания.Энергия ионизации — это просто измерение тепловой энергии, необходимой для того, чтобы атом потерял электрон в газовой фазе.

    Это имеет смысл, но есть аномалии, которые следует учитывать, не следуя электрохимической серии экспериментов и просто пытаясь рационализировать такие вещи, как энергия ионизации, электроотрицательность и т. Д., С которых я начал свой ответ. Причина, по которой вы можете обнаружить аномалии, заключается в том, что потенциалы восстановления в напряжениях элементов рассчитываются в водном растворе, а энергии ионизации рассчитываются в газовой фазе, хотя многие окислительно-восстановительные реакции происходят в жидких растворах, одна из разностей потенциалов — невозможность при рассмотрении энергий ионизации следует учитывать энтальпию сольватации.Кроме того, электроотрицательные свойства Полинга можно вычислить, пропустив некоторые уравнения через элементы, учитывающие физику энергий ионизации, поэтому энергии ионизации и электроотрицательные свойства дают вам аналогичную перспективу.

    Показания химии / окислительно-восстановительного потенциала

    Показания окислительно-восстановительного потенциала

    ChemLab: Oxidation and Reduction

    Brian Knapp

    Copyright 1998

    Страницы 6-9, 15

    История окисления-восстановления

    Первая группа реакций, идентифицированных как окислительно-восстановительные, включала горение.Ученые пытались понять, как вещество меняется при горении. В 1697 году Георг Шталь предположил, что при сжигании материалов выделяется «флогистон», фундаментальная, но невидимая часть всех веществ, которые могут гореть. Потребовалось столетие, чтобы выдвинуть альтернативную точку зрения. Антуан Лавуазье предположил, что горение — это химическая реакция, в которой вещество соединяется с кислородом воздуха. Таким образом, использование термина «окисление» (то есть, когда к веществу добавляется кислород) стало стандартным термином для такого рода реакции.Точно так же было определено, что реакция включает восстановление, если кислород был потерян.

    Однако кислород — лишь одно из нескольких веществ, которые могут поддерживать горение и окисление другого вещества, поэтому мы должны быть осторожны, чтобы не связывать окисление просто с кислородом. В самом деле, в 19 веке было обнаружено, что процессы окисления и восстановления не были связаны с потерей и приобретением атомов кислорода, а были связаны с потерей и приобретением электронов. Это открытие обеспечило недостающее звено между всеми веществами, которые могли поддерживать горение (например, хлор), и тем, как работают химические элементы (батареи).

    Более полное определение реакции окисления и восстановления теперь основано на переносе электронов. Окислительно-восстановительный потенциал — важная тема, поскольку в большинстве реакций происходит обмен электронами.

    Важно помнить, что два противоположных процесса восстановления (усиление электронов) и окисления (потеря электронов), часто называемые сокращенно окислительно-восстановительными реакциями, являются одними из наиболее важных и распространенных химических реакций. Каждое окисление сопровождается восстановлением, а каждое восстановление сопровождается окислением.Два процесса всегда идут вместе. Вот почему окисление и восстановление обычно называют «окислительно-восстановительными» реакциями — этот термин помогает подчеркнуть этот факт.

    Окисляющие и восстанавливающие агенты

    Вещества, вызывающие окисление, то есть потерю электронов, называются окислителями, а те, которые вызывают восстановление или усиление электронов, называются восстановителями.

    Некоторые вещества являются лучшими окислителями, чем другие. Все зависит от того, насколько легко вещество поглощает электроны, заставляя другое вещество терять электроны.Наиболее реактивные неметаллы являются одними из самых эффективных окислителей. Газообразный кислород (O2) из-за его большого количества в атмосфере является наиболее распространенным окислителем. Фтор (F) — самый сильный окислитель из всех элементов, а другие галогены также являются сильными окислителями. Фтор — такой хороший окислитель, что металлы, кварц, асбест и даже вода воспламеняются в его присутствии.

    В лаборатории концентрированные серная и азотная кислоты являются окислителями, которые используются для реакции с менее химически активными металлами.Другими важными окислителями, используемыми в лаборатории, являются перманганат калия, дихромат калия, перекись водорода и галогены.

    Среди элементов есть и сильные восстановители. Водород (h3) и металлы 1 и 2 групп Периодической таблицы являются одними из наиболее эффективных восстановителей. Водород был одним из первых элементов, признанных восстановителем. Поскольку углерод (C) и сера (S) легко соединяются с кислородом, они также являются эффективными восстановителями, особенно при высоких температурах.Гидриды металлов, такие как NaH, Cah3 и LiAlh5, также являются хорошими восстановителями.

    Вещества, которые являются сильнейшими восстановителями, являются самыми слабыми окислителями, а вещества, которые являются наиболее сильными окислителями, являются самыми слабыми восстановителями. Если атом натрия (Na) является сильным восстановителем, то ион натрия (Na + 1) должен быть слабым окислителем. Или, если атомы кислорода являются сильными окислителями, то ион оксида (O-2) является слабым восстановителем.

    Учтите, что окислитель и восстановитель являются относительными понятиями.Многие вещества фактически могут действовать как в зависимости от реагента, с которым они помещены. Например, вещество, которое является слабым окислителем, при взаимодействии с сильным восстановителем будет вести себя так, как если бы оно было сильным окислителем. Вещество, которое является слабым окислителем, при взаимодействии с сильным окислителем будет вести себя так, как если бы оно было восстановителем.

    Редокс-реакции в мире вокруг нас

    Многие окислительно-восстановительные реакции, происходящие в мире вокруг нас, имеют общие названия.Например, когда что-то загорается, это называется горением. Мы находим примеры окислительно-восстановительных реакций почти каждый раз, когда анализируем реакции, используемые в качестве источников тепла или работы. Например, при горении природного газа (Ch5) происходит окислительно-восстановительная реакция, в результате которой выделяется более 166 ккал / н энергии.

    Ch5 + 2O2 -> CO2 + 2h3O + energy

    Коррозия металлов — это еще одна окислительно-восстановительная реакция, которую в случае железа мы называем ржавчиной, а в случае серебра — потускнением.Аналогичным образом, большинство процессов, используемых в промышленности для получения металлов из руд, включают реакции восстановления, известные как рафинирование.

    Электрохимия связана как с реакциями, которые производят электрический ток, подобный тому, который мы получаем от батареи, так и с использованием электричества, чтобы вызвать химическую реакцию, такую ​​как электролиз воды. Оба включают реакции окисления и восстановления.

    Окисление — обычное явление на улицах городов, где загрязнение является обычным явлением.Окисление выхлопных газов на ярком солнце и в спокойном воздухе приводит к образованию коричневой дымки, называемой фотохимическим смогом. Когда бесцветный газообразный монооксид азота (NO) из выхлопных газов автомобиля реагирует с кислородом из воздуха, он окисляется до коричневого газообразного диоксида азота (NO2).

    2NO + O2 -> 2NO2

    Другим примером окислительно-восстановительных реакций являются реакции, связанные с отбеливанием, независимо от того, вызвана ли реакция отбеливателем, пероксидами или даже воздействием солнечного света и воздуха. Отбеливающие вещества действуют либо путем окисления, либо восстановления окрашенного вещества в бесцветную форму.Цветной натуральный материал и большинство синтетических красителей получают свой цвет из-за того, как определенные комбинации атомов углерода связаны друг с другом. Красящие вещества способны поглощать световые волны одних длин, а отражать другие. Когда отбеливатель вступает в реакцию с цветным материалом, отбеливатель ослабляет некоторые углеродные связи, образуя новое вещество, не способное поглощать свет в видимом спектре. Отбеливатели на основе хлора, используемые в прачечной, являются окислителями. Восстанавливающие отбеливатели включают сульфит натрия и диоксид серы.Диоксид серы используется в качестве промышленного отбеливателя, особенно для древесной массы.

    Окислительно-восстановительные реакции в живых организмах

    Многие биологические процессы также включают окисление и восстановление. Растения используют энергию солнца для создания своих тканей, уменьшая количество углекислого газа из воздуха в окислительно-восстановительной реакции, называемой фотосинтезом. Точно так же окисление фруктов — это окислительно-восстановительная реакция, вызывающая созревание или брожение.

    Напротив, животные «сжигают» или окисляют пищу в результате окислительно-восстановительной реакции, называемой дыханием.В нашем организме последовательность окислительно-восстановительных реакций используется для сжигания сахаров, таких как глюкоза (C6h22O6) и жирных кислот в жирах, которые мы едим.

    C6h22O6 + 6O2 -> 6CO2 + 6h3O

    Животные могут даже защитить себя, используя окислительно-восстановительные реакции. Жук-бомбардир может отпугивать крупных хищников, таких как лягушки, с помощью механизма химической защиты, который использует автоокисление перекиси водорода. Жук-бомбардир защищает себя, обрызгивая своих врагов горячей химической смесью.Катализированное автоокисление перекиси водорода дает горячий газообразный кислород. Этот газ дает насекомому способность выбрасывать раздражающие химические вещества из живота со взрывной силой.

    Хотя окисление — это естественный процесс, связанный с потерей электронов, когда он происходит слишком часто внутри клеток, переокисленная клетка может быть химически повреждена, что может вызвать проблемы для организма и связано с несколькими заболеваниями, такими как рак, гипертония и ревматоидный артрит, чтобы назвать несколько.

    Свободные радикалы — это просто атомы или группы атомов с неспаренными электронами в валентной оболочке. Почему это так смертельно? Большинство атомов хотят получить стабильную внешнюю оболочку. Чтобы быть стабильными, свободные радикалы должны получить электрон, чтобы электроны были спарены. Поскольку внешняя оболочка содержит неспаренные электроны, свободные радикалы чрезвычайно реактивны. В нашем организме свободные радикалы окисляют ближайшую молекулу, забирая нужный электрон. Окисленная молекула станет свободным радикалом, начав цепную реакцию.Эта цепная реакция будет продолжаться, в конечном итоге приводя к разрушению живой клетки. Свободные радикалы могут атаковать липиды (жиры), белки, углеводы и ДНК. Однако ДНК — главная цель. Взаимодействие ДНК и свободных радикалов обычно приводит к мутациям, которые негативно влияют на клеточный цикл и потенциально приводят к злокачественному образованию. Фактически, исследователи считают, что именно так возникает множество форм рака.

    Антиоксиданты — это вещества, которые защищают организм от разрушительных реакций окисления, замедляя или останавливая окисление в органических клетках.Антиоксиданты могут безопасно взаимодействовать со свободными радикалами и предотвращать повреждение жизненно важных молекул. Антиоксиданты способны нейтрализовать цепную реакцию свободных радикалов, вступая в реакцию со свободными радикалами. Чтобы остановить цепную реакцию, антиоксидант отдает необходимый электрон. Антиоксиданты также не превращаются в свободные радикалы, отдавая электрон, безопасно завершая цепную реакцию. Антиоксиданты способны на это, потому что они стабильны в любой форме.

    Растения — важнейший источник антиоксидантов.Это одна из причин, почему диета, богатая фруктами и овощами, необходима для хорошего здоровья. Они используются растением как собственные антиоксиданты, и они продолжают работать как антиоксиданты в нашем организме после того, как мы их съели. Эти соединения часто окрашены, поэтому нам рекомендуется есть фрукты и овощи разного цвета. Таким образом, синий цвет черники, фиолетовый цвет ежевики, сливы и винограда, апельсин моркови и кабачков, красный цвет клубники, малины, томатов и красной капусты — все это полезные антиоксиданты, которые должны быть неотъемлемой частью нашего здорового питания.Другими хорошими пищевыми источниками антиоксидантов являются брокколи, шпинат, капуста, горох, чеснок, авокадо, белое мясо, тунец, чечевица, бобы, орехи, семена, лук, морепродукты,

    Коррозия

    Ежегодно во всем мире тратятся миллиарды долларов для предотвращения и очистки после особого семейства окислительно-восстановительных реакций — коррозии металлов. Железо и сталь (в основном это железо) могут окисляться до ионов металлов водой и кислородом окружающей среды. Кислород восстанавливается в результате реакции либо до оксида, либо до иона гидроксида.Коррозия описывается следующими уравнениями:

    2Fe + O2 -> 2FeO

    4Fe + 3O2 -> 2Fe2O3

    2Fe + O2 + 2h3O -> 2Fe (OH) 2

    4Fe (OH) 2 + O2 + 2h3O -> 4Fe (OH) 3

    При коррозии железа из неплотно упакованных частиц образуется покрытие (ржавчина), через которое вода и воздух могут проникать, продолжая атаковать находящийся под ним металл.

    Серебро разъедает (тускнеет) при контакте с пищевыми продуктами, такими как яйца, которые богаты соединениями серы или следовыми количествами h3S или SO2 в атмосфере.

    4Ag + 2h3S + O2 -> 2Ag2S + 2h3O

    Коррозия еще легче возникает в присутствии солей или кислот. Эти вещества соединяются с водой, образуя проводящие растворы, что увеличивает способность электронов к переносу.

    Не все металлы подвержены коррозии. Золото и платина называются «благородными металлами», потому что они очень устойчивы к потере электронов в результате коррозии. Другие металлы легко теряют электроны, но они защищены оксидным покрытием, которое образуется на их поверхности.Например, алюминий быстро корродирует на воздухе, образуя покрытие из очень плотно упакованных частиц оксида алюминия. Это плотно упакованное покрытие защищает алюминиевый объект от дальнейшей коррозии.

    Коррозия инструмента или ножа — обычная, но относительно небольшая проблема. Напротив, коррозия опорной колонны моста, корпуса нефтяного танкера или исторического артефакта, такого как Статуя Свободы, представляет собой гораздо более серьезную и дорогостоящую проблему.

    Методы борьбы с коррозией делятся на две категории: защита поверхности и электрохимическая защита.Защита поверхности включает покрытие металлической поверхности маслом, краской или другим металлом, например цинком (гальваника). Эти покрытия не пропускают воду и воздух, предотвращая, таким образом, коррозию. Однако, если покрытие поцарапано или стерто, оголенный металл начнет разъедать. Изначально автомобили красили только по одной причине — чтобы замедлить образование ржавчины.

    Электрохимическая защита предполагает «принесение в жертву» одного металла ради спасения другого. Чтобы защитить железный предмет, например, кусок магния или цинка помещается в электрический контакт с ним.Эти два металла окисляются легче, чем железо, но они устойчивы к коррозии под действием кислорода и воды из-за плотно упакованных оксидных покрытий. Когда кислород и вода атакуют железо, атомы железа теряют электроны. Сразу же атомы магния или цинка передают электроны ионам железа, снова восстанавливая ионы железа до нейтральных атомов.

    Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован.