Как определить окислитель и восстановитель в реакции?

10 ответов на вопрос “Как определить окислитель и восстановитель в реакции?”

  1. Malanos Ответить

    В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается.
    Окислительно-восстановительные реакции, или сокращенно ОВР, являются одной из основ предмета химии, так как описывают взаимодействие отдельных химических элементов друг с другом. Как следует из названия данных реакций, в них участвуют как минимум два различных химических вещества одно из которых выступает в качестве окислителя, а другое – восстановителя.

    Чтобы научиться правильно определять роль конкретного химического элемента в реакции нужно четко уяснить следующие базовые понятия. Окислением называют процесс отдачи электронов с внешнего электронного слоя химического элемента.

    Типичными восстановителями являются металлы и водород: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Чем меньше они ионизироаны, тем больше их восстановительные свойства. Например, частично окислившееся железо, отдавшее один электрон и имеющее заряд +1, сможет отдать на один электрон меньше по сравнению с «чистым» железом. Определим окислитель и восстановитель на примере простой реакции взаимодействия взаимодействия натрия с кислородом.
    Следовательно, натрий является восстановителем, а кислород окислителем. Для этого надо знать, что такое степень окисления. Научиться определять степень окисления у любого атома в химическом соединении.

    Первые — восстановители, вторые — окислители. Кроме того, можно посмотреть, в какой степени окисления находятся элементы (вдруг где-то она минимальная или наоборот максимальная). Химические реакции можно разбить на два типа. К первому типу относятся ионообменные реакции. В них степень окисления элементов, из которых состоят взаимодействующие вещества, остается неизменной.

    ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИТермины, определения, понятия

    Эту группу реакций называют окислительно-восстановительной. В случаях взаимодействия типичных окислителей и восстановителей вы можете сразу определить, что речь идет об окислительно-восстановительной реакции. Например, это взаимодействие щелочных металлов с кислотами или галогенами, процессы горения в кислороде. Аналогично определяете, что степень окисления серы в сульфиде калия (+4). Три атома кислорода забирают 6 электронов, а два атома калия отдают два электрона.

    Бесплатная помощь с домашними заданиями

    И вы можете сделать вывод, что данная реакция окислительно-восстановительная. Реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. Изменение степеней окисления происходит из-за перехода электронов от восстановителя к окислителю. Степень окисления – это формальный заряд атома, если считать, что все связи в соединении являются ионными.

    При составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо определить восстановитель, окислитель и число отдаваемых и принимаемых электронов

    Если элемент является окислителем, его степень окисления понижается. Процесс приема веществами электронов называется восстановлением. Окислитель в ходе процесса восстанавливается. У восстановителя степень окисления повышается.
    Восстановитель в ходе процесса окисляется. На примере этой реакции рассмотрим, как составлять электронный баланс. Однако перед формулой соляной кислоты не поставлен коэффициент, так как не все хлоридные ионы участвовали в окислительно-восстановительном процессе. Метод электронного баланса позволяет уравнивать только ионы, участвующие в окислительно-восстановительном процессе.

    А именно катионов калия, водорода и хлоридных анионов. В стакан с 10 мл кислоты поместили «медную» монету. Все пространство над жидкостью стало бурым, из стакана валили бурые пары. Раствор окрасился в зеленый цвет. Реакция постоянно ускорялась. Примерно через полминуты раствор стал синим, а через две минуты реакция начала замедляться.
    Зеленая окраска раствора в начальной стадии реакции обусловлена продуктами восстановления азотной кислоты. 4. Уравняем число отданных и принятых электронов. При протекании окислительно-восстановительных реакций, конечные продукты зависят от многих факторов.
    В нейтральной среде образуется MnO2 и окраска меняется с красно-фиолетовой на коричневую. Это и получение металлов, горение, синтез оксидов серы и азота при производстве кислот, получение аммиака. Привет! Мне интересно, есть ли у Вас какие-либо проблемы с выполнением домашнего задания. У нас есть много людей, которые помогут Вам здесь Кроме того, мой последний вопрос был решен менее чем за 10 минут:D Во всяком случае, Вы можете просто войти и попробовать добавить свой вопрос.
    В свою очередь окислителем будет атом, молекула или ион, которые принимают электроны и тем самым понижают степень своего окисления, что есть восстанавливаются. В ходе урока была изучена тема «Окислительно-восстановительные реакции».

    Читайте также:

    Не пропусти:

    Геометрия на ногтях: секреты маникюра Рисунки на ногтях геометрические можно сделать и вручную, используя специальные […]
    Фильм Про – Бизнес Отправив семью за город, архитектор Эван остается на выходных дома один доделывать […]
    Полезные перекусы Голодать я не люблю, и такие перекусы мне очень даже подойдут! Очень вкусные перекусы. […]
    Человек

  2. ПоЗИтИфффЧиК Ответить

    Пример. Используя метод электронного баланса, составить уравнение реакции, определить окислитель и восстановитель:

    1. Определяем степень окисления: сера в сульфите калия имеет степень окисления +4, марганец в перманганате калия имеет степень окисления +7, серная кислота – среда протекания реакции.
    Мараганец в высшей степени окисления – окислитель, следовательно, сульфит калия восстановитель.
    Примечание: +4 – промежуточная степень окисления для серы, поэтому она может выступать как восстановителем, так и окислителем. С сильными окислителями (перманганат, дихромат) сульфит является восстановителем (окисляется до сульфата), с сильными восстановителями (галогенидами, халькогенидами) сульфит окислитель (восстанавливается до серы или сульфида).

    Сера из степени окисления +4 переходит в +6 – сульфит окисляется до сульфата. Марганец из степени окисления +7 переходит в +2 (кислая среда) – перманганат ион восстанавливается до Mn2+.
    2. Составляем полуреакции. Уравниваем марганец: Из перманганата высвобождаются 4 оксид-иона, которые связываются ионами водорода (кислая среда) в молекулы воды. Таким образом, 4 оксид-иона связываются с 8 протонами в 4 молекулы воды.
    Другими словами, в правой части уравнения не хватает 4 кислорода, поэтому пишем 4 молекулы воды, в левой части уравнения – 8 протонов.
    Семь минус два – плюс пять электронов. Можно уравнивать по общему заряду: в левой части уравнения восемь протонов минус один перманганат = 7+, в правой части марганец с зарядом 2+, вода электронейтральна. Семь минус два – плюс пять электронов. Все уравнено.

    Уравниваем серу: недостающий оксид-ион в левой части уравнения поставляется молекулой воды, из которой впоследствии высвобожается два протона в правую часть.
    Слева заряд 2-, справа 0 (-2+2). Минус два электрона.

    3. Суммарное уравнение электронного баланса. Умножаем верхнюю полуреакцию на 2, нижнюю на 5.

    Сокращаем протоноы и воду.

    4. Итоговое уравнение реакции: Сульфат ионы связываются с ионами калия и марганца.

  3. Ghofyn Ответить

    Министерство
    образования и науки Российской Федерации
    Федеральное
    государственное бюджетное образовательное
    учреждение
    высшего
    профессионального образования
    «Сибирский
    государственный индустриальный
    университет»
    Кафедра общей и
    аналитической химии
    Окислительно-восстановительные реакции
    Методические
    указания для выполнения лабораторных
    и
    практических занятий
    по дисциплинам
    «Химия», «Неорганическая химия»,
    «Общая и неорганическая
    химия»
    Новокузнецк
    2012
    УДК 544.3(07)
    О-504
    Рецензент
    кандидат химических
    наук, доцент,
    зав. кафедрой
    физхимии и ТМП СибГИУ
    А.И. Пошевнева
    О-504 Окислительно-восстановительные
    реакции : метод. указ. / Сиб. гос.
    индустр. ун-т ; сост. : П.Г. Пермяков, Р.М.
    Белкина, С.В. Зенцова. – Новокузнецк :
    Изд. центр СибГИУ 2012. – 41 с.
    Приведены
    теоретические сведения, примеры решения
    задач по теме «Окислительно-восстановительные
    реакции» по дисциплинам «Химия»,
    «Неорганическая химия», «Общая и
    неорганическая химия». Представлены
    лабораторные работы и разработанные
    авторским коллективом вопросы для
    самоконтроля, контрольные и тестовые
    задания для выполнения контрольной и
    самостоятельной работы.
    Предназначено
    для студентов первого курса всех
    направлений подготовки.

    Предисловие

    Методические
    указания по химии составлены согласно
    программе для технических направлений
    высших учебных заведений, предназначены
    для организации самостоятельной работы
    по теме «Окислительно-восстановительные
    реакции» над учебным материалом в
    аудиторное и неаудиторное время.
    Самостоятельная
    работа при изучении темы
    «Окислительно-восстановительные
    реакции» состоит из нескольких элементов:
    изучение теоретического материала,
    выполнение контрольных и тестовых
    заданий по данному методическому
    указанию и индивидуальные консультации
    с преподавателем.
    В результате
    самостоятельной работы необходимо
    освоить основные термины, определения,
    понятия и овладеть техникой химических
    расчетов. К выполнению контрольных и
    тестовых заданий следует приступать
    только после глубокого изучения
    теоретического материала и тщательного
    разбора примеров типовых заданий,
    приведенных в теоретическом разделе.
    Авторы надеются,
    что методические указания позволят
    студентам не только успешно освоить
    предложенный материал по теме
    «Окислительно-восстановительные
    реакции», но и станут для них полезными
    в учебном процессе при освоении дисциплин
    «Химия», «Неорганическая химия».
    Авторы с благодарностью
    примут все замечания и пожелания по
    настоящему изданию от читателей –
    преподавателей и студентов.

    Окислительно-восстановительные реакции Термины, определения, понятия

    Окислительно-восстановительные
    реакции     –
    это реакции, сопровождающиеся переходом
    электронов от одних атомов или ионов к
    другим, другими словами – это реакции,
    в результате которых изменяются степени
    окисления элементов.
    Степень окисления
    – это заряд атома элемента в соединении,
    вычисленный из условного предположения,
    что все связи в молекуле являются
    ионными.
    Степень окисления
    принято указывать арабской цифрой над
    символом элемента со знаком плюс или
    минус перед цифрой. Например, если связь
    в молекуле HCl
    ионная, то водород и хлор ионы с зарядами
    (+1) и (–1), следовательно
    .
    Для того чтобы
    рассчитать степень окисления любого
    элемента, необходимо пользоваться
    следующими
    правилами:
    Степень окисления
    атомов в простых веществах равна нулю:
    (металл
    в свободном состоянии).
    Степень окисления
    (+1) во всех соединениях имеют щелочные
    металлы (IA
    группа) и водород, за исключением
    гидридов активных металлов, где степень
    окисления водорода равна (–1), например

    Степень окисления
    +2 во всех соединениях имеют щелочноземельные
    металлы (II
    A
    группа).
    Кислород имеет
    степень окисления (–2), во всех соединениях,
    кроме пероксидов ()
    и фторида кислорода.
    Алгебраическая
    сумма степеней окисления всех частиц
    в молекуле равна нулю, а в ионе – заряду
    иона

    > +1–1 = 0,
    .
    Степень
    окисления иона элемента равна заряду
    иона:
    Ca2+
    + 2Cl1–.
    Не следует путать
    понятия «валентность» и «степень
    окисления». Так в N2,
    NH3,
    N2H4,
    NH2OH
    валентность (ковалентность) азота равна
    трем, так как азот образует три ковалентные
    связи, а степень окисления различна:

    Используя выше
    указанные правила, рассчитаем степени
    окисления хрома в K2Cr2O7,
    хлора в NaClO,
    серы в H2SO4,
    азота в NH4NO2:
    2(+1)
    + 2·х + 7(–2) = 0, х = +6;

    +1 + х + (–2) = 0, х = +1;
    2(+1)
    + х + 4(–2) = 0, х = +6;

    х+4(+1)=+1, у + 2(–2) =
    –1,
    х = –3, у = +3.
    Окисление и
    восстановление.     Окислением
    называется отдача электронов, в результате
    чего степень окисления элемента
    повышается. Восстановлением называется
    присоединение электронов, в результате
    чего степень окисления элемента
    понижается.
    Окислительные и
    восстановительные процессы тесно
    связаны между собой, так как химическая
    система только тогда может отдавать
    электроны, когда другая система их
    присоединяет (окислительно-восстановительная
    система    ).
    Присоединяющая электроны система
    (окислитель)
    сама восстанавливается (превращается
    в соответствующий восстановитель), а
    отдающая электроны система (восстановитель),
    сама окисляется (превращается в
    соответствующий окислитель).
    Пример 1.
    Рассмотрим реакцию:



    Число электронов,
    отдаваемых атомами восстановителя
    (калия), равно числу электронов,
    присоединяемых молекулами окислителя
    (хлора). Поэтому одна молекула хлора
    может окислить два атома калия. Уравнивая
    число принятых и отданных электронов,
    получаем:

    К типичным
    окислителям     относят:
    Элементарные
    вещества – Cl2,
    Br2,
    F2,
    I2,
    O,
    O2.
    Соединения, в
    которых элементы проявляют высшую
    степень окисления (определяется номером
    группы) –

    Катион
    Н+
    и ионы металлов в их высшей степени
    окисления – Sn4+,
    Cu2+,
    Fe3+
    и т. д.
    К типичным
    восстановителям
    относят:
    Элементарные
    вещества – металлы (наибольшая
    восстановительная способность у
    щелочных металлов), Н2,
    С, СО.
    Соединения,
    в которых элементы проявляют низшую
    степень окисления –

    Ионы
    металлов низшей степени окисления –
    Sn2+,
    Cu+,
    Cr3+,
    Fe2+.
    Окислительно-восстановительная
    двойственность.     Соединения
    высшей степени окисления    ,
    присущей данному элементу, могут в
    окислительно-восстановительных реакциях
    выступать только в качестве окислителей,
    степень окисления элемента может в этом
    случае только понижаться. Соединения
    низшей степени окисления
    могут быть, наоборот, только восстановителями;
    здесь степень окисления элемента может
    только повышаться. Если же элемент
    находится в промежуточной степени
    окисления, то его атомы могут, в зависимости
    от условий, принимать электроны, выступая
    в качестве окислителя или отдавать
    электроны, выступая в качестве
    восстановителя.
    Так, например,
    степень окисления азота в соединениях
    изменяется в пределах от (– 3) до (+5)
    (рисунок 1):

    NH3,
    NH4OH
    только
    восстановители
    HNO3,
    соли HNO3
    только
    окислители
    Соединения с
    промежуточными
    степенями окисления
    азота могут выступать в качестве
    окислителей, восстанавливаясь до
    низших
    степеней окисления, или в
    качестве
    восстановителей, окисляясь
    до
    высших степеней окисления

    Рисунок 1 – Изменение
    степени окисления азота
    Метод электронного
    баланса     уравнивания
    окислительно-восстановительных реакций
    заключается в выполнении следующего
    правила: число электронов, отданных
    всеми частицами восстановителей, всегда
    равно числу электронов, присоединенных
    всеми частицами окислителей в данной
    реакции.
    Пример 2.
    Проиллюстрируем метод электронного
    баланса на примере окисления железа
    кислородом:
    .
    Fe0
    – 3e = Fe+3
    – процесс
    окисления;
    O2
    + 4e = 2O–2
    – процесс восстановления.
    В системе
    восстановителя (полуреакция процесса
    окисления) атом железа отдает 3 электрона
    (Приложение А).
    В системе окислителя
    (полуреакция процесса восстановления)
    каждый атом кислорода принимает по 2
    электрона – в сумме 4 электрона.
    Наименьшее общее
    кратное двух чисел 3 и 4 равно 12. Отсюда
    железо отдает 12 электронов, а кислород
    принимает 12 электронов:

    Коэффициенты
    4 и 3, записанные левее полуреакций в
    процессе суммирования систем, умножаются
    на все компоненты полуреакций. Суммарное
    уравнение показывает, сколько
    молекул или ионов должно получиться в
    уравнении.
    Уравнение составлено верно, когда число
    атомов каждого элемента в обеих частях
    уравнения одинаково.
    Метод
    полуреакций     применяется
    для уравнивания реакций, протекающих
    в растворах электролитов. В таких случаях
    в реакциях принимают участие не только
    окислитель и восстановитель, но и частицы
    среды: молекулы воды (Н2О),
    Н+
    и ОН–
    – ионы. Более правильным для таких
    реакций является применение
    электронно-ионных систем
    (полуреакций). При составлении полуреакций
    в водных растворах вводят, при
    необходимости, молекулы Н2О
    и ионы Н+
    или ОН–,
    учитывая среду протекания реакции.
    Слабые электролиты, малорастворимые
    (Приложение Б) и газообразные соединения
    в ионных системах записываются в
    молекулярной форме (Приложение В).
    Рассмотрим в
    качестве примеров взаимодействия
    сульфата калия и перманганата калия в
    кислой и щелочной среде.
    Пример 3.
    Взаимодействие сульфата калия и
    перманганата калия в
    кислой среде    :

    Определим изменение
    степени окисления элементов и указываем
    их в уравнении. Высшая степень окисления
    марганца (+7) в KMnO4
    указывает, что KMnO4
    – окислитель. Сера в соединении K2SO3
    имеет степень окисления (+4) – это
    восстановленная форма по отношению к
    сере (+6) в соединении K2SO4.
    Таким образом, K2SO3
    – восстановитель. Реальные ионы, в
    которых находятся элементы изменяющие
    степень окисления и их исходные
    полуреакции принимают следующий вид:

    Цель дальнейших
    действий заключатся в том, чтобы в данных
    полуреакциях вместо стрелок, отражающих
    возможное направление реакции, поставить
    знаки равенства. Это можно будет сделать
    тогда, когда в левой и правой частях
    каждой полуреакции будут совпадать
    виды элементов, число их атомов и
    суммарные заряды всех частиц. Чтобы
    добиться этого, используют дополнительные
    ионы или молекулы среды. Обычно это ионы
    Н+,
    ОН–
    и молекулы воды. В полуреакции
    число
    атомов марганца одинаково, однако не
    равно число атомов кислорода, поэтому
    в правую часть полуреакции вводим четыре
    молекулы воды:
    .
    Проведя аналогичные действия (уравнивая
    кислород) в системе
    ,
    получаем
    .
    В обеих полуреакциях появились атомы
    водорода. Их число уравнивают
    соответствующим добавлением в другой
    части уравнений эквивалентным числом
    ионов водорода.


    Теперь уравнены
    все элементы, входящие в уравнения
    полуреакций. Осталось уравнять заряды
    частиц. В правой части первой полуреакции
    сумма всех зарядов равна +2, в то время
    как слева заряд +7. Равенство зарядов
    осуществляется добавлением в левой
    части уравнения пяти отрицательных
    зарядов в виде электронов (+5 e). Аналогично,
    в уравнении второй полуреакции необходимо
    вычесть слева 2 e. Теперь можно поставить
    знаки равенства в уравнениях обеих
    полуреакций:
    –процесс
    восстановления;
    –процесс окисления.
    В рассматриваемом
    примере отношение числа электронов,
    принимаемых в процессе восстановления,
    к числу электронов, высвобождающихся
    при окислении, равно 5 ?
    2. Для
    получения суммарного уравнения реакции
    надо, суммируя уравнения процессов
    восстановления и окисления, учесть это
    соотношение – умножить уравнение
    восстановления на 2, а уравнение окисления
    – на 5.
    2

    5

    Умножая коэффициенты
    на все члены уравнений полуреакций и
    суммируя между собой только правые и
    только левые их части, получаем
    окончательное уравнение реакции в
    ионно-молекулярной форме:

    +


    Сокращая подобные
    члены, методом вычитания одинакового
    количества ионов Н+
    и молекул Н2О,
    получаем:

    Суммарное ионное
    уравнение записано правильно, есть
    соответствие среды с молекулярным.
    Полученные коэффициенты переносим в
    молекулярное уравнение:

    Пример 4.
    Взаимодействия сульфата калия и
    перманганата калия в
    щелочной среде    :

    Определяем степени
    окисления элементов, изменяющих степень
    окисления (Mn+7
    > Mn+6,
    S+4
    > S+6).
    Реальные ионы, куда входят данные
    элементы (,
    ).
    Процессы (полуреакции) окисления и
    восстановления:
    2

    – процесс восстановления
    1

    – процесс окисления
    Суммарное уравнение:

    В суммарном ионном
    уравнении есть соответствие среды.
    Переносим коэффициенты в молекулярное
    уравнение:
    .
    Реакции
    окисления-восстановления делятся на
    следующие типы:
    межмолекулярного
    окисления-восстановления;
    самоокисления-самовосстановления
    (диспропорционирования);
    внутримолекулярного
    окисления – восстановления.
    Реакции
    межмолекулярного окисления-восстановления
    – это
    реакции, когда окислитель находится в
    одной молекуле, а восстановитель – в
    другой.
    Пример 5. При
    окислении гидроксида железа во влажной
    среде происходит следующая реакция:

    4Fe(OH)2
    + OH–
    – 1e = Fe(OH)3
    – процесс
    окисления;
    1 О2
    + 2Н2О
    + 4e = 4OH–
    – процесс
    восстановления.
    Для того чтобы
    убедиться в правильности записи
    электронно-ионных систем необходимо
    произвести проверку: левая и правая
    части полуреакций должны содержать
    одинаковое количество атомов элементов
    и зарядность. Затем, уравнивая количество
    принятых и отданных электронов, суммируем
    полуреакции:
    4Fe(OH)2
    + 4OH–
    + O2
    +2H2O
    = 4Fe(OH)3
    + 4OH–
    4Fe(OH)2
    + O2
    +2H2O
    = 4Fe(OH)3
    Реакции
    самоокисления-самовосстановления
    (реакции диспропорционирования)
    – это реакции,
    в ходе которых часть общего количества
    элемента окисляется, а другая часть –
    восстанавливается, характерно для
    элементов, имеющих промежуточную степень
    окисления.
    Пример 6.
    При взаимодействии хлора с водой
    получается смесь соляной и хлорноватистой
    (НСlО)
    кислот:

    Здесь и окисление
    и восстановление претерпевает хлор:
    1Cl2
    + 2H2O
    – 2e = 2HClO
    +2H+
    – процесс окисления;
    1 Cl2
    + 2e = 2Cl–
    – процесс восстановления.
    2Cl2
    + 2H2O
    = 2HClO
    + 2HCl
    Пример 7.
    Диспропорционирование азотистой
    кислоты:

    В данном случае
    окисление и восстановление претерпевает
    в составеHNO2:

    Суммарное уравнение:
    HNO2
    + 2HNO2
    + H2O
    + 2H+
    = NO
    + 3H+
    + 2NO
    + 2H2O
    3HNO2
    = HNO3
    + 2NO
    + H2O
    Реакции
    внутримолекулярного окисления-восстановления
    – это процесс,
    когда одна составная часть молекулы
    служит окислителем, а другая –
    восстановителем. Примерами
    внутримолекулярного окисления-восстановления
    могут быть многие процессы термической
    диссоциации.
    Пример 8.
    Термическая диссоциация NH4NO2:

    Здесь ион NH
    окисляется, а ион NO
    восстанавливается до свободного азота:
    12NH–
    6 e = N2
    + 8H+
    1 2NО
    + 8Н+
    + 6 e = N2
    + 4H2O
    2NH+ 2NO+ 8H+
    = N2
    + 8H+
    + N2
    + 4H2O
    2NH4NO2
    = 2N2
    + 4H2O
    Пример 9.
    Реакция разложения бихромата аммония:

    12NH–
    6 e = N2
    + 8H+
    1 Сr2О
    + 8Н+
    + 6 e = Cr2O3
    + 4H2O
    2NH
    + Сr2О
    + 8H+
    = N2
    + 8H+
    + Cr2O3+
    4H2O
    (NH4)2Сr2О7
    = N2
    + Cr2O3
    + 4H2O
    Окислительно-восстановительные
    реакции с участием
    более двух элементов
    изменяющих степень окисления.
    Пример 10.
    Примером
    служит реакция взаимодействия сульфида
    железа с азотной кислотой, где в ходе
    реакции три элемента (Fe,
    S,
    N)
    изменяют степень окисления:
    FeS2
    + HNO3
    Fe2(SO4)3
    + NO + …
    Уравнение записано
    не до конца и использование электронно-ионных
    систем (полуреакций) позволит закончить
    уравнение. Рассматривая степени окисления
    участвующих в реакции элементов,
    определяем, что в FeS2
    два элемента (Fe,
    S)
    окисляются, а окислителем является
    (),
    который восстанавливается до NO:
    Fe2+
    > Fe3+
    S–1
    >

    ()
    Записываем
    полуреакцию окисления FeS2:
    FeS2
    > Fe3+
    +

    Наличие двух ионов
    Fe3+
    в Fe2(SO4)3
    предполагает удвоения числа атомов
    железа при дальнейшей записи полуреакции:
    2FeS2
    > 2Fe3+
    + 4
    Одновременно
    уравниваем число атомов серы и кислорода,
    получаем:
    2FeS2
    + 16Н2O
    > 2Fe3+
    + 4.
    32 атома водорода,
    введением в левую часть уравнения в
    составе 16 молекул Н2О
    уравниваем добавлением эквивалентного
    числа ионов водорода (32 Н+)
    в правую часть уравнения:
    2FeS2
    + 16Н2O
    > 2Fe3+
    + 4+ 32Н+
    Зарядность правой
    части уравнения +30. Для того чтобы в
    левой части было тоже самое (+30) необходимо
    вычесть 30 e:
    1
    2FeS2
    + 16Н2O
    – 30 e = 2Fe3+
    + 4+ 32Н+
    – окисление;
    10 NО
    + 4Н+
    + 3 e = NО
    + 2H2O
    – восстановление.
    2FeS2+16Н2O+10NО+40Н+
    = 2Fe3++
    4+
    32Н+
    + 10NО
    + 20H2O
    2FeS2+10НNО3
    + 30Н+=
    Fe2(SO4)3
    + 10NО
    +
    + 32Н+
    + 4H2O
    Н2SO4+30Н+
    Сокращаем обе
    части уравнения на одинаковое число
    ионов (30 Н+)
    методом вычитания и получаем:
    2FeS2+10НNО3
    = Fe2(SO4)3
    + 10NО
    + Н2SO4
    + 4H2O
    Энергетика
    окислительно-восстановительных реакций    .
    Условием
    самопроизвольного протекания любого
    процесса, в том числе и
    окислительно-восстановительной реакции
    является неравенство ?G
    < 0, где ?G – энергия Гиббса и чем меньше ?G, т.е. чем больше его отрицательное значение, тем более реакционноспособнее окислительно-восстановительная система. Для реакций окисления-восстановления: ?G = –n·F·?, где n – число электронов, передаваемое восстановителем окислителю в элементарном акте окисления-восстановления; F – число Фарадея; ? – электродвижущая сила (Э.Д.С.) окислительно-восстановительной реакции. Электродвижущая сила окислительно-восстановительной реакции определяется разностью потенциалов окислителя и восстановителя: ? = Еок – Ев, В стандартных условиях: ?° = Е°ок – Е°в. Итак, если условием самопроизвольного протекания процесса является неравенство ?G° < 0, то это возможно, когда n·F·?° > 0. Если n
    и F
    числа положительные, то необходимо,
    чтобы ?°
    > 0, а это возможно, когда Е°ок
    > Е°в.
    Отсюда следует, что условием
    самопроизвольного протекания
    окислительно-восстановительной реакции
    является неравенство Е°ок
    > Е°в.
    Пример 11.
    Определите
    возможность протекания
    окислительно-восстановительной реакции:

    Определив степени
    окисления элементов, изменяющих степень
    окисления, запишем полуреакции окислителя
    и восстановителя с указанием их
    потенциалов:
    Сu
    – 2e = Сu2+ Е°в
    = +0,34 В
    2Н+
    + 2e = Н2 Е°ок
    = 0,0 В
    Из полуреакций
    видно, что Е°ок
    < Е°в, это говорит о том, что рассматриваемый процесс термодинамически невозможен (?G° > 0). Данная реакция возможна только в
    обратном направлении, для которого ?G°
    < 0. Пример 12.
    Рассчитайте энергию Гиббса и константу
    равновесия реакции восстановления
    перманганата калия сульфатом железа
    (II).

    Полуреакции
    окислителя и восстановителя:
    2
    Е°ок
    = +1,52В
    5 2Fe2+
    – 2 e = 2Fe3+ Е°в
    = +0,77 В

    ?G°
    = –n·F·?°
    = –n·F(Е°ок
    – Е°в),
    где n
    = 10, так как восстановитель отдает 10 e,
    окислитель принимает 10 e в элементарном
    акте окисления-восстановления.
    ?G°
    = –10·69500(1,52–0,77) = –725000 Дж,
    ?G°
    = –725 кДж.
    Учитывая, что
    стандартное изменение энергии Гиббса
    связано с ее константой равновесия (Кс)
    соотношением:
    ?G°
    = –RTlnКс или n·F·?
    = RTlnКс,
    где R
    = 8,31 Дж·моль–1·К–1,
    F
    96500 Кл·моль–1,
    Т = 298 К.
    Определяем константу
    равновесия для данной реакции, проставив
    в уравнении постоянные величины, переведя
    натуральный логарифм в десятичный:

    Кс
    = 10127.
    Полученные данные
    говорят о том, что рассматриваемая
    реакция восстановления перманганата
    калия реакционноспособна (?G°
    =
    – 725 кДж), процесс протекает
    слева направо и практически необратима
    (Кс
    = 10127).

  4. Sabersinger Ответить

    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.

  5. princekan Ответить

    Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, которые идут с изменением степеней окисления элементов. Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, где все полярные связи считаются ионными.
    Окисление – это процесс отдачи электронов.
    Восстановление – это процесс присоединения электронов.
    Окислитель – это атом, молекула или ион, который принимает электроны и понижает свою степень окисления, т.е. восстанавливается.
    Восстановитель – это атом, молекула или ион, который отдаёт электроны и повышает свою степень окисления, т.е. окисляется.
    Восстановители: а) металлы – чем меньше потенциал ионизации, тем сильнее восстановительные свойства; б) соединения элементов в низших степенях окисления (NH3, H2S, HBr, HI и др.), у которых все орбитали заполнены и могут только отдавать электроны.
    Окислители: а) неметаллы (F2, Cl2, Br2, O2 и др.) – чем больше сродство к электрону, тем сильнее окислительные свойства; б) ионы металлов в высоких степенях окисления (Fe3+, Sn4+, Mn4+ и др.); в) соединения элементов в высших степенях окисления (KMnO4, K2Cr2O7, NaBiO3, HNO3, H2SO4(конц.) и др.), у которых уже отданы все валентные электроны и могут быть только окислителями.
    Соединения элементов в промежуточных степенях окисления (HNO2, H2SO3, H2O2 и др.) могут проявлять окислительные и восстановительные свойства в зависимости от окислительно-восстановительных свойств второго реагента.
    H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O
    окисл. восст.
    H2SO3 + Br2 + H2O = H2SO4 + 2HBr
    восст. окисл.
    Пример:
    Na0
    3s1
    восстановитель (сильный)
    Na+1
    3s0
    окислитель (слабый)
    F-
    2s22p6
    восстановитель (слабый)
    F0
    2s22p5
    окислитель (сильный)
    S-2
    3s23p6
    восстановитель
    S0
    3s23p4
    восстановитель, окислитель
    S+4
    3s23p0
    восстановитель, окислитель
    S+6
    3s03p0
    окислитель
    Окислители, принимая электроны, то есть, восстанавливаясь, переходят в восстановленную форму:
    F2 + 2e ® 2F-
    окисл. восст.
    Восстановители, отдавая электроны, то есть, окисляясь, переходят в окисленную форму:
    Na0 – 1e ® Na+
    восст. окисл.
    Таким образом, как окислители, так и восстановители существуют в окисленной (с более высокой степенью окисления элемента) и восстановленной (с более низкой степенью окисления элемента) формах. При этом для окислителей более характерен переход из окисленной в восстановленную форму, а для восстановителей характерен переход из восстановленной в окисленную форму. Обратные процессы не характерны, и мы не считаем, например, что F- является восстановителем, а Na+ – окислителем.
    Равновесие между окисленной и восстановленной формами характеризуется с помощью окислительно-восстановительного потенциала, который зависит от концентраций окисленной и восстановленной форм, реакции среды, температуры и т.д.

Добавить ответ

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