Примеры окислителей и восстановителей. Окислительно-восстановительные реакции Какие вещества могут быть окислителями

В растворах или в расплавах . Так, самый сильный неорганический окислитель , элементарный фтор , получают электролизом расплавов фторидов .

Распространённые окислители и их продукты

Окислитель	Полуреакции	Продукт	Стандартный потенциал, В
O 2 кислород	$\{\backslash mbox\; \{O\}\}\_\{2\}^\{0\}\; +\; 4\{\backslash mbox\; \{e\}\}^\{-\}\; \backslash rightarrow\; 2\{\backslash mbox\; \{O\}\}^\{2-\}$	Разные, включая оксиды, H 2 O и CO 2	+1,229 (в кислой среде) 0,401 (в щелочной среде)
O 3 озон		Разные, включая кетоны и альдегиды
Пероксиды	$2\; \{\backslash mbox\; \{O\}\}^\{-\}\; +\; 2\{\backslash mbox\; \{e\}\}^\{-\}\; \backslash rightarrow\; 2\{\backslash mbox\; \{O\}\}^\{2-\}$	Разные, включая оксиды, окисляет сульфиды металлов до сульфатов H 2 O
Hal 2 галогены	$\{\backslash mbox\; \{Hal\}\}\_\{2\}^\{0\}\; +\; 2\{\backslash mbox\; \{e\}\}^\{-\}\; \backslash rightarrow\; 2\{\backslash mbox\; \{Hal\}\}^\{-\}$	Hal − ; окисляет металлы, P, C, S, Si до галогенидов	F 2: +2,87 Cl 2: +1,36 Br 2: +1,04 I 2: +0,536
ClO − гипохлориты		Cl −
ClO 3 − хлораты		Cl −
HNO 3 азотная кислота	с активными металлами, разбавленная $\{\backslash mbox\; \{N\}\}^\{5+\}\; +\; 8\{\backslash mbox\; \{e\}\}^\{-\}\; \backslash rightarrow\; \{\backslash mbox\; \{N\}\}^\{3-\}$ с активными металлами, концентрированная $$ с тяжёлыми металлами, разбавленная $\{\backslash mbox\; \{N\}\}^\{5+\}\; +\; 3\{\backslash mbox\; \{e\}\}^\{-\}\; \backslash rightarrow\; \{\backslash mbox\; \{N\}\}^\{2+\}$ c тяжёлыми металлами, концентрированная $\{\backslash mbox\; \{N\}\}^\{5+\}\; +\; \{\backslash mbox\; \{e\}\}^\{-\}\; \backslash rightarrow\; \{\backslash mbox\; \{N\}\}^\{4+\}$
H 2 SO 4 , конц. серная кислота	c неметаллами и тяжёлыми металлами $\{\backslash mbox\; \{S\}\}^\{6+\}\; +\; 2\{\backslash mbox\; \{e\}\}^\{-\}\; \backslash rightarrow\; \{\backslash mbox\; \{S\}\}^\{4+\}$ с активными металлами $\{\backslash mbox\; \{S\}\}^\{6+\}\; +\; 6\{\backslash mbox\; \{e\}\}^\{-\}\; \backslash rightarrow\; \{\backslash mbox\; \{S\}\}^\{0\}\; \backslash downarrow$ $\{\backslash mbox\; \{S\}\}^\{6+\}\; +\; 8\{\backslash mbox\; \{e\}\}^\{-\}\; \backslash rightarrow\; \{\backslash mbox\; \{S\}\}^\{2-\}$	SO 2 ; окисляет металлы до сульфатов с выделением сернистого газа или серы Ещё один сильный окислитель - перманганат калия . Он способен окислять органические вещества и даже разрывать углеродные цепи: С 6 H 5 -CH 2 -CH 3 + [O] → C 6 H 5 COOH + … C 6 H 6 + [O] → HOOC-(CH 2) 4 -COOH Сила окислителя при реакции в разбавленном водном растворе может быть выражена стандартным электродным потенциалом : чем выше потенциал, тем сильнее окислитель. Очень сильные окислители Условно к «очень сильным окислителям» относят вещества, превышающие по окислительной активности молекулярный фтор . К ним, например, относятся: гексафторид платины , диоксидифторид , дифторид криптона , оксид меди(III) , фторид серебра(II) , катионная форма Ag 2+ , все фториды ксенона , озонид цезия , надпероксид цезия , гексафтороникелат(IV) калия . Перечисленные вещества, к примеру, способны при комнатной температуре окислять инертный газ ксенон , что неспособен делать фтор (требуется давление и нагрев) и тем более ни один из кислородсодержащих окислителей. См. также Напишите отзыв о статье "Окислитель" Отрывок, характеризующий Окислитель Наполеон подъехал со свитой к Шевардинскому редуту и слез с лошади. Игра началась. Вернувшись от князя Андрея в Горки, Пьер, приказав берейтору приготовить лошадей и рано утром разбудить его, тотчас же заснул за перегородкой, в уголке, который Борис уступил ему. Когда Пьер совсем очнулся на другое утро, в избе уже никого не было. Стекла дребезжали в маленьких окнах. Берейтор стоял, расталкивая его. – Ваше сиятельство, ваше сиятельство, ваше сиятельство… – упорно, не глядя на Пьера и, видимо, потеряв надежду разбудить его, раскачивая его за плечо, приговаривал берейтор. – Что? Началось? Пора? – заговорил Пьер, проснувшись. – Изволите слышать пальбу, – сказал берейтор, отставной солдат, – уже все господа повышли, сами светлейшие давно проехали. Пьер поспешно оделся и выбежал на крыльцо. На дворе было ясно, свежо, росисто и весело. Солнце, только что вырвавшись из за тучи, заслонявшей его, брызнуло до половины переломленными тучей лучами через крыши противоположной улицы, на покрытую росой пыль дороги, на стены домов, на окна забора и на лошадей Пьера, стоявших у избы. Гул пушек яснее слышался на дворе. По улице прорысил адъютант с казаком. – Пора, граф, пора! – прокричал адъютант. Приказав вести за собой лошадь, Пьер пошел по улице к кургану, с которого он вчера смотрел на поле сражения. На кургане этом была толпа военных, и слышался французский говор штабных, и виднелась седая голова Кутузова с его белой с красным околышем фуражкой и седым затылком, утонувшим в плечи. Кутузов смотрел в трубу вперед по большой дороге. Войдя по ступенькам входа на курган, Пьер взглянул впереди себя и замер от восхищенья перед красотою зрелища. Это была та же панорама, которою он любовался вчера с этого кургана; но теперь вся эта местность была покрыта войсками и дымами выстрелов, и косые лучи яркого солнца, поднимавшегося сзади, левее Пьера, кидали на нее в чистом утреннем воздухе пронизывающий с золотым и розовым оттенком свет и темные, длинные тени. Дальние леса, заканчивающие панораму, точно высеченные из какого то драгоценного желто зеленого камня, виднелись своей изогнутой чертой вершин на горизонте, и между ними за Валуевым прорезывалась большая Смоленская дорога, вся покрытая войсками. Ближе блестели золотые поля и перелески. Везде – спереди, справа и слева – виднелись войска. Все это было оживленно, величественно и неожиданно; но то, что более всего поразило Пьера, – это был вид самого поля сражения, Бородина и лощины над Колочею по обеим сторонам ее. Над Колочею, в Бородине и по обеим сторонам его, особенно влево, там, где в болотистых берегах Во йна впадает в Колочу, стоял тот туман, который тает, расплывается и просвечивает при выходе яркого солнца и волшебно окрашивает и очерчивает все виднеющееся сквозь него. К этому туману присоединялся дым выстрелов, и по этому туману и дыму везде блестели молнии утреннего света – то по воде, то по росе, то по штыкам войск, толпившихся по берегам и в Бородине. Сквозь туман этот виднелась белая церковь, кое где крыши изб Бородина, кое где сплошные массы солдат, кое где зеленые ящики, пушки. И все это двигалось или казалось движущимся, потому что туман и дым тянулись по всему этому пространству. Как в этой местности низов около Бородина, покрытых туманом, так и вне его, выше и особенно левее по всей линии, по лесам, по полям, в низах, на вершинах возвышений, зарождались беспрестанно сами собой, из ничего, пушечные, то одинокие, то гуртовые, то редкие, то частые клубы дымов, которые, распухая, разрастаясь, клубясь, сливаясь, виднелись по всему этому пространству. Эти дымы выстрелов и, странно сказать, звуки их производили главную красоту зрелища. Пуфф! – вдруг виднелся круглый, плотный, играющий лиловым, серым и молочно белым цветами дым, и бумм! – раздавался через секунду звук этого дыма. «Пуф пуф» – поднимались два дыма, толкаясь и сливаясь; и «бум бум» – подтверждали звуки то, что видел глаз. Пьер оглядывался на первый дым, который он оставил округлым плотным мячиком, и уже на месте его были шары дыма, тянущегося в сторону, и пуф… (с остановкой) пуф пуф – зарождались еще три, еще четыре, и на каждый, с теми же расстановками, бум… бум бум бум – отвечали красивые, твердые, верные звуки. Казалось то, что дымы эти бежали, то, что они стояли, и мимо них бежали леса, поля и блестящие штыки. С левой стороны, по полям и кустам, беспрестанно зарождались эти большие дымы с своими торжественными отголосками, и ближе еще, по низам и лесам, вспыхивали маленькие, не успевавшие округляться дымки ружей и точно так же давали свои маленькие отголоски. Трах та та тах – трещали ружья хотя и часто, но неправильно и бедно в сравнении с орудийными выстрелами. Пьеру захотелось быть там, где были эти дымы, эти блестящие штыки и пушки, это движение, эти звуки. Он оглянулся на Кутузова и на его свиту, чтобы сверить свое впечатление с другими. Все точно так же, как и он, и, как ему казалось, с тем же чувством смотрели вперед, на поле сражения. На всех лицах светилась теперь та скрытая теплота (chaleur latente) чувства, которое Пьер замечал вчера и которое он понял совершенно после своего разговора с князем Андреем.

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительными (ОВР) называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Под степенью окисления (w) понимают стехиометрическую валентность со знаком "+" или " - ". Знак " + " приписывают более электроположительному элементу (металлу), а "-" - более электроотрицательному (неметаллу). Стехиометрическая валентность (V стх) определяется как частное от деления атомной массы (А) на массу эквивалента (М эк) данного атома, т. е. это число эквивалентов в атоме: V стх = А/ М эк.

Окисление-восстановление - это единый, взаимосвязанный процесс. Окисление соответствует увеличению степени окисления элемента, а восстановление - ее уменьшению.

Во многих пособиях придерживаются толкования окисления как потерю электронов, а восстановления – как их присоединения. Этот подход, предложенный русским ученым Писаржевским (1916 г.), применим к электрохимическим процессам на электродах, относится к разрядке (зарядке) ионов и молекул.

Однако, объяснение изменения степеней окисления как процессов отрыва и присоединения электронов, в общем случае неверно. Оно может быть применено к некоторым простым ионам типа Cl - - ® Cl. Для изменения степени окисления атомов в сложных ионах типа
CrO 4 2 - ® Cr +3 уменьшению положительной степени окисления хрома с +6 до +3 соответствует реальное увеличение положительного заряда (на Cr в CrO 4 2 - реальный заряд » +0,2 заряда электрона, а на Cr +3 - от +2 до +1,5 в разных соединениях).

Перенос заряда от восстановителя к окислителю, равный изменению степени окисления, происходит при этом с участием других частиц, например ионов Н + :

CrO 4 2 - + 8Н + + 3 ® Cr +3 + 4Н 2 О.

Представленная запись носит название полуреакции.

Атом, находящийся в высшей степени окисления , может быть только окислителем , если он находится в низшей степени окисления - только восстановителем , а если он обладает промежуточной степенью окисления , то может быть и окислителем, и восстановителем. Например: N +5 (HNO 3), S +6 (H 2 SO 4) - проявляют только окислительные свойства (высшая степень окисления); N +4 (NO 2), S +4 (SO 2) - проявляют окислительные и восстановительные свойства (промежуточные степени окисления); N - 3 (NH 3), S - 2 (H 2 S) - проявляют только восстановительные свойства (низшие степени окисления).

Пример 1 . Исходя из степеней окисления (w) азота, серы и марганца в соединениях NH 3 , HNO 2 , HNO 3 , H 2 S, H 2 SO 3 , H 2 SO 4 , MnO 2 , KMnO 4 , определите, какие из них могут быть только восстановителями, только окислителями и какие проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства?

Решение . Степень окисления (w) N в указанных соединениях, соответственно, равна: -3 (низшая), +3 (промежуточная), +5 (высшая); (w)S, соответственно, равна: +4 (промежуточная), +6 (высшая); (w) Mn, соответственно, равна: +4 (промежуточная), +7 (высшая). Отсюда NH 3 , H 2 S - только восстановители; HNO 3 , H 2 SO 4 , KMnO 4 - только окислители; HNO 2 , H 2 SO 3 , MnO 2 - окислители и восстановители.

Пример 2 . Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между следующими веществами: а) H 2 S и HI; б) H 2 S и H 2 SO 3 ; в) H 2 SO 3 и HClO 4 ?

Решение . а) Степень окисления S в H 2 S равна -2, а I в HI равна -1. Так как и сера, и иод находятся в своей низшей степени окисления, то оба взятые вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут;

б) в H 2 S w(S) = -2 (низшая); в H 2 SO 3 w(S) = +4 (промежуточная). Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем H 2 SO 3 является в этом случае окислителем; H 2 S - восстановителем, а продуктом может быть S (w = 0).

в) в H 2 SO 3 w(S) = +4 (промежуточная); в HClO 4 w(Cl) = +7 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать. H 2 SO 3 в этом случае будет проявлять восстановительные свойства; а продуктами могут быть H 2 SO 4 и НСl.

Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения окислительно-восстановительной реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов.

Уравнивание ОВР

Рассмотрим два наиболее распространненых метода составления уравнений для реакций окисления-восстановления.

1. Метод баланса степеней окисления. Для нахождения коэффициентов учитывают правило, согласно которому суммарное изменение степеней окисления окислителя и восстановителя в реакции равно нулю; то есть повышение степени окисления восстановителя равно ее понижению у окислителя.

Пример 3 . Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции:

KMnO 4 + H 3 PO 3 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O .

Решение . Вычисляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в схемах процессов окисления и восстановления:

Восстановитель 5 P +3 ® P +5 , Dw = (+5) - (+3) = +2 процесс окисления,

окислитель 2 Mn +7 ® Mn +2 , Dw = (+2) - (+7) = -5 процесс восст-ния.

Изменение степеней окисления (Dw В) восстановителя должно быть равно изменению степени окисления (Dw ок) окислителя. Общее наименьшее кратное для изменения степеней окисления Dw В и Dw ок равно десяти. Разделив это число на 5, получим коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь следующий вид:

2КMnO 4 + 5H 3 PO 3 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.

Пример 4 . Составьте уравнение реакции взаимодействия цинка с концентрированной серной кислотой, принимая максимальное восстановление последней.

Решение . Цинк, как любой металл, проявляет только восстановительные свойства. В концентрированной серной кислоте окислительную функцию несет сера (+6). Максимальное восстановление серы означает, что она приобретает минимальную степень окисления. Минимальная степень окисления серы как р-элемента VI А группы равна -2. Цинк, как металл II В группы, имеет постоянную степень окисления +2. Отражаем это в схемах:

Восстановитель 4 Zn ® Zn +2 , Dw = +2 процесс окисления,

окислитель 1 S +6 ® S - 2 , Dw = -8 процесс восстановления.

Составляем уравнение реакции: 4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S+ 4H 2 O.

Перед H 2 SO 4 стоит коэффициент 5, а не 1, так как еще четыре молекулы кислоты идут на связывание четырех ионов Zn 2+ (то есть H 2 SO 4 - и окислитель, и среда реакции). Далее по балансу атомов водорода определяют количество (моль) воды. Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитывают баланс кислорода.

При повышении степени окисления протекает процесс окисления, а само вещество является восстановителем. При понижении степени окисления протекает процесс восстановления, а само вещество является окислителем.

Описанный метод уравнивания ОВР носит название «метод баланса по степеням окисления».

Излагаемый в большинстве пособий по химии и широко используемый на практике метод электронного баланса для уравнивания ОВР можно применять с оговорками о том, что степень окисления не равна заряду.

2. Метод полуреакций. В тех случаях, когда реакция протекает в водном растворе (расплаве), при составлении уравнений исходят не от изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, а от изменения зарядов реальных частиц, то есть учитывают форму существования веществ в растворе (простой или сложный ион, атом или молекула нерастворенного или слабодиссоциирующего в воде вещества). В этом случае при составлении ионных уравнений окислительно-восстановительных реакций следует придерживаться той же формы записи, которая принята для ионных уравнений обменного характера, а именно: малорастворимые, малодиссоциированные и газообразные соединения следует писать в молекулярной форме, а ионы, не изменяющие своего состояния, - исключать из уравнения. При этом процессы окисления и восстановления записывают в виде отдельных полуреакций. Уравняв их по количеству атомов каждого вида, полуреакции складывают, умножив каждую на такой коэффициент, который уравнивает изменение заряда окислителя и восстановителя.

Метод полуреакций точнее отражает истинные изменения веществ в процессе окислительно-восстановительных реакций и облегчает составление уравнений этих процессов в ионно-молекулярной форме.

Поскольку из одних и тех же реагентов могут быть получены разные продукты в зависимости от характера среды (кислотного, щелочного, нейтрального), для таких реакций в ионной схеме, кроме частиц, выполняющих функции окислителя и восстановителя, обязательно указывается частица, характеризующая реакцию среды (то есть ион Н + или ион ОН - , или молекула Н 2 О).

Пример 5. Используя метод полуреакций, расставьте коэффициенты в реакции:

KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O .

Решение. Записываем реакцию в ионном виде, учитывая, что все вещества, кроме воды, диссоциируют на ионы:

MnO 4 - + NO 2 - + 2H + ® Mn 2+ + NО 3 - + H 2 O

(K + и SO 4 2 - остаются без изменения, поэтому в ионной схеме их не указывают). Из ионной схемы видно, что окислитель перманганат-ион (MnO 4 -) превращается в Mn 2+ -ион и при этом освобождаются четыре атома кислорода.

В кислой среде каждый освобождающийся окислителем атом кислорода связывается с 2Н + с образованием молекулы воды .

Отсюда следует: MnO 4 - + 8H + + 5 ® Mn 2+ + 4H 2 O .

Находим разницу зарядов продуктов и реагентов: Dq = +2-7 = -5 (знак "-" показывает, что протекает процесс восстановления и 5 присоединяется к реагентам). Для второго процесса, превращения NO 2 - в NO 3 - , недостающий кислород поступает из воды к восстановителю, и в результате образуется избыток ионов Н + , при этом реагентытеряют 2 :

NO 2 - + H 2 O - 2 ® NO 3 - + 2H + .

Таким образом получаем:

2 | MnO 4 - + 8H + + 5 ® Mn 2+ + 4H 2 O (восстановление),

5 | NO 2 - + H 2 O - 2 ® NO 3 - + 2H + (окисление).

Умножая члены первого уравнения на 2, а второго - на 5 и складывая их, получим ионно-молекулярное уравнение данной реакции:

2MnO 4 - + 16H + + 5NO 2 - + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO 3 - + 10H + .

Сократив одинаковые частицы в левой и правой части уравнения, получаем окончательно ионно-молекулярное уравнение:

2MnO 4 - + 5NO 2 - + 6H + = 2Mn 2+ + 5NO 3 - + 3H 2 O.

По ионному уравнению составляем молекулярное уравнение:

2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5KNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.

В щелочной и нейтральных средах можно руководствоваться следующими правилами: в щелочной и нейтральной среде каждый освобождающийся окислителем атом кислорода соединяется с одной молекулой воды, образуя два гидроксид-иона (2ОН -), а каждый недостающий – поступает к восстановителю из 2-х ОН - -ионов с образованием одной молекулы воды в щелочной среде, а в нейтральной - поступает из воды с освобождением 2-х ионов Н + .

Если в окислительно-восстановительной реакции участвует пероксид водорода (Н 2 О 2), надо учитывать роль Н 2 О 2 в конкретной реакции. В Н 2 О 2 кислород находится в промежуточной степени окисления (-1), поэтому пероксид водорода в окислительно-восстановительных реакциях проявляет окислительно-восстановительную двойственность. В тех случаях, когда Н 2 О 2 является окислителем , полуреакции имеют следующий вид:

Н 2 О 2 + 2Н + + 2ē ® 2Н 2 О (кислая среда);

Н 2 О 2 +2ē ® 2ОН - (нейтральная и щелочная среды).

Если пероксид водорода является восстановителем :

Н 2 О 2 - 2ē ® О 2 + 2Н + (кислая среда);

H 2 O 2 + 2OH - - 2ē ® O 2 + 2H 2 O (щелочная и нейтральная).

Пример 6. Уравнять реакцию: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.

Решение. Записываем реакцию в ионном виде:

I - + H 2 O 2 + 2H + ® I 2 + SO 4 2 - + H 2 O.

Cоставляем полуреакции, учитывая, что H 2 O 2 в этой реакции является окислителем и реакция протекает в кислой среде:

1 2I - - 2 = I 2 ,

1 H 2 O 2 + 2H + + 2 ® 2H 2 O.

Конечное уравнение: 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.

Вспомните:

Как определить возможные степени окисления элементов (§ 14);

Металлические элементы находятся преимущественно в нижней левой части Периодической системы, а неметаллические — в верхней правой.

Элементы:

В высшей степени окисления — только окислители;

В низшей — только восстановители;

В промежуточной — и окислители, и восстановители.

Окислители и восстановители

Атомы химических элементов в высшей степени окисления могут быть только окислителями, поскольку они могут только принимать электроны.

Элементы в низшей степени окисления могут быть только восстановителями, поскольку они могут только отдавать электроны. Если элемент находится в промежуточной степени окисления, то он может как принимать, так и отдавать электроны, следовательно, может проявлять свойства как восстановителя, так и окислителя. Характерные степени окисления некоторых элементов и соответствующие им соединения приведены в Приложении 2.

Например, рассмотрим Сульфур и характерные для него соединения с разной степенью окисления этого элемента. В гидроген сульфиде степень окисления Сульфура низшая и равна -2, внешний энергетический уровень Сульфура завершенный, и он может только отдавать электроны. Таким образом, Сульфур со степенью окисления -2 может быть только восстановителем:

Высшая степень окисления Сульфура равна +6, которую он проявляет, например, в сульфатной кислоте. Концентрированная сульфатная кислота может окислять много веществ, и окислительные свойства в этих случаях проявляет именно Сульфур, который в степени окисления +6 отдал все электроны с внешнего энергетического

уровня и теперь может только их присоединять, т. е. быть только окислителем:

В промежуточных степенях окисления — 0 (в сере) и +4 (например, в SO 2) — атом Сульфура может как присоединять, так и отдавать электроны, проявляя как окислительные, так и восстановительные свойства. Он может восстанавливаться или окисляться до различных степеней окисления, что проиллюстрировано на схеме:

Например, при взаимодействии серы с водородом Сульфур проявляет окислительные свойства, а при взаимодействии с кислородом — восстановительные:

Таким образом, химический элемент в зависимости от степени окисления, которую он проявляет в том или ином соединении, может быть как окислителем, так и восстановителем. Для определения возможности вступать в те или иные реакции необходимо сравнить степень окисления элемента в данном соединении со степенями окисления, которые может проявлять элемент, основываясь на строении его электронной оболочки.

Распространенные вещества-окислители

Окислительные свойства наиболее выражены у типичных неметаллов (галогены, кислород, сера), а также у некоторых сложных веществ, содержащих элементы в высоких степенях окисления (+5 ... +7).

Кислород 0 2 — самый распространенный на Земле окислитель. Он способен окислять многие простые и сложные вещества, образуя оксиды. Эти реакции сопровождаются выделением большого количества теплоты. При этом сам кислород восстанавливается до низшей степени окисления:

Самый сильный окислитель среди простых веществ — фтор F 2 . При обычных условиях он реагирует с большинством веществ, а при нагревании окисляет и благородные металлы — золото и платину. В атмосфере фтора горит даже вода. Фтор не может быть восстановителем, т. к. Флуор не имеет положительной степени окисления.

Концентрированная сульфатная кислота H 2 S0 4 — сильный окислитель благодаря Сульфуру. Чаще всего в реакциях он восстанавливается до степени окисления +4, образуя сульфур(1У) оксид S0 2 . Разбавленная сульфатная кислота — слабый окислитель, поскольку в этом случае окислителем является ион Гидрогена Н + .

Нитратная кислота HN0 3 — сильный окислитель благодаря Нитрогену. В реакциях он восстанавливается до разных степеней окисления от +4 до -3. Смесь концентрированных нитратной и хлоридной кислот («царская вода») реагирует даже с золотом и платиной:

Калий перманганат KMnO 4 — один из важнейших реагентов в химических лабораториях. Он проявляет сильные окислительные свойства благодаря Мангану. Его используют как окислитель в органическом синтезе, химическом анализе, для получения кислорода в лабораториях. Применяют в медицине как антисептическое средство.

Калий дихромат K 2 Cr 2 O 7 — ценный окислитель, который используют для производства красителей, дубления кожи, в пиротехнике, живописи. Его смесь с концентрированной сульфатной кислотой (хромпик) используют для мытья стеклянной лабораторной посуды, чтобы избавиться от незаметных пятен.

Гидроген пероксид H 2 O 2 — распространенный в химических лабораториях реагент. В нем Оксиген проявляет степень окисления -1, которая является для него промежуточной, следовательно, гидроген пероксид можно использовать и как окислитель, и как восстановитель.

Распространенные вещества — восстановители

Восстановительные свойства характерны для многих простых веществ (металлы и некоторые неметаллы (водород, углерод)), а также для соединений неметаллических элементов в низших степенях окисления

Самым распространенным восстановителем в промышленности является углерод, а именно кокс, который добывают специальной обработкой угля. Кокс используют для восстановления металлов из оксидов:

Водород H 2 — распространенный восстановитель. Его также используют для восстановления металлов:

Из-за огнеопасности водород не так распространен в промышленности, как кокс, но в реакциях с водородом получают металлы значительно высшего качества (чистые).

Металлы — типичные восстановители, причем чем левее расположен металл в ряду активности, тем сильнее его восстановительные свойства. Некоторые металлы применяют в промышленности для восстановления других металлов из оксидов:

Ключевая идея

Химические элементы в высшей степени окисления могут проявлять только окислительные свойства, в низшей степени — только восстановительные свойства. Если элемент находится в промежуточной степени окисления, он может быть как окислителем, так и восстановителем.

Контрольные вопросы

184. В какой степени окисления элементы могут проявлять свойства: а) только окислительные; б) только восстановительные; в) и окислительные, и восстановительные? Ответ поясните.

185. Приведите примеры веществ, проявляющих сильные окислительные и восстановительные свойства. Поясните свой выбор.

186. Как зависит активность атомов элемента в окислительно-восстановительных реакциях от его степени окисления?

Задания для усвоения материала

187. Может ли проявлять восстановительные свойства: а) атом Флуора; б) флуорид-ион; в) атом Натрия; г) ион Натрия? Ответ поясните.

188. Почему фтор и кислород в химических реакциях являются преимущественно окислителями? Существуют ли еще простые вещества, которые были бы только окислителями или только восстановителями?

189. В каждом ряду веществ найдите элемент, содержащийся во всех трех веществах. Определите его степень окисления в этих соединениях. По степени окисления определите, в каком веществе этот элемент может быть только окислителем, в каком — только восстановителем, а в каком — проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

190. Составьте уравнения реакций горения в кислороде приведенных веществ и определите элемент-восстановитель.

Железо, водород, фосфор, сероводород, карбон(П) оксид, метан CH 4 .

191. Составьте уравнение горения кальция в кислороде. Атомы какого вещества отдают электроны, а какого — принимают?

192. Составьте уравнения реакций восстановления водородом следующих веществ: вольфрам^!) оксид, хром(Ш) оксид, титан(^) оксид. В каждой реакции определите элемент-окислитель.

193. Железо можно получить восстановлением феррум(Ш) оксида углеродом, водородом, алюминием. Составьте соответствующие уравнения реакций. Назовите окислитель и восстановитель в каждой реакции.

194. В алюминий бромиде Алюминий находится в высшей степени окисления, а Бром — в низшей. Какой элемент в этом соединении может быть окислителем, а какой — восстановителем? Ответ поясните, используя уравнения реакций: А1Вг 3 + 3Na = 3NaBr + Al; 2А1Вг 3 + 3Cl 2 = 2AlCl 3 + 3Br 2 .

195. Несколько веков назад картины писали красками, содержащими свинцовые белила. За многие годы такие картины почернели из-за превращения белил в плюмбум(И) сульфид черного цвета. При реставрации картин их обрабатывают раствором гидроген пероксида, благодаря чему черный плюмбум(П) сульфид окисляется до белого вещества, в котором Сульфур проявляет степень окисления +6. В какое соединение превращается плюмбум(П) сульфид? Составьте уравнение этой реакции. Как вы считаете, можно ли гидроген пероксид использовать для отбеливания серебряных изделий, которые темнеют из-за покрытия аргентум(1) сульфидом?

196. В каком воздухе быстрее потускнеет серебро: в чистом или загрязненном? Составьте план эксперимента, который мог бы доказать ваше мнение.

197. В дополнительных источниках найдите информацию об использовании окислительно-восстановительных процессов в быту и промышленности.

Это материал учебника

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».

окислитель для волос, окислитель thuya
Окисли́тель - вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие во время химической реакции электроны, иными словами, окислитель - это акцептор электронов.

В зависимости от поставленной задачи (окисление в жидкой или в газообразной фазе, окисление на поверхности) в качестве окислителя могут быть использованы самые разные вещества.

• Электрохимическое окисление позволяет окислять практически любые вещества на аноде, в растворах или в расплавах. Так, самый сильный неорганический окислитель, элементарный фтор, получают электролизом расплавов фторидов.

• 1 Распространённые окислители и их продукты
• 2 Мнемонические правила
• 3 Зависимость степени окисления от концентрации окислителя
• 4 Сильные окислители
• 5 Очень сильные окислители
• 6 См. также

Распространённые окислители и их продукты

Полуреакции	Продукт	Стандартный потенциал, В
O2 кислород		Разные, включая оксиды, H2O и CO2	+1,229 (в кислой среде) 0,401 (в щелочной среде)
O3 озон		Разные, включая кетоны и альдегиды
Пероксиды		Разные, включая оксиды, окисляет сульфиды металлов до сульфатов H2O
Hal2 галогены		Hal−; окисляет металлы, P, C, S, Si до галогенидов	F2: +2,87 Cl2: +1,36 Br2: +1,04 I2: +0,536
ClO− гипохлориты		Cl−
ClO3− хлораты		Cl−
HNO3 азотная кислота	с активными металлами, разбавленная с активными металлами, концентрированная с тяжёлыми металлами, разбавленная c тяжёлыми металлами, концентрированная
H2SO4, конц. серная кислота	c неметаллами и тяжёлыми металлами с активными металлами	SO2; окисляет металлы до сульфатов с выделением сернистого газа или серы
Шестивалентный хром		Cr3+	+1,33
MnO2 оксид марганца(IV)		Mn2+	+1,23
MnO4− перманганаты	кислая среда нейтральная среда сильнощелочная среда	Mn2+	+1,51
Катионы металлов и H+		Me0	См. Электрохимический ряд активности металлов

Мнемонические правила

Для запоминания свойств окислителей и восстановителей существует несколько мнемонических правил:

1. Окислитель - грабитель (в процессе окислительно-восстановительной реакции окислитель присоединяет электроны).
2. Ассоциация со знакомым словом: ПВО - Присоединяет (электроны), Восстанавливается, является Окислителем.
3. Отдает - окисляется, сам восстановителем является.

Зависимость степени окисления от концентрации окислителя

Чем активнее металл, реагирующий с кислотой, и чем более разбавлен её раствор, тем полнее протекает восстановление. качестве примера - реакция азотной кислоты с цинком:

• Zn + 4HNO3(конц.) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
• 3Zn + 8HNO3(40 %) = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
• 4Zn + 10HNO3(20 %) = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
• 5Zn + 12HNO3(6 %) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
• 4Zn + 10HNO3(0.5 %) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Сильные окислители

Сильными окислительными свойствами обладает «царская водка» - смесь одного объема азотной кислоты и трёх объёмов соляной кислоты.

HNO3 + 3HCl ↔ NOCl + 2Cl + 2H2O

Образующийся в нём хлористый нитрозил распадается на атомарный хлор и монооксид азота:

Царская водка является сильным окислителем благодаря атомарному хлору, который образуется в растворе. Царская водка окисляет даже благородные металлы - золото и платину.

Ещё один сильный окислитель - перманганат калия. Он способен окислять органические вещества и даже разрывать углеродные цепи:

С6H5-CH2-CH3 + → C6H5COOH + … C6H6 + → HOOC-(CH2)4-COOH

Сила окислителя при реакции в разбавленном водном растворе может быть выражена стандартным электродным потенциалом: чем выше потенциал, тем сильнее окислитель.

Очень сильные окислители

Условно к «очень сильным окислителям» относят вещества, превышающие по окислительной активности молекулярный фтор. К ним, например, относятся: гексафторид платины, диоксидифторид, дифторид криптона, гексафтороникелат(IV) калия. Перечисленные вещества, к примеру, способны при комнатной температуре окислять инертный газ ксенон, что неспособен делать фтор (требуется давление и нагрев) и тем более ни один из кислородсодержащих окислителей.

См. также

• Окислительно-восстановительные реакции

окислитель thuya, окислитель для волос, окислитель сенко, окислитель это, окислительная башня, окислительное число, окислительные ферменты, окислительный стресс

Окислитель Информацию О