Li Rb K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Co Pb H Cu Hg Ag Pt Au

Чем левее находится металл в ряду, тем сильнее выражены его восстановительные свойства. Металлы, стоящие левее водорода – восстанавливают ионы водорода до молекулярного водорода, а металлы, стоящие справа от водорода – наоборот, являются более сильными окислителями. Этот ряд важен для предсказания многих свойств металлов: вытеснения металлов из солей, взаимодействие с кислотами, электролиз растворов солей и пр.

Важнейшие окислители и восстановители приведены в таблице.

Однако, существуют вещества, которые могут быть как окислителями, так и восстановителями. Обычно эти вещества содержат элементы в промежуточной степени окисления: Н₂О₂, SO₂, HNO₂.

В случае протекания окислительно-восстановительной реакции в растворе, важную роль играет кислотность среды. В частности, значения рН определяет формы существования продуктов реакции:

3. Типы окислительно-восстановительных реакций.

А) межмолекулярные: окислитель и восстановитель находятся в разных веществах;

Б) внутримолекулярные: окислитель и восстановитель находятся в одной молекуле (как правило, это реакции разложения).

В) диспропорционирования: атомы одного химического элемента, находящиеся в одной степени окисления, одновременно повышают и понижают ее.

Схема межмолекулярных окислительно-восстановительных реакций:

ОКИСЛИТЕЛЬ + ВОССТАНОВИТЕЛЬ + СРЕДА =

Примеры:

Al + KClO₄ + H₂SO₄ → KCl + Al₂(SO₄)₃ + H₂O

H₂O₂ + AuCl₃ + NaOH→ O₂ + Au + NaCl + H₂O

FeSO₄ + NaOH + H₂O₂→ Na₂FeO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

FeCl₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + HCl + H₂O

Иногда роль среды может выполнять окислитель или восстановитель. Например:

HCl (конц) + CrO₃ → CrCl₃ + Cl₂ + H₂O

( HCl - восстановитель и среда)

HNO₃(конц) + Ca₃P₂ → Ca(NO₃)₂ + H₃PO₄ + NO₂ + H₂O

(HNO3 - окислитель и среда)

Для неметаллов характерны реакции диспропорционирования:

Cl₂ + KOH_(холод) → KCl + KClO + H₂O

Br₂ + KOH_{(нагревание)} → KBr + KBrO₃ + H₂O

S + NaOH _{(нагревание)} → Na₂S + Na₂SO₃ + H₂O

P₂O₃ + H₂O _{(нагревание)} → H₃PO₄ + PH₃

Правила составления ОВР. ПРОДУКТЫ ОВР.

(1). Если в ходе ОВР катион остается один, его соединяют с анионом среды.

(2). Если в ходе ОВР анион остается один, его соединяют с катионом среды.

Схемы для соединений химических элементов:

I. Галогены.

Кислородосодержащие соединения галогенов при восстановлении переходят в соответствующие галогениды:

NaClO₃ + восст. → NaCl

KClO + восст. → KCl.

Исключение – если в роли восстановителя выступает соответствующий галогенид-анион, то в ходе реакции выделяется свободный галоген:

KBr⁺⁵O₃ + 5KBr^-1 + 3H₂SO₄ → Br₂⁰ + 3K₂SO₄ +3H₂O

окислит. восст. среда

Свободные галогены являются сильными окислителями и в ходе ОВР, как правило, переходят в соответствующие галогенид-анионы:

2Na₃[Cr(OH)₆] + 3Cl₂ + 4NaOH → 2Na₂CrO₄ + 6NaCl + 8H₂O

KMnO₄ – окислитель, – в зависимости от реакции среды при восстановлении переходит в различные формы:

III. Кислород.

Соединения кислорода.

H₂⁺¹O₂^-1 – и окислитель, и восстановитель:

H₂O₂ + 2e^– → 2OH^– (H₂O₂ – окислитель в нейтральной среде)

H₂O₂ + 2e^– + 2H⁺ → 2H₂O (H₂O₂ – окислитель в кислой среде)

H₂O₂ – 2e^– → O₂↑ + 2H⁺ (H₂O₂ – восстановитель)

IV. Соединения серы.

H₂S^-2 (и его соли) – 8e^– + окислит. → H₂S⁺⁶O₄

[окислители: H₂O₂, HNO₃(конц.) при t°, Cl₂ в растворе, O₃ в растворе];

H₂S^-2 (и его соли) – 2e^– + окислит. → S⁰↓

[окислители: KMnO₄, K₂Cr₂O₇, HNO₃(разб.), H₂SO₄(конц.) холодная и т.д.];

H₂S^-2 (и его соли) – 6e^– + окислит. → S⁺⁴O₂↑

[окислитель: H₂SO₄(конц.) при t°];

SO₂ – и окислитель, и восстановитель:

SO₂ + окислитель → SO₄^2–

SO₂ + восстановитель → S⁰↓ (в реакции с H₂S)

Чем левее в ряду активности стоит металл, тем более вероятно образование H₂S.

Чем правее стоит металл, тем более вероятно образование SO₂.

Концентрированная серная кислота не окисляет фторид- и хлорид-ионы, окисляет только Br^- и I^-:

KF_(тв) + H₂SO_4(конц) =HF­ + K₂SO₄ (фтор не окисляется концентрированной H₂SO₄)

KСl_(тв) + H₂SO_4(конц) =HCl ­+ K₂SO₄(хлор не окисляется концентрированной H₂SO₄)

2KBr + 2H₂SO_4(конц) =Br₂ + SO₂ + K₂SO₄ + 2H₂O (S⁺⁶ принимает 2 электрона)

8KI + 5H₂SO_4(конц) =4I₂ + H₂S + 4K₂SO₄ + 4H₂O(S⁺⁶ принимает 8 электронов)

V. Соединения хрома.

Восстановители: Cr⁰, Cr²⁺, Cr³⁺;

окислители: K₂Cr₂O₇ (устойчив в кислой среде); K₂CrO₄ (устойчив в щелочной среде).

Среда	Cr3+		Cr+6
H+	CrCl3, Cr(NO3)3, Cr2(SO4)3		K2Cr2O7, H2Cr2O7
OH–	Na3[Cr(OH)6]		K2CrO4

VI. Соединения азота.

а) NO₂ – окислитель.

Оба варианта верны. Продукты реакции определяются количеством восстановителя (в избытке восстановителя – N₂, в недостатке - NO)

NO₂ подвергается диспропорционированию в холодной воде:

2NO₂ + 2H₂O →HNO₂ + HNO₃

б) HNO₂ (и ее соли) – и окислитель, и восстановитель:

HNO₂ (или KNO₂) + окислитель → HNO₃ (или KNO₃);

HNO₂ (или KNO₂) + восстановитель → NO (иногда N₂);

Нитраты и нитриты в щелочной среде восстанавливаются до аммиака. При этом в роли восстановителя выступают Al, Zn, Be редко Mg.

*** KNO₂ + H⁰ → NH₃ (атомарный водород H⁰ образуется при взаимодействии с Al или Zn в щелочной среде).

3KNO₂ + 6Al + 3KOH + 15H₂O→6K[Al(OH)₄] +3NH₃

3KNO₃ +8Al + 5KOH + 18H₂O→8K[Al(OH)₄] +3NH₃

в) HNO₃ – окислитель.

Продукты восстановления HNO₃ зависят от 2-х факторов: силы восстановителя и концентрации кислоты. Чем сильнее восстановитель и чем более разбавлена кислота, тем более низкую степень окисления имеет азот (N) в продуктах восстановления HNO₃:

HNO₃ не взаимодействует с Au, Pt, Ir, Os.

HNO₃(конц.) взаимодействует с Al, Cr, Fe ТОЛЬКО при t° [см. H₂SO₄(конц.)]

VII. Железо.

а) Fe⁰+ 2H⁺ →Fe²⁺ + H₂↑ (с разбавленными H₂SO₄ и HCl)

б) Fe⁰+ соль→Fe²⁺ + катион из соли: (Fe⁰+ CuSO₄ →FeSO₄ + Cu)

в) Fe²⁺ + окислитель → Fe³⁺;

Например: 2FeCl₂ + 4H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 4HCl + SO₂ + 2H₂O

г) Fe³⁺ + восстановитель → Fe²⁺;

восстановители – металлы, стоящие в ряду активности между Fe и Hg, а также I^–, S^2– и т.д.

Металлы, более активные, чем Fe, могут восстанавливать железо до степени окисления либо 0, либо +2: 2FeCl₃ + 3Mg (избыток) → 2Fe⁰ + 3MgCl₂;

2FeCl₃ + 3Mg (недостаток) → 2FeCl₂ + MgCl₂;

2FeCl₃ + Сu → 2FeCl₂ + CuCl₂;

Железо в степени окисления +2 и +3 в щелочной среде окисляется до ферратов действием галогенов (кроме йода), пероксида водорода и кислородосодержащими соединениями галогенов.

Fe₂O₃+3Cl₂+10KOH_(k) →2K₂FeO₄+6KCl+H₂O(50^oC)

2FeCl₃+3Br₂+16KOH→2K₂FeO₄+6KBr+6KCl+8H₂O

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту: