Blank page

Окислительно-восстановительные процессы

Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫМИ РЕАКЦИЯМИ.
В окислительно-восстановительных реакциях электроны не уходят из сферы реакции, а передаются от одного элемента к другому.

Вещества, участвующие в окислительно-восстановительных реакциях, и у которых изменились степени окисления, являются либо окислителями, либо восстановителями.

ОКИСЛИТЕЛИ - это атомы, ионы или молекулы, которые принимают электроны.
ВОССТАНОВИТЕЛИ - это атомы, ионы или молекулы, которые отдают электроны.

Типичные восстановители и окислители.
Окислители:
1) вещества (оксиды, кислоты, соли) с максимально положительной степенью окисления входящего в них элемента.
Например: кислоты – HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, H₂Cr₂O₇;
соли – KСlO₄, KClO₃, KNO₃, KMnO₄, K₂Cr₂O₇;
оксиды –PbO₂, Mn₂O₇, CrO₃, N₂O₅
2) Самые активные неметаллы – фтор, кислород, озон
Восстановители:
1) Bсе металлы (они могут только отдавать электроны);
2) Bещества с минимально возможной (отрицательной) степенью окисления неметалла.
Например: водородные соединения – РН₃, HI, HBr, H₂S;
соли – KI, NaBr, K₂S.

Все остальные вещества в зависимости от условий могут быть как окислителями, так и восстановителями: например, Н₂О₂, KNO₂, SO₂, простые вещества-неметаллы (кроме фтора и кислорода) могут как принимать, так и отдавать электроны.

3) Процессы окисления и восстановления
В окислительно-восстановительной реакции различают два процесса:
окисление – процесс, в котором восстановитель отдает электроны;
восстановление – процесс, в котором окислитель принимает электроны.
Запомните: окислитель восстанавливается! восстановитель окисляется!

4) Что такое электронный баланс?
Уравнения окислительно-восстановительных реакций составляют, пользуясь методом ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА: число отданных и принятых электронов должно быть одинаково.
Пример: Н N⁺⁵O₃ + C⁰→
Азотная кислота – типичный окислитель. Она восстанавливается до N⁺⁴O₂, углерод в этой реакции будет восстановителем, окислится до С⁺⁴О₂.
HN⁺⁵O₃ + C⁰→ С⁺⁴О₂ + N⁺⁴O₂+ Н₂О
Составляем электронный баланс:
N⁺⁵ + 1е → N⁺⁴ 4 – окислитель
C⁰ – 4 е → С⁺⁴1 – восстановитель
Таким образом, в уравнении реакции перед оксидом азота и азотной кислотой должен стоять коэффициент 4, а перед углеродом и углекислым газом – 1. Остаётся уравнять воду.
4HNO₃ + C → СО₂ + 4NO₂+ 2Н₂О

Главные схемы окислительно-восстановительных переходов

KMnO₄

(малиновый раствор)

+ восстановитель

кислая среда:

Mn²⁺

(MnCl₂, MnSO₄)

обесцвечивание

нейтральная среда:

Mn⁺⁴

(MnO₂↓ бурый осадок)

щелочная среда:

Mn⁺⁶

(K₂MnO₄,

зеленый раствор)

Сr ⁺⁶

Cr⁺³

K₂Cr₂O₇

(дихромат) или

K₂CrO₄(хромат)

CrCl₃, Cr₂(SO₄)₃

в кислой среде

+ восстановители

Cr(OH)₃

в нейтральной среде

K₃[Cr(OH)₆]

в щелочной среде

Во что переходят восстановители в реакциях с KMnO₄ или K₂Cr₂O₇?
а) S^2-, I^-, Br^-, Cl^-→ переходят в Э⁰
б) Р^-3, As^-3→ переходят Э⁺⁵
в) N⁺³, S⁺⁴, P⁺³ ,и т.п. → в высшую степень окисления
(соль или кислота)
г) Fe⁺² → Fe⁺³
Примеры реакций:
2KMnO₄+ 5H₂O₂ + 3H₂SO_{4(кислаясреда)}→2MnSO₄ + 5O₂ + K₂SO₄ + 8H₂O
K₂Cr₂O₇ + 3KNO₂ + 4H₂SO_{4(кислаясреда)}→Cr₂(SO₄)₃ + 3KNO₃ + K₂SO₄ + 4H₂O

Разложение нитратов (по ряду активности металлов!).

1. Металлы левее магния кроме лития.

2KNO₃→^t 2КNO₂ + O₂

нитрит металла + кислород

2. От магния

до меди включительно+ литий

2Mg(NO₃)₂→^t 2MgO + 4NO₂+ O₂

оксид

металла* + NO₂+ O₂

3. Правее меди

2AgNO₃→^t 2Ag + 2NO₂+ O₂

металл + NO₂+ O₂

*оксид металла в наиболее устойчивой степени окисления.

HN⁺⁵O₃ + металлы
+4	+2	+1	0	-3
NO₂	NO	N₂O	N₂	NH₄NO₃
Неактивные металлы	Активные металлы**
концентри-рованная	разбавлен-ная	концентриро-ванная	среднее разбавление	очень разбавленная
→ чем активнее металл и чем более разбавленная кислота →
- не реагируют с азотной кислотой Au,Pt,Pd. - пассивация Al,Cr,Fe*

*Пассивация – металлы не реагируют с конц. кислотой без нагревания из-за наличия плотной оксидной плёнки
** Магний и кальций с кислотой любой концентрации восстанавливают её до N₂O!

	H₂SO₄	- не реаг Au, Pt, Pd.
Разбавленная - ведет себя как обычная минеральная кислота!	*Концентрированная* (пассивация Al,Cr,Fe)**
металлы в ряду активности до Н *- Н₂+ сульфат металла.**	металлы после Н – не реагируют.	неактивные металлы – сульфат металла +SO₂↑	активные металлыи цинк – сульфат металла + S↓ или H₂S↑***
Концентрированная кислота + неметаллы	 SO₂↑+ кислота или оксид неметалла (в макс. степени окисления)

* сульфат металла В НАИМЕНЬШЕЙ степени окисления
**Пассивация – металлы не реагируют с конц. кислотой без нагревания из-за наличия плотной оксидной плёнки.
*** Сероводород получается при взаимодействии щелочных металлов.

Вещества с двойственной природой:
Пероксид водорода:
Н₂О₂+ окислитель O₂
+ восстановитель  Н₂О или ОН^-
Нитриты щелочных металлов и аммония:
КNO₂+ окислитель KNO₃
+ восстановитель NO

Примеры реакций:
H₂O₂ + 2KI + H₂SO₄ I₂ + K₂SO₄ + 2H₂O (пероксид – окислитель)
5H₂O₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ 5O₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O(пероксид – восстановитель)
KNO₂+ H₂O₂KNO₃ + H₂O(нитрит – восстановитель)
2KNO₂+ 2KI + 2H₂SO₄ 2NO + I₂+ 2K₂SO₄ + 2H₂O (нитрит – окислитель)

Реакции диспропорционирования - реакции, в которых один и тот же элемент и отдает и принимает электроны.
Например, в реакции: Cl₂⁰+ KOHKCl^-1 + KCl⁺⁵O₃ + H₂O – простое вещество хлор Cl₂⁰ и принимает электроны, переходя в -1 , и отдает, переходя в устойчивую степень окисления +5

Диспропорционирование неметаллов – серы, фосфора, галогенов (кроме фтора)

Сера + щёлочь  2 соли, сульфид и сульфит металла (реакция идёт при кипячении)	S⁰ S^-2 и S⁺⁴
Фосфор + щелочь  фосфин РН₃ и соль ГИПОФОСФИТ КН₂РО₂(реакция идёт при кипячении)	Р⁰Р^-3и Р⁺¹
Хлор + вода (без нагревания) 2 кислоты, HCl, HClO Хлор + щелочь (без нагревания) 2 соли, КCl и КClO и вода	Cl₂⁰Cl^-и Cl⁺
Бром, йод + вода  2 кислоты, HBr, HBrO₃ Хлор + щелочь (при нагревании) 2 соли, КCl и КClO₃ и вода Бром, йод + щелочь  две соли и вода.	Cl₂⁰ Cl^- и Cl⁺⁵ Br₂⁰ Br ⁻и Br⁺⁵

Диспропорционирование оксида азота (IV) и солей

NO₂ + вода 2 кислоты, азотная и азотистая

NO₂ + щелочь  2 соли, нитрат и нитрит

N⁺⁴ N⁺³и N⁺⁵

K₂SO₃ –(t) сульфид и сульфат калия

S⁺⁴ S^-2и S⁺⁶

KClO₃ –(t)(без катализатора)  2 соли, хлорид и перхлорат КСlO₄

Cl⁺⁵ Cl^-и Cl⁺⁷

Электролиз растворов и расплавов электролитов.

ЭЛЕКТРОЛИЗ – это процесс разложения расплавов и растворов электролитов под действием электрического тока.
В раствор или расплав какого-либо электролита опускают электроды: катод (-) и анод (+).

При этом ионы, образовавшиеся при диссоциации электролита, движутся к электродам и разряжаются на них, принимая или отдавая электроны. Электролиз расплавов.
1)Расплав хлорида натрия. Он содержит катион натрия и анион хлора.

*катод*:	Na⁺ + 1eNa⁰	2	На катоде: разряжается КАТИОН натрия:
*анод*:	2Cl^- - 2eCl₂⁰	1	На аноде: разряжается АНИОН хлора:

Cуммарное уравнение электролиза: 2NaCl(расплав) → (эл. ток) 2Na + Cl₂

2) Расплав гидроксида натрия.
4NaOH (расплав) →(эл. ток) 4Na + O₂ + 2H₂O

*катод*:	Na⁺ + 1eNa⁰	4
*анод*:	4ОН^- - 4eO₂ + 2H₂O	1

3) Расплав оксида алюминия в криолите.

Криолит – Na₃[AlF₆] используют для уменьшения температуры плавления оксида алюминия.
Электролиз проводится на графитовых электродах, при этом часть электрода сгорает в выделяющемся кислороде, выделяются оксиды углерода.
2Al₂O₃ (расплав) Электролиз растворов и расплавов электролитов.

ЭЛЕКТРОЛИЗ – это процесс разложения расплавов и растворов электролитов под действием электрического тока.
В раствор или расплав какого-либо электролита опускают электроды: катод (-) и анод (+).

При этом ионы, образовавшиеся при диссоциации электролита, движутся к электродам и разряжаются на них, принимая или отдавая электроны. Электролиз расплавов.
1)Расплав хлорида натрия. Он содержит катион натрия и анион хлора.

*катод*:	Na⁺ + 1eNa⁰	2	На катоде: разряжается КАТИОН натрия:
*анод*:	2Cl^- - 2eCl₂⁰	1	На аноде: разряжается АНИОН хлора:

Cуммарное уравнение электролиза: 2NaCl(расплав) →^{(эл. ток)} 2Na + Cl₂

2) Расплав гидроксида натрия.
4NaOH (расплав) →^{(эл. ток)} 4Na + O₂ + 2H₂O

*катод*:	Na⁺ + 1eNa⁰	4
*анод*:	4ОН^- - 4eO₂ + 2H₂O	1

*Катодный процесс-разрядка катиона зависит от положения в электрохимическом ряду напряжений.*	*Анодный процесс*
1. Металлы правее Н: разряжаются на катоде  Ме	1. Анионы бескислородных кислот (кроме F^-) – разряжаются до простого вещества: S^2- >I^- >Br^->Cl^-
2. Металлы от Al до Н: идёт два параллельных процесса: а) разрядкаметалла Ме б) разрядка воды:  Н₂	2. Анионы кислородсодержащих кислот и F^-*не разряжаются, идёт разрядка воды*: О₂
3. Если в растворе ионы Н⁺- они разряжаются до Н₂	3. Если есть ОН^- он разряжается с выделением О₂
4. Металлы левее алюминия – НЕ РАЗРЯЖАЮТСЯ, идёт разрядка воды: Н₂	4. Анионы карбоновых кислот – реакция Кольбе. Происходит процесс декарбоксилирования и выделяется алкан (в результате сдваивания алкильных радикалов). Пример: 2CH₃COO^- -2e  2CO₂+ CH₃-CH₃

Примеры:
1) раствор хлорида натрия.NaCl + H₂O → ^{(эл. ток)}

2Н₂О +2е H₂ + OH^-

катод: около катода Na⁺ и H₂O. Натрий левее Al, поэтому идёт разрядка воды.

2Cl^-- 2eCl₂

анод: около анода хлорид-анион

и вода. Разряжается ион Cl^-

Cуммарное уравнение электролиза:
2NaCl + 2H₂O → ^{(эл. ток)}Сl₂+ H₂ + 2NaOH
На электродах выделяются газообразные продукты – хлор и водород, в растворе накапливается гидроксид натрия.

2) раствор сульфата меди (II) CuSO₄ + H₂O →^{(эл. ток)}

Cu²⁺ +2е Cu

катод: около катода Cu²⁺ и H₂O.Медь левее Н, поэтому она сама будет разряжаться на катоде:

2H₂O-4eO₂+ 4H⁺

анод: около анода – сульфат- анион

и вода. Разряжается вода.

Cуммарное уравнение электролиза:
CuSO₄ + H₂O → ^{(эл. ток)}Cu + O₂ + H₂SO₄
На катоде выделяется металл – медь, на аноде – газообразный кислород, в растворе накапливается серная кислота.

Электролиз растворов солей с растворимым анодом.
Если анод из того же металла, что и металл в составе соли (например, медный анод в растворе сульфата меди), то на аноде не происходит разрядки воды или аниона. Происходит процесс РАСТВОРЕНИЯ АНОДА: Ме⁺ⁿ + nē = Ме⁰
Пример: электролиз раствора сульфата никеля с никелевыми электродами.
катод: Ni²⁺ + 2ē = Ni⁰
анод:Ni⁰ - 2ē = Ni²⁺