Дидактический материал по теме Окислительно- восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные процессы


1) 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.

2)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:
Н2О2, KNO2, Cl2, простые вещества-неметаллы 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+4 (1 – 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
1)
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




2) Во что переходят восстановители в реакциях с KMnO4 или K2Cr2O7?
а) S2-, I-, Br-, Cl- ( переходят в Э0
б) Р-3, As-3 ( +5
в) N+3,S+4, P+3, и т.п. ( в высшую степень окисления
(соль или кислота)
3)

HNO3
-не реагируют Au,Pt,Pd.

Концентрированная
(пассивация Al,Cr,Fe)*
Разбавленная

активные металлы
неактивные металлы
неактивные металлы
активные металлы + среднее разбав-ление
активные металлы + оч. разбавленный раствор

нитрат металла + N2O**
нитрат металла
+ NO2
нитрат металла
+ NO
нитрат металла +N2
нитрат металла +NH4NO3

HNO3 концентрированная
+ неметаллы
кислота или оксид
(высшие) + NO или NO2

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


4)

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 металлы – сульфат металла
+ S или H2S***

Концентрированная + неметаллы
( SO2 + кислота или оксид неметалла

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

5) Разложение нитратов (по ряду активности металлов!).
1. Металлы левее магния кроме лития.
KNO3 ( КNO2 + O2
нитрит
металла + кислород

2. От магния
до меди включительно
+ литий
Mg(NO3) 2( MgO + NO2 + O2
оксид
металла* + NO2 + O2

3. Правее меди
AgNO3 ( Ag + NO2 + O2
металл + NO2 + O2

*оксид металла в наиболее устойчивой степени окисления.


6) Вещества с двойственной природой:
Пероксид водорода:
Н2О2 + окислитель ( O2
+ восстановитель ( Н2О или ОН-

Нитриты щелочных металлов и аммония:
КNO2 + окислитель ( KNO3
+ восстановитель ( NO

7) 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

Заголовок 115