Co2 восстановитель или окислитель – Ответы Mail.ru: CO2 — окислитель или восстановитель?

Важнейшие восстановители и окислители (коротко и подробно)

	Адрес этой страницы (вложенность) в справочнике dpva.ru:  главная страница  / / Техническая информация / / Химический справочник / / Горение и взрывы. Окисление и восстановление.  / / Важнейшие восстановители и окислители (коротко и подробно) Важнейшие восстановители и окислители (коротко и подробно). Окислители и восстановители. Краткий перечень важнейших окислителей и восстановителей (подробные перечни — см. ниже): Восстановители (подробный перечень восстановителей) Окислители (подробный перечень окислителей) Металлы, Водород, Уголь, Окись углерода (II) (CO) Сероводород (H2S), Оксид серы (IV) (SO2), Cернистая кислота H2SO3 и ее соли, Галогеноводородные кислоты и их соли, Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3, Азотистая кислота HNO2, Аммиак NH3, Гидразин NH2NH2, Оксид азота(II) (NO), Катод при электролизе. Галогены, Перманганат калия(KMnO4) манганат калия (K2MnO4) оксид марганца (IV) (MnO2) Дихромат калия (K2Cr 2O7) хромат калия (K2CrO4) Азотная кислота (HNO3) Серная кислота (H2SO4) концентрированная Оксид меди(II) (CuO) оксид свинца(IV) (PbO2) оксид серебра (Ag2O) пероксид водорода (H2O2) Хлорид железа(III) (FeCl3), Бертоллетова соль (KClO3) Анод при электролизе. Подробный перечень окислителей — таблица. Окислители. No Окислитель Восстановленная форма Среда Примечания 1. KMnO4 Mn2+ кислая   — MnO2 нейтральная или слабощёлочная MnO42— сильнощёлочная 2. MnO2 Mn2+ — — 3. K2Cr2O7 Cr3+ кислая или нейтральная в нейтральной возможны Cr(OH)3 или [Cr(OH)6]3- CrO2- щелочная 4. K2CrO4 Na2CrO4 Cr3+ кислая или нейтральная в нейтральной возможны Cr(OH)3 или [Cr(OH)6]3- CrO2— щелочная 5 CrO3 Cr3+ кислая или нейтральная в нейтральной возможны Cr(OH)3 или [Cr(OH)6]3- CrO2- щелочная 6. HNO3разбавл. NO — с малоактивными металлами и неметаллами HNO3 оч. разбавл. NH3 или NH4+ С щёлочными или щелочноземельными металлами HNO3 конц. N2O с активными металлами NO3 с неактивными металлами и неметаллами 7. NaNO3 NH3 — C Al и Zn 8. HNO2 NO — — 9. KNO2 NO — — 10. H2SO4 разбавл. H2 — с металлами левее водорода H2SO4 конц. SO2 с малоактивными металлами и неметаллами H2S с активными металлами. S с остальными металлами 11. Соли М малоактивные металлы MхAnу Мп+(п<у) металлы средней активности AgNO3 Ag — — Ag2O Ag AuCl3 Au HgCl2 Hg+ FeCl3 Fe2+ CrCl3 Cr3+ SnCl4 Sn2+ CuCl2 Cu2+ 12 H2O2 H2O кислая или нейт. — 2OH­ щелочная 13. Cl2 Cl- — — 14. Br2 Br- — — 15. I2 I- — — 16. HClO Cl- — Возможно Cl2 17. HBrO Br- — Возможно Br2 18. HIO I- — Возможно I2 19. HClO2 Cl- — — 20.

dpva.ru

Важнейшие окислители и восстановители

К числу сильных окислителей, широко используемых на практике, относятся галогены (Fe₂, Cl₂, Br₂, I₂), оксид марганца Mn⁺⁴O₂, перманганат калия KMn⁺⁷O₄, манганат калия K₂Mn⁺⁶O₄, оксид хрома (хромовый ангидрид) Cr⁺⁶O₃, хромат калия K₂Cr⁺⁶O₄, бихромат калия K₂Cr₂⁺⁶O₇, азотная кислота HN⁺⁵O₃ и ее соли, кислород О₂, озон О₃, перекись водорода Н₂О₂, концентрированная серная кислота Н₂S⁺⁶О₄, оксид меди (II) Сu⁺²О, оксид серебра Ag₂⁺¹O, оксид свинца Рb

+4О₂, гипохлориты (например, NaCl^-1O) и другие соединения.

Щелочные и щелочноземельные металлы являются сильными восстановителями. К числу других восстановителей относятся: водород, углерод, оксид углерода С⁺²О, сероводород Н₂S^-2, оксид серы S⁺⁴О₂, сернистая кислота Н₂S⁺⁴О₃ и ее соли, галогенводороды (кроме HF), хлорид олова (II) Sn⁺²Cl₂, сульфат железа (II) Fe⁺²SO₄.

Типы окислительно-восстановительных реакций. Окислительно–восстановительный эквивалент

Различают три типа окислительно–восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции самоокисления–самовосстановления.

1. Межмолекулярные – это такие реакции, в которых молекулы, атомы или ионы элементов, входящие в состав одного вещества и являющиеся окислителем, взаимодействуют с молекулами, ионами, атомами, входящих в состав другого вещества (восстановителя): например:

Mn⁺⁴O₂ + 4HCl^-1 = Mn²⁺Cl₂ + Cl₂⁰ + 2H₂O.

2. Во внутримолекулярных реакциях изменяется СО элементов одного и того же вещества таким образом, что одни из них окисляются, а другие — восстанавливаются. К таким реакциям относится, например, разложение бертолетовой соли и оксида ртути (II):

2KCl⁺⁵O₃^-2 = 2KCl^-1 + 3O₂⁰;

2Hg⁺²O^-2 = 2Hg⁰ + O₂⁰.

3. В реакциях самоокисления–самовосстановления (диспропорционирования) атомы одного и того же вещества так взаимодействуют друг с другом, что одни отдают электроны (окисляются), а другие их присоединяют (восстанавливаются). Например, растворение хлора в воде:

Cl₂⁰ + H₂O = HCl⁺¹O + HCl^-1 или

(Cl⁰Cl⁰ + H₂O = HCl⁺¹O + HCl^-1).

В обиход химиков, изучающих рассматриваемые процессы, наряду с химическими эквивалентами вошли окислительный и восстановительный эквиваленты. Это частное от деления молярной массы вещества на число приобретаемых (или теряемых) электронов. Так, в реакции

5H₂S + 2KMnO₄ + 3H₃SO₄ = 5S + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

для KMnO₄ окислительный эквивалент равен 158,15/5, а для сероводорода восстановительный эквивалент – половине его молярной массы.

Методика составления окислительно–восстановительных реакций на основе электронного баланса

С точки зрения электронной теории окислительно–восстановительными реакциями называются такие реакции, при протекании которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим. Поскольку электроны в окислительно–восстановительных реакциях переходят только от восстановителя к окислителю, а молекулы исходных веществ и продуктов реакции электронейтральны, то число электронов, отданных восстановителем всегда равно числу электронов, принятых окислителем. Это положение называется принципом электронного баланса и лежит в основе нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно–восстановительных реакций.

Согласно этому принципу число молекул окислителя и число молекул восстановителя в уравнении окислительно-восстановительных реакций должны быть такими, чтобы количество принимаемых и отдаваемых электронов было одинаковым.

Рассмотрим применение принципа электронного баланса при нахождении коэффициентов в уравнениях окислительно–восстановительных реакций на конкретных примерах.

1. При каталитическом окислении аммиака NH₃ кислородом О₂ образуется оксид азота NO и вода Н₂О. Запишем схему процесса с помощью формулы:

NH₃ + O₂  NO + H₂O.

Над символами элементов, изменяющих в процессе реакции СО, подпишем их значения:

N^-3H₃ + O₂⁰  N⁺²O^-2 + H₂O^-2.

Из изменения величины СО видно, что азот в молекуле аммиака окислился, а молекула кислорода – восстановилась, то есть аммиак является восстановителем, а кислород – окислителем. Из этой схемы также вытекает, что атом азота, изменяя СО от -3 до +2, отдает кислороду пять электронов. Поскольку водород СО не меняет, то молекула аммиака будет отдавать всего 5 электронов. Атом кислорода принимает 2 электрона (СО меняется от 0 до -2), следовательно, молекула кислорода будет принимать 4 электрона. Запишем указанные процессы в виде схемы:

N-3 — 5ē  N+2 5 20 O20 + 4ē  2O-2 4

4 окисление – восстановитель 5 восстановление — окислитель

Согласно принципу электронного баланса количества молекул окислителя и восстановителя нужно взять такими, чтобы числа принимаемых и отдаваемых электронов были равными. Для этого находится общее кратное, а затем делится на число отдаваемых или приобретаемых электронов; полученные коэффициенты ставятся соответственно перед молекулой восстановителя и окислителя. Из этой схемы видно, что 4 молекулы NH₃ отдают 20 электронов, которые принимаются 5 молекулами О₂. Коэффициенты электронного баланса называются основными коэффициентами. Они никаким изменениям не подлежат:

4NH₃ + 5O₂  NO + H₂O.

Все остальное уравнивается в соответствии с их величиной:

4NH₃ + 5O₂  4NO + 6H₂O.

2. При окислении сульфида мышьяка As₂S₃ азотной кислотой HNO₃ образуются мышьяковистая кислота H₃AsO₄, серная H₂SO₄ и оксид азота NO.

Составим схему реакции, указывая СО над символами тех элементов, у которых в процессе реакции они изменяются:

As₂⁺³S₃^-2+ HN⁺⁵O₃  H₃As⁺⁵O₄ + H₂S⁺⁶O₄ + N⁺²O.

Подсчитаем количество электронов, отдаваемых молекулой восстановителя и принимаемых молекулой окислителя. Мышьяк изменяет СО от +3 до +5, отдавая 2 электрона. Два атома в молекуле мышьяка As₂S₃ отдадут 4 электрона. Сера меняет СО от -2 до +6, отдавая 8 электронов. Три атома серы этой молекулы отдают 24 электрона. Всего одна молекула As₂S₃ отдает 28 электронов. Принимает электроны азот в HNO₃, изменяя СО от +5 до +2. Следовательно, каждая молекула HNO₃ принимает 3 электрона. Запишем это в виде схемы:

As2+3S3-2 — 28ē = 2As+5 + 3S+6 (окисление) 84 N+5 + 3ē = N2+ (восстановление)

3 28

Очевидно, что для соблюдения электронного баланса надо взять 3 молекулы As₂S₃ (3·28=84) и 28 молекул HNO₃ (3·28=84), все остальные коэффициенты уравниваются в соответствии с этими основными коэффициентами:

3As₂S₃ + 28HNO₃ => 6H₃AsO₄ + 9H₂SO₄ + 28NO.

Подсчет атомов водорода показывает, что в левой части их 28, а в правой – 36. Кислорода в правой части 84 атома, в правой – 88. Если водород или кислород не входят в уравнение реакции в виде простых веществ, то они уравниваются добавлением нужного количества молекул воды в ту часть уравнения, где их недостает. Поэтому подсчет атомов кислорода или водорода проводят в последнюю очередь, причем уравнивание водорода добавлением молекул воды приводит к автоматическому уравниванию кислорода и наоборот. Если водород или кислород входят в уравнение реакции в виде простых веществ, то их необходимо уравнивать независимо друг от друга.

Окончательно рассматриваемое уравнение реакции будет иметь вид:

3As₂S₃ + 28HNO₃+ 4Н₂О = 6H₃AsO₄+ 9H₂SO₄ + 28NO.

3. Если числа электронов, отдаваемых молекулой восстановителя и принимаемых молекулой окислителя, имеют общий делитель, то на него можно сократить основные коэффициенты, например:

8 24 6

4 3

(восстановление) (окисление)

Наибольший общий делитель равен 2. Коэффициенты в уравнении будут

4HСlO₃ + 3H₂S = 4HCl + 3H₂SO₄.

Электронный баланс в данном случае .

4. Если число участвующих в реакции атомов нечетное, а в результате ее должно получиться четное число атомов хотя бы одного из изменяющихся СО элементов, то основные коэффициенты удваиваются:

3 3 1

6 2

(окисление) (восстановление)

6FeSO₄ + 2HNO₃ + 3H₂SO₄ = 3Fe₂(SO₄)₃ + 2NO + 4H₂O.

В рассмотренном примере в протекании окислительно-восстановительной реакции принимает участие серная кислота. Она необходима для связывания образовавшегося трехвалентного железа. Нужное количество молекул H₂SO₄ определяется после расстановки коэффициентов перед продуктами реакции в соответствии с основными коэффициентами в левой части уравнения. Водород или кислород уравниваются в последнюю очередь добавлением молекул воды.

5. Окислитель или восстановитель, кроме основной окислительно-восстановительной реакции, расходуется также на связывание образующихся продуктов реакции. Например:

1 3 группы по два иона хлора, всего шесть ионов хлора

(восстановление) (окисление)

K₂Cr₂O₇ + 6HCl 2CrCl₃ + 3Cl₂ + 2KCl.

На связывание продуктов реакции в соответствии с основными коэффициентами необходимо 8 молекул HCl, которые не окисляются (на образование 2 молекул CrCl₃ и 2 молекул KCl). Таким образом:

K₂Cr₂O₇ + 6HCl + 8HCl  2CrCl₃ + 3Cl₂ + 2KCl.

на восстановление на связывание

Уравниваем водород или кислород, добавив в правую часть уравнения 7 молекул воды H₂O, и получим окончательно:

K₂Cr₂O₇ + 14HCl  2CrCl₃ + 3Cl₂ + 2KCl + 7H₂O.

6.

8 2

4 1

(окисление) (восстановление)

Основные коэффициенты 4 и 1:

4Сa + HNO₃ 4Ca(NО₃)₂ + NH₄NO₃.

На связывание продуктов реакции требуется в соответствии с основными коэффициентами 9 молекул HNO3:

4Сa + HNO₃ + 9HNO₃ 4Ca(NО₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O.

на окисление на связывание

7. Оба элемента — и отдающий и принимающий электроны — находятся в одной молекуле. Для нахождения основных коэффициентов подобные процессы рассматривают как бы идущими справа налево:

6 24 4

4 6

2 3

(окисление) (восстановление)

Основные коэффициенты 2 и 3 ставятся в правой части уравнения, левая часть уравнивается по правой части:

2KСlO₃ = 2KCl + 3O₂.

8. Один и тот же элемент окисляется и восстанавливается. Такие реакции называются реакциями диспропорционирования. В этом случае, так же как и в предыдущем, электронный баланс составляется справа налево:

4K₂SO₃⁺⁴ = 3K₂SO₄⁺⁶ + K₂S^-2

S+6 + 2ē = S+4 12 S-2— 6ē = S+4

6 2

3 (восстановление) 1 (окисление)

Рассмотренный способ подбора коэффициентов в окислительно–восстановительных реакциях не является единственным. Существуют и другие способы. Однако во всех случаях главным остается нахождение основных коэффициентов электронного баланса.

Литература:

1. Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Химия, 1978. — С. 261-270.

2. Карапетьянц М.Х. Введение в теорию химических процессов. – М.: Высшая школа, 1981. — С. 90-106.

3. Шиманович И.В., Павлович М.Л., Тикавый П.Ф., Малашко П.М. Общая химия в формулах, определениях, схемах. – Мн.: Унiверсiтэцкае, 1996. — С. 14-32.

4. Кудрявцев А.А. Составление химических уравнений. – М.: Высшая школа, 1991. – 264 С.

5. Воробьев В.К., Елисеев С.Ю., Врублевский А.В. Практические и самостоятельные работы по химии. – Мн.: УП «Донарит», 2005. — С. 4-9, 65-75.

studfiles.net

Классификация окислителей и восстановителей

Окислительно-восстановительные свойства атомов раз­личных элементов и образуемых ими соединений зависят от положения этих элементов в периодической системе Д.И. Менделеева.

Элементы и их соединения, участвующие в окислительно-восстановительных реакциях, можно отнести к одной из трех групп:

I — безусловные восстановители;

II — безусловные окислители;

III — в зависимости от условий могут быть и окислителями и восстановителями.

I группа. Только восстановителями могут быть:

а) свободные атомы металлов всех семейств (s-, р-, d- и f) и металлы в конденсированном состоянии;

б) элементы в форме существования с наиболее отрицательным окислительным числом.

Проявление свободными металлами только восстанови­тельных свойств объясняется способностью их атомов терять полностью или частично валентные электроны. Свободные атомы металлов способны отдавать столько электронов (мак­симально) каков номер группы. Na⁺¹; Са⁺²; Мп⁺⁷.

Восстановительная активность металлов проявляется по-разному. Мерой её для свободных атомов металлов является потенциал ионизации (I), а в водных растворах — электродный потенциал (Е). Самыми энергичными восстановителями в соответствии со значениями I и Е являются щелочные металлы, а самыми пассивными — переходные металлы VII периода (Hf, Та, W, Re).

Только восстановителями могут быть и атомы неметал­лических элементов с отрицательным окислительным числом, например элементы IV А — VII А подгрупп в , и других соединениях, а также ион Н^-1 (гидрид-анион). В ряду сходных водородных соединений не­металлов HF, НСl, НВr и HI их восстановительная функция усиливается в том направлении, которое соответствует умень­шению электроотрицательности неметалла. HI — сильный вос­становитель, a HF — в

 

водных растворах восстановленные свойства не проявляет.

II группа. Только окислителями могут быть атомы элементов с наивысшим положительным окислительным чис­лом в соединениях, а также атомы и молекулы фтора и кисло­рода (за исключением соединений фтора с кислородом).

Атомы с максимальным окислительным числом содер­жатся в высших оксидах и их производных — гидроксидах и солях: , , , , . Окислительная способность оксидов, как правило, выше, чем у соответст­вующих гидроксидов и особенно солей

 

, , ,

В этом ряду окислительная способность возрастает.

Слабыми окислителями являются катионы щелочных и щелочно-земельных металлов. В отличие от них сильными окислителями являются катионы пассивных металлов (Bi³⁺, Сu²⁺, Ag⁺, Аu³⁺). Это свойство используется, например, при изготовлении печатных плат, химическое меднение которых проводят восстановлением ионов Сu²⁺ (из растворов ком­плексных соединений) формальдегидом.

III группа. Некоторые вещества в реакциях окисления-восстановления могут выступать и окислителями, и восстано­вителями (в зависимости от условий). Ими могут быть:

а) Атомы и молекулы неметаллов IV А — VII А подгрупп, бор, водород;

H^-1 H⁰ H⁺¹

S^-2 S⁰ S⁺⁴ S⁺⁶

восстановление

 

 

б) Ионы элементов с промежуточным (между низшим и высшим) положительным окислительным числом в соедине­нии.

Например, для марганца окислительными числами могут быть: Мn⁰, , , , , . Все формы его соединений с О.Ч. +2, +3, +4, +6 в зависимости от условий могут проявлять как окислительные, так и восстанови­тельные функции.

в) Перекисные соединения (Н₂О₂, ВаО₂ и др.).

Это связано со способностью соответствующих элемен­тов отдавать или принимать электроны, повышая или понижая своё окислительное число. Двойственный характер поведения, например, Н₂О₂ обусловлен природой связи. Атомы кислорода связаны друг с другом единичной неполярной ковалентной связью. Так как при этом общая пара электронов симметрично расположена относительно обоих ядер, то данная связь не из­меняет окислительного числа атомов кислорода. Зато полярная ковалентная связь атомов кислорода с водородом обеспечивает О.Ч. -1 каждому кислородному атому.

С одной стороны, молекула Н₂О₂может распадаться с разрывом кислородной связи и образованием новых связей ки­слорода с атомами других элементов, в результате О.Ч. кисло­рода уменьшается до -2. При таком превращении перекись ведет себя как окислитель: 2Н⁺ + Н₂O₂^-1 + 2 → 2Н₂O^-2.

С другой стороны в Н₂O₂могут разрываться связи О-Н, в результате образуются молекулы O₂ и О.Ч. кислорода по­вышается до 0. В этом случае Н₂O₂ проявляет восстанови­тельные свойства.

Во многих реакциях, протекающих в водных растворах, участвуют соединения, атомы которых не изменяют О.Ч. Такие вещества в окислительно-восстановительных процессах вводят для создания среды: нейтральной, щелочной и кислотной.

 

Похожие статьи:

poznayka.org