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 (K2Cr2O7)
  • 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 Mn
2+
- -
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
H2
S
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.

  1. 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.

  1. 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 + 8H

2O

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.

  1. 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.

  1. 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: + + 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

Author: alexxlab

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *