Окислители восстановители двойственная природа

Окислительно-восстановительная двойственность.

Существуют вещества, которые в одних реакциях проявляют свойства окислителя, в других – восстановителя. Окислительно-восстановительная двойственность характерна для а) атомов и молекул неметаллов IVA-VIIA подгрупп, а также бора и водорода; б) атомов элементов с переменной валентностью (S, Cl,Br); в) пероксидные соединения (Н₂О₂, ВаО₂ и др.).

S 2- — восстановитель → S o ↔ S 4+ ← S 6+ — окислитель

окислитель-восстановитель

S o и S 4+ обладают окислительно-восстановительной двойственностью, например, в реакциях: 2SO₂ + O₂ = 2SO₃ SO₂ +2H₂S = 3S +2Н₂О

-1 + е 0 – е +1 — 2е +3 -2е +5 -2е +7

НClO – хлорноватистая (гипохлориты)

HClO₃ – хлорноватая (хлораты)

HClO₄ – хлорная (перхлораты)

Кроме серы к пункту «б» относятся соединения марганца. Все формы его соединений со степенями окисления +2, +3, +4, +6 в зависимости от условий могут проявлять окислительные или восстановительные свойства.

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O окислитель Mn 4+ + 2e = Mn 2+

Пероксидные соединения имеют двойственный характер поведения в окислительно-восстановительных процессах, что обусловлено природой связи в атомах и молекулах. Атомы кислорода связаны единичной неполяной ковалентной связью. Так как общая электронная пара расположена симметрично относительно обоих ядер, то данная связь не участвует в изменении степени окисления атомов кислорода. Зато полярная коволентная связь с водородом обеспечивает степень окисления -1 каждому атому кислорода. С одной стороны – молекула Н₂О₂ может распадаться с разрывом кислородной связи и образовывать новые связи кислорода с другими атомами. В результате уменьшается степень окисления кислорода до -2 (окислитель — О₂ 2- + 2е = 2О 2- ). С другой стороны в пероксиде водорода разрываются связи О-Н, в результате образуется молекула О₂, и степень окисления кислорода повышается до нуля ( вос-ль — О₂ 2- — 2е = О₂).

Влияние температуры на ОВР.

Температура влияет на глубины протекания реакции. При низкой и высокой температуре могут получиться разные продукты реакции:

Cl₂ + 2NаОН = NaCl + NaClO (гипохлорит) + Н₂О (на холоду)

3Cl₂ + 6NаОН = 5NaCl + NaClO₃(хлорат) + 3Н₂О (при повышении температуры).

Составление уравнений овр.

Существуют два метода: метод электронного баланса и ионно-электронного баланса. В обоих случаях составляются полуреакции окисления-восстановления. В последнем случае в полуреакциях принимают участие ионы, включающие окислитель и восстановитель, а также катионы водорода или гидроксид ионы и молекулы воды. Оба метода используются при подборе коэффициентов в ОВР.

Методика расстановки коэффициентов.

1. Записав вещества, находим окислитель и(или) восстановитель. Определяем их степень окисления.
2. Записав реакции окисления-восстановления, представляем,как могут измениться степени окисления.
3. При написании полуреакций в ионном виде, определяем участвует ли в реакции среда (кислая, щелочная или нейтральная: Н +  Н₂О или ОН —  Н₂О). Уравниваем полуреакции с участием среды, расставляя коэффициенты. В кислых средах воду добавляем туда, где меньше кислорода, а в нейтральной и щелочной, туда, где больше.
4. Уравниваем число отданных и принятых электронов, находя предварительно наименьшее общее кратное.
5. Суммируем полуреакции окисления-восстановления (электроны в полуреакциях должны сократиться).
6. Переносим коэффициенты в молекулярное уравнение.

Источник

40. Важнейшие окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная двойственность.

Восстановители: Металлы, Водород, Уголь., Окись углерода (II) (CO), Сероводород (H₂S), Оксид серы (IV) (SO₂), Сернистая 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, Металлы

Окислители: Галогены, Перманганат калия(KMnO₄), Манганат калия (K₂MnO₄), Оксид марганца (IV) (MnO₂), Дихромат калия (K₂Cr₂O₇), Хромат калия (K₂CrO₄), Азотная кислота (HNO₃), Серная кислота (H₂SO₄) конц., Оксид меди(II) (CuO), Оксид свинца(IV) (PbO₂), Оксид серебра (Ag₂O), Пероксид водорода (H₂O₂). Хлорид железа(III) (FeCl₃), Бертоллетова соль (KClO₃), Анод при электролизе

41. Стандартные электродные потенциалы. Направление протекания окислительно-восстановительных реакций.

Стандартный электродный потенциал – это электродный потенциал при концентрации (активности) ионов металла, равной 1 моль/л.

Окислительно-восстановительные реакции протекают в направлении образования более слабого окислителя и более слабого восстановителя.

Источник

Окислительно-восстановительная двойственность

Перечислим наиболее типичные соединения, способные за счет атомов элементов в промежуточной степени окисления проявлять окислительно-восстановительную двойственность. Поведение таких соединений зависит от химической природы взаимодействующего с ним реагента, условий и характера среды, в которой протекает окислительно-восстановительная реакция.

1. Азотистая кислота НNO₃ и нитриты, выступая в качестве восстановителей за счет иона NO , при взаимодействии с сильными окислителями (KMnO₄, K₂Cr₂O₇, KClO₃) окисляются до азотной кислоты и ее солей:

При взаимодействии с сильными восстановителями (H₂S, HI, KI) обычно происходит восстановление до NO (иногда до других соединений азота в более низких степенях окисления):

2. Иод в свободном состоянии, несмотря на более выраженную окислительную способность, при взаимодействии с сильными окислителями (Сl₂, HNO₃, HClO₃ и др.) играет роль восстановителя:

Окислительная способность проявляется у иода, например, в реакции с такими восстановителями, как H₂S, фосфор, металлы:

3. Сера в свободном состоянии и соединения серы в степени окисления +4 (SO₂, H₂SO₃, сульфиты).

Сера в свободном состоянии проявляет восстановительные свойства при взаимодействии с такими окислителями, как кислород, хлор, концентрированные серная и азотная кислоты, перманганат калия, бихромат калия и др., окисляясь при этом до степени окисления +4 или +6. Например:

По отношению к водороду и металлам сера играет роль окислителя:

Восстановительные свойства SO₂, H₂SO₃ и сульфитов проявляются в реакциях с сильными окислителями (О₂, KClO₃, HClO₄, KMnO₄, K₂Cr₂O₇, концентрированной HNO₃ и др.), при этом происходит окисление серы до степени окисления+6. Например:

Взаимодействуя с восстановителями (Н₂S, углеродом, активными металлами и др.), соединения серы в степени окисления +4 проявляют окислительные свойства, восстанавливаясь до степени окисления 0 или -2:

4. Пероксид водорода Н₂О₂ содержит атом кислорода в промежуточной степени окисления -1, который в присутствии восстановителей может понижать степень окисления до -2, а при взаимодействии с окислителями способен превращаться в свободный кислород О₂, т.е. повышать степень окисления до 0:

Типы окислительно-восстановительных реакций

1. В межмолекулярных ОВР элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят в состав молекул различных веществ:

2. В реакциях внутримолекулярного окисления-восстановления элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят в состав одного вещества:

К этому типу ОВР относятся многие реакции термического разложения веществ.

Частным случаем реакций внутримолекулярного окисления- восстановления являются реакции конпропорционирования. В них функции окислителя и восстановителя выполняет один и тот же элемент, который входит в состав разных веществ:

Реакции конпропорционирования являются обратными по отношению к реакциям диспропорционирования.

3. Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) характерны для соединений, в которых элемент находится в одной из промежуточных степеней окисления элемента. В них функции окислителя и восстановителя выполняет один и тот же элемент.

Приведем примеры наиболее типичных реакций диспропорционирования.

3Cl₂ + 6NaOH = NaClO₃ + 5NaCl + 3H₂O (при нагревании)

Cl₂ + 2NaOH = NaClO + NaCl + H₂O (на холоде)

• В горячих растворах щелочей белый фосфор диспропорционирует с образованием фосфина и гипофосфита, в котором имеет степень окисления фосфора равна +1:

Источник