Чтение онлайн

Характеристика окислителя и восстановителя

Окислитель принимает электроны, восстанавливается, степень окисления атома-окислителя понижается.

Восстановитель отдает электроны, окисляется, степень окисления атома-восстановителя повышается.

Восстановленные формы некоторых окислителей

HNO3(конц.):

NO3¯ => NO2(г)

HNO3(разб.):

NO3¯ => NO(г)

HNO3(oч. разб.):

NO3¯ => NO4+

Перманганат-ион:

MnO4¯ => Мn2+ (среда кислотная)

МnO4¯ => МnO2 (среда нейтральная)

МnO4¯ => МnO42- (среда щелочная)

Дихромат-ион: Cr2O72- => Сr3+ (среда кислотная)

Хромат-ион:

CrO42- => [Сг(ОН)6]3- (среда щелочная)

*Типы окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные (окислитель и восстановитель входят в состав разных веществ):

Сu + 2H2SO4(конц.) = CuSO4 + SO2 + 2Н2O

Внутримолекулярные (окислитель и восстановитель входят в состав одного и того же вещества):

2КСlO3 = 2КСl + 3O2 (катализатор)

Дисмутация (атом одного и того же элемента и окисляется, и восстанавливается):

Сl2 + Н2O ↔ НСl + НСlO

Конмутация (атомы одного и того же элемента с разными степенями окисления приобретают одинаковую степень окисления):

NH4Cl + KNO2 = N2 + 2H2O + KCl

Электрохимический ряд напряжений металлов (ЭХРН)

Восстановительные свойства металлов убывают в ряду слева направо:

*Ряд неметаллов

Окислительные свойства неметаллов увеличиваются в ряду слева направо:

Примеры окислителей и восстановителей

Окислители: FeCl3, H2SO4, HNO3, K2Cr2O7, KClO3, KMnO4, O2, F2.

Окислители и восстановители: S и другие неметаллы, SO2, KNO2, НСl, Н2O2.

Восстановители: Аl, Са и другие металлы, H2S и сульфиды, K2SO3, KI, NH3.

Метод электронного баланса

1. Записывают формулы реагентов и продуктов, находят элементы, которые понижают и повышают степени окисления, и записывают их отдельно:

Мn O2 + K N O3 + КОН  → К2 Мn O4 + K N O2+…

2. Составляют уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая для каждой из них законы сохранения числа атомов и заряда:

MnIV – 2е¯ = MnVI

NV + 2e¯ = NIII

3. Находят наименьшее общее кратное числа переданных в каждой полуреакции электронов и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакции так, чтобы суммарное число принятых и отданных электронов стало равным нулю:

4. Проставляют полученные коэффициенты в схему реакции:

МnO2 + KNO3 + КОН → К2МnO4 + KNO2 +…

5. Уравнивают числа остальных атомов, участвующих в реакции, и получают уравнение реакции с подобранными коэффициентами:

МnO2 + KNO3 + 2KOH = K2MnO4 + KNO2 + Н2O

*Метод электронно-ионного баланса

1. Записывают молекулярное уравнение реакции:

КМnO4 + H2S(г) + H2S04(разб.) →

2. Записывают ионы окислителя, восстановителя и среды (для слабых электролитов, твердых веществ и газов – молекулы):

МnO4¯ + H2S + Н+ →

3. Составляют электронно-ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления, учитывая формы частиц, в виде которых участники реакции находятся в растворе, и соблюдая законы сохранения числа атомов и заряда:

МnO4¯ + 8H+ + 5е¯ = Мn2+ + 4Н2O

H2S – 2е¯ = S + 2Н+

4. Подбирают дополнительные множители:

5. Составляют ионное уравнение реакции:

2MnO4¯ + 6H+ + 5H2S = 2Мn2+ + 5S + 8Н2O

6. Переносят полученные коэффициенты в молекулярное уравнение и подбирают коэффициенты для веществ, отсутствующих в ионном уравнении:

2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5S + K2SO4 + 8H2O

При составлении уравнений полуреакций следует использовать молекулы воды и катионы водорода (в кислотной среде):

[НI] = Н+; [O-II] + 2Н+ = Н2O

или гидроксид-ионы (в щелочной среде):

[НI] + ОН¯ = Н2O; [O-II] + Н2O = 2OН¯.

Характер гидроксидов и соответствующих оксидов

Оснóвные

Гидроксиды: КОН; Ва(ОН)2

Оксиды: К2O; ВаО

Амфотерные

Гидроксиды: Zn(OH)2; Al(OH)3

Оксиды: ZnO: Al2O3

Кислотные

Гидроксиды (кислородсодержащие кислоты): H2SO4; HNO3

Оксиды: SO3; N2O5

Кислотный гидроксид (оксид) + основный гидроксид (оксид) = соль

Классификация солей

Средние: CaSO4; Na3PO4; K2CO3

Кислые: Ca(HSO4)2. NaH2PO4; Na2HPO4

Основные: Cu2CO3(OH)2; AlSO4(OH)

Двойные: KAl(SO4)2; Fe(NH4)2(SO4)2

Смешанные: Na3CO3(HCO3); Na2IO3(NO3)

Примеры бинарных соединений

Несолеобразующие оксиды: NO, CO

Бескислородные соли: КСl, NaI

Двойные оксиды: (FeIIFe2III)O4 или Fe3O4

Бескислородные кислоты: НСl, НВr

Другие соединения, не являющиеся оксидами, гидроксидами, солями: CS2, NH3

Общая характеристика водорода

Водород – самый распространенный элемент Вселенной.

Химический символ – Н

*Электронная формула – 1s1

Степень окисления – +I, -I

Простое вещество – Н2

Способы получения водорода

В промышленности:

1) разложение воды под действием постоянного тока в присутствии сильного электролита:

2Н2O (электролиз) → 2Н2↑(катод) + O2↑(анод);

2) взаимодействие углерода с водой:

Н2O + С (кокс) = СО + Н2↑ (800-1000 °С).

В лаборатории:

1) взаимодействие металлов (см. ЭХРН) с кислотами (кроме азотной и концентрированной серной кислот):

Zn + H2SO4(разб.) = ZnSO4 + H2↑

2) взаимодействие амфотерных металлов с водой в щелочной среде:

2Н2O + 2NaOH + Zn = Na2[Zn(OH)4] + Н2↑

3) взаимодействие металлов с водой:

2Н2O + 2Li = 2LiOH + Н2↑

4Н2O (пар) + 3Fe = (FeIIFe2III)O4 + 4Н2↑

4) реакция конмутации гидридов металлов с водой:

2Н2O + СаН2 = Са(ОН)2 + 2Н2↑

Химические свойства водорода

Водород – восстановитель:

1) с кислородом:

2Н2 + O2 = 2Н2O

2) с оксидами металлов:

СuО + Н2 = Сu + Н2O

3) с неметаллами:

Н2 + Сl2 = 2НСl

Н2 + S = H2S

Водород – окислитель:

с металлами:

Н2 + 2Na = 2NaH

Вода – важнейшее соединение водорода.

Химические свойства воды

Вода – окислитель:

1) с активными металлами в обычных условиях:

2Н2O + 2Na = 2NaOH + Н2↑

2) с менее активными металлами при высоких температурах:

Н2O + Zn = ZnO + Н2↑

Вода образует:

3) с оксидами активных металлов – основания:

К2O + Н2O = 2КОН

4) с оксидами неметаллов – кислоты:

Н2O + SO3 = H2SO4

IA– группа (щелочные элементы)

* Электронные формулы атомов:

литий Li [He]2s1, натрий Na [Ne]3s1, калий К [Ar]4s1.

Получение: электролиз расплава, например:

2NаСl(ж) → 2Na (катод) + Сl2↑(анод)

IIА-группа

* Электронные формулы атомов:

магний Mg [Ne]3s2, кальций (щелочноземельный элемент) Са [Ar]4s2.

Получение: электролиз расплава, например:

МgСl2(ж) → Mg (катод) + Сl2↑(анод)

Химические свойства щелочных металлов, магния и кальция

Реакции с неметаллами:

1) с галогенами → галогенид металла:

2Li + Br2 = 2LiBr

2) с серой → сульфид металла:

2Na + S = Na2S

3) с водородом → гидрид металла:

2К + Н2 = 2КН

4) с кислородом → оксид металла (Li2O, MgO, CaO), пероксид металла (Na2O2), надпероксид металла (КO2).

Реакции со сложными веществами:

1) с кислотами-неокислителями → соль металла + водород:

Mg + H2SO4 (разб.) = MgSO4 + H2↑

2) с водой → гидроксид металла + водород:

Са + 2Н2O = Са(ОН)2 + Н2↑

Основные свойства оксидов щелочных металлов

Реагируют:

1) с водой:

Li 2O + Н2O = 2LiОН

2) с кислотными оксидами:

К2O + SO2 = K2SO3

3) с кислотами:

3Na2O + 2Н3РO4 = 2Na3PO4 + ЗН2O

Основные свойства гидроксидов щелочных металлов

В водном растворе – сильные основания (щелочи)