Какие частицы проявляют только окислительные свойства

Окислительно-восстановительные реакции играют важную роль в природе и технике. Фотосинтез, дыхание, брожение, накопление энергии в клетках сопровождаются переносом электронов. Разделяя процессы окисления и восстановления, удается превращать энергию химических реакций в электрическую. Этот принцип лежит в основе работы гальванических элементов и аккумуляторов.

К числу ОВР принадлежат все реакции между простыми и сложными веществами, между двумя простыми веществами, а также некоторые случаи взаимодействия сложных веществ:

$overset{0}{Fe} + overset{+2}{Cu}overset{+6}{S} overset{-2}{O_4} = overset{+2}{Fe}overset{+6}{S} overset{-2}{O_4} +overset{0}{Cu}$

$2overset{0}{Mg} + overset{0}{O_2} = 2overset{+2}{Mg}overset{-2}{O}$

$2overset{+1}{K} overset{-1}{I} + 4overset{+1}{H}overset{+5}{N}overset{-2}{O_3} = overset{0}{I_2} + 2overset{+4}{N}overset{-2}{O_2} + 2overset{+1}{K} overset{+5}{N}overset{-2}{ O_3} + 2overset{+1}{H_2}overset{-2}{O}$

При окислительно-восстановительных реакциях происходит переход электронов от одних атомов к другим.

Часто термины окислитель и восстановитель переносят и на вещества, в состав которых входят соответствующие атомы. В результате реакции окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется.

Запомни! Нельзя путать название процесса передачи электронов с функцией атома, которую он проявляет в этом процессе. 

Восстановителем может быть атом элемента, а восстановление — это процесс принятия электронов.

Есть ряд мнемонических правил, которые позволяют лучше запомнить разницу между этими понятиями:

1. По первым буквам слов можно составить следующие сокращения:

   ОВВ:  окислитель — взял $bar{e}$ — восстановился 

   ВОО:  восстановитель — отдал — окислился

   2. Или использовать словосочетание «окислитель-грабитель».

2. 3. Запомнить стихотворение:
   Восстановитель — это тот, кто электроны отдает. 
   Сам отдает грабителю, злодею-окислителю. 
   Отдает — окисляется, сам восстановителем является.

КЛАССИФИКАЦИЯ ОВР

К числу внутримолекулярных принадлежат реакции термического разложения некоторых веществ, например, сульфата меди(II):

$2CuSO_4 stackrel{700^circ C}{=} 2CuO + 2SO_2 + O_2$

$mathrm{S^{+6} + 2e^–  rightarrow S^{+4}}$     |2        2     окислитель, процесс восстановления

$mathrm{2O^{–2} – 4e^– rightarrow O_2^0}$        |4       1     восстановитель, процесс окисления

__________________________________________________________________________________________

$mathrm{2S^{+6} + 2O^{–2} rightarrow 2S^{+4} + O_2^0}$

Внутримолекулярные ОВР, в свою очередь, также делятся на два типа: реакции диспропорционирования и сопропорционирования.

К числу таких реакций принадлежит, например, разложение пероксида водорода на воду и кислород.

$2H_2overset{-1}{O_2} rightarrow 2H_2overset{-2}{O} + overset{0}{O_2}$.

Примером служит взаимодействие сернистого газа с сероводородом, приводящее к образованию серы:

$2H_2overset{-2}{S} + overset{+4}{S}O_2 = 3overset{0}{S} + 2H_2O$.

Окисли́тель — вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие к себе во время химической реакции электроны. Иными словами, окислитель — это акцептор электронов.

В зависимости от поставленной задачи (окисление в жидкой или в газообразной фазе, окисление на поверхности) в качестве окислителя могут быть использованы самые разные вещества.

• Электрохимическое окисление позволяет окислять практически любые вещества на аноде, в растворах или в расплавах. Так, самый сильный неорганический окислитель, элементарный фтор, получают электролизом расплавов фторидов.

Распространённые окислители и их продукты[править | править код]

Зависимость степени окисления от концентрации окислителя[править | править код]

Чем активнее металл, реагирующий с кислотой, и чем более разбавлен её раствор, тем полнее протекает восстановление.
В качестве примера — реакция азотной кислоты с цинком:

• Zn + 4HNO3(конц.) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
• 3Zn + 8HNO3(40 %) = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
• 4Zn + 10HNO3(20 %) = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
• 5Zn + 12HNO3(6 %) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
• 4Zn + 10HNO3(0.5 %) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Сильные окислители[править | править код]

Сильными окислительными свойствами обладает «царская водка» — смесь одного объёма азотной кислоты и трёх объёмов соляной кислоты.

HNO3 + 3HCl ↔ NOCl + 2Cl + 2H2O

Образующийся в нём хлористый нитрозил распадается на атомарный хлор и монооксид азота:

NOCl=NO + Cl

Царская водка является сильным окислителем благодаря атомарному хлору, который образуется в растворе.
Царская водка окисляет даже благородные металлы — золото и платину.

Селеновая кислота — одна из немногих неорганических кислот, в концентрированном виде способная окислять золото. Более сильный окислитель даже в умеренно разбавленном растворе, чем серная кислота. Способна к окислению соляной кислоты по уравнению:

При этом продуктами реакции являются селенистая кислота, свободный хлор и вода. В то же время концентрированная серная кислота не способна окислять HCl.

Ещё один сильный окислитель — перманганат калия. Он способен окислять органические вещества и даже разрывать углеродные цепи:

С6H5-CH2-CH3 + [O] → C6H5COOH + …
C6H6 + [O] → HOOC-(CH2)4-COOH

Сила окислителя при реакции в разбавленном водном растворе может быть выражена стандартным электродным потенциалом: чем выше потенциал, тем сильнее окислитель.

К сильным окислителям относятся также оксид меди(III), озонид цезия, надпероксид цезия, все фториды ксенона.

Очень сильные окислители[править | править код]

Условно к «очень сильным окислителям» относят вещества, превышающие по окислительной активности молекулярный фтор. К ним, например, относятся: гексафторид платины, диоксидифторид, дифторид криптона, фторид серебра(II), катионная форма Ag2+, гексафтороникелат(IV) калия. Перечисленные вещества, к примеру, способны при комнатной температуре окислять инертный газ ксенон, что неспособен делать фтор (требуется давление и нагрев) и тем более ни один из кислородсодержащих окислителей.

См. также[править | править код]

• Окислительно-восстановительные реакции

Критерием окислительной способности атомов может служить степень окисления. Максимальная степень окисления соответствует переходу всех валентных электронов к другим атомам. Такой атом больше не может отдавать электроны, а может только принимать их. Таким образом, в максимальной степени окисления элемент может проявлять только окислительные свойства. Тем не менее, необходимо отметить, что максимальная степень окисления не означает автоматическое проявление ярко выраженных окислительных свойств. Чтобы реализовались свойства сильного окислителя, частица должна быть неустойчивой, максимально несимметричной, с неравномерным распределением электронной плотности. Так, в разбавленных растворах сульфат-ион SO42- , содержащий атом серы в максимальной степени окисления +6 ,вообще не проявляет окислительных свойств, так как имеет высокосимметричное тетраэдрическое строение. Тогда как в концентрированных растворах серной кислоты заметная доля частиц находится в виде недиссоциированных молекул и ионов HSO4- , имеющих несимметричное строение с неравномерным распределением электронной плотности. Как следствие этого, концентрированная серная кислота, особенно при нагревании, очень сильный окислитель.

С другой стороны, минимальная степень окисления элемента означает, что атом неметалла принял максимально возможное число электронов на валентные подуровни и больше не может принимать электроны. Следовательно,

атомы неметаллов в минимальной степени окисления могут проявлять только восстановительные свойства.

Можно напомнить, что минимальная степень окисления неметалла равна номеру группы –8. Как и в случае с серной кислотой, для реализации восстановительных свойств недостаточно иметь только минимальную степень окисления. В качестве примера можно привести азот в степени окисления –3. Высокосимметричный ион аммония NH4+ в растворе крайне слабый восстановитель. Молекула аммиака, обладающая меньшей симметричностью, проявляет достаточно сильные восстановительные свойства при нагревании. Можно привести реакцию восстановления из оксидов:

3FeO + 2NH3 = 3Fe +3H2O +N2.

Что же касается простых веществ с промежуточными значениями электроотрицательности (χ =1,9 – 2,6), то для неметаллов можно ожидать реализации и окислительных, и восстановительных свойств. К таким веществам относятся водород H2, углерод C, фосфор P, сера S, иод I2 и другие неметаллы средней активности. Естественно, металлы из этой категории простых веществ исключаются, так как не могут принимать электроны.

Эти вещества при взаимодействии с активными окислителями проявляют свойства восстановителей, а при реакциях с восстановителями проявляют свойства окислителей. В качестве примера приведем реакции серы:

0 0 +4 -2 0 0 +2 -2

S+O2 =SO2 Fe+S =FeS

как видно, в первой реакции сера—восстановитель, а во второй—окислитель.

Сложные вещества, содержащие атомы в промежуточных степенях окисления, также будут проявлять свойства и окислителей и восстановителей. Таких веществ очень много, поэтому назовем лишь наиболее часто встречающиеся. Это соединения серы (+4): в кислой среде SO2 , а в щелочной и нейтральной SO32- и HSO3-. Если эти соединения участвуют в реакции в качестве восстановителей, то они будут окисляться до серы +6 ( в газовой фазе до SO3, а в растворе до SO42- . Если же соединения серы (+4) реагируют с активными восстановителями, то происходит восстановление до элементарной серы, или даже до сероводорода.

SO2 + 4HI = S + 2I2 +2H2O

Многие соединения азота также проявляют окислительно-восстановительную двойственность. Представляет определенный интерес поведение нитрит-ионов NO2—. При их окислении образуется нитрат-ион NO3—, а при восстановлении газообразный монооксид азота NO. Пример: 2NaNO2 + 2NaI +2H2SO4 =I2 + NO + 2Na2SO4 +2H2O .

Рассмотрим еще один пример, на этот раз возьмем пероксид водорода, в котором степень окисления кислорода (-1). Если имеет место окисление этого вещества, то степень кислорода повысится до 0, и будет наблюдаться выделение газообразного водорода:

H2O2 +Cl2 = 2HCl +O2.

В реакциях окисления степень окисления кислорода в пероксидах понижается до (-2), что соответствует или воде H2O, или гидроксид –иону OH- . В качестве примера приведем реакцию, часто используемую в реставрационных работах, при которых черный сульфид свинца при действии разбавленного раствора пероксида водорода превращается в белый сульфат: PbS (черный)+4H2O2 = PbSO4(белый)+4H2O.

Таким образом, завершая вводную часть, приведем основные окислители, восстановители и вещества, могущие проявлять и окислительные и восстановительные свойства.

Окислители: F2, O2,O3,Cl2,Br2, HNO3,H2SO4(конц. ), KMnO4,K2Cr2O7, PbO2, NаBiO3, ионы в водном растворе Fe3+, Cu2+, Ag+.

Восстановители: H2S,(S2-),HI (I-), HBr (Br-), HCl (слабый ), NH3(при высоких температурах), ионы в водном растворе Fe2+, Cr2+, Sn2+и др.

Вещества с двойственными свойствами: H2 ,C, P, As, S, I2,CO, H2O2, Na2O2, NaNO2, SO2(SO32-) и, формально, практически все вещества, содержащие атомы с промежуточной степенью окисления.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.

Существует несколько способов составления уравнений ОВР. Обычно применяются

а) метод электронного баланса,

б) метод электронно-ионного баланса.

В основе обоих методов лежит нахождение таких количественных отношений между окислителем и восстановителем, при которых соблюдается равенство принятых и отданных электронов.

Метод электронного баланса является более универсальным, хотя и менее наглядным. Он основан на подсчете изменения степеней окисления атомов окислителя и восстановителя в исходных и конечных веществах. При работе с этим методом удобно следовать такому алгоритму.

1. Записывается молекулярная схема окислительно-восстановительной реакции,

2. Рассчитываются степени окисления атомов (обычно тех, которые ее меняют),

3. Определяются окислитель и восстановитель,

4. Устанавливаются числа электронов, принимаемых окислителем, и число электронов, отдаваемых восстановителем,

5. Находятся коэффициенты, при домножении на которые числа отданных и принятых электронов уравниваются,

6. Подбираются коэффициенты для других участников реакции.

Рассмотрим реакцию окисления сероводорода.

-2 0 +4 -2 -2

H2S + O2 = SO2 +H2O

В этой реакции сера (-2) является восстановителем, а молекулярный кислород — окислителем. Затем составляем электронный баланс.

S-2 -6e- →S+4 2 — коэффициент домножения для восстановителя

O2+4e-→2O-2 3 — коэффициент домножения для окислителя

Записываем формулы веществ с учетом коэффициентов домножения

2H2S + 3O2 = 2SO2 +2H2O

Рассмотрим еще один случай – разложение нитрата алюминия Al(NO3)3. В этом веществе атомы азота имеют высшую степень окисления (+5), а атомы кислорода – низшую (-2). Отсюда следует, что азот будет окислителем, а кислород – восстановителем. Составляем электронный баланс, зная, что весь азот восстанавливается до диоксида азота, а кислород окисляется до молекулярного кислорода. С учетом чисел атомов запишем:

3N+5 +3e- → 3N+4 4

2O-2 -4e— → O2o 3

тогда уравнение разложения запишется так: 4Al(NO3)3 = Al2O3 + 12NO2 + 3O2.

Метод электронного баланса обычно используют для определения коэффициентов в ОВР, протекающих в гетерогенных системах, содержащих твердые вещества или газы.

Для реакций, протекающих в растворах, обычно применяется метод электронно-ионного баланса, который учитывает влияние различных факторов на состав конечных продуктов.

Данный метод учитывает: а) кислотность среды, б)концентрации реагирующих веществ, в) реальное состояние реагирующих частиц в растворе, г) влияние температуры и др. Кроме того, для данного метода нет необходимости использовать степень окисления.