Окислители и восстановители

Элементы, находящиеся в высшей степени окисления, могут только восстанавливаться, так как их атомы способны лишь принимать электроны: сера в СО = +6 (Н₂SO₄), азот +5 (HNO₃ и нитраты), марганец +7 (перманганаты), хром +6 (хроматы и дихроматы), свинец +4 (PbO₂) и др.

Элементы, находящиеся в низшей степени окисления, могут только окисляться, поскольку их атомы способны лишь отдавать электроны: сера в СО = -2 (H₂S и сульфиды), азот -3 (NH₃ и его производные), иод -1 (HI и иодиды) и др.

Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, обладают окислительно-восстановительной двойственностью. Такие вещества способны и принимать и отдавать электроны, в зависимости от партнера, с которым они взаимодействуют, и от условий проведения реакции.

Представим наиболее важные окислители и восстановители.

1)Окислители

1. Окислительные свойства характерны для типичных неметаллов (F₂, Cl₂, Br₂, I₂, O₂) в элементарном состоянии. Галогены, выступая в качестве окислителей, приобретают СО = -1, причем от фтора к иоду окислительные свойства ослабевают:

2F₂ + 2H₂O = 4HF + O₂

4Cl₂ + H₂S + 4H₂O = 8HCl + H₂SO₄

I₂ + H₂S = 2HI + S

Кислород, восстанавливаясь, переходит в состояние окисленности -2 (H₂O или ОН^-):

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O

4FeSO₄ + O₂ + 2H₂O = 4(FeOH)SO₄

2. Среди кислородсодержащих кислот и их солей к наиболее важным окислителям относятся KMnO₄, K₂CrO₄, K₂Cr₂O₇, концентрированная H₂SO₄, НNО₃ и нитраты, кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли.

Перманганат калия, проявляя окислительные свойства за счет Mn(VII), восстанавливается до разных продуктов в зависимости от кислотности среды: в кислой среде – до Mn²⁺ , в нейтральной и слабощелочной – до MnО₂ (СО = +4), в сильнощелочной – до манганат-иона MnО₄^2- (СО = +6):

5K₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 6K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂O

3K₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O = 3K₂SO₄ + 2MnО₂ + 2KOH

K₂SO₃ + 2KMnO₄ + 2KOH = K₂SO₄ + 2KMnO₄ + H₂O

Хромат и дихромат калия выступают в роли окислителей в кислой среде, восстанавливаясь до иона Cr³⁺. Поскольку в кислой среде равновесие

2CrO₄^2- + 2H⁺ ↔ Cr₂O₇^2- + H₂O

смещено вправо, то окислителем служит ион Cr₂O₇^2-:

K₂Cr₂O + 3H₂S + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3S + K₂SO₄ + 7H₂O

Концентрированная серная кислота проявляет окислительные свойства за счет серы в степени окисления +6, которая может восстанавливаться до степени окисления +4 (SО₂), 0 (S) или -2 (Н₂S). Состав продуктов восстановления определяется главным образом активностью восстановителя, а также соотношением количеств восстановителя и серной кислоты, концентрацией кислоты и температурой системы. Чем активнее восстановитель и выше концентрация кислоты, тем более глубоко протекает восстановление. Так, малоактивные металлы (Cu, Sb и др.), а также бромоводород и некоторые неметаллы восстанавливают концентрированную серную кислоту до SO₂:

Cu + 2H₂SO₄ = СuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

2HBr + H₂SO₄ = Br₂ + SO₂ + 2H₂O

C_(уголь) + 2H₂SO₄ = CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

Активные металлы (Mg, Zn и др.) восстанавливают концентрированную серную кислоту до свободной серы или сероводорода (иногда при восстановлении серной кислоты одновременно образуются в различных соотношениях H₂S, S, SO₂):

3Mg + 4H₂SO₄ = 3MgSO₄ + S + 4H₂O

4Zn + 5H₂SO₄ = 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

Азотная кислота проявляет окислительные свойства за счет азота в степени окисления +5, причем окислительная способность HNO₃ усиливается с ростом ее концентрации. В концентрированном состоянии азотная кислота окисляет большинство элементов до их высшей степени окисления. Состав продуктов восстановления HNO₃ зависит от активности восстановителя и концентрации кислоты: чем активнее восстановитель и более разбавлена кислота, тем глубже протекает восстановление азота:

_← концентрация кислоты

NO₂ NO N₂O N₂ NH₄⁺

____________________→

активность восстановителя

Поэтому при взаимодействии концентрированной HNO₃ с неметаллами или малоактивными металлами образуется диоксид азота:

P + 5HNO₃ = H3PO4 + 5NO₂ + H₂O

Ag + 2HNO₃ = AgNO₃+ NO₂ + H₂O

При действии более разбавленной азотной кислоты на малоактивные металлы может выделиться оксид азота (II):

3Cu + 8HNO_{3(35%-ная)} = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

а в случае активных металлов – оксид азота(I) или свободный азот (в подобных случаях образуется смесь продуктов восстановления HNO₃):

4Zn + 10HNO_3(разб.) = 4Zn(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

5Zn + 12HNO_3(разб.) = 5Zn(NO₃)₂ + N₂ + 6H₂O

Сильно разбавленная азотная кислота при действии ее на активные металлы может восстанавливаться до иона аммония, образующего с кислотой нитрат аммония:

4Mg + 10HNO_{3(очень разб.)} = 4Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

В отличие от иона SO₄^2-, ион NO₃^- проявляет окислительные свойства не только в кислой среде, но и в щелочной. При этом в растворах ион NO₃^- восстанавливается активными металлами до NH₃

4Zn + NaNO₃ + 7NaOH + 6H₂O = 4Na₂[Zn(OH)₄] + NH₃

а в расплавах – до соответствующих нитритов:

Zn + KNO₃ + 2KOH = K₂ZnO₂ + KNO₂ + H₂O

Кислородсодержащие кислоты галогенов (например, HClO, HClO₃, HВrO₃, HIO₃) и их соли, действуя в качестве окислителей, обычно восстанавливаются до степени окисления галогена -1 (в случае хлора и брома) или 0 (в случае йода):

KClO3 + 6FeSO4 + 3H₂SO₄ = KCl + 3Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O

KBrO + MnCl₂ + 2KOH = KBr + MnO₂ + 2KCl + H₂O

HIO₃ + 5HI = 3I₂ + 3H₂O

3. Водород в степени окисления +1 выступает как окислитель преимущественно в растворах кислот (как правило, при взаимодействии с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода):

Mg + H₂SO_4(разб.) = MgSO₄ + H₂

Однако при взаимодействии с сильными восстановителями в качестве окислителя может проявлять себя и водород, входящий в состав воды:

2K + 2H₂O = 2KOH + H₂

4. Ионы металлов, находящихся в высшей степени окисления (Fe³⁺,Cu²⁺,Hg²⁺), выполняя функцию окислителей, превращаются в ионы с более низкой степенью окисления:

2FeCl₃ + H₂S = 2FeCl₂ + S + 2HCl

2HgCl₂ + SnCl₂ = Hg₂Cl₂ + SnCl₄

2)Восстановители

1. Среди элементарных веществ к типичным восстановителям принадлежат активные металлы (щелочные и щелочноземельные, цинк, алюминий, железо и др.), а также некоторые неметаллы, такие как водород, углерод, фосфор, кремний. При этом в кислой среде металлы окисляются до положительно заряженных ионов, а в щелочной среде те металлы, которые образуют амфотерные гидроксиды (цинк, алюминий, олово), входят в состав отрицательно заряженных анионов или гидроксокомплексов. Углерод чаще всего окисляется до СО или СО₂, а фосфор, при действии сильных окислителей, - до Н₃РО₄.

2. В бескислородных кислотах (HCl, HBr, HI, H₂S) и их солях носителями восстановительной функции являются анионы, которые, окисляясь, обычно образуют элементарные вещества. В ряду галогенид-ионов восстановительные свойства усиливаются от ионов хлора до ионов йода.

3. Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, содержащие ион Н^-, проявляют восстановительные свойства, легко окисляясь до свободного водорода:

CaH₂ + 2H₂O + Ca(OH)₂ + 2H₂

4. Металлы в низшей степени окисления (ионы Sn²⁺, Fe²⁺, Cu⁺, Hg₂²⁺) взаимодействуя с окислителями, способны повышать свою степень окисления:

SnCl₂ + Cl₂ = SnCl₄

5FeCl₃ + KMnO₄ + 8HCl (разб.) = 5FeCl₃ + MnCl₂ + KCl + 4H₂O

3)Окислительно-восстановительная двойственность

1. Йод в свободном состоянии, несмотря на более выраженную окислительную функцию, способен при взаимодействии с сильными окислителями играть роль восстановителя:

Кроме того, в щелочной среде для всех галогенов, исключая фтор, характерны реакции диспропорционирования:

Cl₂ + 2KOH = KClO + KCl + H₂O (на холоду)

3Cl₂ + 6KOH = KClO₃ + 5KCl + 3H₂O (при нагревании)

2. Пероксид водорода Н₂О₂ содержит кислород в степени окисления -1, который в присутствии восстановителей может понижать степень окисления до -2, а при взаимодействии с окислителями способен повышать степень окисления и превращаться в свободный кислород:

5H₂O₂ + I₂ = 2HIO₃ + 4H₂O (H₂O₂ – окислитель)

3H₂O₂ + 2KMnO₄ = 2MnO₂ + 2KOH +3O₂ + 2H₂O (H₂O₂ – восст-ль)

3. Азотистая кислота и нитриты, выступая в качестве восстановителей за счет иона NO₂^-, окисляются до азотной кислоты или ее солей:

5HNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5HNO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

Действуя в качестве окислителя, ион NO₂^- восстанавливается обычно до NO, а в реакциях с сильными восстановителями – до более низких степеней окисления азота:

2NaNO₂ = 2NaI + 2H₂SO₄ + 2NO + I₂ + 2Na₂SO₄ + 2H₂O

Дата добавления: 2014-01-05