Эквивалентные массы окислителя и восстановителя

Эквивалентная масса окислителя - это отношение молярной массы окислителя к количеству электронов, принятых одним молем окислителя.

М_э(окисл.) = М/число принятых электронов.

Эквивалентная масса восстановителя - это отношение молярной массы восстановителя к числу потерянных электронов одним молем восстановителя.

М_э(восст.) = М/число потерянных электронов.

Классификация окислительно-восстановительных реакций

В зависимости от того между какими атомами и в каких веществах происходит переход электронов все окислительно-восстановительные реакции можно разделить на:
1) межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции. Реакции, в ходе которых окислитель и восстановитель находятся в разных молекулах, называются межмолекулярными. Это реакции, в ходе которых переход электронов происходит между частицами различных веществ

Mn⁺⁴O₂ + 4HCl^-1 = Cl⁰₂ ↑ + Mn⁺²Cl₂ + 2H₂O

электронный баланс

Mn⁴⁺ + 2e = Mn²⁺ 1
2Cl^- - 2e = Cl₂^о 1

2) внутримолекулярные. Реакции, в ходе которых окислитель и восстановитель (атомы разных элементов) находятся в составе одной и той же молекулы, называются внутримолекулярными

(N^-3H₄)₂ Cr₂⁺⁶O₇ = N⁰₂ + Cr₂⁺³O₃ + 4H₂О

электронный баланс

2Cr⁶⁺ + 6e =2Cr³⁺ 1

2N^3- -6e = N⁰₂ 1

2КCl⁺⁵O₃^-2 = 2KCl^- + 3O₂^о

электронный баланс

Cl⁵⁺ + 6e = Cl^- 1
6O^2- – 6e = 3O₂^о 1

3) дисмутационные (диспропорционирования). Реакции, в ходе которых происходит изменение степеней окисления одного и того же элемента в одной и той же молекуле, называются реакциями диспропорционирования (дисмутации, самоокисления-самовосстановления), то есть атомы или ионы одного и того и того же элемента, содержащиеся в одной молекуле, являются и окислителем и восстановителем.

4KCl⁺⁵O₃ = KCl^- + 3KCl⁺⁷O₄

электронный баланс

Cl⁵⁺ + 6e = Cl^- 1
Cl⁵⁺ – 2e = Cl⁷⁺ 3

Диспропорционировать могут вещества, один из элементов которых находится в промежуточной степени окисления, так как степень окисления одной части атомов понижается за счет другой части таких же атомов, степень окисления которых повышается. Примером может служить превращение манганата калия (Mn⁺⁴O₂ → K₂Mn⁺⁶O₄→ KMn⁺⁷O₄); азотистой кислоты (N⁺²O¬HN⁺³O₂ → HN⁺⁵O₃); хлората калия (KCℓ^- → KCℓ⁺⁵O₃ → KСℓ⁺⁷O₄) и др.

4) особые случаи ОВР:

- восстановитель и среда одно и то же вещество

6HCℓ + K₂Cr₂O₇ + 8HCℓ = 3Cℓ₂ + 2KCℓ + 2CrCℓ₃ + 7H₂O

восстановитель окислитель среда

электронный баланс

2Cr⁶⁺ + 6e = 2Cr³⁺ 2 1

2Cl^- - 2e = Cl₂^o 6 3

- окислитель и среда одно и то же вещество.

а) реакции с азотной кислотой

Азотная кислота, как правило, является окислителем. Окислителем в молекуле азотной кислоты является N⁺⁵, а H⁺ не принимает участие в окислительно-восстанови-тельных реакциях, поэтому из азотной кислоты металлы не вытесняют молекулярный водород. Окислительная способность HNO₃ усиливается с ростом ее концентрации. При взаимодействии HNO₃ с металлами образуются нитраты соответствующих металлов. Состав остальных продуктов восстановления HNO₃ зависит от активности восстановителя и концентрации кислоты, чем активнее восстановитель и более разбавлена кислота, тем глубже протекает восстановление N⁺⁵ в HNO₃, образуя N⁺⁴O₂; N⁺²O; N₂⁺¹O; N₂⁰;

N^-3H₃(NH₄NO₃)

При действии сильно разбавленной азотной кислоты на активные металлы образуется нитрат аммония

4Ca⁰ + 10HN⁺⁵O₃(оч.разб.) = 4Ca⁺²(NO₃)₂ + N^-3H₄NO₃ + 3H₂O

электронный баланс

Ca^0- 2ē = Ca^2+
N^5^+ + 8ē = N^-3

метод полуреакций

Ca^0- 2ē = Ca^2+
NO3^- + 10H^+ + 8ē = NH4^+ + 3H2O

–––––––––––––––––––––––––––––––––

4Ca⁰ + NO₃^- + 10H⁺ = 4Ca²⁺ + NH₄⁺ + 3H₂O

При действии разбавленной азотной кислоты на активные металлы – оксид азота(I) или свободный азот

5Co⁰ + 12HN⁺⁵O₃(разб.) = 5Co⁺²(NO₃)₂ + N₂⁰­ + 6H₂O

электронный баланс

Co^0- 2ē = Co^2+
2N^5^+ + 10ē = N2^0

метод полуреакций

Co^0- 2ē = Co^2+
2NO3^- + 12H^+ + 10ē = N2 + 6H2O

–––––––––––––––––––––––––––––––––

5Co⁰ + 2NO₃^- + 12H⁺ = 5Co²⁺ + N₂ + 6H₂O

При действии разбавленной азотной кислоты на малоактивные металлы может выделяться оксид азота(II)

Дата добавления: 2014-01-03