Таблица окислительно восстановительных реакций – Стандартные окислительные восстановительные потенциалы (Таблица)

Стандартные окислительные восстановительные потенциалы (Таблица)

Справочная таблица стандартные окислительно -восстановительные потенциалы по общей и неорганической химии содержит: элемент, уравнение реакции и стандартный потенциал. Таблица содержит справочный материал, необходимый для решения задач по общей и неорганической химии. Предназначено для школьников и студентов.

Смотрите также таблицу "Стандартные электродные потенциалы металлов".

Элемент

Уравнение реакции

Стандартный потенциал Ео, В

Азот

HNO2+ H+ + e = NO + H2O

+1,00

NO3-+ 2H+ + 2e = NO2-+ H2O

+0,835

NO3-+ 4H+ + 3e = NO + 2H2O

+0,96

3N2+ 2H+ + 2e = 2HN3

-3,1

 

Алюминий

AlO2-+ 2H2O + 3e = Al + 4OH-

-2,35

Al(OH)3+ 3H+ + 3e = Al + 3H2O

-1,471

 

Бериллий

Be(OH)2+ 2H+ + 2e = Be + 2H2O

-1,820

BeO22-+ 4H+ + 2e = Be + 2H2O

-0,909

Be2+ + 2e = Be

-1,847

 

Бром

Br2+ 2e = 2Br-

+1,065

HBrO + H+ + 2e = Br- + h3O

+1,33

HBrO + 2H+ + 2e = Br2 + h3O

+1,59

BrO- + h3O + 2e = Br- + 2OH-

+0,76

BrO3-+ 2h3O + 4e = BrO- + 4OH-

+0,54

BrO3-+ 6H+ + 6e = Br- + 3h3O

+1,44

2BrO3-+ 12H+ + 10e = Br2+ 6H2O

+1,52

 

Водород

H2+ 2e = 2H-

-2,251

2H2O + 2e-= H2+ 2OH-

-0,828

 

Железо

Fe3+ + e = Fe2+

+0,771

Fe3+ + 3e = Fe

-0,037

Fe(OH)3 + e = Fe(OH)2 + OH-

-0,56

Fe(OH)3+ H+ + e = Fe(OH)2+ H2O

+0,271

 

Иод

I2+ 2e = 2I-

+0,536

HIO + H+ + 2e = I-+ H2

O

+0,99

2HIO + 2H+ + 2e = I2 + 2h3O

+1,45

IO- + h3O + 2e = I- + 2OH-

+0,49

IO3-+ 5H+ + 4e = HIO + 2H2O

+1,14

 

Иод

IO3-+ 3H2O + 6e = I-+ 6OH-

+0,26

IO3-+ 6H+ + 6e = I- + 3h3O

+1,085

2IO3-+ 12H+ + 10e = I2+ 6H2O

+1,19

 

Кислород

O2+ 2H2O + 2e = H2O2+ 2OH-

-0,076

O2 + 2h3O + 4e = 4OH-

+0,401

O2 + 2H+ + 2e = h3O2

+0,682

O2 + 4H

+ + 4e = 2h3O

+1,23

h3O2 + 2H+ + 2e = 2h3O

+1,77

О3 + H2O + 2e = O2+ 2OH-

+1,24

O3 + 6H+ + 6e = 3h3O

+1,511

O3+ 2H+ + 2e = O2+ H2O

+2,076

Марганец

MnO4-+ e = MnO42-

+0,56

MnO4-+ 2H2O + 3e = MnO2+ 4OH-

+0,6

MnO2 + 4H+ + 2e = Mn2+ + 2h3O

+1,228

MnO4-+ 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O

+1,51

 

Медь

Cu2+ + e = Cu+

+0,15

Cu+ + e = Cu

+0,52

Cu2+ + Br- + e = CuBr

+0,64

Cu2+ + I-+ e = CuI

+0,86

 

Свинец

PbO + H2O + 2e = Pb + 2OH-

-0,580

PbO + 2H+ + 2e = Pb + H2O

+0,248

Pb(OH)2 + 2H+ + 2e = Pb + h3O

+0,277

PbO2 + SO42-+ 4H+ + 2e = PbSO4 + 2h3O

+1,685

Pb4+ + 2e = Pb2+

+1,69

 

Селен

Se + 2e = Se2-

-0,92

Se + 2H+ + 2e = H2Se

-0,36

SeO42-+ 4H+ +2e = h3SeO3

+1,15

h3SeO3 + 4H+ + 4e = Se + 3h3O

+0,74

SeO32-+ 3h3O + 4e = Se + 6OH-

-0,366

 

Сера

S + 2e = S2-

-0,48

S + 2H+ + 2e = H2S

+0,17

SO42-+ 8H+ + 6e = S + 4H2O

+0,357

SO42-+ 10H+ + 8e = H2S + 4H2O

+0,311

SO42-+ 8H+ + 8e = S2-+ 4H2O

+0,149

SO42-+ 4H+ + 2e = h3SO3 + h3O

+0,17

SO42-+ h3O + 2e = SO32-+ 2OH-

-0,93

SO42-+ 2H+ + 2e = SO32-+ H2O

+0,20

h3SO3 + 4H+ + 4e = S + 3h3O

+0,449

SO32-+ 6H+ + 6e = S2-+ 3h3O

+0,231

 

Фосфор

H3PO4+ 2H+ + 2e = H3PO3+ H2O

-0,276

 

Фтор

F2+ 2e = 2F-

+2,87

F2+ 2H+ + 2e = 2HF

+3,06

 

Хлор

Cl2+ 2e = 2Cl-

+1,36

HClO + H+ + 2e = Cl-+ H2O

+1,49

2HClO + 2H+ + 2e = Cl2 + 2h3O

+1,63

ClO-+ H2O + 2e = Cl-+ 2OH-

+0,88

ClO3-+ 6H+ + 6e = Cl- + 3h3O

+1,45

2ClO3-+ 12H+ + 10e = Cl2+ 3H2O

+1,47

ClO3-+ 3h3O + 6e = Cl- + 6OH-

+0,63

ClO4-+ 2H+ + 2e = ClO3-+ h3O

+1,189

ClO4-+ 16H+ + 14e = Cl2(водн) + 8H2O

+1,385

2HCl(r) + 2H+ + 2e = Cl2(водн) + 2H2O

+1,594

 

Хром

Cr2O72-+ 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O

+1,36

Cr3+ + 3e = Cr

-0,744

Cr2+ + 2e = Cr

-0,913

Cr3+ + e = Cr2+

-0,407

 

Цинк

ZnO22-+ 4H+ + 2e = Zn + 2H2O

+0,44

ZnO22-+ 2H2O + 2e-

= Zn + 4OH-

-1,216


infotables.ru

Таблица: Стандартные потенциалы окислительно-восстановительных пар, Таблица стандартных потенциалов. (Eo; водный раствор, 25 оС)

Стандартные потенциалы окислительно-восстановительных пар, Таблица стандартных потенциалов. (Eo; водный раствор, 25 оС)

"к" -- кислотная среда; "н" -- нейтральная среда; "щ" -- щелочная среда; "ОФ" -- окисленная форма; "ВФ" -- восстановленная форма

Стандартные потенциалы окислительно-восстановительных пар, Таблица. (Eo; водный раствор, 25 оС)

ОФ/ВФ

Eo , среда

ОФ/ВФ

Eo , среда

Ag+ / Ag +0,80 к IO3- / I2 +0,20 щ
[Ag(CN)2]- / Ag, CN- -0,43 щ Mg2+/ Mg -2,37 к
Al3+/ Al -1,70 к Mg(OH)2 / Mg -2,69 щ
Al(OH)3 / Al -1,49 н (pH=6) MnO(OH)/Mn(OH)2
+0,17 щ
[Al(OH)4]- / Al -2,34 щ MnO2 / Mn2+ +1,24 к
At2 / At- +0,20 к, щ MnO4- / MnO2 +0,62 н (pH=8)
Au3+ / Au +1,50 к MnO4- / MnO2 +1,73 н (pH=6)
[Au(CN)2]- / Au, CN- -0,76 щ MnO4- / MnO42- +0,56 щ
Be2+ / Be -1,85 к MnO4- / Mn2+ +1,53 к
[Be(OH)4]2- / Be -2,52 щ N2 / NH4+ +0,27 к
Bi3+ / Bi +0,32 к N2 / N2H5+ -0,23 к
Bi(OH)3 / Bi -0,38 щ N2 / NH3 . H2O -0,74 щ
Br2 / Br- +1,09 к, щ N2 / N2H4 . H2O -1,12 щ
BrO- / Br2 +0,43 щ N2 / NH3OH+ -1,87 к
BrO3 -/ Br2 +1,51 к N2 / NH2OH . H2O -3,04 щ
BrO3- / Br2 +0,52 щ NO2- / NO +1,20 к
CH3CHO/ C2H5OH +0,19 к NO2- / NO -0,45 щ
CO2 / H2C2O4 - 0,47 к NO2- / N2O +0,16 щ
Ca2+/ Ca - 2,86 к NO3- / HNO2 +0,93 к
Cd2+/ Cd - 0,40 к NO3- / NO2- +0,01 щ
Cl2 / Cl- +1,40 к, щ NO3- / NH3 . H2O -0,12 щ
ClO- / Cl2 +0,48 щ NO3- / NH4+ +0,88 к
ClO- / Cl2 +2,14 к NO3- / NO +0,96 к
ClO3- / ClO- +0,48 щ NO3- / NO2 +0,77 к
ClO3- / Cl2 +0,48 щ Na+/ Na -2,71 к, щ
ClO3- / Cl2 +1,47 к Na2O2 / H2O, Na+ +2,86 к
ClO4- / ClO3- +1,19 к Na2O2 / OH- , Na+ +1,20 щ
Co3+ / Co2+ +1,38 к NaBiO3 /Bi(OH)3, Na+ +0,37 щ
CoO(OH) / Co(OH)2 +0,19 щ NaBiO3 / Bi3+, Na+ +1,81 к
Cr3+ / Cr2+ -0,41 к Ni2+ / Ni -0,23 к
Cr(OH)3 / Cr(OH)2 -1,18 щ NiO(OH) / Ni2+ +2,25 к
CrO42- / [Cr(OH)6]3- -0,17 щ NiO(OH) / Ni(OH)2 +0,78 щ
Cr2O72- / Cr3+ +1,33 к O2 / HO2- -0,08 щ
Cu2+/ Cu +0,34 к O2 / H2O +1,23 к
Cu2+ / Cu2O +0,21 к O2 / H2O2 +0,69 к
Cu2+, Br- / CuBr +0,66 к O2 / H2O2 -0,13 щ
Cu2+, CN- / [Cu(CN)2]- +1,11 щ Pb2+ / Pb -0,13 к
Cu2+, Cl- / CuCl +0,55 к PbO2 / Pb2+ +1,46 к
Cu2+, Cl- / [CuCl2]- +0,49 к PbO2 / [Pb(OH)3]- +0,19 щ
Cu2+, I- / CuI +0,86 к (Pb2IIPbIV)O4 / Pb2+ +2,16 к
Cu2+, I- / [CuI2]- +0,69 к S / H2S +0,14 к
[Cu(NH3)2]+ / Cu, NH3 -0,12 щ S / S2- -0,44 щ
[Cu(NH3)4]2+ / Cu, NH3 -0,07 щ SO2 / S +0,45 к
Cu2O / Cu +0,47 к SO2 / SO3S2- +0,39 к
Cu2O / Cu -0,37 щ SO32- / S -0,66 щ
Fe2+ / Fe -0,44 к SO32- / S +0,58 к
Fe3+ / Fe2+ +0,77 к SO32- / SO3S2- -0,59 щ
FeO(OH) / Fe(OH)2 -0,67 щ SO42- / H2S +0,31 к
F2 / F- +2,87 щ SO42- / S +0,35 к
F2 / HF +3,09 к SO42- / S -0,75 щ
H+ / H2 ± 0,00 к SO42- / S2- +0,15 к
H+ / H2 -0,42 н (pH=7) SO42- / S2- -0,67 щ
H2O / H2 -0,83 щ SO42- / SO2 +0,16 к
H2, Ca2+ / CaH2 -2,16 к SO42- / SO2 -1,50 щ
HBrO / Br2 +1,57 к SO42- / SO32- -0,93 щ
HClO / Cl2 +1,63 к SO42- / SO32- -0,10 к
HO2- / OH- +0,88 щ SO42- / SO3S2- +0,28 к
H2O2 / H2O +1,76 к SO42- , Cu2+ / CuS +0,42 к
H2O2 / OH- +0,94 щ SO42- , Fe3+ / FeS +0,33 к
H3PO4 / H(PH2O2) -0,39 к S4O62- / SO3S2- +0,02 н
H3PO4 / H2(PHO3) -0,28 к S2O6(O2)2- / SO42- +1,96 к
H3PO4 / P -0,38 к SO3S2- / S +0,51 к
HSO3- / S +0,48 к Sn2+/ Sn -0,14 к
Hg2+/ Hg +0,85 к [SnCl3]- / Sn, Cl- -0,20 к
HgCl2 / Hg2Cl2, Cl- +0,66 к [SnCl6]2- / [SnCl3]- +0,14 к
Hg2Cl2 / Hg, Cl- +0,27 к SnO2/ Sn -0,12 к
[HgI4]2- /Hg, I- -0,04 к [Sn(OH)3]- / Sn -0,90 щ
[I(I)2]- / I- +0,54 к, щ [Sn(OH)6]2- / [Sn(OH)3]- -0,96щ
I2 / I- +0,54 к, щ Tl3+ / Tl+ +1,28 к
IO3- / I- +1,08 к Zn2+ / Zn -0,76 к
IO3- / I- +0,25 щ [Zn(NH3)4]2+ / Zn, NH3 -1,03щ
IO3- / I2 +1,19 к [Zn(OH)4]2- / Zn -pp

tehtab.ru

Направление окислительно-восстановительной реакции » HimEge.ru

По величинам стандартных окислительно-восстановительных потенциалов (Е0) можно судить о направлении окислительно-восстановительной реакции.

Например. Для уравнения реакции

MnO4 + 5Fe2+ + 8H+ → Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O

самопроизвольно прямая реакция будет протекать, если стандартный потенциал окислительно-восстановительной пары окислителя больше, чем стандартный потенциал окислительно-восстановительной пары восстановителя, а ΔЕ > 0. Табличные значения стандартных электродных потенциалов для следующих окислительно-восстановительных пар:

Е0(MnO4/Mn2+) = 1,51 B;    Е0(Fe3+/Fe2+)  = 0,77 B.

Величина 1,51 В > 0,77 В, следовательно, при контакте перманганат ион MnO4 выступает в роли окислителя, а катион железа Fe2+ — восстановителя, протекает прямая реакция. Вычисляем ΔЕ этой реакции:

ΔЕ  =  Е0ок – Е0восст  =  1,51 – 0,77 = 0,74 В.

Величина ΔЕ положительная, реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении. Если ΔЕ окажется отрицательной величиной, то реакция протекает в обратном направлении в стандартных условиях.

Например. Может ли хлор Cl2 окислить бромид-ион Br до брома Br2?

Выпишем из справочной таблицы значения стандартных потенциалов окислительно-восстановительных пар:

Е0(Cl2/2Cl)  = 1,36 B; Е0(Br2/2Br) = 1,07 В.

Из значений стандартных потенциалов видно, что величина 1,36 В > 1,07 В, следовательно, хлор будет окислять бромид–ион до брома по уравнению реакции:

Cl2 + 2Br = 2Cl + Br2

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы (Е0)
по отношению к потенциалу стандартного водородного электрода при 25 °С

Элемент Высшая степень окисления +ne Низшая степень окисления E0, В
As As↓ + 3H+
As↓ + 3H2OH
AsO2 + 3H+H3
AsO4 + 2H+
AsO43- + 2H2O
+3e
+3e
+3e
+2e
+2e
AsH3
AsH3↑ + 3OH
As↓ + 2H2OH
AsO2 +2H2O
AsO2 + 4OH
-0,60
-1,43
+0,234
+0,56
-0,71
Br Br2
BrO3 + 5H+
BrO3 + 2H2O
+2e
+4e
+4e
2Br
HBrO + 2H2O
BrO + 4OH
+1,087
+1,45
+0,54
2BrO3 + 12H+
2 BrO3 + 6H2O
BrO3 + 6H+
BrO3 + 3H2O
+10e
+10e
+6e
+6e
Br2 + 6H2O
Br2 + 12OH
Br + 3H2O
Br + 6OH
+1,52
+0,50
+1,45
+0,61
C C6H4O2 +2H+
Хинон
HCHO + 2H+
HCOOH + 2H+
CO2↑+ 2H+
2CO2↑ + 2H+
+2e
+2e
+2e
+2e
+2e
C6H4(OH)2
Гдрохинон
CH3OH
HCHO + H2O
HCOOH
H2C2O4
+0,699
+0,19
-0,01
-0,20
-0,49
Cl Cl2
2ClO3 + 12H+
ClO4 + 2H+
2ClO4 + 16H+
ClO4 + 8H+
+2e
+10e
+2e
+14e
+8e
2ClCl
2
↓ + 6H2O
ClO3 + H2O
Cl2↓ + 8H2O
Cl + 4H2O
+1,359
+1,47
+1,19
+1,39
+1,38
Cr Cr3+
Cr3+
Cr2+
Cr(OH)3
Cr2O72- + 14H+
CrO42- + 4H2O
+e
+3e
+2e
+3e
+6e
+3e
Cr2+
Cr↓
Cr↓
Cr↓ + 3OH
2Cr3+ + 7H2O
Cr(OH)3
-0,41
-0,74
-0,91
-1,3
+1,33
-0,13
Cu Cu2+
Cu+
Cu2+
CuI↓
Cu(NH3)42+
+2e
+e
+e
+e
+2e
Cu↓
Cu↓
Cu+
Cu↓ + I
Cu↓ + 4NH3
+0,345
+0,531
+0,159
-0,185
-0,07
F F2 +2e 2F +2,77
Fe Fe3+
Fe3+
Fe2+
Fe(CN)63-
+e
+3e
+2e
+e
Fe2+
Fe↓
Fe↓
Fe(CN)64-
+0,771
-0,058
-0,473
+0,364
H 2H+
2H+ (10-7 M)
H2
2H2O
H2O2 + 2H+
+2e
+2e
+2e
+2e
+2e
H2
H2
2H
H2↑ + 2OH
2H2O
0,0000
-0,414
-2,25
-0,828
+1,77
I I2
I2
I3
2IO3 + 12H+
2IO3 + 6H2O
IO3 + 6H+
IO3 + 3H2O
+2e
+2e
+2e
+10e
+10e
+6e
+6e
2I
2I
3I
I2↓ + 6H2O
I2↓ + 12OH
I + 3H2O
I + 6OH
+0,536
+0,621
+0,545
+1,19
+0,21
+1,08
+0,26
K K+ +e K↓ -2,923
Li Li+ +e Li↓ -3,04
Mg Mg2+ +2e Mg↓ -2,37
Mn Mn3+
Mn2+
+e
+2e
Mn2+
Mn↓
+1,51
-1,17
MnO2↓ + 4H+
MnO42- + 2H2O
MnO4
MnO4 + 4H+
MnO4 + 2H2O
MnO4 + 8H+
+2e
+2e
+e
+3e
+3e
+5e
Mn2+ + 2H2O
MnO2↓ + 4OH
MnO42-
MnO2↓ + 2H2O
MnO2↓ + 4OH
Mn2+ + 4H2O
+1,23
+0,58
+0,558
+1,69
+0,60
+1,51
Mo Mo3+
H2MoO4 + 6H+
MoO42- + 4H2O
+3e
+6e
+6e
Mo↓
Mo↓ + 4H2O
Mo↓ + 8OH
-0,20,0
-1,05
Na Na+ +e Na↓ -2,713

himege.ru

Стандартные потенциалы окислительно- восстановительных пар (Таблица)

Справочная таблица по общей и неорганической химии содержит информацию по стандартным потенциалам окислительно -востановительных пар. Таблица содержит справочный материал, необходимый для решения задач по общей и неорганической химии для школьников и студентов, а также для сдачи экзаменов и ЕГЭ.

Смотрите также таблицу "Стандартные электродные потенциалы металлов"

φ° - стандартный потенциал

Тип среды:

“к” – кислотная среда;

“н” – нейтральная среда;

“щ” – щелочная среда;

“Оф” - окисленная форма;

“Вф” - восстановленная форма 

Оф / Вф

Стандартный потенциал φ°, среда

Ag+/ Ag

+0,80 к

[Ag(CN)2]-/ Ag, CN-

-0,43 щ

Al3+/ Al

-1,70 к

Al(OH)3 / Al

-1,49 н (pH=6)

[Al(OH)4]-/ Al

-2,34 щ

At2 / At-

+0,20 к, щ

Au3+/ Au

+1,50 к

[Au(CN)2]-/ Au, CN-

-0,76 щ

Be2+ / Be

-1,85 к

[Be(OH)4]2-/ Be

-2,52 щ

Bi3+ / Bi

+0,32 к

Bi(OH)3 / Bi

-0,38 щ

Br2 / Br-

+1,09 к, щ

BrO-/ Br2

+0,43 щ

BrO3-/ Br2

+1,51 к

BrO3-/ Br2

+0,52 щ

CH3CHO/ C2H5OH

+0,19 к

CO2 / H2C2O4

-0,47 к

Ca2+/ Ca

-2,86 к

Cd2+/ Cd

-0,40 к

Cl2 / Cl-

+1,40 к, щ

ClO-/ Cl2

+0,48 щ

ClO-/ Cl2

+2,14 к

ClO3-/ ClO-

+0,48 щ

ClO3-/ Cl2

+0,48 щ

ClO3-/ Cl2

+1,47 к

ClO4-/ ClO3-

+1,19 к

Co3+/ Co2+

+1,38 к

CoO(OH)/Co(OH)2

+0,19 щ

Cr3+/ Cr2+

-0,41 к

Cr(OH)3 / Cr(OH)2

-1,18 щ

CrO42-/ [Cr(OH)6]3-

-0,17 щ

Cr2O72-/ Cr3+

+1,33 к

Cu2+/ Cu

+0,34 к

Cu2+/ Cu2O

+0,21 к

Cu2+, Br-/ CuBr

+0,66 к

Cu2+,CN-/[Cu(CN)2]-

+1,11 щ

Cu2+, Cl-/ CuCl

+0,55 к

Cu2+, Cl-/ [CuCl2]-

+0,49 к

Cu2+, I-/ CuI

+0,86 к

Cu2+, I-/ [CuI2]-

+0,69 к

[Cu(NH3)2]+/ Cu, NH3

-0,12 щ

[Cu(NH3)4]2+/Cu, NH3

-0,07 щ

Cu2O / Cu

+0,47 к

Cu2O / Cu

-0,37 щ

Fe2+/ Fe

-0,44 к

Fe3+/ Fe2+

+0,77 к

FeO(OH) / Fe(OH)2

-0,67 щ

F2 / F-

+2,87 щ

F2 / HF

+3,09 к

H+ / H2

±0,00 к

H+ / H2

-0,42 н (pH=7)

H2O / H2

-0,83 щ

H2, Ca2+/ CaH2

-2,16 к

HBrO / Br2

+1,57 к

HClO / Cl2

+1,63 к

HO2-/ OH-

+0,88 щ

H2O2 / H2O

+1,76 к

H2O2 / OH-

+0,94 щ

H3PO4 / H(PH2O2)

-0,39 к

H3PO4 / H2(PHO3)

-0,28 к

H3PO4 / P

-0,38 к

HSO3-/ S

+0,48 к

Hg2+/ Hg

+0,85 к

HgCl2 / Hg2Cl2, Cl-

+0,66 к

Hg2Cl2 / Hg, Cl-

+0,27 к

[HgI4]2-/Hg, I-

-0,04 к

[I(I)2]- / I-

+0,54 к, щ

I2 / I-

+0,54 к, щ

IO3-/ I-

+1,08 к

IO3-/ I-

+0,25 щ

IO3-/ I2

+1,19 к

IO3-/ I2

+0,20 щ

Mg2+/ Mg

-2,37 к

Mg(OH)2 / Mg

-2,69 щ

MnO(OH)/Mn(OH)2

+0,17 щ

MnO2 / Mn2+

+1,24 к

MnO4-/ MnO2

+0,62 н (pH=8)

MnO4-/ MnO2

+1,73 н (pH=6)

MnO4-/ MnO42-

+0,56 щ

MnO4-/ Mn2+

+1,53 к

N2 / NH4+

+0,27 к

N2 / N2H5+

-0,23 к

N2 / NH3 . H2O

-0,74 щ

N2 / N2H4 . H2O

-1,12 щ

N2 / NH3OH+

-1,87 к

N2 / NH2OH . H2O

-3,04 щ

NO3-/ NO2

+0,77 к

NO2-/ NO

+1,20 к

NO2-/ NO

-0,45 щ

NO2-/ N2O

+0,16 щ

NO3-/ HNO2

+0,93 к

NO3-/ NO2-

+0,01 щ

NO3-/ NH3 . H2O

-0,12 щ

NO3-/ NH4+

+0,88 к

NO3-/ NO

+0,96 к

Na+/ Na

-2,71 к, щ

Na2O2 / H2O, Na+

+2,86 к

Na2O2 / OH-, Na+

+1,20 щ

NaBiO3 /Bi(OH)3,Na+

+0,37 щ

NaBiO3 / Bi3+, Na+

+1,81 к

Ni2+ / Ni

-0,23 к

NiO(OH)/Ni2+

+2,25 к

NiO(OH)/ Ni(OH)2

+0,78 щ

O2 / HO2-

-0,08 щ

O2 / H2O

+1,23 к

O2 / H2O2

+0,69 к

O2 / H2O2

-0,13 щ

Pb2+ / Pb

-0,13 к

PbO2 / Pb2+

+1,46 к

PbO2 / [Pb(OH)3]-

+0,19 щ

(Pb2IIPbIV)O4/Pb2+

+2,16 к

S / H2S

+0,14 к

S / S2-

-0,44 щ

SO2 / S

+0,45 к

SO2 / SO3S2-

+0,39 к

SO32-/ S

-0,66 щ

SO32-/ S

+0,58 к

SO32-/ SO3S2-

-0,59 щ

SO42-/ H2S

+0,31 к

SO42-/ S

+0,35 к

SO42-/ S

-0,75 щ

SO42-/ S2-

+0,15 к

SO42-/ S2-

-0,67 щ

SO42-/ SO2

+0,16 к

SO42- / SO32-

-0,932 щ

SO42-/ SO32-, H2O

-0,10 к

SO42-/ SO3S2-

+0,275

SO42-, Cu2+/ CuS

+0,42

SO42-, Fe3+/ FeS

+0,33

S4O62-/ SO3S2-

+0,015

S2O6(O2)2-/ SO42-

+1,961

SO3S2-/ S

+0,512 к

Sn2+/ Sn

-0,141 к

[SnCl3]-/ Sn, Cl-

-0,201 к

[SnCl6]2-/ [SnCl3]-

+0,139 к

SnO2/ Sn

-0,118 щ

[Sn(OH)3]-/ Sn

-0,790 щ

[Sn(OH)6]2-/[Sn(OH)3]-

-0,960 щ

Tl3+ / Tl+

+1,280

Zn2+ / Zn

-0,763 к

[Zn(OH)4]2-/ Zn

-1,26 щ

_______________

Источник информации: Справочные таблицы по неорганической химии./ - М., МИТХТ им. М.В. Ломоносова, 2005.


infotables.ru

ЕГЭ. Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций

Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций 

(скачать pdf файл)

Существует несколько основных правил, которые сильно упрощают составление окислительно-восстановительных реакций. Более подробно эти и другие правила рассматривается на других страницах этого раздела, но для ЕГЭ достаточно знать правила из этого списка.

 

Правило 1. Реакции простых веществ: металлов и неметаллов с щелочами, кислотами и солями:

1.1) Из металлов только Al, Zn и Be взаимодействуют со щелочами с выделением водорода:
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2­
Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2

 

1.2) Из неметаллов только S, P, Si и галогены реагируют с щелочами:

3S + 6NaOH → Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O

P4 + 3NaOH + 3H2O → PH3­ + 3NaH2PO2 (t°, гипофосфит натрия)

Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2

Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O (аналогично для Br2, I2)                  

3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (при нагревании, аналогично для Br2, I2)

 

2.1) Металлы (стоящие в ряду активности металлов до H2) реагируют с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

2HCl + Fe → FeCl2 + H2
H2SO4(р) + Fe → FeSO4 + H2

 

2.2) Все металлы, кроме Pt и Au, реагируют с кислотами-окислителями без выделения водорода:
2H2SO4(к) + 2Ag → Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
6H2SO4(к) + 2Fe&nbsp →  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

 

2.3) Более сильные металлы вытесняют более слабые из растворов их солей:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

 

3) Неметаллы не реагируют с кислотами-неокислителями:
C + HCl → реакция не идет

 

4) Такие неметаллы, как S, C, P могут реагировать с солями, проявляющими окислительные свойства (KClO3, KNO3 в расплавленном состоянии):

6P + 5KClO3 → 3P2O5 + 5KCl

C + 2KNO3 (расплав) → CO2 + 2KNO2

S + 2KNO3 (расплав) → SO2 + 2KNO2

 

Важная реакция получения фосфора:

5C + 3SiO2 + Ca3(PO4)2 → 5CO + 2P + 3CaSiO3

 

5) Из неметаллов только S, C, и P реагируют с кислотами-окислителями (в рамках ЕГЭ), а также I2 с HNO3(к):

C + H2SO4(конц.) → CO2 + 2SO2 + 2H2O (t)

S + 2H2SO4(конц.) → 3SO2 + 2H2O (t)

2P + 5H2SO4(конц.) → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O (t)

 

C + 4HNO3(конц.) → CO2 + 4NO2 + 2H2O

P + 5HNO3(конц.)&nbsp → H3PO4 + 5NO2 + H2O

S + 6HNO3(конц.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

 

I2 + 10HNO3(к) →  2HIO3 + 10NO2+ 4H2O (t, другие галогены с кислотами не реагируют)

 

Правило 2. Фосфор

1) Наиболее устойчивая степень окисления фосфора +5, следовательно, любые другие соединения фосфора окисляются сильными окислителями до этой степени окисления (с образованием P2O5 или фосфат-иона):

PH3 + 8KMnO4 + 11KOH →  K3PO4 + 8K2MnO4 + 7H2O   

6P + 5KClO3 →  5KCl + 3P2O5        

3P2O3 + 4HNO3 + 7H2O → 6H3PO4 + 4NO

 

Правило 3. Азот

1) Аммиак, как правило, окисляется до азота N2:

8NH3 + 3KBrO4 → 3KBr + 4N2 + 12H2O

2NH3 + 3CuO →  3Cu + N2­ + 6H2O

 

Исключением является каталитическое окисление аммиака:
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (катализатор)

Обычное горение аммиака протекает с образованием N2 (как и горение любых органических азотсодержащих соединений):
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O

 

2) Нитрит-ионы окисляются до нитрат-ионов:

3KNO2 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O

3KNO2 + 2KMnO4 + H2O → 3KNO3 + 2MnO2 + 2KOH

           

3) Нитрит-ионы восстанавливаются до азота в реакциях с солями аммония:

NaNO2 + NH4Cl →  N2­­ + NaCl + 2H2O                (по сути, идет разложение нитрита аммония: NH4NO2 →  N2 + 2H2O)

Ca(NO2)2 + (NH4)2SO4 →  2N2­­ + CaSO4 + 4H2O

 

4) Нитрит-ионы восстанавливаются до оксида азота (II) в реакциях с типичными восстановителями: HI, йодидами, солями Fe+2 и др.:

2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 →  2NO­­ + I2 + 2K2SO4 + 2H2O

HNO2 + 2HI →  2NO­­ + I2 + 2H2O

 

Следующий тип реакций встречается в вариантах Ю.Н. Медведева.

5) Нитрат-ионы могут восстанавливаться до нитрит-ионов (соединениями Cr, Mn, Fe, сплавление в щелочной среде):

3NaNO3 + Cr2O3 + 4KOH → 3NaNO2 + 2K2CrO4 + 2H2O

KNO3 + MnO2 + K2CO3 → KNO2 + K2MnO4 + CO2

2NaNO3 + FeSO4 + 4NaOH → 2NaNO2 + Na2FeO4 + Na2SO4 + 2H2O

 

6) Восстановление нитратов до аммиака в реакциях с такими металлами, как Al, Zn, Mg (встречается очень редко):

3NaNO3 + 8Al + 5NaOH +18H2O → 3NH3 + 8Na[Al(OH)4

chemrise.ru

Окислительно-восстановительные реакции — Википедия

Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР), также редокс (сокр. англ. redox, от reduction-oxidation — восстановление-окисление) — встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующимся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором) .

Издавна учёные полагали, что окисление — потеря флогистона (особого невидимого горючего вещества), а восстановление — его приобретение. Но, после создания А. Лавуазье в 1777 году кислородной теории горения, к началу XIX века химики стали считать окислением взаимодействие веществ с кислородом, а восстановлением их превращения под действием водорода. Тем не менее в качестве окислителя могут выступать и другие элементы, например

Fe+2HCl→FeCl2+h3↑{\displaystyle {\mathsf {Fe+2HCl\rightarrow FeCl_{2}+H_{2}\uparrow }}}

В этой реакции окислитель — ион водорода[1] — H+, а железо выступает в роли восстановителя.

В соответствии с электронно-ионной теорией окисления-восстановления, разработанной Л. В. Писаржевским в 1914 г., окисление — процесс отщепления электронов от атомов или ионов элемента, который окисляется; Восстановлением называется процесс присоединения электронов к атомам или ионам элемента, каковой восстанавливается. Например, в реакции

Zn0+Cl02→Zn+2Cl−12{\displaystyle {\mathsf {{\stackrel {0}{\mbox{Zn}}}+{\stackrel {0}{\mbox{Cl}}}_{2}\rightarrow {\stackrel {+2}{\mbox{Zn}}}{\stackrel {-1}{\mbox{Cl}}}_{2}}}}

атом цинка теряет два электрона, то есть окисляется, а молекула хлора присоединяет их, то есть восстанавливается.

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.[2]

Окисление[править | править код]

Окисление — процесс отдачи электронов с увеличением степени окисления.

При окисле́нии у веществ в результате отдачи электронов увеличивается степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.

В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см. Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель (сам процесс называется окислением):

восстановитель — eсопряжённый окислитель.

Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

Восстановление[править | править код]

Восстановле́ние — процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.

При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель (сам процесс называют восстановлением):

окислитель + eсопряжённый восстановитель.

Окислительно-восстановительная пара[править | править код]

Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару, а их взаимопревращения являются окислительно-восстановительными полуреакциями.

В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряжённые окислительно-восстановительные пары, между которыми имеет место конкуренция за электроны, в результате чего протекают две полуреакции: одна связана с присоединением электронов, то есть восстановлением, другая — с отдачей электронов, то есть окислением.

Виды окислительно-восстановительных реакций[править | править код]

Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

h3S+Cl2→S+2HCl{\displaystyle {\mathsf {H_{2}S+Cl_{2}\rightarrow S+2HCl}}}

Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2h3O→2h3+O2{\displaystyle {\mathsf {2H_{2}O\rightarrow 2H_{2}+O_{2}}}}

Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

h3O+Cl2→HCl+HOCl{\displaystyle {\mathsf {H_{2}O+Cl_{2}\rightarrow HCl+HOCl}}}

Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления:

SO2+2h3S→3S+2h3O{\displaystyle {\mathsf {SO_{2}+2H_{2}S\rightarrow 3S+2H_{2}O}}}

Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором

H02+F02→2H+1F−1{\displaystyle {\mathsf {{\stackrel {0}{\mbox{H}}}_{2}+{\stackrel {0}{\mbox{F}}}_{2}\rightarrow 2{\stackrel {+1}{\mbox{H}}}{\stackrel {-1}{\mbox{F}}}}}}

Разделяется на две полу-реакции:

1) Окисление:

h30−2e−→2H+{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{H}}_{2}^{0}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{H}}^{+}}}}

2) Восстановление:

F20+2e−→2F−{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{F}}_{2}^{0}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{F}}^{-}}}}
h30−2e−→2H+{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{H}}_{2}^{0}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{H}}^{+}}}}
S2−−2e−→S0↓{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{S}}^{2-}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{S}}^{0}\downarrow }}}
Al0−3e−→Al3+{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Al}}^{0}-3{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Al}}^{3+}}}}
Fe2+−e−→Fe3+{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Fe}}^{2+}-{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Fe}}^{3+}}}}
2Hal−−2e−→Hal20{\displaystyle {\mathsf {2{\mbox{Hal}}^{-}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Hal}}_{2}^{0}}}}

Процесс присоединения электронов — восстановление. При восстановлении степень окисления понижается:

O20+4e−→2O2−{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{O}}_{2}^{0}+4{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{O}}^{2-}}}}
Mn7++5e−→Mn2+{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Mn}}^{7+}+5{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Mn}}^{2+}}}}
Mn4++2e−→Mn2+{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Mn}}^{4+}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Mn}}^{2+}}}}
Cr6++6e−→Cr0{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Cr}}^{6+}+6{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Cr}}^{0}}}}

Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а атомы или ионы, которые отдают электроны — восстановителями.

Для нахождения пропорции веществ, вступающих в химическую реакцию, часто требуется уравнять ОВР. Уравнивание ОВР сводится к нахождению стехиометрических коэффициентов (то есть, количества молей каждого соединения). Стехиометрические коэффициенты могут принимать только значения целых величин от 1 и выше, дробные стехиометрические коэффициенты допускаются лишь в некоторых случаях записи термохимических уравнениях из курса физической химии. Различают два методы уравнивания ОВР: метод полуреакций и метод электронного баланса. Метод электронного баланса более прост и используется в случае протекания реакции в газообразной среде (например, процессы горения или термического разложения соединений). Метод полуреакций более сложен и используется в случае протекания реакции в жидкой среде. Метод полуреакций оперирует не свободными атомами и одноатомными ионами, а реально существующими в растворе частицами, образовавшимися в результате процессов растворения и/или диссоциации реагирующих веществ. Оба метода занимают важное место в базовом курсе общей и неорганической химии, изучаемом студентами различных учебных заведений[3].

  1. ↑ В этом, как и во многих других случаях водород рассматривают как помещённый в VII группе периодической системы химических элементов над галогенами-окислителями.
  2. ↑ Несущественно, переходят ли электроны с одного атома на другой вполне (ионная связь) или же только более или менее оттягиваются (полярная ковалентная связь). Поэтому в данном случае мы будем говорить об отдаче или присоединении электронов независимо от действительного типа валентной связи. В общем, окислительно-восстановительные процессы можно определить как реакции, связанные с переходом электронов от одних атомов к другим. То есть валентности [ковалентных молекулярных соединений] в этих реакциях выступают как степени окисления. Более строго, в узком смысле под степенью окисления имеется в виду в том числе и валентности.
  3. ↑ ОВР методом полуреакций (неопр.). Химия и химическая технология в жизни (10.07.2013).
  • Хомченко Г. П., Севастьянова К. И., Окислительно-восстановительные реакции, 2 изд., М., 1980;
  • Кери Ф., Сандберг Р., Углублённый курс органической химии, пер. с англ., кн. 2, М., 1981, с. 119-41, 308-43;
  • Марч Дж., Органическая химия, пер. с англ., т. 4, М., 1988, с. 259—341;
  • Турьяи Я. И., Окислительно-восстановительные реакции и потенциалы в аналитической химии, М., 1989;
  • Тодрес 3. В., Электронный перенос в органической и металлоорганической химии, в сб.: Итоги науки и техники. Сер. Органическая химия, т. 12, М., 1989. С. И. Дракин, З. В. Тодрес.

ru.wikipedia.org

Окислительно-восстановительные реакции. Видеоурок. Химия 11 Класс

Тема: Окислительно-восстановительные реакции

Урок: Окислительно-восстановительные реакции

Реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. Изменение степеней окисления происходит из-за перехода электронов от восстановителя к окислителю. Степень окисления – это формальный заряд атома, если считать, что все связи в соединении являются ионными.

Окислитель – это вещество, молекулы или ионы которого принимает электроны. Если элемент является окислителем, его степень окисления понижается.

О02 +4е-→ 2О-2 (Окислитель, процесс восстановления)

Процесс приема веществами электронов называется восстановлением. Окислитель в ходе процесса восстанавливается.

Восстановитель – это вещество, молекулы или ионы которого отдают  электроны. У восстановителя степень окисления повышается.

S0 -4е- →S+4 (Восстановитель, процесс окисления)

Процесс отдачи электронов называется окислением. Восстановитель в ходе процесса окисляется.

Пример №1. Получение хлора в лаборатории

В лаборатории хлор получают из перманганата калия и концентрированной соляной кислоты. В колбу Вюрца помещают кристаллы перманганата калия. Закрывают колбу пробкой с капельной воронкой. В воронку наливается соляная кислота. Соляная кислота приливается из капельной воронки. Сразу же начинается энергичное выделение хлора. Через газоотводную трубку хлор постепенно заполняет цилиндр, вытесняя из него воздух. Рис. 1.

Рис. 1

На  примере этой реакции рассмотрим, как составлять электронный баланс.

1. Запишем схему этой реакции:

KMnO4 +  HCI = KCI + MnCI2 + CI2 + H2O

2. Расставим степени окисления всех элементов  в веществах, участвующих в реакции:

K+Mn+7O-24 +  H+CI- = K+CI- + Mn+2CI-2 + CI02 + H+2O-2

Степени окисления поменяли марганец и хлор.

3. Составляем схему, отражающую процесс перехода электронов:

Mn+7+5е- = Mn+2 окислитель, процесс восстановление

2 CI- -2е- = CI02   восстановитель, процесс окисление

4. Уравняем число отданных и принятых электронов. Для этого находим наименьшее общее кратное  для чисел 5 и 2. Это 10. В результате деления наименьшего общего кратного на число отданных и принятых электронов, находим коэффициенты перед окислителем и восстановителем.

Mn+7+5е- = Mn+2   2

2 CI- -2е- = CI02   5

5. Переносим коэффициенты в исходную схему и преобразуем уравнение реакции.

2KMnO4 + ? HCI = ?KCI + 2MnCI2 + 5CI2 +? H2O

Однако перед формулой соляной кислоты не поставлен коэффициент, так как не все хлоридные ионы участвовали в окислительно-восстановительном процессе. Метод электронного баланса позволяет уравнивать только ионы, участвующие в окислительно-восстановительном процессе. Поэтому нужно уравнять количество ионов, не участвующих в окислительно-восстановительной реакции. А именно катионов калия, водорода и хлоридных анионов. В результате получается следующее уравнение:

2KMnO4 + 16 HCI = 2KCI + 2MnCI2 + 5CI2 + 8H2O

Пример №2. Взаимодействие меди с концентрированной азотной кислотой. Рис. 2.

В стакан с 10 мл кислоты поместили «медную» монету. Быстро началось выделение бурого газа (особенно эффектно выглядели бурые пузырьки в еще бесцветной жидкости). Все пространство над жидкостью стало бурым, из стакана валили бурые пары. Раствор окрасился в зеленый цвет. Реакция постоянно ускорялась. Примерно через полминуты раствор стал синим, а через две минуты реакция начала замедляться. Монета полностью не растворилась, но сильно потеряла в толщине (ее можно было изогнуть пальцами). Зеленая окраска раствора в начальной стадии реакции обусловлена продуктами восстановления азотной кислоты.

Рис. 2

1. Запишем схему этой реакции:

Cu + HNO3 = Cu (NO3)2 + NO2↑ + H2O

2. Расставим степени окисления всех элементов  в веществах, участвующих в реакции:

Cu0 + H+N+5O-23 = Cu+2(N+5O-23)2 + N+4O-22↑ + H+2O-2

Степени окисления поменяли медь и азот.

3. Составляем схему, отражающую процесс перехода электронов:

N+5- = N+4 окислитель, процесс восстановление

Cu0 -2е- = Cu+2  восстановитель, процесс окисление

4. Уравняем число отданных и принятых электронов. Для этого находим наименьшее общее кратное для чисел 1 и 2. Это 2. В результате деления наименьшего общего кратного на число отданных и принятых электронов, находим коэффициенты перед окислителем и восстановителем.

N+5- = N+4   2

Cu0 -2е- = Cu+2  1

5. Переносим коэффициенты в исходную схему и преобразуем уравнение реакции.

Cu + ?HNO3 = Cu (NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

Азотная кислота участвует не только в окислительно-восстановительной реакции, поэтому коэффициент сначала не пишется. В результате, окончательно получается следующее уравнение:

Cu + 4HNO3 = Cu (NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O

Классификация окислительно-восстановительных реакций

1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции.

Это реакции, в которых окислителем и восстановителем являются разные вещества.

Н2S-2 + Cl02 → S0 + 2HCl-

2. Внутримолекулярные реакции, в которых окисляющиеся и останавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:   

2H+2O-2 → 2H02 + O02

3. Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) – реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

Cl02 + H2O → HCl+O + HCl-

4. Конпропорционирование (Репропорционирование) – реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления

5. N-3H4N+5O3 → N+2O + 2H2O

Важнейшие окислители и восстановители.

Основные окислители и восстановители приведены в таблице 1.

Восстановители

Окислители

1. Простые вещества – металлы

1. Простые вещества – неметаллы: галогены, кислород, озон

2. Простые вещества – неметаллы (С, Н2, Si)

2. Оксиды металлов в высоких степенях окисления CrO3, Mn2O7, MnO2, PbO2

3. Пероксид водорода Н2О2

3. Пероксид водорода Н2О2

4. Оксиды неметаллов (NO, SO2, CO и др.)

4. Кислородсодержащие кислоты и их соли: азотная, серная, марганцевая и др.

5. Кислородсодержащие кислоты: сернистая, азотистая, фосфористая и их соли

5. Соли кислот хрома: хроматы, дихроматы, кислородные кислоты хлора: хлорноватистая HClO, хлорноватая HClO3, хлорная HClO4 и их соли.

6. Бескислородные кислоты: сероводородная, хлороводородная и др. и их соли

6. Соли некоторых металлов в высоких степенях окисления: AgNO3, CuSO4 и др.

7. Соли, в которых металлы находятся не в высших степенях окисления: SnCl2, FeSO4, Cr2(SO4)3,MnSO4 и др.

8. Аммиак NH3

Табл. 1. Основные окислители и восстановители

Факторы, влияющие на конечные продукты реакции

При протекании окислительно-восстановительных реакций, конечные продукты зависят от многих факторов.

· Состав реагирующих веществ

· Температура

· Концентрация

· Кислотность среды

Рассмотрим это в случае реакции с перманганатом калия. Продукты его восстановления зависят от кислотности среды, что можно изобразить схемой:

Например, при взаимодействии перманганата калия с нитритом калия в кислой среде

Красно-фиолетовая окраска раствора переходит в бесцветную окраску.

В нейтральной среде образуется MnO2 и окраска меняется с красно-фиолетовой на коричневую.

В щелочной среде при восстановлении перманганата калия образуется манганат калия K2 MnO4, который окрашен в зеленый цвет.

Окислительно-восстановительные процессы происходят в живых организмах, они широко распространены в природе: деятельность вулканов, грозовые разряды и др. многие технологические процессы основаны на окислении и восстановлении. Это и получение металлов, горение, синтез оксидов серы и азота при производстве кислот, получение аммиака.

Подведение итога урока

В ходе урока была изучена тема «Окислительно-восстановительные реакции». Вы узнали определение данных реакций, их отличия от реакций других типов. Вспомнили, что такое степень окисления, окислитель и восстановитель. Учились составлять схемы электронного баланса для окислительно-восстановительных реакций, познакомились с классификацией окислительно-восстановительных реакций.

 

Список литературы

1. Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.

2. Попель П.П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П.П. Попель, Л.С.Кривля. – К.: ИЦ «Академия», 2008. – 240 с.: ил.

3. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень.  2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

 

Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет

1. Internerurok.ru (Источник).

2. Hemi.nsu.ru (Источник).

3. Chemport.ru (Источник).

4. Химик (Источник).

 

Домашнее задание

1. №№1-3 (с. 162) Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень.  2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

2. Почему аммиак проявляет только восстановительные свойства, а азотная кислота – только окислительные?

3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции получения азотной кислоты, используя метод электронного баланса: ?NO2 + ?H2O + O2 = ?HNO3

interneturok.ru

Оставить комментарий

avatar
  Подписаться  
Уведомление о