Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-Окислительно-восстановительные восстановительные

реакцииреакции

Нобелевские премии, присужденные за исследование

окислительно-восстановительных реакций

Генри ТАУБЕ

1983

«за его работу по механизмам реакций

электронного переноса, особенно в

комплексах металлов»

Рудольф А. МАРКУС

1992

«за его вклад в теорию реакций

электронного переноса в химических

системах»

Схема окислительно-восстановительного процесса

• [Cr(NH2CONH2)6]4[Cr(CN)6]3 + KMnO4 + HCl =

• = K2Cr2O7 + CO2 + KNO3 + MnCl2 + KCl + H2O

Способы уравнивания Способы уравнивания окислительно-окислительно-

восстановительных реакцийвосстановительных реакций

• I. Способ подбора коэффициентов• II. Метод электронного баланса• III. Метод полуреакций

Способ подбора коэффициентов

• Используется в простейших окислительно-восстановительных реакциях, обычно протекающих с участием простых веществ и без растворителя

• Например:

• 3Fe + 2O2 = Fe3O4

• CH4 + 4Cl2 = CCl4 + 4HCl

• NaNO3 + Pb = NaNO2 + PbO

Метод электронного баланса

• Удобен для уравнивания относительно простых окислительно-восстановительных реакций, ведущих к образованию продуктов в состав которых не входят атомы из молекул растворителя.

• Например:

• Fe + 2AgNO3 = Ag↓ + Fe(NO3)2

• Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2

• 3S + 2KClO3 = 3SO2↑ + 2KCl

Метод полуреакций

• Наиболее универсальный метод уравнивания окислительно-восстановительных реакций.

• Преимущества:• 1) Возможность написания правильных формул

продуктов, образующихся из окислителя и восстановителя, на стадии полуреакций, что значительно упрощает учет влияния рН и комплексообразования.

• 2) Относительно небольшие коэффициенты в каждой полуреакции, что уменьшает вероятность ошибок.

• 3) Предельно стандартизованные конечные стадии уравнивания реакции.

Алгоритм метода полуреакций• 1) Составление схемы полуреакций, включающих

истинные частицы (молекулы, ионы, твердые вещества), содержащие атомы окислителя и восстановителя до и после реакции.

• 2) Сведение материального баланса в каждой полуреакции с привлечением для этого (если нужно) компонентов растворителя (Н2О, Н+, ОН‒).

• 3) Сведение зарядового (электронного) баланса в каждой полуреакции.

• 4) Уравнивание числа электронов, принимаемых окислителем и отдаваемых восстановителем в обеих полуреакциях.

• 5) Суммирование полуреакций – написание ионного уравнения окислительно-восстановительной реакции.

• 6) Написание молекулярного уравнения.

Примеры использования Примеры использования метода полуреакцийметода полуреакций

Окисление хрома(+3) гипохлоритом натрия в

щелочной среде

• 1) Хром(+3) – образует амфотерный гидроксид, следовательно, в щелочной среде хром будет входить в состав анионного гидроксокомплекса [Cr(OH)6]3‒. После окончания реакции образуется соединение хрома(+6). В щелочной среде – это хромат-анион CrO4

2‒.

• 2) Гипохлорит натрия в водном растворе диссоциирует, образуя анион ClO‒. После окончания реакции хлор восстанавливается и переходит в состав хлорид-ионов Cl‒.



• Учитывая реально участвующие в реакции частицы составляются схемы полуреакций:

• [Cr(OH)6]3‒ → CrO42‒

• ClO‒ → Cl‒



• Сведение материального баланса. Так как реакция протекает в щелочной среде, то для уравнивания числа атомов кислорода и водорода в левой и правой частях полуреакций используются молекулы Н2О и анионы ОН‒:

• [Cr(OH)6]3‒ + 2ОН‒ → CrO42‒ + 4Н2О

• ClO‒ + Н2О → Cl‒ + 2ОН‒



• Сведение зарядового баланса. В каждой полуреакции формально добавляется или отнимается такое число электронов, чтобы заряды в обоих частях полуреакции были равны между собой:

• [Cr(OH)6]3‒ + 2ОН‒ 3‒ е‒ → CrO42‒ + 4Н2О

• ClO‒ + Н2О + 2е‒ → Cl‒ + 2ОН‒



• Уравнивание числа передаваемых электронов производится путем умножения каждой полуреакции на соответствующий коэффициент:

• 2 [Cr(OH)6]3‒ + 2ОН‒ 3‒ е‒ → CrO42‒ + 4Н2О

• 3 ClO‒ + Н2О + 2е‒ → Cl‒ + 2ОН‒



• Суммирование полуреакций проводится в соответствии с правилами суммирования обычных алгебраических уравнений:

• 2 [Cr(OH)6]3‒ + 2ОН‒ 3‒ е‒ → CrO42‒ + 4Н2О

• 3 ClO‒ + Н2О + 2е‒ → Cl‒ + 2ОН‒

• 2[Cr(OH)6]3‒ + 4ОН‒ + 3ClO‒ + 3Н2О → 2CrO42‒ + 8Н2О + 3Cl‒ + 6ОН‒



• Приведение подобных членов дает краткое ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции:

• 2[Cr(OH)6]3‒ + 4ОН‒ + 3ClO‒ + 3Н2О → 2CrO42‒ + 8Н2О + 3Cl‒ + 6ОН‒

• 2[Cr(OH)6]3‒ + 3ClO‒ = 2CrO42‒ + 5Н2О + 3Cl‒ + 2ОН‒

25



• Для получения уравнения в молекулярном виде к ионам, входящим в краткое ионное уравнение добавляются соответствующие противоионы (которые не участвовали в самом окислительно-восстановительном процессе):

• 2[Cr(OH)6]3‒ + 3ClO‒ = 2CrO42‒ + 5Н2О + 3Cl‒ + 2ОН‒

• 2К3[Cr(OH)6] + 3NaClO = 2K2CrO4 + 5Н2О + 3NaCl + 2KОН

Окисление роданида натрия умеренно разбавленной

азотной кислотой

• Составление схем полуреакций:

• SCN‒ → SO42‒ + CO2 + NH4

+

• NO3‒ → NO



• Сведение материального баланса. Так как реакция протекает в кислой среде, то для уравнивания числа атомов кислорода и водорода в левой и правой частях полуреакций используются молекулы Н2О и катионы Н+:

• SCN‒ + 6Н2О → SO42‒ + CO2 + NH4

+ + 8Н+

• NO3‒ + 4Н+ → NO + 2Н2О



• Сведение зарядового баланса:

• SCN‒ + 6Н2О 8‒ е‒ → SO42‒ + CO2 + NH4

+ + 8Н+

• NO3‒ + 4Н+ + 3е‒ → NO + 2Н2О


азотной кислотой Суммирование полуреакций:

• 3 SCN‒ + 6Н2О 8‒ е‒ → SO42‒ + CO2 + NH4

+ + 8Н+

• 8 NO3‒ + 4Н+ + 3е‒ → NO + 2Н2О

• 3SCN‒ + 18Н2О + 8NO3‒ + 32Н+ → 3SO4

2‒ + 3CO2 + 3NH4+ +

24Н+ + 8NO + 16Н2О

• 3SCN‒ + 2Н2О + 8NO3‒ + 8Н+ = 3SO4

2‒ + 3CO2 + 3NH4+ + 8NO



• Составление молекулярного уравнения:

• 3SCN‒ + 2Н2О + 8NO3‒ + 8Н+ = 3SO4

2‒ + 3CO2 + 3NH4+ + 8NO

• 3NaSCN + 2Н2О + 8HNO3 = 3/2(NH4)2SO4 + 3/2Na2SO4 + 3CO2 + 8NO

• или• 6NaSCN + 4Н2О + 16HNO3 = 3(NH4)2SO4 + 3Na2SO4 + 6CO2 +

16NO

Растворение HgS в царской водке

• Составление полуреакций:

• HgS + 4Cl‒ → [HgCl4]2‒ + SO42‒

• NO3‒ → NO

• HgS + 4Cl‒ + 4H2O → [HgCl4]2‒ + SO42‒ + 8H+

• NO3‒ + 4H+ → NO + 2H2O

• HgS + 4Cl‒ + 4H2O 8‒ e‒ → [HgCl4]2‒ + SO42‒ + 8H+

• NO3‒ + 4H+ + 3e‒ → NO + 2H2O


• Суммирование полуреакций:

• 3 HgS + 4Cl‒ + 4H2O 8‒ e‒ → [HgCl4]2‒ + SO42‒ + 8H+

• 8 NO3‒ + 4H+ + 3e‒ → NO + 2H2O

• 3HgS + 12Cl‒ + 12H2O + 8NO3‒ + 32H+ = 3[HgCl4]2‒ + 3SO4

2‒ + 24H+ + 8NO + 16H2O

• 3HgS + 12Cl‒ + 8NO3‒ + 8H+ = 3[HgCl4]2‒ + 3SO4

2‒ + 8NO + 4H2O


• Составление молекулярного уравнения:

• 3HgS + 12Cl‒ + 8NO3‒ + 8H+ = 3[HgCl4]2‒ + 3SO4

2‒ + 8NO + 4H2O

• 3HgS + 12НCl + 8НNO3 = 3Н2[HgCl4] + 3Н2SO4 + 8NO + 4H2O

Использование воды для сведения материального баланса по

кислороду(кислородсодержащие окислители)• Кислая среда:

Н2О 2Н+ + [O] (если кислорода больше в правой части полуреакции)

2Н+ + [O] Н2О (если кислорода больше в левой части полуреакции)

• Щелочная среда:

2ОН‒ Н2О + [O] (если кислорода больше в правой части полуреакции)

Н2О + [O] 2ОН‒ (если кислорода больше в левой части полуреакции)

Использование воды для сведения материального баланса

по кислороду• Нейтральная среда:

Н2О 2Н+ + [O] (если кислорода больше в правой части полуреакции)

Н2О + [O] 2ОН‒ (если кислорода больше в левой части полуреакции)

Важнейшие окислителиВажнейшие окислители

Катионы водорода Н+ (кислоты)

• Продукт восстановления: Н2

• Полуреакция: 2Н+ + 2e‒ → H2↑

• Окислительные свойства: Слабый окислитель

• Пример реакции: • Fe + Н2SO4 = FeSO4 + H2↑

• Характерные особенности:• 1) Сильная зависимость от рН раствора.• 2) При реакции кислот с переходными металлами обычно

образуются катионы с ближайшей к нулю стабильной степенью окисления (Ti3+, V2+, Cr2+ и т.д.)

• 3) Часто реакция кислот с металлами облегчается за счет комплексообразования катиона металла с анионами кислоты.

Галогены Cl2, Br2, I2

• Продукты восстановления: Cl‒, Br‒, I‒

• Полуреакции: Сl2 + 2e‒ → 2Cl‒

• Br2 + 2e‒ → 2Br‒

• I2 + 2e‒ → 2I‒

• I3‒ + 2e‒ → 3I‒

• Окислительные свойства: Хлор и бром – сильные окислители, иод – слабый окислитель

• Пример реакции: • Сl2 + SO2 + 2H2O = 2HCl + H2SO4

• Характерные особенности: • 1) Хлор и бром обычно применяются в виде хлорной и бромной

воды.• 2) Из-за низкой растворимости иода в воде его растворяют в

растворе иодидов щелочных металлов. При этом образующиеся трииодидные анионы имеют такую же окислительную активность, как и раствор иода.

Хлорат-анион ClО3–

(в кислой среде) • Продукт восстановления: Cl‒

• Полуреакция: СlО3– + 6H+ + 6e‒ → Cl‒ + 3H2O

• Окислительные свойства: Сильный окислитель

• Пример реакции:

• HClО3 + 3K2SO3 = HCl + 3K2SO4

• Характерные особенности: • Аналогично реагируют и другие кислородсодержащие анионы хлора

(ClO‒, ClO2‒, ClO4

‒), причем по мере по мере увеличения степени окисления хлора окислительная способность анионов уменьшается.

Перманганат-анион МnО4–

(в кислой среде) • Продукт восстановления: Mn2+

• Полуреакция: MnО4– + 8H+ + 5e‒ → Mn2+ + 4H2O

• Окислительные свойства: Очень сильный окислитель

• Пример реакции: • 2КМnО4 + 5Na2SO3 + 3Н2SO4 = 2МnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O

• Характерные особенности: • 1) Не рекомендуется использовать в солянокислых растворах, так

как перманганат способен окислять Cl‒ до Cl2.

• 2) В ряде случаев окисление идет медленно, что требует нагревания реакционной смеси или добавления катализатора (например, Mn2+). Например, медленно окисляется перманганатом анион оксалата С2О4

2‒.


(в нейтральной и слабощелочной среде)

• Продукт восстановления: MnО2

• Полуреакция: MnО4– + 2H2О + 3e‒ → MnО2↓ + 4OН‒



• 2КМnО4 + 3Na2SO3 + Н2O = 2МnO2↓ + 3Na2SO4 + 2KOH

• Характерные особенности: • Образующийся MnO2 выделяется в мелкокристаллической и

химически активной форме. Поэтому в некоторых случаях он способен вступать в дальнейшие реакции (например с SO2) или вызывать каталитическое разложение малоустойчивых соединений (например Н2О2).


(в сильнощелочной среде) • Продукт восстановления: MnО4

2‒

• Полуреакция: MnО4– + e‒ → MnО4

2–

• Окислительные свойства: Окислитель средней силы


• 2КМnО4 + K2SO3 + 2KOH = 2K2МnO4 + 3K2SO4 + H2O

• Характерные особенности: • По мере повышения основности раствора окислительная

способность аниона пермананата значительно понижается.

Кислород О2

• Продукт восстановления: H2O• Полуреакция: О2 + 4H+ + 4e‒ → 2H2O• О2 + 2H2O + 4e‒ → 4OH‒


• Пример реакции: • 4СrSO4 + 2H2SO4 + O2 = 2Сr2(SO4)3 + 2H2O

• Характерные особенности: Несмотря на высокую окислительную активность кислород при низких (комнатных) температурах действует очень медленно и многие возможные окислительно-восстановительные реакции реально не наблюдаются

Перекись водорода Н2O2

• Продукт восстановления: H2O

• Полуреакция: H2O2 + 2Н+ + 2e‒ → 2H2O

• H2O2 + 2e‒ → 2OН‒


• Примеры реакции: • Н2О2 + SO2 + H2O = H2SO4 + Н2О

• 2Na3[Cr(OH)6] + 3Н2О2 = 2Na2CrO4 + 6H2O + 2NaOH

• Характерные особенности: • Является «чистым» окислителем, не вносящем в реакционную

смесь дополнительных ионов

Дихромат-анион Cr2О72–

• Продукт восстановления: Cr+3

• Полуреакция: Сr2О72– + 14H+ + 6е‒ → 2Cr3+ + 7H2O



• K2Сr2O7 + 3Na2SO3 + 4Н2SO4 = 2Сr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + K2SO4 + 4Н2О

• Характерные особенности: • Используется в кислых или нейтральных средах. Не может

использоваться в щелочной среде, так как превращается в хромат-анион Сr2О7

2– + 2ОH‒ → 2СrО42– + Н2О

Хромат-анион CrО42–

• Продукт восстановления: Cr(OH)3 или [Cr(OH)6]3‒

• Полуреакция: СrО42– + 4H2O + 3e‒ → Cr(OH)3↓ + 5OH‒

• СrО42– + 4H2O + 3e‒ → [Cr(OH)6]3‒ + 2OH‒

• Окислительные свойства: Сильный окислитель, но слабее, чем Сr2О7

2–

• Пример реакции: • 2K2СrO4 + 3K2SO3 + 2KOН + 5Н2O = 2K3[Сr(OH)6] + 3K2SO4

• Характерные особенности: • Не может использоваться в кислой среде, так как превращается в

дихромат-анион • 2СrО4

2– + 2Н+ → Сr2О72– + H2О

Азотная кислота НNО3

(нитрат-анион NО3– в кислой среде)

• Продукты восстановления: NO2, NO, N2O, N2 или NH4+

• Полуреакции: NО3– + 2H+ + e‒ → NO2↑ + H2O

• NО3– + 4H+ + 3e‒ → NO↑ + 2H2O

• 2NО3– + 10H+ + 8e‒ → N2O↑ + 5H2O

• 2NО3– + 12H+ + 10e‒ → N2↑ + 6H2O

• NО3– + 10H+ + 8e‒ → NH4

+ + 3H2O


• Пример реакции: • 2HNО3 + 3Na2SO3 = 2NO↑ + 3Na2SO4 + H2O• разбавленная

• Характерные особенности: • 1) Сила азотной кислоты как окислителя в значительной степени

зависит от рН среды.• 2) Обычно в ходе реакции образуется смесь продуктов

восстановления азотной кислоты.

Нитрат-анион NО3–

(в щелочной среде)

• Продукт восстановления: NH3

• Полуреакция: NО3– + 6H2O + 8e‒ → NH3↑ + 9OH‒

• Окислительные свойства: Окислитель средней силы, значительно уступает азотной кислоте

• Пример реакции: • 8Al + 3KNО3 + 5KOH + 18H2O = 8K[Al(OH)4] + 3NH3↑

• Характерные особенности: • Реакция идет только с теми активными металлами гидроксиды

которых обладают амфотерными свойствами. В противном случае поверхность металла покрывается пленкой нерастворимого гидроксида и реакция резко замедляется или полностью прекращается.


в реакциях с металлами

Реакция с железом Реакция с магнием


в реакциях с металлами• Концентрированная азотная кислота

• Металлы Полуреакция

• Zn, Sn, Pb, Hg, Ag NO3‒ + 2H+ + e‒ → NO2 + H2O

• Ca, Al, Cr, Fe, Ni Пассивирование

• Pt, Au Реакция не идет


в реакциях с металлами• Разбавленная азотная кислота


• Ca, Mg, Zn 2NO3‒ + 10H+ + 8e‒ → N2O + 5H2O

• Fe, Co, Ni, Sn, Pb, NO3‒ + 4H+ + 3e‒ → NO + 2H2O

• Cu, Hg, Ag


в реакциях с металлами

• Очень разбавленная азотная кислота


• Cо 2NO3‒ + 12H+ + 10e‒ → N2 + 6H2O

• Ca, Mg, Zn, Fe, Sn NO3‒ + 10H+ + 8e‒ → NН4

+ + 3H2O


в реакциях с неметаллами и анионами-восстановителями

• Обычно для проведения таких реакций используется концентрированная азотная кислота.

• Полуреакция: NO3‒ + 2H+ + e‒ → NO2 + H2O

• Примеры:

• С + 4HNO3 = СО2↑ + 4NO2↑ + 2Н2O• конц

• P2S5 + 40HNO3 = 2H3PO4 + 5H2SO4 + 40NO2↑ + 12H2O• конц

Царская водка (смесь концентрированных

НNО3 и НСl)• Продукт восстановления: NO• Полуреакции: NО3

– + 4H+ + 3e‒ → NO↑ + 2H2O• • Окислительные свойства: Очень сильный окислитель,

значительно сильнее концентрированной HNO3

• Пример реакции: • 3HgS + 8HNО3 + 12HCl = 3H2[HgCl4] + 3H2SO4 + 8NO↑ + 4H2O

• Характерные особенности: • 1) При реакции царской водки с восстановителями всегда

выделяется NO.• 2) Высокое содержание хлоридных анионов в царской водке часто

приводит к образованию хлоридных комплексов.

Серная кислота (сульфат-анион SО4

2– в кислой среде)• Продукт восстановления: SO2 • Полуреакция: SО4

2– + 4H+ + 2e‒ → SO2↑ + 2H2O

• Окислительные свойства: Окислитель средней силы

• Пример реакции: • Cu + 2H2SO4 + = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O

• Характерные особенности: • 1) Окислительная активность сульфат-аниона проявляется

практически только в концентрироанной серной кислоте. • 2) Часто для протекания реакции требуется повышенная

температура. • 3) При взаимодействии с более сильными восстановителями сера

может восстанавливаться до более низких степеней окисления

Катионы серебра Ag+

• Продукт восстановления: Ag• Полуреакции: Ag+ + e‒ → Ag↓• [Ag(NH3)2]+ + e‒ → Ag↓ + 2NH3

• Окислительные свойства: Мягкий окислитель

• Примеры реакции: • 2AgNО3 + Na2SO3 + 2KOH = 2Ag↓ + Na2SO4 + 2KNO3 + H2O

• Характерные особенности: • Широко используется в органической химии.

Важнейшие восстановителиВажнейшие восстановители

Водород Н2

• Продукт окисления: Н+

• Полуреакция: Н2 2‒ e‒ → 2Н+

• Восстановительные свойства: Слабый восстановитель

• Примеры реакций: • H2 + H2[PdCl4] = Pd↓ + 4HCl

• Характерные особенности: • Для восстановления водородом характерна низкая скорость

процесса.

Активные металлы (Zn, Al и др.)

• Продукты окисления: Zn2+, Al3+ и т.д.• Полуреакция: Zn 2‒ e‒ → Zn2+

• Al 3‒ e‒ → Al3+ и т.д.

• Восстановительные свойства: Сильные восстановители

• Примеры реакций: • 2Al + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = Al2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O • 3Zn + KClO3 + 3H2SO4 = 3ZnSO4 + KCl + 3H2O

• Характерные особенности: • Несмотря на высокую восстановительную активность в водной

среде не могут применяться щелочные и щелочноземельные металлы.

Перекись водорода Н2О2

• Продукты окисления: О2

• Полуреакция: Н2О2 2‒ e‒ → О2 + 2Н+

• • Восстановительные свойства: Слабый восстановитель

• Пример реакции: • H2O2 + PbO2 + 2CH3COOH = O2↑ + Pb(CH3COO)2 + 2H2O

• Характерные особенности: • Для перекиси водорода характерно каталитическое разложение на

воду и кислород, не являющееся окислительным процессом.

Сероводород Н2S и сульфиды S2‒ • Продукты окисления: S, SO4

2‒

• Полуреакции: S2‒ 2‒ e‒ → S↓• H2S 2‒ e‒ → S↓ + 2H+

• S2‒ + 4H2O 8‒ e‒ → SO42‒ + 8H+

• H2S + 4H2O 8‒ e‒ → SO42 ‒ + 10H+

• • Восстановительные свойства: Очень сильные восстановители

• Примеры реакций: • 2H2S + O2 = 2S↓ + 2Н2O• Na2S + 4H2O2 = Na2SO4 + 4H2O

• Характерные особенности: • Соединения всех степеней окисления серы (в том числе и сама

сера) являются хорошими восстановителями и легко реагируют с различными окислителями, окисляясь до аниона SO4

2‒. Но если реакция окисления идет не очень быстро, то промежуточно образующаяся сера выводится из сферы реакции и далее практически не окисляется.

Сульфит-анион SO32‒

• Продукты окисления: SO42‒

• Полуреакция: SO32‒ + H2O 2‒ e‒ → SO4

2‒ + 2H+

• Восстановительные свойства: Сильный восстановитель

• Пример реакции: • K2SO3 + I2 + H2O = K2SO4 + 2HI

• Характерные особенности: • Диоксид серы ведет себя подобно сульфит-анионам, но реакция

протекает в кислой среде.

Иодидный анион I‒ • Продукты окисления: I2, IO3

‒

• Полуреакция: 2I‒ 2‒ e‒ → I2

• I‒ + 3H2O 6‒ e‒ → IO3‒ + 6H+

• Восстановительные свойства: Сильный восстановитель

• Примеры реакций: • 4KI + 2CuCl2 = 2CuI↓ + I2 + 4KCl • 5NaI + 6KMnO4 + 9H2SO4 = 5NaIO3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O

• Характерные особенности: • Образование того или иного продукта окисления иодида зависит, в

первую очередь, от количества добавленного окислителя.

Катионы металлов в низших степенях окисления (Fe2+, Cr2+, Ti3+ и др.)

• Продукты окисления: Fe3+, Cr3+, TiO2+ и т.д.• Полуреакции: Fe2+ ‒ e‒ → Fe+

• Cr2+ ‒ e‒ → Cr3+ • Ti3+ + H2O ‒ e‒ → TiO2+ + 2H+

• Восстановительные свойства: Зависят от конкретного катиона

• Примеры реакций: • 2FeSO4 + H2O2 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 2Н2O • 2CrSO4 + 2H2O = 2Cr(OH)SO4 + H2↑• 5Ti2(SO4)3 + 2KMnO4 + 2H2O = 10TiOSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + H2SO4

• Характерные особенности: • Особенно сильными восстановителями являются соли Cr2+ и V2+.

Соли Fe2+ являются мягкими восстановителями.

Реакции диспропорционирования

• Это реакции, в которых один и тот же элемент как повышает, так и понижает свою степень окисления, т.е. выступает как в роли окислителя, так и в роли восстановителя.

• Обычно в реакцию диспропорционирования вступают свободные неметаллы, но иногда и сложные вещества.

• Имеют место и обратные реакции – реакции копропорционирования.

Реакции диспропорционирования

• Примеры:

• 20°C

• Cl2 + KOH = KCl + KClO + H2O

• >70°C

• 3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O

• 3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

• 2P4 + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 2PH3 + 3Ba(H2PO2)2

(белый)

• 6ClO2 + 6KOH = KCl + 5KClO3 + 3H2O

Реакции копропорционирования

• Примеры:

• 5KBr + KBrO3 + 6HCl = 3Br2 + 6KCl + 3H2O

• 2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

Окислительно-Окислительно-восстановительные реакции восстановительные реакции

в органической химиив органической химии

Реакции, протекающие с использованием водных

растворов окислителей или восстановителей

• Полуреакции:

• RCH2OH 2‒ e‒ → RCHO + 2H+

• RCHO + H2O 2‒ e‒ → RCOOH + 2H+

• R-NO2 + 7H+ + 6e‒ → R-NH3 + 2H2O

• R-NO2 + 4H2O + 6e‒ → R-NH2 + 6OH‒

+

Реакции, протекающие с использованием водных

растворов окислителей или восстановителей

• Примеры реакций:

• 3R2CHOH + 2KMnO4 = 3R2CO + 2MnO2 + 2KOH + 2H2O

• 3R2CHOH + Na2Cr2O7 + 4H2SO4 =

• = 3R2CO + Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + 7H2O

• Ar-NO2 + 3Na2S + 4H2O → Ar-NH2 + 3S + 6NaOH

Окислители на основе хромового ангидрида

1. CrO3 в водной уксусной кислоте;

2. CrO3 в ледяной уксусной кислоте;

3. CrO3 в пиридине (реактив Саретта);

4. CrO3 в водном пиридине (реактив Корнфорза);

5. CrO3 в уксусном ангидриде и серной кислоте (реактив Тиле);

6. CrO3 в серной кислоте;

7. CrO3 в N,N-диметилформамиде.

Уровни окисленности органических соединений

1 уровень: Алканы

‒2е‒ +2е‒

2 уровень: Алкены, спирты, простые эфиры, моногалогенпроизводные, нитросоединения, амины

‒2е‒ +2е‒

3 уровень: Алкины, диены, альдегиды, кетоны, дигалогенпроизводные

‒2е‒ +2е‒

4 уровень: Карбоновые кислоты и их производные (сложные эфиры, амиды, нитрилы и т.д.)

Уравнение (ответ)

• 10 [Cr(NH2CONH2)6]4[Cr(CN)6]3 + 1176 KMnO4 + 2798 HCl =

• = 35 K2Cr2O7 + 420 CO2 + 660 KNO3 + 1176 MnCl2 +

• + 446 KCl + 1879 H2O

Окислительно-восстановительные реакции

Documents

Transcript of Окислительно-восстановительные реакции