Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции


Скачать 464.86 Kb.
НазваниеОкисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции
страница4/4
Дата публикации14.03.2013
Размер464.86 Kb.
ТипДокументы
userdocs.ru > Физика > Документы
1   2   3   4

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)
f:\modul2\himichsystemy\odnoitozhe.jpg

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

f:\modul2\himichsystemy\odnoitozhe2.jpg

                                                                      

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

 

электронный баланс

Ca0 - 2ē = Ca2+

4

N5+ + 8ē = N-3

1

 метод полуреакций

Ca0 - 2ē = Ca2+

4

NO3- + 10H+ + 8ē = NH4+ + 3H2O

1

–––––––––––––––––––––––––––––––––

4Ca0 + NO3- + 10H+ = 4Ca2+ + NH4+ + 3H2O
При действии разбавленной азотной кислоты на активные металлы – оксид азота(I)  или свободный азот

f:\modul2\himichsystemy\odnoitozhe6.jpg
5Co0 + 12HN+5O3(разб.) = 5Co+2(NO3)2 + N20 + 6H2O

 электронный баланс

Co0 - 2ē = Co2+

5

2N5+ + 10ē = N20

1

 

метод полуреакций

Co0 - 2ē = Co2+

5

2NO3- + 12H+ + 10ē = N2 + 6H2O

1

–––––––––––––––––––––––––––––––––

5Co0 + 2NO3- + 12H+ = 5Co2+ + N2 + 6H2O
При действии разбавленной азотной кислоты на малоактивные металлы может выделяться оксид азота(II)
f:\modul2\himichsystemy\odnoitozhe4.jpg

    0       +5                              +            +2

3Ag + HNO3(P) + 3HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2O

электронный баланс

f:\modul2\himichsystemy\odnoitozhe5.jpg
При действии концентрированной азотной кислоты на активные металлы образуется оксид азота(I)

f:\modul2\himichsystemy\odnoitozhe7.jpg

а в случае малоактивных металлов образуется оксид азота(IV)
f:\modul2\himichsystemy\odnoitozhe8.jpg
Cu0 + 4HN+5O3(конц.) = Cu+2(NO3)2 + 2N+4O2 + 2H2O

 

электронный баланс

Cu0 – 2ē = Cu2+

1

N5+ + ē = N4+

2

 

метод полуреакций

Cu0 – 2ē = Cu2+

1

NO3- + 2H+ + ē = NO2 + H2O

2

––––––––––––––––––––––––––––––––

Cu0 + 2NO3- + 4H+ = Cu2+ + 2NO2 + 2H2O

 

3Ag0 + 4HN+5O3(конц.) = 3Ag+1NO3 + N+2O + 2H2O

 электронный баланс

Ag0 - ē = Ag+

3

N5+ + 3ē = N2+

1

 

метод полуреакций

Ag0 - ē = Ag+

3

NO3- + 4H+ + 3ē = NO + 2H2O

1

––––––––––––––––––––––––––––––

3Ag0 + NO3- + 4H+ = 3Ag+ + NO + 2H2O

Чем активнее металл, реагирующий с кислотой, и чем более разбавлен ее раствор, тем полнее протекает восстановление. Например, реакции азотной кислоты разной концентрации 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

С неметаллами HNO3 восстанавливается чаще до NO или NO2(реже). При этом неметалл полностью окисляется и превращается в высшую кислоту или в ангидрид, если кислота неустойчива

0         +5                              +5         +2

3P + 5HNO3(P) + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO

электронный баланс

f:\modul2\himichsystemy\odnoitozhe9.jpg
3C0 + 4HN+5O3 = 3C+4O2 + 4N+2O + 2H2O

 

электронный баланс

C0 - 4ē = C4+

3

N5+ + 3ē = N2+

4

метод полуреакций

C0 + 2H2O - 4ē = CO2 + 4H+

3

NO3- + 4H+ + 3ē = NO + 2H2O

4

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

3C0 + 6H2O + 4NO3- + 16H+ = 3CO2 + 12H+ + 4NO + 8H2O

или 3C0 + 4NO3- + 4H+ = 3CO2 + 4NO + 2H2O
б) реакции с серной кислотой

В разбавленной серной кислоте окислителем является ион водорода (H+) и поэтому разбавленная  H2SOвзаимодействует только с активными металлами и при этом выделяется молекулярный водород
f:\modul2\himichsystemy\odnoitozhe10.jpgВ концентрированной серной кислоте окислителем  является S+6–ионы. Поэтому концентрированная серная кислота реагирует с активными и неактивными металлами, неметаллами и сложными веществами, восстанавливаясь при этом до Н2S, S и SO2, соответственно. 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.
f:\modul2\himichsystemy\odnoitozhe11.jpg
Малоактивные металлы, а также бромоводород  и некоторые неметаллы восстанавливают концентрированную серную кислоту до SO2
f:\modul2\himichsystemy\odnoitozhe12.jpg

- компропорционированния (репропорционирование, конмутации, контрдиспропорционирования) – реакции, в которых участвуют два вещества, cодержащие атомы одного и того же элемента в разных степенях окисления, то есть окислитель и восстановитель один и тот же элемент, входящий в состав различных молекул в разных степенях окисления или реакции внутримолекулярного окисления- восстановления, в результате которых происходит выравнивание степеней окисления атомов одного и того же элемента

Cu0 + Cu+2Cl2 = 2Cu+1Cl

электронный баланс

Cu+2 + е = Cu+1 1

Cu0 - е = Cu+1 1
- реакции с участием озона. Озон является окислителем. В окислительно-восстанови-тельных реакциях с участием озона всегда выделяется кислород


                   восстановитель    окислитель  среда

электронный баланс

f:\modul2\himichsystemy\ozon.jpg
- реакции с участием пероксида водорода. Пероксид водорода содержит кислород в промежуточной степени окисления, поэтому в реакциях может выступать в роли окислителя, и в роли восстановителя, а так же участвовать в реакции диспропорционирования. Пероксид водорода восстанавливается в зависимости от среды

f:\modul2\himichsystemy\peroksid.jpg

Обычно пероксид водорода используют как окислитель

 

H2O2 + 2HI- = I20 + 2H2O

 электронный баланс

2I- - 2ē = I20

1

[O2]2- + 2ē = 2O2-

1

метод полуреакций

2I- - 2ē = I20

1

H2O2 + 2H+ + 2ē = 2H2O

1

––––––––––––––––––––––

2I- + H2O2 + 2H+ = I2 + 2H2O
2FeSO4   +   H2O +  H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 2H2O

                                    восстановитель   окислитель    среда

f:\modul2\himichsystemy\peroksid2.jpg

2Fe2+ +H2O2 + 2H+ = 2Fe3+ + 2H2O.

 В реакциях с сильным окислителем, таким, как перманганат калия KMnO4,  персульфат аммония (NH4)2S2O8, пероксид водорода выступает как восстановитель, образуя кислород и воду

H2O2     +   KMnO4  +  H2SO4 = O2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

              восстановитель    окислитель      среда

электронный баланс

[O2]2- - 2ē = O20

5

Mn7+ + 5ē = Mn2+

2

 

метод полуреакций

MnO4- + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O

2

H2O2 - 2ē = O2 + 2H+

5

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO4- + 5H2O2 + 16H+ = 2Mn2+ + 8H2O + 5O2 + 10H+

или 2MnO4- + 5H2O2 + 6H+ = 2Mn2+ + 8H2O + 5O2

5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

 
1   2   3   4

Похожие:

Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции iconОкисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции
Окислительно-восстановительные реакции имеют очень широкое распространение и являются чрезвычайно важными для обмена веществ в живых...
Вы можете разместить ссылку на наш сайт:
Школьные материалы


При копировании материала укажите ссылку © 2015
контакты
userdocs.ru
Главная страница