Окислительно- восстановительные реакции

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»

Механизм распада перекиси водорода в присутствии ионов железа Fe 2+ 2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 Fe 2+ + H 2 O 2 = Fe 3+ + HO + HO HO + Fe 2+ = HO + Fe 3+ HO + H 2 O 2 = H 2 O + HO 2 HO 2 + Fe 3+ = H + + O 2 + Fe 2+ HO 2 + Fe 2+ = HO 2 + Fe 3+ HO 2 H + + O 2 O 2 + Fe 3+ = O 2 + Fe 2+

Окислительно-восстановительные реакции в Олимпиадах школьников и при подготовке к ним Вопрос из теста по химии азота. Какие из веществ (NH 3, N 2 H 4, NH 2 OH, HN 3 ) могут проявлять свойства окислителя, восстановителя?

Окислительно-восстановительные реакции в Олимпиадах школьников и при подготовке к ним Олимпиада Санкт-Петербурга, 2000 год, 9 класс Подберите коэффициенты и составьте полные уравнения реакций в молекулярной форме по следующим схемам: а) Al 3+ + CO 3 2– + H 2 O CO 2 + … б) Fe 3 O 4 + H + + NO 3 – NO + … в) Cr 2 O 7 2– + NO 2 – + H + NO 3 – + … г) As 2 S 3 + NO 3 – + … H 3 AsO 4 + SO 4 2– + NO д) NO 3 – + Al + OH – + H 2 O NH 3 + …

Схема окислительно- восстановительного процесса [Cr(NH 2 CONH 2 ) 6 ] 4 [Cr(CN) 6 ] 3 + KMnO 4 + HCl = = K 2 Cr 2 O 7 + CO 2 + KNO 3 + MnCl 2 + KCl + H 2 O

Способы уравнивания окислительно- восстановительных 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 + 2O 2 = Fe 3 O 4 CH 4 + 4Cl 2 = CCl 4 + 4HCl NaNO 3 + Pb = NaNO 2 + 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 + 2AgNO 3 = Ag + Fe(NO 3 ) 2 Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2 3S + 2KClO 3 = 3SO 2 + 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 (Н 2 О, 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 метода 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 CrO ) Гипохлорит натрия в водном растворе диссоциирует, образуя анион ClO. После окончания реакции хлор восстанавливается и переходит в состав хлорид-ионов Cl.

Окисление хрома(+3) гипохлоритом натрия в щелочной среде Учитывая реально участвующие в реакции частицы составляются схемы полуреакций: [Cr(OH) 6 ] 3CrO 4 2 ClO Cl

Окисление хрома(+3) гипохлоритом натрия в щелочной среде 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 Н 2 О и анионы ОН : [Cr(OH) 6 ] 3 + 2ОНCrO Н 2 О ClO + Н 2 О Cl + 2ОН

Окисление хрома(+3) гипохлоритом натрия в щелочной среде 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 3е CrO Н 2 О ClO + Н 2 О + 2е Cl + 2ОН

Окисление хрома(+3) гипохлоритом натрия в щелочной среде Уравнивание числа передаваемых электронов производится путем умножения каждой полуреакции на соответствующий коэффициент: 2 [Cr(OH) 6 ] 3 + 2ОН 3е CrO Н 2 О 3 ClO + Н 2 О + 2е Cl + 2ОН

Окисление хрома(+3) гипохлоритом натрия в щелочной среде Суммирование полуреакций проводится в соответствии с правилами суммирования обычных алгебраических уравнений : 2 [Cr(OH) 6 ] 3 + 2ОН 3е CrO Н 2 О 3 ClO + Н 2 О + 2е Cl + 2ОН 2[Cr(OH) 6 ] 3 + 4ОН + 3ClO + 3Н 2 О 2CrO Н 2 О + 3Cl + 6ОН

Окисление хрома(+3) гипохлоритом натрия в щелочной среде Приведение подобных членов дает краткое ионное уравнение окислительно- восстановительной реакции : 2[Cr(OH) 6 ] 3 + 4ОН + 3ClO + 3Н 2 О 2CrO Н 2 О + 3Cl + 6ОН 2[Cr(OH) 6 ] 3 + 3ClO = 2CrO Н 2 О + 3Cl + 2ОН 2 5

Окисление хрома(+3) гипохлоритом натрия в щелочной среде 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 = 2CrO Н 2 О + 3Cl + 2ОН 2К 3 [Cr(OH) 6 ] + 3NaClO = 2K 2 CrO 4 + 5Н 2 О + 3NaCl + 2KОН

Окисление роданида натрия умеренно разбавленной азотной кислотой Составление схем полуреакций: SCN SO CO 2 + NH 4 + NO 3 NO

Окисление роданида натрия умеренно разбавленной азотной кислотой 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 Н 2 О и катионы Н + : SCN + 6Н 2 О SO CO 2 + NH Н + NO 3 + 4Н + NO + 2Н 2 О

Окисление роданида натрия умеренно разбавленной азотной кислотой Сведение зарядового баланса: SCN + 6Н 2 О 8е SO CO 2 + NH Н + NO 3 + 4Н + + 3е NO + 2Н 2 О

Окисление роданида натрия умеренно разбавленной азотной кислотой Суммирование полуреакций: 3 SCN + 6Н 2 О 8е SO CO 2 + NH Н + 8 NO 3 + 4Н + + 3е NO + 2Н 2 О 3SCN + 18Н 2 О + 8NO Н + 3SO CO 2 + 3NH Н + + 8NO + 16Н 2 О 3SCN + 2Н 2 О + 8NO 3 + 8Н + = 3SO CO 2 + 3NH NO

Окисление роданида натрия умеренно разбавленной азотной кислотой Составление молекулярного уравнения: 3SCN + 2Н 2 О + 8NO 3 + 8Н + = 3SO CO 2 + 3NH NO 3NaSCN + 2Н 2 О + 8HNO 3 = 3 / 2 (NH 4 ) 2 SO / 2 Na 2 SO 4 + 3CO 2 + 8NO или 6NaSCN + 4Н 2 О + 16HNO 3 = 3(NH 4 ) 2 SO 4 + 3Na 2 SO 4 + 6CO NO

Растворение HgS в царской водке Составление полуреакций: HgS + 4Cl[HgCl 4 ] 2 + SO 4 2 NO 3 NO HgS + 4Cl + 4H 2 O[HgCl 4 ] 2 + SO H + NO 3 + 4H +NO + 2H 2 O HgS + 4Cl + 4H 2 O 8e [HgCl 4 ] 2 + SO H + NO 3 + 4H + + 3e NO + 2H 2 O

Растворение HgS в царской водке Суммирование полуреакций: 3 HgS + 4Cl + 4H 2 O 8e [HgCl 4 ] 2 + SO H + 8 NO 3 + 4H + + 3e NO + 2H 2 O 3HgS + 12Cl + 12H 2 O + 8NO H + = 3[HgCl 4 ] 2 + 3SO H + + 8NO + 16H 2 O 3HgS + 12Cl + 8NO 3 + 8H + = 3[HgCl 4 ] 2 + 3SO NO + 4H 2 O

Растворение HgS в царской водке Составление молекулярного уравнения: 3HgS + 12Cl + 8NO 3 + 8H + = 3[HgCl 4 ] 2 + 3SO NO + 4H 2 O 3HgS + 12НCl + 8НNO 3 = 3Н 2 [HgCl 4 ] + 3Н 2 SO 4 + 8NO + 4H 2 O

Использование воды для сведения материального баланса по кислороду (кислородсодержащие окислители) Кислая среда: Н 2 О 2Н + + [O] (если кислорода больше в правой части полуреакции) 2Н + + [O] Н 2 О (если кислорода больше в левой части полуреакции) Щелочная среда: 2ОН Н 2 О + [O] (если кислорода больше в правой части полуреакции) Н 2 О + [O] 2ОН (если кислорода больше в левой части полуреакции)

Использование воды для сведения материального баланса по кислороду Нейтральная среда: Н 2 О 2Н + + [O] (если кислорода больше в правой части полуреакции) Н 2 О + [O] 2ОН (если кислорода больше в левой части полуреакции)

Важнейшие окислители

Катионы водорода Н + (кислоты) Продукт восстановления: Н 2 Полуреакция: 2Н + + 2e H 2 Окислительные свойства:Слабый окислитель Пример реакции: Fe + Н 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 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 (Ti 3+, V 2+, Cr 2+ и т.д.) 3) Часто реакция кислот с металлами облегчается за счет комплексообразования катиона металла с анионами кислоты.

Галогены Cl 2, Br 2, I 2 Продукты восстановления: Cl, Br, I Полуреакции: Сl 2 + 2e 2Cl Br 2 + 2e 2Br I 2 + 2e 2I I 3 + 2e 3I Окислительные свойства:Хлор и бром – сильные окислители, иод – слабый окислитель Пример реакции: Сl 2 + SO 2 + 2H 2 O = 2HCl + H 2 SO 4 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 ClО 3 – (в кислой среде) Продукт восстановления: Cl Полуреакция: СlО 3 – + 6H + + 6e Cl + 3H 2 O Окислительные свойства:Сильный окислитель Пример реакции: HClО 3 + 3K 2 SO 3 = HCl + 3K 2 SO 4 Характерные особенности: Аналогично реагируют и другие кислородсодержащие анионы хлора (ClO, ClO 2, ClO 4 ), причем по мере по мере увеличения степени окисления хлора окислительная способность анионов уменьшается.

Перманганат-анион МnО 4 – (в кислой среде) Продукт восстановления: Mn 2+ Полуреакция: MnО 4 – + 8H + + 5e Mn H 2 O Окислительные свойства:Очень сильный окислитель Пример реакции: 2КМnО 4 + 5Na 2 SO 3 + 3Н 2 SO 4 = 2МnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O Характерные особенности: 1) Не рекомендуется использовать в солянокислых растворах, так как перманганат способен окислять Cl до Cl 2. 2) В ряде случаев окисление идет медленно, что требует нагревания реакционной смеси или добавления катализатора (например, Mn 2+ ). Например, медленно окисляется перманганатом анион оксалата С 2 О 4 2.

Перманганат-анион МnО 4 – (в нейтральной и слабощелочной среде) Продукт восстановления: MnО 2 Полуреакция: MnО 4 – + 2H 2 О + 3e MnО 2 + 4OН Окислительные свойства:Сильный окислитель Пример реакции: 2КМnО 4 + 3Na 2 SO 3 + Н 2 O = 2МnO 2 + 3Na 2 SO 4 + 2KOH Характерные особенности: Образующийся MnO 2 выделяется в мелкокристаллической и химически активной форме. Поэтому в некоторых случаях он способен вступать в дальнейшие реакции (например с SO 2 ) или вызывать каталитическое разложение малоустойчивых соединений (например Н 2 О 2 ).

Перманганат-анион МnО 4 – (в сильнощелочной среде) Продукт восстановления: MnО 4 2 Полуреакция: MnО 4 – + e MnО 4 2– Окислительные свойства:Окислитель средней силы Пример реакции: 2КМnО 4 + K 2 SO 3 + 2KOH = 2K 2 МnO 4 + 3K 2 SO 4 + H 2 O Характерные особенности: По мере повышения основности раствора окислительная способность аниона пермананата значительно понижается.

Кислород О 2 Продукт восстановления: H 2 O Полуреакция: О 2 + 4H + + 4e 2H 2 O О 2 + 2H 2 O + 4e 4OH Окислительные свойства:Сильный окислитель Пример реакции: 4СrSO 4 + 2H 2 SO 4 + O 2 = 2Сr 2 (SO 4 ) 3 + 2H 2 O 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 Н 2 O 2 Продукт восстановления: H 2 O Полуреакция: H 2 O 2 + 2Н + + 2e 2H 2 O H 2 O 2 + 2e 2OН Окислительные свойства:Сильный окислитель Примеры реакции: Н 2 О 2 + SO 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + Н 2 О 2Na 3 [Cr(OH) 6 ] + 3Н 2 О 2 = 2Na 2 CrO 4 + 6H 2 O + 2NaOH Характерные особенности: Является «чистым» окислителем, не вносящем в реакционную смесь дополнительных ионов

Дихромат-анион Cr 2 О 7 2– Продукт восстановления: Cr +3 Полуреакция: Сr 2 О 7 2– + 14H + + 6е 2Cr H 2 O Окислительные свойства:Сильный окислитель Пример реакции: K 2 Сr 2 O 7 + 3Na 2 SO 3 + 4Н 2 SO 4 = 2Сr 2 (SO 4 ) 3 + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 4Н 2 О Характерные особенности: Используется в кислых или нейтральных средах. Не может использоваться в щелочной среде, так как превращается в хромат- анион Сr 2 О 7 2– + 2ОH 2СrО 4 2– + Н 2 О

Хромат-анион CrО 4 2– Продукт восстановления: Cr(OH) 3 или [Cr(OH) 6 ] 3 Полуреакция: СrО 4 2– + 4H 2 O + 3e Cr(OH) 3 + 5OH СrО 4 2– + 4H 2 O + 3e [Cr(OH) 6 ] 3 + 2OH Окислительные свойства:Сильный окислитель, но слабее, чем Сr 2 О 7 2– Пример реакции: 2K 2 СrO 4 + 3K 2 SO 3 + 2KOН + 5Н 2 O = 2K 3 [Сr(OH) 6 ] + 3K 2 SO 4 Характерные особенности: Не может использоваться в кислой среде, так как превращается в дихромат-анион 2СrО 4 2– + 2Н + Сr 2 О 7 2– + H 2 О

Азотная кислота НNО 3 (нитрат-анион NО 3 – в кислой среде) Продукты восстановления: NO 2, NO, N 2 O, N 2 или NH 4 + Полуреакции: NО 3 – + 2H + + e NO 2 + H 2 O NО 3 – + 4H + + 3e NO + 2H 2 O 2NО 3 – + 10H + + 8e N 2 O + 5H 2 O 2NО 3 – + 12H e N 2 + 6H 2 O NО 3 – + 10H + + 8e NH H 2 O Окислительные свойства:Сильный окислитель Пример реакции: 2HNО 3 + 3Na 2 SO 3 = 2NO + 3Na 2 SO 4 + H 2 O 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 NО 3 – (в щелочной среде) Продукт восстановления: NH 3 Полуреакция: NО 3 – + 6H 2 O + 8e NH 3 + 9OH Окислительные свойства:Окислитель средней силы, значительно уступает азотной кислоте Пример реакции: 8Al + 3KNО 3 + 5KOH + 18H 2 O = 8K[Al(OH) 4 ] + 3NH 3 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.

Азотная кислота НNО 3 в реакциях с металлами Реакция с железом Реакция с магнием

Азотная кислота НNО 3 в реакциях с металлами Концентрированная азотная кислота Металлы Полуреакция Zn, Sn, Pb, Hg, Ag NO 3 + 2H + + e NO 2 + H 2 O Ca, Al, Cr, Fe, Ni Пассивирование Pt, Au Реакция не идет

Азотная кислота НNО 3 в реакциях с металлами Разбавленная азотная кислота Металлы Полуреакция Ca, Mg, Zn 2NO H + + 8e N 2 O + 5H 2 O Fe, Co, Ni, Sn, Pb, NO 3 + 4H + + 3e NO + 2H 2 O Cu, Hg, Ag

Азотная кислота НNО 3 в реакциях с металлами Очень разбавленная азотная кислота Металлы Полуреакция Cо 2NO H e N 2 + 6H 2 O Ca, Mg, Zn, Fe, Sn NO H + + 8e NН H 2 O

Азотная кислота НNО 3 в реакциях с неметаллами и анионами-восстановителями Обычно для проведения таких реакций используется концентрированная азотная кислота. Полуреакция: NO 3 + 2H + + e NO 2 + H 2 O Примеры: С + 4HNO 3 = СО 2 + 4NO 2 + 2Н 2 O конц P 2 S HNO 3 = 2H 3 PO 4 + 5H 2 SO NO H 2 O конц

Царская водка (смесь концентрированных НNО 3 и НСl) Продукт восстановления: NO Полуреакции: NО 3 – + 4H + + 3e NO + 2H 2 O Окислительные свойства:Очень сильный окислитель, значительно сильнее концентрированной HNO 3 Пример реакции: 3HgS + 8HNО HCl = 3H 2 [HgCl 4 ] + 3H 2 SO 4 + 8NO + 4H 2 O 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 SО 4 2– в кислой среде) Продукт восстановления: SO 2 Полуреакция: SО 4 2– + 4H + + 2e SO 2 + 2H 2 O Окислительные свойства:Окислитель средней силы Пример реакции: Cu + 2H 2 SO 4 + = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O 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(NH 3 ) 2 ] + + e Ag + 2NH 3 Окислительные свойства:Мягкий окислитель Примеры реакции: 2AgNО 3 + Na 2 SO 3 + 2KOH = 2Ag + Na 2 SO 4 + 2KNO 3 + H 2 O Характерные особенности: Широко используется в органической химии.

Важнейшие восстановители

Водород Н 2 Продукт окисления: Н + Полуреакция: Н 2 2e 2Н + Восстановительные свойства:Слабый восстановитель Примеры реакций: H 2 + H 2 [PdCl 4 ] = Pd + 4HCl Характерные особенности: Для восстановления водородом характерна низкая скорость процесса.

Активные металлы (Zn, Al и др.) Продукты окисления: Zn 2+, Al 3+ и т.д. Полуреакция: Zn 2e Zn 2+ Al 3e Al 3+ и т.д. Восстановительные свойства:Сильные восстановители Примеры реакций: 2Al + K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4 ) 3 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O 3Zn + KClO 3 + 3H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + KCl + 3H 2 O Характерные особенности: Несмотря на высокую восстановительную активность в водной среде не могут применяться щелочные и щелочноземельные металлы.

Перекись водорода Н 2 О 2 Продукты окисления: О 2 Полуреакция: Н 2 О 2 2e О 2 + 2Н + Восстановительные свойства:Слабый восстановитель Пример реакции: H 2 O 2 + PbO 2 + 2CH 3 COOH = O 2 + Pb(CH 3 COO) 2 + 2H 2 O Характерные особенности: Для перекиси водорода характерно каталитическое разложение на воду и кислород, не являющееся окислительным процессом.

Сероводород Н 2 S и сульфиды S 2 Продукты окисления: S, SO 4 2 Полуреакции: S 2 2e S H 2 S 2e S + 2H + S 2 + 4H 2 O 8e SO H + H 2 S + 4H 2 O 8e SO H + Восстановительные свойства: Очень сильные восстановители Примеры реакций: 2H 2 S + O 2 = 2S + 2Н 2 O Na 2 S + 4H 2 O 2 = Na 2 SO 4 + 4H 2 O 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 SO 4 2. Но если реакция окисления идет не очень быстро, то промежуточно образующаяся сера выводится из сферы реакции и далее практически не окисляется.

Сульфит-анион SO 3 2 Продукты окисления: SO 4 2 Полуреакция: SO H 2 O 2e SO H + Восстановительные свойства:Сильный восстановитель Пример реакции: K 2 SO 3 + I 2 + H 2 O = K 2 SO 4 + 2HI Характерные особенности: Диоксид серы ведет себя подобно сульфит-анионам, но реакция протекает в кислой среде.

Иодидный анион I Продукты окисления: I 2, IO 3 Полуреакция: 2I 2e I 2 I + 3H 2 O 6e IO 3 + 6H + Восстановительные свойства:Сильный восстановитель Примеры реакций: 4KI + 2CuCl 2 = 2CuI + I 2 + 4KCl 5NaI + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 = 5NaIO 3 + 6MnSO 4 + 3K 2 SO 4 + 9H 2 O Характерные особенности: Образование того или иного продукта окисления иодида зависит, в первую очередь, от количества добавленного окислителя.

Катионы металлов в низших степенях окисления (Fe 2+, Cr 2+, Ti 3+ и др.) Продукты окисления: Fe 3+, Cr 3+, TiO 2+ и т.д. Полуреакции: Fe 2+ e Fe + Cr 2+ e Cr 3+ Ti 3+ + H 2 O e TiO H + Восстановительные свойства: Зависят от конкретного катиона Примеры реакций: 2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4 ) 3 + 2Н 2 O 2CrSO 4 + 2H 2 O = 2Cr(OH)SO 4 + H 2 5Ti 2 (SO 4 ) 3 + 2KMnO 4 + 2H 2 O = 10TiOSO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 SO 4 Характерные особенности: Особенно сильными восстановителями являются соли Cr 2+ и V 2+. Соли Fe 2+ 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 Cl 2 + KOH = KCl + KClO + H 2 O >70°C 3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O 3S + 6NaOH = 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O 2P 4 + 3Ba(OH) 2 + 6H 2 O = 2PH 3 + 3Ba(H 2 PO 2 ) 2 (белый) 6ClO 2 + 6KOH = KCl + 5KClO 3 + 3H 2 O

Реакции копропорционирования Примеры: 5KBr + KBrO 3 + 6HCl = 3Br 2 + 6KCl + 3H 2 O 2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O

Окислительно- восстановительные реакции в органической химии

Реакции, протекающие с использованием водных растворов окислителей или восстановителей Полуреакции: RCH 2 OH 2e RCHO + 2H + RCHO + H 2 O 2e RCOOH + 2H + R-NO 2 + 7H + + 6e R-NH 3 + 2H 2 O R-NO 2 + 4H 2 O + 6e R-NH 2 + 6OH +

Реакции, протекающие с использованием водных растворов окислителей или восстановителей Примеры реакций: 3R 2 CHOH + 2KMnO 4 = 3R 2 CO + 2MnO 2 + 2KOH + 2H 2 O 3R 2 CHOH + Na 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 = = 3R 2 CO + Cr 2 (SO 4 ) 3 + Na 2 SO 4 + 7H 2 O Ar-NO 2 + 3Na 2 S + 4H 2 O Ar-NH 2 + 3S + 6NaOH

Окислители на основе хромового ангидрида 1.CrO 3 в водной уксусной кислоте; 2.CrO 3 в ледяной уксусной кислоте; 3.CrO 3 в пиридине (реактив Саретта); 4.CrO 3 в водном пиридине (реактив Корнфорза); 5.CrO 3 в уксусном ангидриде и серной кислоте (реактив Тиле); 6.CrO 3 в серной кислоте; 7.CrO 3 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(NH 2 CONH 2 ) 6 ] 4 [Cr(CN) 6 ] KMnO HCl = = 35 K 2 Cr 2 O CO KNO MnCl KCl H 2 O

Спасибо за внимание!