Окислительно- восстановительные реакции. Нобелевские премии, присужденные за исследование окислительно-восстановительных реакций Генри ТАУБЕ 1983 «за. - презентация

1 Окислительно- восстановительные реакции

2 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»

3 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+

4 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?

5 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 + …

6 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

7 Способы уравнивания окислительно- восстановительных реакций I. Способ подбора коэффициентов II. Метод электронного баланса III. Метод полуреакций

8 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

9 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

10 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.

11 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.

12 Примеры использования метода полуреакций

13 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.

14 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

15 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

16 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

17 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

18 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

19 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

20 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

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

22 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

23 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

24 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

25 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

26 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

27 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

28 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

29 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)

30 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)

31 Важнейшие окислители

32 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.

33 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.

34 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.

35 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.

36 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 ).

37 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.

38 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

39 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

40 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

41 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

42 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.

43 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.

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

45 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

46 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

47 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

48 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

49 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.

50 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

51 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.

52 Важнейшие восстановители

53 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.

54 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.

55 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.

56 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.

57 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.

58 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.

59 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.

60 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.

61 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

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

63 Окислительно- восстановительные реакции в органической химии

64 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 +

65 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

66 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.

67 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.)

68 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

69 Спасибо за внимание!