Определение возможности окислительно-восстановительных
реакций по степеням окисления элементов
Необходимым условием для взаимодействия веществ по окислительно–восстановительному типу является наличие потенциальных окислителя и восстановителя. Определение их рассмотрено выше, теперь покажем, как применить эти свойства для анализа возможности окислительно–восстановительной реакции (для водных растворов).
Примеры:
1) HNO3 + PbO2 ®... – реакция не идет, т.к. нет
о–ль о–ль потенциального восстановителя;
2) Zn + KI ®... – реакция не идет, т.к. нет
в–ль в–ль потенциального окислителя;
3) KNO2+KBiO3+H2SO4 ® ... – реакция возможна, если при этом
в–ль о–ль KNO2 будет восстановителем;
4) KNO2 + KI +H2SO4 ® ... – реакция возможна, если при этом
о – ль в – ль KNO2 будет окислителем;
5) KNO2 + H2O2 ® ... – реакция возможна, если при этом
в – ль о – ль H2O2 будет окислителем, а KNO2
– восстановителем (или наоборот?);
6) HNO2 ® ... – возможна реакция
о – ль/ в – ль диспропорционирования азота.
Наличие потенциальных окислителя и восстановителя является необходимым, но недостаточным условием для протекания реакции. Так, в рассмотренных выше примерах только в пятом можно сказать, что какая–то из двух возможных реакций произойдет; в остальных случаях необходима дополнительная информация: будет ли эта реакция энергетически выгодной (см. далее).
Прогнозирование продуктов окислительно–восстановительных
реакций
Определение наиболее вероятных продуктов окислительно–восстановительной реакции в случаях, когда путей превращения исходных веществ несколько, в общем случае является наиболее сложным этапом анализа этих взаимодействий. Причина в том, что тот или иной путь реакции нередко определяется не только энергетикой, но зависит и от кинетических факторов. Такой анализ требует определенных знаний по неорганической химии. Поэтому здесь рассмотрим варианты превращений типичных окислителей и восстановителей, наиболее часто встречающихся в окислительно–восстановительных реакциях.
К важнейшим окислителям относятся: галогены (в виде простых веществ или оксосоединений), кислород (О2, О3), некоторые оксиды (PbO2, CrO3), пероксиды (H2O2, Na2O2, Na2S2O8), перманганаты (KMnO4), дихроматы (K2Cr2O7), висмутаты (KBiO3), концентрированная азотная кислота, реже – нитраты, простые ионы «благородных металлов» (Ag+, Hg2+). Кислоты (азотную, серную) чаще используют для окисления металлов.
К важнейшим восстановителям относятся многие металлы (цинк, магний, алюминий, железо), водород (Н2), сернистый ангидрид и сульфиты, халькогениды (реже – галогениды), соли Sn2+ и Fe2+, аммиак, альдегиды, спирты и др. Обратите внимание, что сильнейшие восстановители – щелочные и щелочноземельные металлы – не следует применять в водных средах, т.к. они окисляются растворителем.
Окислители – галогены. Для галогенов – простых веществ вариант восстановления единственный – до галогенид–ионов: Cl2 + 2e– ® 2Cl–
Для оксосоединений галогенов(ClO–, ClO3– IO3– и др.) путь восстановления зависит от pH раствора: в кислой средеони восстанавливаются до простого вещества, например 2IO3– ® I2, а в щелочной среде – до галогенид–ионов, например, ClO3– ® Cl–
Окислитель – молекулярный кислород. Следует отметить, что О2 – окислитель сильный, но «заторможенный» – реакции с его участием протекают с приемлемой скоростью только при высоких температурах; в растворах без катализатора он восстанавливается очень медленно. Правда, встречаются случаи, когда сами реагенты–восстановители катализируют свое окисление молекулярным кислородом, например Mn(OH)2 и Fe(OH)2 довольно быстро окисляются в растворе кислородом.
При восстановлении O2 степень окисления кислорода понижается обычно до (–2):
О2 + 4H+ + 4e ® 2H2O – в кислой среде
О2 + 2H2O +4e ® 4OH– – в щелочной и нейтральной среде
Дата добавления: 2020-07-18; просмотров: 281;