Таблица окислительно восстановительных реакций – Стандартные окислительные восстановительные потенциалы (Таблица) — specable.ru

Стандартные окислительные восстановительные потенциалы (Таблица)

Справочная таблица стандартные окислительно -восстановительные потенциалы по общей и неорганической химии содержит: элемент, уравнение реакции и стандартный потенциал. Таблица содержит справочный материал, необходимый для решения задач по общей и неорганической химии. Предназначено для школьников и студентов.

Смотрите также таблицу «Стандартные электродные потенциалы металлов».

Элемент	Уравнение реакции	Стандартный потенциал Е^о, В
Азот	HNO₂+ H+ + e = NO + H₂O	+1,00
	NO₃^—+ 2H+ + 2e = NO₂^—+ H₂O	+0,835
	NO₃^—+ 4H+ + 3e = NO + 2H₂O	+0,96
	3N₂+ 2H+ + 2e = 2HN₃	-3,1

Алюминий	AlO₂^—+ 2H₂O + 3e = Al + 4OH^—	-2,35
Алюминий	Al(OH)₃+ 3H+ + 3e = Al + 3H₂O	-1,471

Бериллий	Be(OH)₂+ 2H+ + 2e = Be + 2H₂O	-1,820
	BeO₂^2-+ 4H+ + 2e = Be + 2H₂O	-0,909
	Be²⁺ + 2e = Be	-1,847

Бром	Br₂+ 2e = 2Br^—	+1,065
	HBrO + H⁺ + 2e = Br^— + h3O	+1,33
	HBrO + 2H⁺ + 2e = Br2 + h3O	+1,59
	BrO^— + h3O + 2e = Br^— + 2OH^—	+0,76
	BrO3^—+ 2h3O + 4e = BrO^— + 4OH^—	+0,54
	BrO3^—+ 6H⁺ + 6e = Br^— + 3h3O	+1,44
	2BrO₃^—+ 12H+ + 10e = Br₂+ 6H₂O	+1,52

Водород	H₂+ 2e = 2H^—	-2,251
Водород	2H₂O + 2e^—= H₂+ 2OH^—	-0,828

Железо	Fe³+ + e = Fe²+	+0,771
	Fe³+ + 3e = Fe	-0,037
	Fe(OH)3 + e = Fe(OH)2 + OH^—	-0,56
	Fe(OH)₃+ H+ + e = Fe(OH)₂+ H₂O	+0,271

Иод	I₂+ 2e = 2I^—	+0,536
	HIO + H+ + 2e = I^—+ H₂O	+0,99
	2HIO + 2H⁺ + 2e = I2 + 2h3O	+1,45
	IO^— + h3O + 2e = I^— + 2OH^—	+0,49
	IO₃^—+ 5H+ + 4e = HIO + 2H₂O	+1,14

Иод	IO₃ —+ 3H₂O + 6e = I^—+ 6OH^—	+0,26
	IO3^—+ 6H⁺ + 6e = I^— + 3h3O	+1,085
	2IO₃^—+ 12H+ + 10e = I₂+ 6H₂O	+1,19

Кислород	O₂+ 2H₂O + 2e = H₂O₂+ 2OH^—	-0,076
	O2 + 2h3O + 4e = 4OH^—	+0,401
	O2 + 2H⁺ + 2e = h3O2	+0,682
	O2 + 4H⁺ + 4e = 2h3O	+1,23
	h3O2 + 2H⁺ + 2e = 2h3O	+1,77
	О₃ + H₂O + 2e = O₂+ 2OH^—	+1,24
	O3 + 6H⁺ + 6e = 3h3O	+1,511
	O₃+ 2H+ + 2e = O₂+ H₂O	+2,076

Марганец	MnO₄^—+ e = MnO₄^2-	+0,56
	MnO₄^—+ 2H₂O + 3e = MnO₂+ 4OH^—	+0,6
	MnO2 + 4H⁺ + 2e = Mn²⁺ + 2h3O	+1,228
	MnO₄^—+ 8H+ + 5e = Mn²+ + 4H₂O	+1,51

Медь	Cu²+ + e = Cu+	+0,15
	Cu+ + e = Cu	+0,52
	Cu²⁺ + Br^— + e = CuBr	+0,64
	Cu²+ + I^—+ e = CuI	+0,86

Свинец	PbO + H₂O + 2e = Pb + 2OH^—	-0,580
	PbO + 2H+ + 2e = Pb + H₂O	+0,248
	Pb(OH)2 + 2H⁺ + 2e = Pb + h3O	+0,277
	PbO2 + SO4^2-+ 4H+ + 2e = PbSO4 + 2h3O	+1,685
	Pb⁴+ + 2e = Pb²+	+1,69

Селен	Se + 2e = Se^2-	-0,92
	Se + 2H+ + 2e = H₂Se	-0,36
	SeO4^2-+ 4H+ +2e = h3SeO3	+1,15
	h3SeO3 + 4H+ + 4e = Se + 3h3O	+0,74
	SeO3^2-+ 3h3O + 4e = Se + 6OH^—	-0,366

Сера	S + 2e = S^2-	-0,48
	S + 2H+ + 2e = H₂S	+0,17
	SO₄^2-+ 8H+ + 6e = S + 4H₂O	+0,357
	SO₄^2-+ 10H+ + 8e = H₂S + 4H₂O	+0,311
	SO₄^2-+ 8H+ + 8e = S^2-+ 4H₂O	+0,149
	SO4^2-+ 4H+ + 2e = h3SO3 + h3O	+0,17
	SO4^2-+ h3O + 2e = SO3^2- + 2OH^—	-0,93
	SO₄^2-+ 2H+ + 2e = SO₃^2-+ H₂O	+0,20
	h3SO3 + 4H+ + 4e = S + 3h3O	+0,449
	SO3^2-+ 6H+ + 6e = S^2-+ 3h3O	+0,231

Фосфор	H₃PO₄+ 2H+ + 2e = H₃PO₃+ H₂O	-0,276

Фтор	F₂+ 2e = 2F^—	+2,87
Фтор	F₂+ 2H+ + 2e = 2HF	+3,06

Хлор	Cl₂+ 2e = 2Cl^—	+1,36
	HClO + H+ + 2e = Cl^—+ H₂O	+1,49
	2HClO + 2H⁺ + 2e = Cl2 + 2h3O	+1,63
	ClO^—+ H₂O + 2e = Cl^—+ 2OH^—	+0,88
	ClO3^—+ 6H⁺ + 6e = Cl^— + 3h3O	+1,45
	2ClO₃^—+ 12H+ + 10e = Cl₂+ 3H₂O	+1,47
	ClO3^—+ 3h3O + 6e = Cl^— + 6OH^—	+0,63
	ClO4^—+ 2H⁺ + 2e = ClO3^—+ h3O	+1,189
	ClO₄^—+ 16H+ + 14e = Cl₂(водн) + 8H₂O	+1,385
	2HCl(r) + 2H+ + 2e = Cl₂(водн) + 2H₂O	+1,594

Хром	Cr₂O₇^2-+ 14H+ + 6e = 2Cr³+ + 7H₂O	+1,36
	Cr³+ + 3e = Cr	-0,744
	Cr²⁺ + 2e = Cr	-0,913
	Cr³+ + e = Cr²+	-0,407

Цинк	ZnO₂^2-+ 4H+ + 2e = Zn + 2H₂O	+0,44
Цинк	ZnO₂^2-+ 2H₂O + 2e^—= Zn + 4OH^—	-1,216

infotables.ru

Таблица: Стандартные потенциалы окислительно-восстановительных пар, Таблица стандартных потенциалов. (Eo; водный раствор, 25 оС)

Стандартные потенциалы окислительно-восстановительных пар, Таблица стандартных потенциалов. (E^o; водный раствор, 25 ^оС)

«к» — кислотная среда; «н» — нейтральная среда; «щ» — щелочная среда; «ОФ» — окисленная форма; «ВФ» — восстановленная форма

Стандартные потенциалы окислительно-восстановительных пар, Таблица. (Eo; водный раствор, 25 оС)
ОФ/ВФ	E^o , среда	ОФ/ВФ	E^o , среда
Ag⁺ / Ag	+0,80 к	IO₃^— / I₂	+0,20 щ
[Ag(CN)₂]^— / Ag, CN^—	-0,43 щ	Mg²⁺/ Mg	-2,37 к
Al³⁺/ Al	-1,70 к	Mg(OH)₂ / Mg	-2,69 щ
Al(OH)₃ / Al	-1,49 н (pH=6)	MnO(OH)/Mn(OH)₂	+0,17 щ
[Al(OH)₄]^— / Al	-2,34 щ	MnO₂ / Mn²⁺	+1,24 к
At₂ / At^—	+0,20 к, щ	MnO₄^— / MnO₂	+0,62 н (pH=8)
Au³⁺ / Au	+1,50 к	MnO₄^— / MnO₂	+1,73 н (pH=6)
[Au(CN)₂]^— / Au, CN^—	-0,76 щ	MnO₄^— / MnO₄^2-	+0,56 щ
Be²⁺ / Be	-1,85 к	MnO₄^— / Mn²⁺	+1,53 к
[Be(OH)₄]^2- / Be	-2,52 щ	N₂ / NH₄⁺	+0,27 к
Bi³⁺ / Bi	+0,32 к	N₂ / N₂H₅⁺	-0,23 к
Bi(OH)₃ / Bi	-0,38 щ	N₂ / NH₃^.H₂O	-0,74 щ
Br₂ / Br^—	+1,09 к, щ	N₂ / N₂H₄^.H₂O	-1,12 щ
BrO^— / Br₂	+0,43 щ	N₂ / NH₃OH⁺	-1,87 к
BrO₃^—/ Br₂	+1,51 к	N₂ / NH₂OH^.H₂O	-3,04 щ
BrO₃^— / Br₂	+0,52 щ	NO₂^— / NO	+1,20 к
CH₃CHO/ C₂H₅OH	+0,19 к	NO₂^— / NO	-0,45 щ
CO₂ / H₂C₂O₄	— 0,47 к	NO₂^— / N₂O	+0,16 щ
Ca²⁺/ Ca	— 2,86 к	NO₃^— / HNO₂	+0,93 к
Cd²⁺/ Cd	— 0,40 к	NO₃^— / NO₂^—	+0,01 щ
Cl₂ / Cl^—	+1,40 к, щ	NO₃^— / NH₃^.H₂O	-0,12 щ
ClO^— / Cl₂	+0,48 щ	NO₃^— / NH₄⁺	+0,88 к
ClO^— / Cl₂	+2,14 к	NO₃^— / NO	+0,96 к
ClO₃^— / ClO^—	+0,48 щ	NO₃^— / NO₂	+0,77 к
ClO₃^— / Cl₂	+0,48 щ	Na⁺/ Na	-2,71 к, щ
ClO₃^— / Cl₂	+1,47 к	Na₂O₂ / H₂O, Na⁺	+2,86 к
ClO₄^— / ClO₃^—	+1,19 к	Na₂O₂ / OH^— , Na⁺	+1,20 щ
Co³⁺ / Co²⁺	+1,38 к	NaBiO₃ /Bi(OH)₃, Na⁺	+0,37 щ
CoO(OH) / Co(OH)₂	+0,19 щ	NaBiO₃ / Bi³⁺, Na⁺	+1,81 к
Cr³⁺ / Cr²⁺	-0,41 к	Ni²⁺/ Ni	-0,23 к
Cr(OH)₃ / Cr(OH)₂	-1,18 щ	NiO(OH) / Ni²⁺	+2,25 к
CrO₄^2- / [Cr(OH)₆]^3-	-0,17 щ	NiO(OH) / Ni(OH)₂	+0,78 щ
Cr₂O₇^2- / Cr³⁺	+1,33 к	O₂ / HO₂^—	-0,08 щ
Cu²⁺/ Cu	+0,34 к	O₂ / H₂O	+1,23 к
Cu²⁺ / Cu₂O	+0,21 к	O₂ / H₂O₂	+0,69 к
Cu²⁺, Br^— / CuBr	+0,66 к	O₂ / H₂O₂	-0,13 щ
Cu²⁺, CN^— / [Cu(CN)₂]^—	+1,11 щ	Pb²⁺ / Pb	-0,13 к
Cu²⁺, Cl^— / CuCl	+0,55 к	PbO₂ / Pb²⁺	+1,46 к
Cu²⁺, Cl^— / [CuCl₂]^—	+0,49 к	PbO₂ / [Pb(OH)₃]^—	+0,19 щ
Cu²⁺, I^— / CuI	+0,86 к	(Pb₂^IIPb^IV)O₄ / Pb²⁺	+2,16 к
Cu²⁺, I^— / [CuI₂]^—	+0,69 к	S / H₂S	+0,14 к
[Cu(NH₃)₂]⁺ / Cu, NH₃	-0,12 щ	S / S^2-	-0,44 щ
[Cu(NH₃)₄]²⁺ / Cu, NH₃	-0,07 щ	SO₂ / S	+0,45 к
Cu₂O / Cu	+0,47 к	SO₂ / SO₃S^2-	+0,39 к
Cu₂O / Cu	-0,37 щ	SO₃^2- / S	-0,66 щ
Fe²⁺ / Fe	-0,44 к	SO₃^2- / S	+0,58 к
Fe³⁺ / Fe²⁺	+0,77 к	SO₃^2- / SO₃S^2-	-0,59 щ
FeO(OH) / Fe(OH)₂	-0,67 щ	SO₄^2- / H₂S	+0,31 к
F₂ / F^—	+2,87 щ	SO₄^2- / S	+0,35 к
F₂ / HF	+3,09 к	SO₄^2- / S	-0,75 щ
H⁺ / H₂	± 0,00 к	SO₄^2- / S^2-	+0,15 к
H⁺ / H₂	-0,42 н (pH=7)	SO₄^2- / S^2-	-0,67 щ
H₂O / H₂	-0,83 щ	SO₄^2- / SO₂	+0,16 к
H₂, Ca²⁺ / CaH₂	-2,16 к	SO₄^2- / SO₂	-1,50 щ
HBrO / Br₂	+1,57 к	SO₄^2- / SO₃^2-	-0,93 щ
HClO / Cl₂	+1,63 к	SO₄^2- / SO₃^2-	-0,10 к
HO₂^— / OH^—	+0,88 щ	SO₄^2- / SO₃S^2-	+0,28 к
H₂O₂ / H₂O	+1,76 к	SO₄^2-, Cu²⁺ / CuS	+0,42 к
H₂O₂ / OH^—	+0,94 щ	SO₄^2-, Fe³⁺ / FeS	+0,33 к
H₃PO₄ / H(PH₂O₂)	-0,39 к	S₄O₆^2- / SO₃S^2-	+0,02 н
H₃PO₄ / H₂(PHO₃)	-0,28 к	S₂O₆(O₂)^2- / SO₄^2-	+1,96 к
H₃PO₄ / P	-0,38 к	SO₃S^2- / S	+0,51 к
HSO₃^— / S	+0,48 к	Sn²⁺/ Sn	-0,14 к
Hg²⁺/ Hg	+0,85 к	[SnCl₃]^— / Sn, Cl^—	-0,20 к
HgCl₂ / Hg₂Cl₂, Cl^—	+0,66 к	[SnCl₆]^2- / [SnCl₃]^—	+0,14 к
Hg₂Cl₂ / Hg, Cl^—	+0,27 к	SnO₂/ Sn	-0,12 к
[HgI₄]^2-/Hg, I^—	-0,04 к	[Sn(OH)₃]^— / Sn	-0,90 щ
[I(I)₂]^— / I^—	+0,54 к, щ	[Sn(OH)₆]^2- / [Sn(OH)₃]^—	-0,96щ
I₂ / I^—	+0,54 к, щ	Tl³⁺ / Tl⁺	+1,28 к
IO₃^— / I^—	+1,08 к	Zn²⁺ / Zn	-0,76 к
IO₃^— / I^{^—}	+0,25 щ	[Zn(NH₃)₄]²⁺ / Zn, NH₃	-1,03щ
IO₃^— / I₂	+1,19 к	[Zn(OH)₄]^2- / Zn	-pp

tehtab.ru

Направление окислительно-восстановительной реакции » HimEge.ru

По величинам стандартных окислительно-восстановительных потенциалов (Е⁰) можно судить о направлении окислительно-восстановительной реакции.

Например. Для уравнения реакции

MnO₄^— + 5Fe²⁺ + 8H⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O

самопроизвольно прямая реакция будет протекать, если стандартный потенциал окислительно-восстановительной пары окислителя больше, чем стандартный потенциал окислительно-восстановительной пары восстановителя, а ΔЕ > 0. Табличные значения стандартных электродных потенциалов для следующих окислительно-восстановительных пар:

Е⁰(MnO₄^—/Mn²⁺) = 1,51 B; Е⁰(Fe³⁺/Fe²⁺) = 0,77 B.

Величина 1,51 В > 0,77 В, следовательно, при контакте перманганат ион MnO₄^— выступает в роли окислителя, а катион железа Fe²⁺ — восстановителя, протекает прямая реакция. Вычисляем ΔЕ этой реакции:

ΔЕ = Е⁰_ок – Е⁰_восст = 1,51 – 0,77 = 0,74 В.

Величина ΔЕ положительная, реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении. Если ΔЕ окажется отрицательной величиной, то реакция протекает в обратном направлении в стандартных условиях.

Например. Может ли хлор Cl₂ окислить бромид-ион Br^— до брома Br₂?

Выпишем из справочной таблицы значения стандартных потенциалов окислительно-восстановительных пар:

Е⁰(Cl₂/2Cl^—) = 1,36 B; Е⁰(Br₂/2Br^—) = 1,07 В.

Из значений стандартных потенциалов видно, что величина 1,36 В > 1,07 В, следовательно, хлор будет окислять бромид–ион до брома по уравнению реакции:

Cl₂ + 2Br^— = 2Cl^— + Br₂

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы (Е⁰)
по отношению к потенциалу стандартного водородного электрода при 25 °С

Элемент	Высшая степень окисления	+ne^—	Низшая степень окисления	E⁰, В
As	As↓ + 3H⁺ As↓ + 3H₂OH AsO₂ + 3H⁺H₃ AsO₄ + 2H⁺ AsO₄^3- + 2H₂O	+3e +3e +3e +2e +2e	AsH₃↑ AsH₃↑ + 3OH^— As↓ + 2H₂OH AsO₂ +2H₂O AsO₂^— + 4OH^—	-0,60 -1,43 +0,234 +0,56 -0,71
Br	Br₂ BrO₃^— + 5H⁺ BrO₃^— + 2H₂O	+2e +4e +4e	2Br^— HBrO + 2H₂O BrO^— + 4OH^—	+1,087 +1,45 +0,54
	2BrO₃^— + 12H⁺ 2 BrO₃^— + 6H₂O BrO₃^— + 6H⁺ BrO₃^— + 3H₂O	+10e +10e +6e +6e	Br₂ + 6H₂O Br₂ + 12OH^— Br^— + 3H₂O Br^— + 6OH^—	+1,52 +0,50 +1,45 +0,61
C	C₆H₄O₂ +2H⁺ Хинон HCHO + 2H⁺ HCOOH + 2H⁺ CO₂↑+ 2H⁺ 2CO₂↑ + 2H⁺	+2e +2e +2e +2e +2e	C₆H₄(OH)₂ Гдрохинон CH₃OH HCHO + H₂O HCOOH H₂C₂O₄	+0,699 +0,19 -0,01 -0,20 -0,49
Cl	Cl₂↓ 2ClO₃^— + 12H⁺ ClO₄^— + 2H⁺ 2ClO₄^— + 16H⁺ ClO₄^— + 8H⁺	+2e +10e +2e +14e +8e	2Cl^—Cl₂↓ + 6H₂O ClO₃^— + H₂O Cl₂↓ + 8H₂O Cl^— + 4H₂O	+1,359 +1,47 +1,19 +1,39 +1,38
Cr	Cr³⁺ Cr³⁺ Cr²⁺ Cr(OH)₃↓ Cr₂O₇^2- + 14H⁺ CrO₄^2- + 4H₂O	+e +3e +2e +3e +6e +3e	Cr²⁺ Cr↓ Cr↓ Cr↓ + 3OH^— 2Cr³⁺ + 7H₂O Cr(OH)₃↓	-0,41 -0,74 -0,91 -1,3 +1,33 -0,13
Cu	Cu²⁺ Cu⁺ Cu²⁺ CuI↓ Cu(NH₃)₄²⁺	+2e +e +e +e +2e	Cu↓ Cu↓ Cu⁺ Cu↓ + I^— Cu↓ + 4NH₃	+0,345 +0,531 +0,159 -0,185 -0,07
F	F₂	+2e	2F^—	+2,77
Fe	Fe³⁺ Fe³⁺ Fe²⁺ Fe(CN)₆^3-	+e +3e +2e +e	Fe²⁺ Fe↓ Fe↓ Fe(CN)₆^4-	+0,771 -0,058 -0,473 +0,364
H	2H⁺ 2H⁺ (10^-7 M) H₂↑ 2H₂O H₂O₂ + 2H⁺	+2e +2e +2e +2e +2e	H₂↑ H₂↑ 2H^— H₂↑ + 2OH^— 2H₂O	0,0000 -0,414 -2,25 -0,828 +1,77
I	I₂↓ I₂ I₃^— 2IO₃^— + 12H⁺ 2IO₃^— + 6H₂O IO₃^— + 6H⁺ IO₃^— + 3H₂O	+2e +2e +2e +10e +10e +6e +6e	2I^— 2I^— 3I^— I₂↓ + 6H₂O I₂↓ + 12OH^— I^— + 3H₂O I^— + 6OH^—	+0,536 +0,621 +0,545 +1,19 +0,21 +1,08 +0,26
K	K⁺	+e	K↓	-2,923
Li	Li⁺	+e	Li↓	-3,04
Mg	Mg²⁺	+2e	Mg↓	-2,37
Mn	Mn³⁺ Mn²⁺	+e +2e	Mn²⁺ Mn↓	+1,51 -1,17
	MnO₂↓ + 4H⁺ MnO₄^2- + 2H₂O MnO₄^— MnO₄^— + 4H⁺ MnO₄^— + 2H₂O MnO₄^— + 8H⁺	+2e +2e +e +3e +3e +5e	Mn²⁺ + 2H₂O MnO₂↓ + 4OH^— MnO₄^2- MnO₂↓ + 2H₂O MnO₂↓ + 4OH^— Mn²⁺ + 4H₂O	+1,23 +0,58 +0,558 +1,69 +0,60 +1,51
Mo	Mo³⁺ H₂MoO₄ + 6H⁺ MoO₄^2- + 4H₂O	+3e +6e +6e	Mo↓ Mo↓ + 4H₂O Mo↓ + 8OH^—	-0,20,0 -1,05
Na	Na⁺	+e	Na↓	-2,713

himege.ru

Стандартные потенциалы окислительно- восстановительных пар (Таблица)

Справочная таблица по общей и неорганической химии содержит информацию по стандартным потенциалам окислительно -востановительных пар. Таблица содержит справочный материал, необходимый для решения задач по общей и неорганической химии для школьников и студентов, а также для сдачи экзаменов и ЕГЭ.

Смотрите также таблицу «Стандартные электродные потенциалы металлов»

φ° — стандартный потенциал

Тип среды:

“к” – кислотная среда;

“н” – нейтральная среда;

“щ” – щелочная среда;

“Оф” — окисленная форма;

“Вф” — восстановленная форма

Оф / Вф	Стандартный потенциал φ°, среда
Ag⁺/ Ag	+0,80 к
[Ag(CN)₂]^—/ Ag, CN^—	-0,43 щ
Al³⁺/ Al	-1,70 к
Al(OH)₃ / Al	-1,49 н (pH=6)
[Al(OH)₄]^—/ Al	-2,34 щ
At₂ / At^—	+0,20 к, щ
Au³⁺/ Au	+1,50 к
[Au(CN)₂]^—/ Au, CN^—	-0,76 щ
Be²⁺ / Be	-1,85 к
[Be(OH)₄]²^—/ Be	-2,52 щ
Bi³⁺ / Bi	+0,32 к
Bi(OH)₃ / Bi	-0,38 щ
Br₂ / Br^—	+1,09 к, щ
BrO^—/ Br₂	+0,43 щ
BrO₃^—/ Br₂	+1,51 к
BrO₃^—/ Br₂	+0,52 щ
CH₃CHO/ C₂H₅OH	+0,19 к
CO₂ / H₂C₂O₄	-0,47 к
Ca²⁺/ Ca	-2,86 к
Cd²⁺/ Cd	-0,40 к
Cl₂ / Cl^—	+1,40 к, щ
ClO^—/ Cl₂	+0,48 щ
ClO^—/ Cl₂	+2,14 к
ClO₃^—/ ClO^—	+0,48 щ
ClO₃^—/ Cl₂	+0,48 щ
ClO₃^—/ Cl₂	+1,47 к
ClO₄^—/ ClO₃^—	+1,19 к
Co³⁺/ Co²⁺	+1,38 к
CoO(OH)/Co(OH)₂	+0,19 щ
Cr³⁺/ Cr²⁺	-0,41 к
Cr(OH)₃ / Cr(OH)₂	-1,18 щ
CrO₄²^—/ [Cr(OH)₆]³^—	-0,17 щ
Cr₂O₇²^—/ Cr³⁺	+1,33 к
Cu²⁺/ Cu	+0,34 к
Cu²⁺/ Cu₂O	+0,21 к
Cu²⁺, Br^—/ CuBr	+0,66 к
Cu²⁺,CN^—/[Cu(CN)₂]^—	+1,11 щ
Cu²⁺, Cl^—/ CuCl	+0,55 к
Cu²⁺, Cl^—/ [CuCl₂]^—	+0,49 к
Cu²⁺, I^—/ CuI	+0,86 к
Cu²⁺, I^—/ [CuI₂]^—	+0,69 к
[Cu(NH₃)₂]⁺/ Cu, NH₃	-0,12 щ
[Cu(NH₃)₄]²⁺/Cu, NH₃	-0,07 щ
Cu₂O / Cu	+0,47 к
Cu₂O / Cu	-0,37 щ
Fe²⁺/ Fe	-0,44 к
Fe³⁺/ Fe²⁺	+0,77 к
FeO(OH) / Fe(OH)₂	-0,67 щ
F₂ / F^—	+2,87 щ
F₂ / HF	+3,09 к
H⁺ / H₂	±0,00 к
H⁺ / H₂	-0,42 н (pH=7)
H₂O / H₂	-0,83 щ
H₂, Ca²⁺/ CaH₂	-2,16 к
HBrO / Br₂	+1,57 к
HClO / Cl₂	+1,63 к
HO₂^—/ OH^—	+0,88 щ
H₂O₂ / H₂O	+1,76 к
H₂O₂ / OH^—	+0,94 щ
H₃PO₄ / H(PH₂O₂)	-0,39 к
H₃PO₄ / H₂(PHO₃)	-0,28 к
H₃PO₄ / P	-0,38 к
HSO₃^—/ S	+0,48 к
Hg²⁺/ Hg	+0,85 к
HgCl₂ / Hg₂Cl₂, Cl^—	+0,66 к
Hg₂Cl₂ / Hg, Cl^—	+0,27 к
[HgI₄]²^—/Hg, I^—	-0,04 к
[I(I)₂]^— / I^—	+0,54 к, щ
I₂ / I^—	+0,54 к, щ
IO₃^—/ I^—	+1,08 к
IO₃^—/ I^—	+0,25 щ
IO₃^—/ I₂	+1,19 к
IO₃^—/ I₂	+0,20 щ

Mg²⁺/ Mg	-2,37 к
Mg(OH)₂ / Mg	-2,69 щ
MnO(OH)/Mn(OH)₂	+0,17 щ
MnO₂ / Mn²⁺	+1,24 к
MnO₄^—/ MnO₂	+0,62 н (pH=8)
MnO₄^—/ MnO₂	+1,73 н (pH=6)
MnO₄^—/ MnO₄²^—	+0,56 щ
MnO₄^—/ Mn²⁺	+1,53 к
N₂ / NH₄⁺	+0,27 к
N₂ / N₂H₅⁺	-0,23 к
N₂ / NH₃^.H₂O	-0,74 щ
N₂ / N₂H₄^.H₂O	-1,12 щ
N₂ / NH₃OH⁺	-1,87 к
N₂ / NH₂OH^.H₂O	-3,04 щ
NO₃^—/ NO₂	+0,77 к
NO₂^—/ NO	+1,20 к
NO₂^—/ NO	-0,45 щ
NO₂^—/ N₂O	+0,16 щ
NO₃^—/ HNO₂	+0,93 к
NO₃^—/ NO₂^—	+0,01 щ
NO₃^—/ NH₃^.H₂O	-0,12 щ
NO₃^—/ NH₄⁺	+0,88 к
NO₃^—/ NO	+0,96 к
Na⁺/ Na	-2,71 к, щ
Na₂O₂ / H₂O, Na⁺	+2,86 к
Na₂O₂ / OH^—, Na⁺	+1,20 щ
NaBiO₃ /Bi(OH)₃,Na⁺	+0,37 щ
NaBiO₃ / Bi³⁺, Na⁺	+1,81 к
Ni²⁺/ Ni	-0,23 к
NiO(OH)/Ni²⁺	+2,25 к
NiO(OH)/ Ni(OH)₂	+0,78 щ
O₂ / HO₂^—	-0,08 щ
O₂ / H₂O	+1,23 к
O₂ / H₂O₂	+0,69 к
O₂ / H₂O₂	-0,13 щ
Pb²⁺ / Pb	-0,13 к
PbO₂ / Pb²⁺	+1,46 к
PbO₂ / [Pb(OH)₃]^—	+0,19 щ
(Pb₂^IIPb^IV)O₄/Pb²⁺	+2,16 к
S / H₂S	+0,14 к
S / S²^—	-0,44 щ
SO₂ / S	+0,45 к
SO₂ / SO₃S²^—	+0,39 к
SO₃²^—/ S	-0,66 щ
SO₃²^—/ S	+0,58 к
SO₃²^—/ SO₃S²^—	-0,59 щ
SO₄²^—/ H₂S	+0,31 к
SO₄²^—/ S	+0,35 к
SO₄²^—/ S	-0,75 щ
SO₄²^—/ S²^—	+0,15 к
SO₄²^—/ S²^—	-0,67 щ
SO₄²^—/ SO₂	+0,16 к
SO₄²^— / SO₃²^—	-0,932 щ
SO₄²^—/ SO₃²^—, H₂O	-0,10 к
SO₄²^—/ SO₃S²^—	+0,275
SO₄²^—, Cu²⁺/ CuS	+0,42
SO₄²^—, Fe³⁺/ FeS	+0,33
S₄O₆²^—/ SO₃S²^—	+0,015
S₂O₆(O₂)²^—/ SO₄²^—	+1,961
SO₃S²^—/ S	+0,512 к
Sn²⁺/ Sn	-0,141 к
[SnCl₃]^—/ Sn, Cl^—	-0,201 к
[SnCl₆]²^—/ [SnCl₃]^—	+0,139 к
SnO₂/ Sn	-0,118 щ
[Sn(OH)₃]^—/ Sn	-0,790 щ
[Sn(OH)₆]²^—/[Sn(OH)₃]^—	-0,960 щ
Tl³⁺ / Tl⁺	+1,280
Zn²⁺ / Zn	-0,763 к
[Zn(OH)₄]²^—/ Zn	-1,26 щ

_______________

Источник информации: Справочные таблицы по неорганической химии./ — М., МИТХТ им. М.В. Ломоносова, 2005.

infotables.ru

ЕГЭ. Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций

Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций

(скачать pdf файл)

Существует несколько основных правил, которые сильно упрощают составление окислительно-восстановительных реакций. Более подробно эти и другие правила рассматривается на других страницах этого раздела, но для ЕГЭ достаточно знать правила из этого списка.

Правило 1. Реакции простых веществ: металлов и неметаллов с щелочами, кислотами и солями:

1.1) Из металлов только Al, Zn и Be взаимодействуют со щелочами с выделением водорода:
Zn + 2NaOH + 2H₂O → Na₂[Zn(OH)₄] + H₂
Be + 2NaOH + 2H₂O → Na₂[Be(OH)₄] + H₂
2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂

1.2) Из неметаллов только S, P, Si и галогены реагируют с щелочами:

3S + 6NaOH → Na₂SO₃ + 2Na₂S + 3H₂O

P₄ + 3NaOH + 3H₂O → PH₃ + 3NaH₂PO₂ (t°, гипофосфит натрия)

Si + 2NaOH + H₂O → Na₂SiO₃ + 2H₂

Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O (аналогично для Br₂, I₂)

3Cl₂ + 6NaOH → 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O (при нагревании, аналогично для Br₂, I₂)

2.1) Металлы (стоящие в ряду активности металлов до H₂) реагируют с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

2HCl + Fe → FeCl₂ + H₂
H₂SO₄(р) + Fe → FeSO₄ + H₂

2.2) Все металлы, кроме Pt и Au, реагируют с кислотами-окислителями без выделения водорода:
2H₂SO₄(к) + 2Ag → Ag₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O
6H₂SO₄(к) + 2Fe&nbsp → Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

2.3) Более сильные металлы вытесняют более слабые из растворов их солей:

Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu

3) Неметаллы не реагируют с кислотами-неокислителями:
C + HCl → реакция не идет

4) Такие неметаллы, как S, C, P могут реагировать с солями, проявляющими окислительные свойства (KClO₃, KNO₃ в расплавленном состоянии):

6P + 5KClO₃ → 3P₂O₅ + 5KCl

C + 2KNO₃ (расплав) → CO₂ + 2KNO₂

S + 2KNO₃ (расплав) → SO₂ + 2KNO₂

Важная реакция получения фосфора:

5C + 3SiO₂ + Ca₃(PO₄)₂ → 5CO + 2P + 3CaSiO₃

5) Из неметаллов только S, C, и P реагируют с кислотами-окислителями (в рамках ЕГЭ), а также I₂ с HNO₃(к):

C + H₂SO₄(конц.) → CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O (t)

S + 2H₂SO₄(конц.) → 3SO₂ + 2H₂O (t)

2P + 5H₂SO₄(конц.) → 2H₃PO₄ + 5SO₂ + 2H₂O (t)

C + 4HNO₃(конц.) → CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O

P + 5HNO₃(конц.)&nbsp → H₃PO₄ + 5NO₂ + H₂O

S + 6HNO₃(конц.) → H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

I₂ + 10HNO₃(к) → 2HIO₃ + 10NO₂+ 4H₂O (t, другие галогены с кислотами не реагируют)

Правило 2. Фосфор

1) Наиболее устойчивая степень окисления фосфора +5, следовательно, любые другие соединения фосфора окисляются сильными окислителями до этой степени окисления (с образованием P₂O₅ или фосфат-иона):

PH₃ + 8KMnO₄ + 11KOH → K₃PO₄ + 8K₂MnO₄ + 7H₂O

6P + 5KClO₃ → 5KCl + 3P₂O₅

3P₂O₃ + 4HNO₃ + 7H₂O → 6H₃PO₄ + 4NO

Правило 3. Азот

1) Аммиак, как правило, окисляется до азота N₂:

8NH₃ + 3KBrO₄ → 3KBr + 4N₂ + 12H₂O

2NH₃ + 3CuO → 3Cu + N₂ + 6H₂O

Исключением является каталитическое окисление аммиака:
4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O (катализатор)

Обычное горение аммиака протекает с образованием N₂ (как и горение любых органических азотсодержащих соединений):
4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂O

2) Нитрит-ионы окисляются до нитрат-ионов:

3KNO₂ + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ → 3KNO₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 4H₂O

3KNO₂ + 2KMnO₄ + H₂O → 3KNO₃ + 2MnO₂ + 2KOH

3) Нитрит-ионы восстанавливаются до азота в реакциях с солями аммония:

NaNO₂ + NH₄Cl → N₂ + NaCl + 2H₂O (по сути, идет разложение нитрита аммония: NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O)

Ca(NO₂)₂ + (NH₄)₂SO₄ → 2N₂ + CaSO₄ + 4H₂O

4) Нитрит-ионы восстанавливаются до оксида азота (II) в реакциях с типичными восстановителями: HI, йодидами, солями Fe⁺² и др.:

2KNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄ → 2NO + I₂ + 2K₂SO₄ + 2H₂O

HNO₂ + 2HI → 2NO + I₂ + 2H₂O

Следующий тип реакций встречается в вариантах Ю.Н. Медведева.

5) Нитрат-ионы могут восстанавливаться до нитрит-ионов (соединениями Cr, Mn, Fe, сплавление в щелочной среде):

3NaNO₃ + Cr₂O₃ + 4KOH → 3NaNO₂ + 2K₂CrO₄ + 2H₂O

KNO₃ + MnO₂ + K₂CO₃ → KNO₂ + K₂MnO₄ + CO₂

2NaNO₃ + FeSO₄ + 4NaOH → 2NaNO₂ + Na₂FeO₄ + Na₂SO₄ + 2H₂O

6) Восстановление нитратов до аммиака в реакциях с такими металлами, как Al, Zn, Mg (встречается очень редко):

3NaNO₃ + 8Al + 5NaOH +18H₂O → 3NH₃ + 8Na[Al(OH)₄

chemrise.ru

Окислительно-восстановительные реакции — Википедия

Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР), также редокс (сокр. англ. redox, от reduction-oxidation — восстановление-окисление) — встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующимся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором) .

Издавна учёные полагали, что окисление — потеря флогистона (особого невидимого горючего вещества), а восстановление — его приобретение. Но, после создания А. Лавуазье в 1777 году кислородной теории горения, к началу XIX века химики стали считать окислением взаимодействие веществ с кислородом, а восстановлением их превращения под действием водорода. Тем не менее в качестве окислителя могут выступать и другие элементы, например

Fe+2HCl→FeCl2+h3↑{\displaystyle {\mathsf {Fe+2HCl\rightarrow FeCl_{2}+H_{2}\uparrow }}}

В этой реакции окислитель — ион водорода^[1] — H⁺, а железо выступает в роли восстановителя.

В соответствии с электронно-ионной теорией окисления-восстановления, разработанной Л. В. Писаржевским в 1914 г., окисление — процесс отщепления электронов от атомов или ионов элемента, который окисляется; Восстановлением называется процесс присоединения электронов к атомам или ионам элемента, каковой восстанавливается. Например, в реакции

Zn0+Cl02→Zn+2Cl−12{\displaystyle {\mathsf {{\stackrel {0}{\mbox{Zn}}}+{\stackrel {0}{\mbox{Cl}}}_{2}\rightarrow {\stackrel {+2}{\mbox{Zn}}}{\stackrel {-1}{\mbox{Cl}}}_{2}}}}

атом цинка теряет два электрона, то есть окисляется, а молекула хлора присоединяет их, то есть восстанавливается.

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.^[2]

Окисление[править | править код]

Окисление — процесс отдачи электронов с увеличением степени окисления.

При окисле́нии у веществ в результате отдачи электронов увеличивается степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.

В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см. Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель (сам процесс называется окислением):

восстановитель — e⁻ ↔ сопряжённый окислитель.

Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

Восстановление[править | править код]

Восстановле́ние — процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.

При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель (сам процесс называют восстановлением):

окислитель + e⁻ ↔ сопряжённый восстановитель.

Окислительно-восстановительная пара[править | править код]

Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару, а их взаимопревращения являются окислительно-восстановительными полуреакциями.

В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряжённые окислительно-восстановительные пары, между которыми имеет место конкуренция за электроны, в результате чего протекают две полуреакции: одна связана с присоединением электронов, то есть восстановлением, другая — с отдачей электронов, то есть окислением.

Виды окислительно-восстановительных реакций[править | править код]

Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

h3S+Cl2→S+2HCl{\displaystyle {\mathsf {H_{2}S+Cl_{2}\rightarrow S+2HCl}}}

Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2h3O→2h3+O2{\displaystyle {\mathsf {2H_{2}O\rightarrow 2H_{2}+O_{2}}}}

Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

h3O+Cl2→HCl+HOCl{\displaystyle {\mathsf {H_{2}O+Cl_{2}\rightarrow HCl+HOCl}}}

Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления:

SO2+2h3S→3S+2h3O{\displaystyle {\mathsf {SO_{2}+2H_{2}S\rightarrow 3S+2H_{2}O}}}

Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором

H02+F02→2H+1F−1{\displaystyle {\mathsf {{\stackrel {0}{\mbox{H}}}_{2}+{\stackrel {0}{\mbox{F}}}_{2}\rightarrow 2{\stackrel {+1}{\mbox{H}}}{\stackrel {-1}{\mbox{F}}}}}}

Разделяется на две полу-реакции:

1) Окисление:

h30−2e−→2H+{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{H}}_{2}^{0}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{H}}^{+}}}}

2) Восстановление:

F20+2e−→2F−{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{F}}_{2}^{0}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{F}}^{-}}}}

h30−2e−→2H+{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{H}}_{2}^{0}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{H}}^{+}}}}

S2−−2e−→S0↓{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{S}}^{2-}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{S}}^{0}\downarrow }}}

Al0−3e−→Al3+{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Al}}^{0}-3{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Al}}^{3+}}}}

Fe2+−e−→Fe3+{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Fe}}^{2+}-{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Fe}}^{3+}}}}

2Hal−−2e−→Hal20{\displaystyle {\mathsf {2{\mbox{Hal}}^{-}-2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Hal}}_{2}^{0}}}}

Процесс присоединения электронов — восстановление. При восстановлении степень окисления понижается:

O20+4e−→2O2−{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{O}}_{2}^{0}+4{\mbox{e}}^{-}\rightarrow 2{\mbox{O}}^{2-}}}}

Mn7++5e−→Mn2+{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Mn}}^{7+}+5{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Mn}}^{2+}}}}

Mn4++2e−→Mn2+{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Mn}}^{4+}+2{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Mn}}^{2+}}}}

Cr6++6e−→Cr0{\displaystyle {\mathsf {{\mbox{Cr}}^{6+}+6{\mbox{e}}^{-}\rightarrow {\mbox{Cr}}^{0}}}}

Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а атомы или ионы, которые отдают электроны — восстановителями.

Для нахождения пропорции веществ, вступающих в химическую реакцию, часто требуется уравнять ОВР. Уравнивание ОВР сводится к нахождению стехиометрических коэффициентов (то есть, количества молей каждого соединения). Стехиометрические коэффициенты могут принимать только значения целых величин от 1 и выше, дробные стехиометрические коэффициенты допускаются лишь в некоторых случаях записи термохимических уравнениях из курса физической химии. Различают два методы уравнивания ОВР: метод полуреакций и метод электронного баланса. Метод электронного баланса более прост и используется в случае протекания реакции в газообразной среде (например, процессы горения или термического разложения соединений). Метод полуреакций более сложен и используется в случае протекания реакции в жидкой среде. Метод полуреакций оперирует не свободными атомами и одноатомными ионами, а реально существующими в растворе частицами, образовавшимися в результате процессов растворения и/или диссоциации реагирующих веществ. Оба метода занимают важное место в базовом курсе общей и неорганической химии, изучаемом студентами различных учебных заведений^[3].

↑ В этом, как и во многих других случаях водород рассматривают как помещённый в VII группе периодической системы химических элементов над галогенами-окислителями.
↑ Несущественно, переходят ли электроны с одного атома на другой вполне (ионная связь) или же только более или менее оттягиваются (полярная ковалентная связь). Поэтому в данном случае мы будем говорить об отдаче или присоединении электронов независимо от действительного типа валентной связи. В общем, окислительно-восстановительные процессы можно определить как реакции, связанные с переходом электронов от одних атомов к другим. То есть валентности [ковалентных молекулярных соединений] в этих реакциях выступают как степени окисления. Более строго, в узком смысле под степенью окисления имеется в виду в том числе и валентности.
↑ ОВР методом полуреакций (неопр.). Химия и химическая технология в жизни (10.07.2013).

Хомченко Г. П., Севастьянова К. И., Окислительно-восстановительные реакции, 2 изд., М., 1980;
Кери Ф., Сандберг Р., Углублённый курс органической химии, пер. с англ., кн. 2, М., 1981, с. 119-41, 308-43;
Марч Дж., Органическая химия, пер. с англ., т. 4, М., 1988, с. 259—341;
Турьяи Я. И., Окислительно-восстановительные реакции и потенциалы в аналитической химии, М., 1989;
Тодрес 3. В., Электронный перенос в органической и металлоорганической химии, в сб.: Итоги науки и техники. Сер. Органическая химия, т. 12, М., 1989. С. И. Дракин, З. В. Тодрес.

ru.wikipedia.org

Окислительно-восстановительные реакции. Видеоурок. Химия 11 Класс

Тема: Окислительно-восстановительные реакции

Урок: Окислительно-восстановительные реакции

Реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. Изменение степеней окисления происходит из-за перехода электронов от восстановителя к окислителю. Степень окисления – это формальный заряд атома, если считать, что все связи в соединении являются ионными.

Окислитель – это вещество, молекулы или ионы которого принимает электроны. Если элемент является окислителем, его степень окисления понижается.

О⁰₂+4е^—→ 2О^-2 (Окислитель, процесс восстановления)

Процесс приема веществами электронов называется восстановлением. Окислитель в ходе процесса восстанавливается.

Восстановитель – это вещество, молекулы или ионы которого отдают электроны. У восстановителя степень окисления повышается.

S⁰ -4е^— →S⁺⁴ (Восстановитель, процесс окисления)

Процесс отдачи электронов называется окислением. Восстановитель в ходе процесса окисляется.

Пример №1. Получение хлора в лаборатории

В лаборатории хлор получают из перманганата калия и концентрированной соляной кислоты. В колбу Вюрца помещают кристаллы перманганата калия. Закрывают колбу пробкой с капельной воронкой. В воронку наливается соляная кислота. Соляная кислота приливается из капельной воронки. Сразу же начинается энергичное выделение хлора. Через газоотводную трубку хлор постепенно заполняет цилиндр, вытесняя из него воздух. Рис. 1.

Рис. 1

На примере этой реакции рассмотрим, как составлять электронный баланс.

1. Запишем схему этой реакции:

KMnO₄ + HCI = KCI + MnCI₂ + CI₂ + H₂O

2. Расставим степени окисления всех элементов в веществах, участвующих в реакции:

K⁺Mn⁺⁷O^-2₄ + H⁺CI^— = K⁺CI^— + Mn⁺²CI^—₂ + CI⁰₂ + H⁺₂O^-2

Степени окисления поменяли марганец и хлор.

3. Составляем схему, отражающую процесс перехода электронов:

Mn⁺⁷+5е^—= Mn⁺² окислитель, процесс восстановление

2 CI^— -2е^— = CI⁰₂ восстановитель, процесс окисление

4. Уравняем число отданных и принятых электронов. Для этого находим наименьшее общее кратное для чисел 5 и 2. Это 10. В результате деления наименьшего общего кратного на число отданных и принятых электронов, находим коэффициенты перед окислителем и восстановителем.

Mn⁺⁷+5е^—= Mn⁺² 2

2 CI^— -2е^— = CI⁰₂5

5. Переносим коэффициенты в исходную схему и преобразуем уравнение реакции.

2KMnO₄ + ? HCI = ?KCI + 2MnCI₂ + 5CI₂ +? H₂O

Однако перед формулой соляной кислоты не поставлен коэффициент, так как не все хлоридные ионы участвовали в окислительно-восстановительном процессе. Метод электронного баланса позволяет уравнивать только ионы, участвующие в окислительно-восстановительном процессе. Поэтому нужно уравнять количество ионов, не участвующих в окислительно-восстановительной реакции. А именно катионов калия, водорода и хлоридных анионов. В результате получается следующее уравнение:

2KMnO₄ + 16 HCI = 2KCI + 2MnCI₂ + 5CI₂ + 8H₂O

Пример №2. Взаимодействие меди с концентрированной азотной кислотой. Рис. 2.

В стакан с 10 мл кислоты поместили «медную» монету. Быстро началось выделение бурого газа (особенно эффектно выглядели бурые пузырьки в еще бесцветной жидкости). Все пространство над жидкостью стало бурым, из стакана валили бурые пары. Раствор окрасился в зеленый цвет. Реакция постоянно ускорялась. Примерно через полминуты раствор стал синим, а через две минуты реакция начала замедляться. Монета полностью не растворилась, но сильно потеряла в толщине (ее можно было изогнуть пальцами). Зеленая окраска раствора в начальной стадии реакции обусловлена продуктами восстановления азотной кислоты.

Рис. 2

1. Запишем схему этой реакции:

Cu + HNO₃ = Cu (NO₃)₂ + NO₂↑ + H₂O

2. Расставим степени окисления всех элементов в веществах, участвующих в реакции:

Cu⁰ + H⁺N⁺⁵O^-2₃ = Cu⁺²(N⁺⁵O^-2₃)₂ + N⁺⁴O^-2₂↑ + H⁺₂O^-2

Степени окисления поменяли медь и азот.

3. Составляем схему, отражающую процесс перехода электронов:

N⁺⁵+е^—= N⁺⁴окислитель, процесс восстановление

Cu⁰ -2е^— = Cu⁺² восстановитель, процесс окисление

4. Уравняем число отданных и принятых электронов. Для этого находим наименьшее общее кратное для чисел 1 и 2. Это 2. В результате деления наименьшего общего кратного на число отданных и принятых электронов, находим коэффициенты перед окислителем и восстановителем.

N⁺⁵+е^—= N⁺⁴ 2

Cu⁰ -2е^— = Cu⁺²1

5. Переносим коэффициенты в исходную схему и преобразуем уравнение реакции.

Cu + ?HNO₃ = Cu (NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

Азотная кислота участвует не только в окислительно-восстановительной реакции, поэтому коэффициент сначала не пишется. В результате, окончательно получается следующее уравнение:

Cu + 4HNO₃ = Cu (NO₃)₂ + 2NO₂↑+ 2H₂O

Классификация окислительно-восстановительных реакций

1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции.

Это реакции, в которых окислителем и восстановителем являются разные вещества.

Н₂S^-2 + Cl⁰₂ → S⁰ + 2HCl^—

2. Внутримолекулярные реакции, в которых окисляющиеся и останавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2H⁺₂O^-2 → 2H⁰₂ + O⁰₂

3. Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) – реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

Cl⁰₂ + H₂O → HCl⁺O + HCl^—

4. Конпропорционирование (Репропорционирование) – реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления

5. N^-3H₄N⁺⁵O₃ → N⁺₂O + 2H₂O

Важнейшие окислители и восстановители.

Основные окислители и восстановители приведены в таблице 1.

*Восстановители*	*Окислители*
1. Простые вещества – металлы	1. Простые вещества – неметаллы: галогены, кислород, озон
2. Простые вещества – неметаллы (С, Н₂, Si)	2. Оксиды металлов в высоких степенях окисления CrO₃, Mn₂O₇, MnO₂, PbO₂
3. Пероксид водорода Н₂О₂	3. Пероксид водорода Н₂О₂
4. Оксиды неметаллов (NO, SO₂, CO и др.)	4. Кислородсодержащие кислоты и их соли: азотная, серная, марганцевая и др.
5. Кислородсодержащие кислоты: сернистая, азотистая, фосфористая и их соли	5. Соли кислот хрома: хроматы, дихроматы, кислородные кислоты хлора: хлорноватистая HClO, хлорноватая HClO₃, хлорная HClO₄и их соли.
6. Бескислородные кислоты: сероводородная, хлороводородная и др. и их соли	6. Соли некоторых металлов в высоких степенях окисления: AgNO₃, CuSO₄и др.
7. Соли, в которых металлы находятся не в высших степенях окисления: SnCl₂, FeSO₄, Cr₂(SO₄)₃,MnSO₄ и др.
8. Аммиак NH₃

Табл. 1. Основные окислители и восстановители

Факторы, влияющие на конечные продукты реакции

При протекании окислительно-восстановительных реакций, конечные продукты зависят от многих факторов.

· Состав реагирующих веществ

· Температура

· Концентрация

· Кислотность среды

Рассмотрим это в случае реакции с перманганатом калия. Продукты его восстановления зависят от кислотности среды, что можно изобразить схемой:

Например, при взаимодействии перманганата калия с нитритом калия в кислой среде

Красно-фиолетовая окраска раствора переходит в бесцветную окраску.

В нейтральной среде образуется MnO₂и окраска меняется с красно-фиолетовой на коричневую.

В щелочной среде при восстановлении перманганата калия образуется манганат калия K₂ MnO₄, который окрашен в зеленый цвет.

Окислительно-восстановительные процессы происходят в живых организмах, они широко распространены в природе: деятельность вулканов, грозовые разряды и др. многие технологические процессы основаны на окислении и восстановлении. Это и получение металлов, горение, синтез оксидов серы и азота при производстве кислот, получение аммиака.

Подведение итога урока

В ходе урока была изучена тема «Окислительно-восстановительные реакции». Вы узнали определение данных реакций, их отличия от реакций других типов. Вспомнили, что такое степень окисления, окислитель и восстановитель. Учились составлять схемы электронного баланса для окислительно-восстановительных реакций, познакомились с классификацией окислительно-восстановительных реакций.

Список литературы

1. Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.

2. Попель П.П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П.П. Попель, Л.С.Кривля. – К.: ИЦ «Академия», 2008. – 240 с.: ил.

3. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет

1. Internerurok.ru (Источник).

2. Hemi.nsu.ru (Источник).

3. Chemport.ru (Источник).

4. Химик (Источник).

Домашнее задание

1. №№1-3 (с. 162) Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

2. Почему аммиак проявляет только восстановительные свойства, а азотная кислота – только окислительные?

3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции получения азотной кислоты, используя метод электронного баланса: ?NO₂ + ?H₂O + O₂ = ?HNO₃

interneturok.ru

Таблица окислительно восстановительных реакций – Стандартные окислительные восстановительные потенциалы (Таблица)