1) Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫМИ РЕАКЦИЯМИ.

В окислительно-восстановительных реакциях электроны не уходят из сферы реакции, а передаются от одного элемента к другому.

Вещества, участвующие в окислительно-восстановительных реакциях, и у которых изменились степени окисления, являются либо окислителями, либо восстановителями.

ОКИСЛИТЕЛИ - это атомы, ионы или молекулы, которые принимают электроны.
ВОССТАНОВИТЕЛИ - это атомы, ионы или молекулы, которые отдают электроны.

2)Типичные восстановители и окислители.

Окислители:

1) вещества (оксиды, кислоты, соли) с максимально положительной степенью окисления входящего в них элемента.

Например: кислоты - HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, H₂Cr₂O₇;

соли - KСlO₄, KClO₃, KNO₃, KMnO₄, K₂Cr₂O₇;

оксиды -PbO₂, Mn₂O₇, CrO₃, N₂O₅

2) Самые активные неметаллы - фтор, кислород, озон

Восстановители:

1) Bсе металлы (они могут только отдавать электроны);

2) Bещества с минимально возможной (отрицательной) степенью окисления неметалла.

Например: водородные соединения - РН₃, HI, HBr, H₂S;

соли - KI, NaBr, K₂S.

Все остальные вещества в зависимости от условий могут быть как окислителями, так и восстановителями: например, Н₂О₂, KNO₂, SO₂, простые вещества-неметаллы (кроме фтора и кислорода) могут как принимать, так и отдавать электроны.

3) Процессы окисления и восстановления

В окислительно-восстановительной реакции различают два процесса:

окисление - процесс, в котором восстановитель отдает электроны;

восстановление - процесс, в котором окислитель принимает электроны.

Запомните: окислитель восстанавливается! восстановитель окисляется!

4) Что такое электронный баланс?

Уравнения окислительно-восстановительных реакций составляют, пользуясь методом ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА: число отданных и принятых электронов должно быть одинаково.

Пример: Н N⁺⁵O₃ + C⁰ 

Азотная кислота - типичный окислитель. Она восстанавливается до N⁺⁴O₂, углерод в этой реакции будет восстановителем, окислится до С⁺⁴О₂.

HN⁺⁵O₃ + C⁰  С⁺⁴О₂ + N⁺⁴O₂+ Н₂О

Составляем электронный баланс:

N⁺⁵ + 1е  N⁺⁴ 4 - окислитель

C⁰ - 4 е  С⁺⁴ 1 - восстановитель

Таким образом, в уравнении реакции перед оксидом азота и азотной кислотой должен стоять коэффициент 4, а перед углеродом и углекислым газом - 1. Остаётся уравнять воду.

4HNO₃ + C à СО₂ + 4NO₂+ 2Н₂О

Главные схемы окислительно-восстановительных переходов

KMnO₄

(малиновый раствор)

+ восстановитель

кислая среда:

Mn²⁺

(MnCl₂, MnSO₄)

обесцвечивание

нейтральная среда:

Mn ⁺⁴

(MnO₂↓ бурый осадок)

щелочная среда:

Mn⁺⁶

(K₂MnO₄,

зеленый раствор)

Сr ⁺⁶

Cr⁺³

K₂Cr₂O₇

(дихромат) или

K₂CrO₄(хромат)

CrCl₃, Cr₂(SO₄)₃

в кислой среде

+восстановители

Cr(OH)₃

в нейтральной среде

K₃[Cr(OH)₆]

в щелочной среде

Во что переходят восстановители в реакциях с KMnO₄ или K₂Cr₂O₇?

а) S^2-, I^-, Br^-, Cl^-  переходят в Э⁰

б) Р^-3, As^-3  +5

в) N⁺³,S⁺⁴, P⁺³, и т.п.  в высшую степень окисления

(соль или кислота)

Примеры реакций:

2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 3H₂SO_{4(кислая среда)}  2MnSO₄ + 5O₂ + K₂SO₄ + 8H₂O

K₂Cr₂O₇ + 3KNO₂ + 4H₂SO_{4(кислая среда)}  Cr₂(SO₄)₃ + 3KNO₃ + K₂SO₄ + 4H₂O

Разложение нитратов (по ряду активности металлов!).

1. Металлы левее магния кроме лития.

2KNO₃ → ^t 2КNO₂ + O₂

нитрит металла + кислород

2. От магния

до меди включительно+ литий

2Mg(NO₃)₂→ ^t 2MgO + 4NO₂ + O₂

оксид

металла* + NO₂+ O₂

3. Правее меди

2AgNO₃ → ^t 2Ag + 2NO₂ + O₂

металл + NO₂ + O₂

*оксид металла в наиболее устойчивой степени окисления.

*Пассивация - металлы не реагируют с конц. кислотой без нагревания из-за наличия плотной оксидной плёнки

** Магний и кальций с кислотой любой концентрации восстанавливают её до N₂O!

* сульфат металла В НАИМЕНЬШЕЙ степени окисления

**Пассивация - металлы не реагируют с конц. кислотой без нагревания из-за наличия плотной оксидной плёнки.

*** Сероводород получается при взаимодействии щелочных металлов.

Вещества с двойственной природой:

Пероксид водорода:

Н₂О₂ + окислитель  O₂

+ восстановитель  Н₂О или ОН^-

Нитриты щелочных металлов и аммония:

КNO₂ + окислитель  KNO₃

+ восстановитель  NO

Примеры реакций:

H₂O₂ + 2KI + H₂SO₄  I₂ + K₂SO₄ + 2H₂O (пероксид - окислитель)

5H₂O₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄  5O₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O (пероксид - восстановитель)

KNO₂ + H₂O₂  KNO₃ + H₂O (нитрит - восстановитель)

2KNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄  2NO + I₂ + 2K₂SO₄ + 2H₂O (нитрит - окислитель)

Реакции диспропорционирования - реакции, в которых один и тот же элемент и отдает и принимает электроны.

Например, в реакции: Cl₂⁰+ KOH  KCl^-1 + KCl⁺⁵O₃ + H₂O - простое вещество хлор Cl₂⁰ и принимает электроны, переходя в -1 , и отдает, переходя в устойчивую степень окисления +5

Диспропорционирование неметаллов - серы, фосфора, галогенов (кроме фтора)

Сера + щёлочь  2 соли, сульфид и сульфит металла (реакция идёт при кипячении)

S⁰  S^-2 и S⁺⁴

Фосфор + щелочь  фосфин РН₃ и соль ГИПОФОСФИТ КН₂РО₂(реакция идёт при кипячении)

Р⁰  Р^-3 и Р⁺¹

Хлор + вода (без нагревания) 2 кислоты, HCl, HClO

Хлор + щелочь (без нагревания) 2 соли, КCl и КClO и вода

Cl₂⁰  Cl^- и Cl⁺

Бром, йод + вода  2 кислоты, HBr, HBrO₃

Хлор + щелочь (при нагревании) 2 соли, КCl и КClO₃ и вода

Бром, йод + щелочь  две соли и вода.

Cl₂⁰  Cl^- и Cl⁺⁵

Br₂⁰  Br ⁻ и Br⁺⁵

Диспропорционирование оксида азота (IV) и солей

NO₂ + вода 2 кислоты, азотная и азотистая

NO₂ + щелочь  2 соли, нитрат и нитрит

N⁺⁴  N⁺³ и N⁺⁵

K₂SO₃ -(t) сульфид и сульфат калия

S⁺⁴  S^-2 и S⁺⁶

KClO₃ -(t)(без катализатора)  2 соли, хлорид и перхлорат КСlO₄

Cl⁺⁵  Cl^- и Cl⁺⁷