какие свойства окислительные или восстановительные могут проявлять атомы и ионы металлов

§ 11. Химические свойства металлов

В химических реакциях металлы проявляют только восстановительные свойства, т. е. их атомы отдают электроны, образуя в результате положительные ионы. Окислителями при этом могут выступать неметаллы (кислород, галогены, сера и др.), катионы водорода Н + и катионы других металлов.

С кислородом воздуха легко взаимодействуют щелочные и щёлочноземельные металлы (поэтому их хранят под керосином):

Железо, цинк, медь и другие менее активные металлы энергично окисляются кислородом только при нагревании:

Золото и платиновые металлы не окисляются кислородом воздуха ни при каких условиях.

Как вы уже знаете, металлы образуют с неметаллами бинарные соединения — оксиды, хлориды, сульфиды, фосфиды и т. д., например:

Щелочные и щёлочноземельные металлы легко реагируют с водой, восстанавливая катионы водорода до свободного водорода, и образуют при этом растворимые основания — щёлочи:

Менее активные металлы, например железо, взаимодействуют с водой только в раскалённом виде:

При этом, как и при горении железа, получается оксид состава Fe₃O₄ (железная окалина), который представляет собой смесь двух оксидов FeO • Fe₂O₃.

По восстановительной способности, как вы уже знаете, металлы располагают в ряд, который называют электрохимическим рядом напряжений:

К, Са, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, (H₂), Cu, Hg, Ag, Au.

Как вы, очевидно, помните из курса химии 8 класса, из положения металлов в ряду напряжений вытекают два правила, характеризующие химические свойства металлов. Повторим их.

1. Металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, вытесняют его из растворов кислот (рис. 35), а стоящие правее, как правило, не вытесняют водород из растворов кислот:

Рис. 35. Взаимодействие цинка с соляной кислотой

2. Каждый металл вытесняет из растворов солей другие металлы, находящиеся правее него в ряду напряжений, и сам может быть вытеснен металлами, расположенными левее, например (рис. 36):

Рис. 36.
Взаимодействие меди с раствором нитрата серебра

Это правило также имеет поправки, аналогичные таковым к первому правилу, а именно — правило соблюдается при условии образования растворимой соли; правило не распространяется на щелочные металлы.

Лабораторный опыт № 12
Взаимодействие растворов кислот и солей с металлами

Задания для самостоятельной работы

Вопросы и задания

Какое вещество проявляет в этой реакции восстановительные свойства?

Источник

Окислительно-восстановительные свойства элементов в Периодической таблице

Окислительно-восстановительные реакции могут проходить только при условии, что исходные компоненты содержат атомы, молекулы или ионы, обладающие противоположными способностями принимать или отдавать электроны.

В приведенной реакции хлор и фосфор изменяют свои степени окисления:

В периодической таблице Менделеева четко прослеживается закономерность изменения окислительно-восстановительных свойств элементов:

На рисунке ниже показана примерная принадлежность элементов к восстановителям (голубой цвет) и окислителям (красный цвет).

С окислительно-восстановительными свойствами элементов в периодической таблице в общем чертах понятно. Теперь скажем пару слов о ионах.

А что же с окислительно-восстановительными свойствами сложных веществ?

При взаимодействии сложных веществ следует обращать внимание на те элементы, которые в ходе реакции меняют свою степень окисления (если таковых нет, то и реакция не является окислительно-восстановительной).

Рассмотрим вкратце вещества, которые могут проявлять и восстановительные, и окислительные свойства, в зависимости от условий реакции и других взаимодействующих веществ.

Оксид серы (IV) в некоторых случаях играет роль восстановителя, например, окисляясь кислородом, но в металлургии оксид серы используют в реакции извлечения серы из отходящих газов, где оксид серы проявляет свойства окислителя:

Пероксид водорода H₂O₂, как восстановитель применяется для дезинфекции, травления германиевых пластинок при изготовлении полупроводниковых приборов. Окислительные свойства пероксида водорода используют при отбеливании пуха, пера, мехов, тюли, волос.

В реакции с кислородом сернистая кислота выступает восстановителем, поскольку кислород является более сильным окислителем:

Не последнюю роль на окислительно-восстановительные свойства веществ оказывает среда, в которой протекает химическая реакция:

Перманганат калия KMnO₄ является окислителем в любой среде:

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

Источник

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции — это химические реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления у атомов реагирующих веществ. При этом некоторые частицы отдают электроны, а некоторые получают.

Окислители и восстановители

Окислители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые принимают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления окислителя понижается. Окислители при этом восстанавливаются.

Восстановители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые отдают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления восстановителя повышается. Восстановители при этом окисляются.

Химические вещества можно разделить на типичные окислители, типичные восстановители, и вещества, которые могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства. Некоторые вещества практически не проявляют окислительно-восстановительную активность.

К типичным окислителям относят:

Типичные восстановители – это, как правило:

Большинство остальных веществ может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Типичные окислители и восстановители приведены в таблице.

В лабораторной практике наиболее часто используются следующие окислители :

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции обычно разделяют на четыре типа: межмолекулярные, внутримолекулярные, реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), и реакции контрдиспропорционирования.

C 0 + 4H N +5 O_3(конц) = C +4 O₂ ↑ + 4 N +4 O₂ ↑+ 2H₂O.

Внутримолекулярные реакции – это такие реакции, в которых разные элементы из одного реагента переходят в разные продукты, например:

Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) – это такие реакции, в которых окислитель и восстановитель – один и тот же элемент одного реагента, который при этом переходит в разные продукты:

3Br₂ + 6 KOH → 5KBr + KBrO₃ + 3 H₂O,

Репропорционирование (конпропорционирование, контрдиспропорционирование ) – это реакции, в которых окислитель и восстановитель – это один и тот же элемент, который из разных реагентов переходит в один продукт. Реакция, обратная диспропорционированию.

Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции сопровождаются процессами окисления и восстановления:

Окисление — это процесс отдачи электронов восстановителем.

Восстановление — это процесс присоединения электронов окислителем.

В окислительно-восстановительных реакциях соблюдается электронный баланс: количество электронов, которые отдает восстановитель, равно количеству электронов, которые получает окислитель. Если баланс составлен неверно, составить сложные ОВР у вас не получится.

Используется несколько методов составления окислительно-восстановительных реакций (ОВР): метод электронного баланса, метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций) и другие.

«Опознать» ОВР довольно легко — достаточно расставить степени окисления во всех соединениях и определить, что атомы меняют степень окисления:

Выписываем отдельно атомы элементов, меняющих степень окисления, в состоянии ДО реакции и ПОСЛЕ реакции.

Степень окисления меняют атомы марганца и серы:

Mn +7 + 1e = Mn +6

Марганец поглощает 1 электрон, сера отдает 2 электрона. При этом необходимо, чтобы соблюдался электронный баланс. Следовательно, необходимо удвоить число атомов марганца, а число атомов серы оставить без изменения. Балансовые коэффициенты указываем и перед реагентами, и перед продуктами!

Схема составления уравнений ОВР методом электронного баланса:

Внимание! В реакции может быть несколько окислителей или восстановителей. Баланс необходимо составить так, чтобы ОБЩЕЕ число отданных и полученных электронов было одинаковым.

Общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций

Самый очевидный фактор, определяющий — среда раствора реакции — кислая, нейтральная или щелочная. Как правило (но не обязательно), вещество, определяющее среду, указано среди реагентов. Возможны такие варианты:

Среда протекания реакции позволяет определить состав и форму существования остальных продуктов ОВР. Основной принцип — продукты образуются такие, которые не взаимодействуют с реагентами!

Обратите внимание! Е сли среда раствора кислая, то среди продуктов реакции не могут присутствовать основания и основные оксиды, т.к. они взаимодействуют с кислотой. И, наоборот, в щелочной среде исключено образование кислоты и кислотного оксида. Это одна из наиболее частых, и наиболее грубых ошибок.

При увеличении температуры большинство ОВР, как правило, проходят более интенсивно и более глубоко.

Рассмотрим наиболее типичные лабораторные окислители.

Основные схемы окислительно-восстановительных реакций

Схема восстановления перманганатов

В составе перманганатов есть мощный окислитель — марганец в степени окисления +7. Соли марганца +7 окрашивают раствор в фиолетовый цвет.

Перманганаты, в зависимости от среды реакционного раствора, восстанавливаются по-разному.

3 K₂S + 2 KMnO₄ + 4 H₂O = 2 MnO₂↓ + 3 S↓ + 8 KOH,

Распространенной ошибкой в этой реакции является указание на взаимодействие серы и щелочи в продуктах реакции. Однако, сера взаимодействует с щелочью в довольно жестких условиях (повышенная температура), что не соответствует условиям этой реакции. При обычных условиях правильно будет указывать именно молекулярную серу и щелочь отдельно, а не продукты их взаимодействия.

При составлении этой реакции также возникают трудности. Дело в том, что в данном случае написание молекулы среды (КОН или другая щелочь) в реагентах не требуется для уравнивания реакции. Щелочь принимает участие в реакции, и определяет продукт восстановления перманганата калия, но реагенты и продукты уравниваются и без ее участия. Этот, казалось бы, парадокс легко разрешим, если вспомнить, что химическая реакция — это всего лишь условная запись, которая не указывает на каждый происходящий процесс, а всего лишь является отображением суммы всех процессов. Как определить это самостоятельно? Если действовать по классической схеме — баланс-балансовые коэффициенты-уравнивание металла, то вы увидите, что металлы уравниваются балансовыми коэффициентами, и наличие щелочи в левой части уравнения реакции будет лишним.

Перманганаты окисляют:

KMnO₄ + неМе (низшая с.о.) = неМе 0 + другие продукты

KMnO₄ + неМе (промежуточная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты

KMnO₄ + Ме 0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты

Схема восстановления хроматов/бихроматов

Соединения хрома VI окисляют:

Хромат/бихромат + неМе (отрицательная с.о.) = неМе 0 + другие продукты

Хромат/бихромат + неМе (промежуточная положительная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты

Хромат/бихромат + Ме 0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты

Хромат/бихромат + P, As (отрицательная с.о.) = P, As +5 + другие продукты

Разложение нитратов

Например:

Активные металлы в природе встречаются в виде солей (KCl, NaCl).

Металлы средней активности чаще всего в природе встречаются в виде оксидов (Fe₂O₃, Al₂O₃ и др.).

Неактивные металлы в природе встречаются в виде простых веществ.

Некоторые исключения!

Разложение нитрата аммония :

При нагревании нитрат аммония разлагается. При температуре до 270 о С образуется оксид азота (I) («веселящий газ») и вода:

Результирующая степень окиcления азота — среднее арифметическое степени окисления атомов азота в исходной молекуле.

При более высокой температуре оксид азота (I) разлагается на простые вещества — азот и кислород :

При разложении нитрита аммония NH₄NO₂ также происходит контрдиспропорционирование.

Термическое разложение нитрата марганца (II) сопровождается окислением металла:

Нитрат железа (II) при низких температурах разлагается до оксида железа (II), при нагревании железо окисляется до степени окисления +3:

Нитрат никеля (II) разлагается до нитрита при нагревании до 150 о С под вакуумом и до оксида никеля при более высоких температурах (разложения нитрата никеля в ЕГЭ по химии не должно быть, но это не точно)).

Окислительные свойства азотной кислоты

Это связано с тем, что в составе кислоты есть очень сильный окислитель — азот в степени окисления +5. При взаимодействии с восстановителями — металлами образуются различные продукты восстановления азота.

Азотная кислота + металл = соль металла + продукт восстановления азота + H₂O

Некоторые закономерности позволят верно определять основной продукт восстановления металлами азотной кислоты в реакции:

пассивация металлов — это перевод поверхности металла в неактивное состояние за счет образования на поверхности металла тонких слоев инертных соединений, в данном случае преимущественно оксидов металлов, которые не реагируют с концентрированной азотной кислотой

Для приближенного определения продуктов восстановления азотной кислоты при взаимодействии с разными металлами я предлагаю воспользоваться принципом маятника. Основные факторы, смещающие положение маятника: концентрация кислоты и активность металла. Для упрощения используем 3 типа концентраций кислоты: концентрированная (больше 30%), разбавленная (30% или меньше), очень разбавленная (меньше 5%). Металлы по активности разделим на активные (до алюминия), средней активности (от алюминия до водорода) и неактивные (после водорода). Продукты восстановления азотной кислоты располагаем в порядке убывания степени окисления:

Чем активнее металл, тем больше мы смещаемся вправо. Чем больше концентрация или меньше степень разбавления кислоты, тем больше мы смещаемся влево.

Взаимодействие металлов с серной кислотой

Например :

Концентрированная серная кислота взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода.

H₂SO_{4 (конц)} + металл = соль металла + продукт восстановления серы (SO₂, S, H₂S) + вода

Основные принципы взаимодействия концентрированной серной кислоты с металлами:

1. Концентрированная серная кислота пассивирует алюминий, хром, железо при комнатной температуре, либо на холоду;

2. Концентрированная серная кислота не взаимодействует с золотом, платиной и палладием ;

3. С неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV).

Cu 0 + 2H₂ S +6 O_4(конц) = Cu +2 SO₄ + S +4 O₂ + 2H₂O

4. При взаимодействии с активными металлами и цинком концентрированная серная кислота образует серу S либо сероводород H₂S 2- (в зависимости от температуры, степени измельчения и активности металла).

Пероксид водорода

При взаимодействии с окислителями перекись окисляется до молекулярного кислорода (степень окисления 0): O₂. Например :

Источник

§ 11. Химические свойства металлов

В химических реакциях металлы проявляют только восстановительные свойства, т. е. их атомы отдают электроны, образуя в результате положительные ионы. Окислителями при этом могут выступать неметаллы (кислород, галогены, сера и др.), катионы водорода Н + и катионы других металлов.

С кислородом воздуха легко взаимодействуют щелочные и щёлочноземельные металлы (поэтому их хранят под керосином):

Железо, цинк, медь и другие менее активные металлы энергично окисляются кислородом только при нагревании:

Золото и платиновые металлы не окисляются кислородом воздуха ни при каких условиях.

Как вы уже знаете, металлы образуют с неметаллами бинарные соединения — оксиды, хлориды, сульфиды, фосфиды ит. д., например:

Щелочные и щёлочноземельные металлы легко реагируют с водой, восстанавливая катионы водорода до свободного водорода, и образуют при этом растворимые основания — щёлочи:

Менее активные металлы, например железо, взаимодействуют с водой только в раскалённом виде:

При этом, как и при горении железа, получается оксид состава Fe₃O₄ (железная окалина), который представляет собой смесь двух оксидов FeO • Fe₂O₃.

По восстановительной способности, как вы уже знаете, металлы располагают в ряд, который называют электрохимическим рядом напряжений:

К, Са, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, (H₂), Cu, Hg, Ag, Au.

Как вы, очевидно, помните из курса химии 9 класса, из положения металлов в ряду напряжений вытекают два правила, характеризующие химические свойства металлов. Повторим их.

1. Металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, вытесняют его из растворов кислот (рис. 35), а стоящие правее, как правило, не вытесняют водород из растворов кислот:

2. Каждый металл вытесняет из растворов солей другие металлы, находящиеся правее него в ряду напряжений, и сам может быть вытеснен металлами, расположенными левее, например (рис. 36):

Это правило также имеет поправки, аналогичные таковым к первому правилу, а именно — правило соблюдается при условии образования растворимой соли; правило не распространяется на щелочные металлы.

1. Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.

2. Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока — сделайте сообщение по ключевым словам и слово-сочетаниям следующего параграфа.

1. Определите число электронов, которое отдают три атома железа молекуле воды в реакции образования железной окалины.

2. Вычислите объём воздуха (н. у.), который потребуется для сжигания 36 г магния. (Напоминаем, что объёмная доля кислорода в воздухе равна 0,21.)

3. Вычислите объём водорода (н. у.), который может быть получен при растворении в воде 120 мг кальция, если выход газа составляет 80% от теоретически возможного.

4. Почему щелочные и щёлочноземельные металлы хранят под керосином? Почему литий, в отличие от натрия и калия, хранят в вазелине?

5. Методом электронного баланса определите коэффициенты в уравнении реакции, схема которого:

Какой ион проявляет в этой реакции окислительные свойства?

6. Можно ли получить водород при взаимодействии свинца с раствором серной кислоты?

7. Методом электронного баланса определите коэффициенты в уравнении реакции, схема которой:

Источник