Серебро восстановитель или окислитель

Элементы, находящиеся в высшей степени окисления, могут только восстанавливаться, так как их атомы способны лишь принимать электроны: сера в СО = +6 (Н2SO4), азот +5 (HNO3 и нитраты), марганец +7 (перманганаты), хром +6 (хроматы и дихроматы), свинец +4 (PbO2) и др.

Элементы, находящиеся в низшей степени окисления, могут только окисляться, поскольку их атомы способны лишь отдавать электроны: сера в СО = -2 (H2S и сульфиды), азот -3 (NH3 и его производные), иод -1 (HI и иодиды) и др.

Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, обладают окислительно-восстановительной двойственностью. Такие вещества способны и принимать и отдавать электроны, в зависимости от партнера, с которым они взаимодействуют, и от условий проведения реакции.

Представим наиболее важные окислители и восстановители.

1. Окислительные свойства характерны для типичных неметаллов (F2, Cl2, Br2, I2, O2) в элементарном состоянии. Галогены, выступая в качестве окислителей, приобретают СО = -1, причем от фтора к иоду окислительные свойства ослабевают:

ОВР: типичные окислители и восстановители

Кислород, восстанавливаясь, переходит в состояние окисленности -2 (H2O или ОН — ):

2. Среди кислородсодержащих кислот и их солей к наиболее важным окислителям относятся KMnO4, K2CrO4, K2Cr2O7, концентрированная H2SO4, НNО3 и нитраты, кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли.

Перманганат калия, проявляя окислительные свойства за счет Mn(VII), восстанавливается до разных продуктов в зависимости от кислотности среды: в кислой среде – до Mn 2+ , в нейтральной и слабощелочной – до MnО2 (СО = +4), в сильнощелочной – до манганат-иона MnО4 2- (СО = +6):

Хромат и дихромат калия выступают в роли окислителей в кислой среде, восстанавливаясь до иона Cr 3+ . Поскольку в кислой среде равновесие

смещено вправо, то окислителем служит ион Cr2O7 2- :

Концентрированная серная кислота проявляет окислительные свойства за счет серы в степени окисления +6, которая может восстанавливаться до степени окисления +4 (SО2), 0 (S) или -2 (Н2S). Состав продуктов восстановления определяется главным образом активностью восстановителя, а также соотношением количеств восстановителя и серной кислоты, концентрацией кислоты и температурой системы. Чем активнее восстановитель и выше концентрация кислоты, тем более глубоко протекает восстановление. Так, малоактивные металлы (Cu, Sb и др.), а также бромоводород и некоторые неметаллы восстанавливают концентрированную серную кислоту до SO2:

Активные металлы (Mg, Zn и др.) восстанавливают концентрированную серную кислоту до свободной серы или сероводорода (иногда при восстановлении серной кислоты одновременно образуются в различных соотношениях H2S, S, SO2):

Азотная кислота проявляет окислительные свойства за счет азота в степени окисления +5, причем окислительная способность HNO3 усиливается с ростом ее концентрации. В концентрированном состоянии азотная кислота окисляет большинство элементов до их высшей степени окисления. Состав продуктов восстановления HNO3 зависит от активности восстановителя и концентрации кислоты: чем активнее восстановитель и более разбавлена кислота, тем глубже протекает восстановление азота:

ОВР для чайников — Как определить Окислитель и Восстановитель #shorts #youtubeshorts

Поэтому при взаимодействии концентрированной HNO3 с неметаллами или малоактивными металлами образуется диоксид азота:

При действии более разбавленной азотной кислоты на малоактивные металлы может выделиться оксид азота (II):

а в случае активных металлов – оксид азота(I) или свободный азот (в подобных случаях образуется смесь продуктов восстановления HNO3):

Сильно разбавленная азотная кислота при действии ее на активные металлы может восстанавливаться до иона аммония, образующего с кислотой нитрат аммония:

В отличие от иона SO4 2- , ион NO3 — проявляет окислительные свойства не только в кислой среде, но и в щелочной. При этом в растворах ион NO3 — восстанавливается активными металлами до NH3

а в расплавах – до соответствующих нитритов:

Кислородсодержащие кислоты галогенов (например, HClO, HClO3, HВrO3, HIO3) и их соли, действуя в качестве окислителей, обычно восстанавливаются до степени окисления галогена -1 (в случае хлора и брома) или 0 (в случае йода):

KBrO + MnCl2 + 2KOH = KBr + MnO2 + 2KCl + H2O

3. Водород в степени окисления +1 выступает как окислитель преимущественно в растворах кислот (как правило, при взаимодействии с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода):

Однако при взаимодействии с сильными восстановителями в качестве окислителя может проявлять себя и водород, входящий в состав воды:

4. Ионы металлов, находящихся в высшей степени окисления (Fe 3+ ,Cu 2+ ,Hg 2+ ), выполняя функцию окислителей, превращаются в ионы с более низкой степенью окисления:

2)Восстановители

1. Среди элементарных веществ к типичным восстановителям принадлежат активные металлы (щелочные и щелочноземельные, цинк, алюминий, железо и др.), а также некоторые неметаллы, такие как водород, углерод, фосфор, кремний. При этом в кислой среде металлы окисляются до положительно заряженных ионов, а в щелочной среде те металлы, которые образуют амфотерные гидроксиды (цинк, алюминий, олово), входят в состав отрицательно заряженных анионов или гидроксокомплексов. Углерод чаще всего окисляется до СО или СО2, а фосфор, при действии сильных окислителей, — до Н3РО4.

2. В бескислородных кислотах (HCl, HBr, HI, H2S) и их солях носителями восстановительной функции являются анионы, которые, окисляясь, обычно образуют элементарные вещества. В ряду галогенид-ионов восстановительные свойства усиливаются от ионов хлора до ионов йода.

3. Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, содержащие ион Н — , проявляют восстановительные свойства, легко окисляясь до свободного водорода:

4. Металлы в низшей степени окисления (ионы Sn 2+ , Fe 2+ , Cu + , Hg2 2+ ) взаимодействуя с окислителями, способны повышать свою степень окисления:

3)Окислительно-восстановительная двойственность

1. Йод в свободном состоянии, несмотря на более выраженную окислительную функцию, способен при взаимодействии с сильными окислителями играть роль восстановителя:

Кроме того, в щелочной среде для всех галогенов, исключая фтор, характерны реакции диспропорционирования:

Cl2 + 2KOH = KClO + KCl + H2O (на холоду)

3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3H2O (при нагревании)

2. Пероксид водорода Н2О2 содержит кислород в степени окисления -1, который в присутствии восстановителей может понижать степень окисления до -2, а при взаимодействии с окислителями способен повышать степень окисления и превращаться в свободный кислород:

3. Азотистая кислота и нитриты, выступая в качестве восстановителей за счет иона NO2 — , окисляются до азотной кислоты или ее солей:

Действуя в качестве окислителя, ион NO2 — восстанавливается обычно до NO, а в реакциях с сильными восстановителями – до более низких степеней окисления азота:

Источник: studopedia.su

Важнейшие восстановители и окислители (коротко и подробно)

Важнейшие восстановители и окислители (коротко и подробно). Окислители и восстановители.

Краткий перечень важнейших окислителей и восстановителей (подробные перечни — см. ниже):

• Металлы,
• Водород,
• Уголь,
• Окись углерода (II) (CO)
• Сероводород (H2S),
• Оксид серы (IV) (SO2),
• Cернистая кислота H2SO3 и ее соли,
• Галогеноводородные кислоты и их соли,
• Катионы металлов в низших степенях окисления:
  SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3,
• Азотистая кислота HNO2,
• Аммиак NH3,
• Гидразин NH2NH2,
• Оксид азота(II) (NO),
• Катод при электролизе.

• Галогены,
• Перманганат калия(KMnO4)
• манганат калия (K2MnO4)
• оксид марганца (IV) (MnO2)
• Дихромат калия (K2Cr2O7)
• хромат калия (K2CrO4)
• Азотная кислота (HNO3)
• Серная кислота (H2SO4) концентрированная
• Оксид меди(II) (CuO)
• оксид свинца(IV) (PbO2)
• оксид серебра (Ag2O)
• пероксид водорода (H2O2)
• Хлорид железа(III) (FeCl3),
• Бертоллетова соль (KClO3)
• Анод при электролизе.

Подробный перечень окислителей — таблица. Окислители.

No	Окислитель	Восстановленная форма	Среда	Примечания
1.	KMnO4	Mn 2+	кислая	—
		MnO2	нейтральная или слабощёлочная
		MnO4 2 —	сильнощёлочная
2.	MnO2	Mn 2+	—	—
3.	K2Cr2O7	Cr 3+	кислая или нейтральная	в нейтральной возможны Cr(OH)3 или [Cr(OH)6] 3-
		CrO 2-	щелочная
4.	K2CrO4 Na2CrO4	Cr 3+	кислая или нейтральная	в нейтральной возможны Cr(OH)3 или [Cr(OH)6] 3-
		CrO2 —	щелочная
5	CrO3	Cr 3+	кислая или нейтральная	в нейтральной возможны Cr(OH)3 или [Cr(OH)6] 3-
		CrO2-	щелочная
6.	HNO3разбавл.	NO	—	с малоактивными металлами и неметаллами
	HNO3 оч. разбавл.	NH3 или NH4 +		С щёлочными или щелочноземельными металлами
	HNO3 конц.	N2O		с активными металлами
		NO3		с неактивными металлами и неметаллами
7.	NaNO3	NH3	—	C Al и Zn
8.	HNO2	NO	—	—
9.	KNO2	NO	—	—
10.	H2SO4 разбавл.	H2	—	с металлами левее водорода
	H2SO4 конц.	SO2		с малоактивными металлами и неметаллами
		H2S		с активными металлами.
		S		с остальными металлами
11.	Соли	М	малоактивные металлы
	MхAnу	Мп+(п <у)	металлы средней активности
	AgNO3	Ag	—	—
	Ag2O	Ag
	AuCl3	Au
	HgCl2	Hg+
	FeCl3	Fe 2+
	CrCl3	Cr 3+
	SnCl4	Sn 2+
	CuCl2	Cu 2+
12	H2O2	H2O	кислая или нейт.	—
		2OH­	щелочная
13.	Cl2	Cl-	—	—
14.	Br2	Br-	—	—
15.	I2	I-	—	—
16.	HClO	Cl-	—	Возможно Cl2
17.	HBrO	Br-	—	Возможно Br2
18.	HIO	I-	—	Возможно I2
19.	HClO2	Cl-	—	—
20.	HClO3	Cl­-	—	Возможно Cl2
21.	HBrO2	Br-	—	Возможно Br2
22.	HIO3	I-	—	Возможно I2
23.	O2	O 2- (H2O)	—	—
24.	O3	O2	—	—
25.	PbO2	Pb 2+	кислая	—
		PbO2 2-	щелочная
26.	SbCl5	SbCl3	—	—
27.	CaOCl2	Cl-	—	—
28.	H3PO3	P или PH3	—	—
29.	Na2SO3	S	—	—
30.	N2H4	NH3	—	—

Подробный перечень восстановителей — таблица. Восстановители.

No п/п	Восстановитель	Окисленная форма	Среда	Примечания
1.	Al	Al3+	кислая	—
		[Al(OH)4]-	щелочная	в растворе
		AlO2-	щелочная	сплавление
2.	Zn	Zn2+	кислая	—
		[Zn(OH)4]-	щелочная	в растворе
		ZnO22-	щелочная	сплавление
3.	Pb	Pb 2+	кислая	—
		PbO2 2-	щелочная
4.	H2	H+	—	—
5.	S	SO2	—	при обжиге
		SO4 2-		в растворе
		SO3 2-		чаще SO4 2-
6.	C	CO	—	недостаток О2 — обжиг
		CO2		избыток О2 — обжиг
		CO3 2-		в растворе
7.	P	P2O3	—	недостаток O2 — обжиг
		P2O5		избыток O2 — обжиг
		PO43-		в растворе
8.	NH3	NO	—	возможно N2 или NO2
9.	HCl, HBr, HI	Cl2, Br2, I2	—	—
10.	Соли Mn2+	MnO4 —	кислая	—
		MnO2	нейтральная
		MnO4 2-	щелочная
11.	MnO2	MnO4 —	кислая	—
		MnO4 2-	щелочная
12.	Соли Cr2+	Cr3+	кислая	—
		CrO2 —	щелочная
13.	PH3	PO43-	—	—
14.	KClO3	ClO4-	—	нетипичен
15.	As2O3	AsO4 3-	—	в растворе
		As2O5		обжиг
16.	HNO2	NO3 —	—	с сильным окислителителем
17.	KNO2	NO3 —	—	—
18.	Соли Fe2+	Fe 3+	—	—
		FeO4 2-		с сильным окислителем
19.	Соли Cr 3+	Cr2O7 2-	кислая или нейтральная	—
		CrO4 2-	щелочная
20.	KCrO2	CrO4 2-	—	—
21.	H2S	S	—	SO2 или SO4 2-
22.	Na2S	S	—	иногда SO4 2-
23.	H2SO3	SO4 2-	—	—
24.	K2SO3	SO4 2-	—	—
25.	CuCl	CuCl2	—	—
26.	SnCl2	Sn 4+	—	—
27.	H3PO3	PO4 3-	—	—
28.	H2O2	O2	—	—
29.	I2	IO3 —	—	—
30.	Cl2	ClO3 —	—	—
31.	Br2	Br3 —	—	—
32.	N2H4	N2	—	—

Поиск в инженерном справочнике DPVA. Введите свой запрос:

Дополнительная информация от Инженерного cправочника DPVA, а именно — другие подразделы данного раздела:

Поиск в инженерном справочнике DPVA. Введите свой запрос:

Если Вы не обнаружили себя в списке поставщиков, заметили ошибку, или у Вас есть дополнительные численные данные для коллег по теме, сообщите , пожалуйста.
Вложите в письмо ссылку на страницу с ошибкой, пожалуйста.

Консультации и техническая
поддержка сайта: Zavarka Team

Источник: dpva.ru

Серебро восстановитель или окислитель

Репетитор по химии и биологии

Максим Щербаков

Первый МГМУ им. И.М. Сеченова

выпускник репетитора В.Богуновой

Алексей Нерушай

РНИМУ им. Н.И. Пирогова

выпускник репетитора В.Богуновой

Анна Авдеева

Первый МГМУ им. И.М. Сеченова

выпускница репетитора В.Богуновой

Дарья Переделкина

МГМСУ, лечебный факультет

выпускница репетитора В.Богуновой

Елена Акопова

РНИМУ им. Н.И. Пирогова

выпускница репетитора В.Богуновой

Анастасия Храмченкова

Первый МГМУ им. И.М. Сеченова

выпускница репетитора В.Богуновой

Виктория Кислова

Первый МГМУ им. И.М. Сеченова

выпускница репетитора В. Богуновой

Екатерина Полякова

Первый МГМУ им. И.М. Сеченова

выпускница репетитора В. Богуновой

Изучаем Х-ОбХ-09

Окислительно-восстановительные реакции

· Рекомендация 3

· Кислородные соединения галогенов

· Азотная кислота — окислитель

· Серная кислота (концентрированная) — окислитель

· Пероксид водорода — окислитель (и восстановитель)

· ОВР с органическими восстановителями

· Нестандартные ОВР

· Комбинированные задачи с ОВР

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления элементов. ОВР протекают с участием окислителя и восстановителя, и состоят из двух противоположных процессов:

1) Окисление — процесс отдачи электронов (восстановитель отдает электроны окислителю, восстановитель окисляется — окислитель восстанавливается).

2) Восстановление — процесс присоединения электронов (окислитель присоединяет электроны от восстановителя, окислитель восстанавливается — восстановитель окисляется).

Окислитель — атом в составе молекулы или иона, который присоединяет электроны от восстановителя. Происходит процесс восстановления окислителя (его степень окисления снижается).

· Окислительная активность — способность атома отбирать электроны у других атомов.

· Окислительно-восстановительный потенциал (редокс-потенциал) — показатель окислительной активности, мера способности атомов химического элемента присоединять электроны (восстанавливаться). Стандартные потенциалы окислительно-восстановительных пар помещены в таблицу. Фрагмент таблицы редокс-потенциалов представлен ниже

Чем выше стандартный потенциал окислительно-восстановительной пары, тем выше окислительная активность атомов элемента, тем он — более сильный окислитель

Окислительную активность определяют два фактора:

1) Электроотрицательность. Чем выше электроотрицательность химического элемента, тем выше окислительная активность простого вещества. В Периодической Системе Элементов (таблица Менделева) электроотрицательность растет в сторону правого верхнего угла (слева направо и снизу вверх). Самый сильный окислитель — фтор, на втором месте — кислород.

2) Степень окисления. Чем выше степень окисления атома в составе молекулы или иона, тем ярче проявляется окислительная активность.

Только свойства окислителя проявляют атомы с максимально возможной степенью окисления (она равна номеру группы).

Пример сильного окислителя — перманганат-ион. Его часто используют в различных ОВР. Обратите внимание, в зависимости от среды реакции, перманганат-ион образует различные продукты.

Восстановитель — атом в составе молекулы или иона, который отдает электроны окислителю. Происходит процесс окисления восстановителя (его степень окисления повышается).

· Восстановительная активность — способность атома отдавать электроны другим атомам.

Восстановительную активность определяют два фактора:

1) Радиус атома. Чем больше радиус атома химического элемента, тем выше восстановительная активность простого вещества. В Периодической Системе Элементов радиус атома увеличивается в сторону левого нижнего угла (справа налево и сверху вниз).

2) Степень окисления. Чем ниже степень окисления атома в составе молекулы или иона, тем ярче проявляется восстановительная активность. Сера в роли восстановителя в разных веществах (с разными степенями окисления):

Только свойства восстановителя проявляют атомы с минимально возможной степенью окисления. Для неметаллов она равна «восемь минус номер группы». Для металлов — ноль.

Источник: repetitor-him.ru