Окислительно-восстановительные реакции 11 класс

изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называются

окислительно-восстановительными

в положительно заряженный ион: Zn0 – 2e

→ Zn2+
отрицательно заряженный ион становится нейтральным атомом: 2Cl- -2e →Cl20
S2- -2e →S0
Величина положительно заряженного иона (атома) увеличивается соответственно числу отданных электронов: Fe2+ -1e →Fe3+
Mn+2 -2e →Mn+4

ионом.



Атом превращается в отрицательно заряженный ион
S0 + 2e → S2−
Br0

+ e → Br −
Величина положительно заряженного иона (атома)
уменьшается соответственно числу присоединенных электронов: Mn+7 + 5e → Mn+2
S+6 + 2e → S+4
− или он может перейти в нейтральный атом:
Н+ + е → Н0
Cu2+ + 2e → Cu0

ионы, отдающие электроны. Они в процессе

ОВР окисляются


Типичные восстановители:
● атомы металлов с большими атомными радиусами (I-А, II-А группы), а так же Fe, Al, Zn
● простые вещества-неметаллы: водород, углерод, бор;
● отрицательно заряженные ионы: Cl−, Br−, I−, S2−, N−3. Не являются восстановителем фторид- ионы F−.
● ионы металлов в низшей с.о.: Fe2+,Cu+,Mn2+,Cr3+;
● сложные ионы и молекулы, содержащие атомы с промежуточной с.о.: SO32−, NO2−; СО, MnO2 и др.

Они в процессе ОВР восстанавливаются

Типичные окислители:
●

атомы неметаллов VII-А, VI-А, V-A группы в составе простых веществ
● ионы металлов в высшей с.о.:
Cu2+, Fe3+,Ag+ …
● сложные ионы и молекулы, содержащие атомы с высшей и высокой с.о.: SO42−, NO3−, MnO4−, СlО3−, Cr2O72-, SO3, MnO2 и др.

или иона. Чем прочнее частица, тем в меньшей степени она

проявляет окислительно-восстановительные свойства

окислителем в виде простого вещества, но в его молекуле тройная

связь, молекула очень устойчивая, азот химически пассивен.

как НСLO – менее устойчивая кислота.

проявляет свойства и окислителя, и восстановителя.

2SO2+O2=2SO3

(восстановитель)
S+2Na=Na2S SO2+2H2S=3S+2H2O
(окислитель)
Н2S+6O4 - окислитель
Cu+2H2SO4=CuSO4+SO2+2H2O

простого вущества = 0
Алгебраическая сумма с.о. всех элементов в составе

иона равна заряду иона
Алгебраическая сумма с.о. всех элементов в составе сложного вещества равна 0.

K+1 Mn+7 O4-2

1+х+4(-2)=0

внутримолекулярного окисления
2KCl+5O3-2 →2KCl-1 + 3O20
Реакции диспропорционирования, дисмутации
(самоокисления-самовосстановления):
3Cl20

+ 6KOH (гор.) →KCl+5O3 +5KCl-1+3H2O
2N+4O2+ H2O →HN+3O2 + HN+5O3

же, как и в кислоте, например: (NH4)2Cr2+6O7 и H2Cr2+6O7
Степень окисления

кислорода в пероксидах
равна -1
Степень окисления серы в некоторых сульфидах равна -1, например: FeS2
Фтор- единственный неметалл, не имеющий в соединениях положительной степени окисления
В соединениях NH3, CH4 и др. знак электроположительного элемента водорода на втором месте

(Mg, Li, Na…) → H2S
H2SO4 + акт. металл (Mn, Fe,

Zn…) → S
H2SO4 + неакт. металл (Cu, Ag, Sb…) → SO2
H2SO4 + HBr → SO2
H2SO4 + неметаллы (C, P, S…) → SO2
Примечание: часто возможно образование смеси этих продуктов в различных пропорциях

→ N+4 (NO2)
(Ni, Cu, Ag, Hg; C, S,

P, As, Se); пассивирует Fe, Al, Cr
Разбавленная HNO3: N+5 +3e → N+2 (NO)
(Металлы в ЭХРНМ Al …Cu; неметаллы S, P, As, Se)
Разбавленная HNO3: N+5 +4e → N+1 (N2O) Ca, Mg, Zn
Разбавленная HNO3: N+5 +5e → N0 (N2)
Очень разбавленная: N+5 + 8e → N-3 (NH4NO3)
(активные металлы в ЭХРНМ до Al)

в живых организмах, дыхание, гниение, брожение, фотосинтез. ОВР обеспечивают круговорот

веществ в природе. Их можно наблюдать при сгорании топлива, коррозии и выплавке металлов. С их помощью получают щелочи, кислоты и другие ценные химические вещества. ОВР лежат в основе преобразования энергии взаимодействующих химических веществ в эклектическую энергию в аккумуляторах гальванических элементах.