ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Элементарные вещества и элементарные ионы в реакциях окисления — восстановления из "Практикум по общей химии" Из всего многообразия химических процессов в растворах электролитов можно выделить две большие группы реакций — реакции обмена и окислительно-восстановительные. [c.139] Окислительное число железа уменьшилось с -j-3 до +2, водорода — с +1 до О, иода и цинка—соответственно с —1 до О и от О до +2. [c.139] Повышение окислительного числа называется окислением, а уменьшение — восстановлением. [c.139] Так как электронов в свободном состоянии в реагирующей системе нет, то процесс окисления невозможен без одновременно протекающего восстановления если один элемент окисляется, то другой в этой же реакции обязательно восстанавливается. Всякая реакция, сопровождающаяся переходом электронов, представляет единство двух противоположных процессов — окисления и восстановления. [c.140] Окислителем является вещество, атомы или ионы которого присоединяют электроны. Окислитель в процессе реакции восстанавливается. [c.140] Восстановителем является вещество, атомы или ионы которого теряют электроны. Восстановитель в процессе реакции окисляется. [c.140] При суммировании электронно-ионных уравнений окислительно-восстановительных процессов получают ионные уравнения реакций окисления — восстановления. [c.140] Пример 1. При взаимодействии lj с Fe lj в растворе образуется Fe la. Составьте ионное и молекулярное уравнения реакции. [c.140] Окислительно-восстановительные свойства элементарных веществ определяются их энергетическими характеристиками — энергией ионизации / и сродством к электрону Е (см. стр. 69). Очевидно, чем меньше I атомов элемента, тем ярче выражены его восстановительные свойства, и, напротив, чем больше Е элемента, тем легче он присоединяет электроны и тем, следовательно, является более сильным окислителем. Поскольку обе энергетические характеристики — энергия ионизации и сродство к электрону (величина Е определена не во всех случаях) — носят периодический характер, то это и лежит в основе периодического изменения окислительновосстановительных свойств элементарных веществ. При сопоставлении подобных свойств различных элементарных веществ пользуются также величиной их электроотрицательности (/+ , см. стр. 69), особенно характерной для окислительных элементов. В реакциях между двумя элементарными веществами окислителем будет то из них, которое обладает большей электроотрицатель-ностью. [c.141] Неметаллические (окислительные) элементы в элементарном состоянии могут быть и окислителями и восстановителями, но окислительная функция, за исключением углерода, выражена у них более резко. [c.141] С12 + 2й=,2С1 (восстановление). [c.142] Если окислительно-восстановительные реакции протекают в растворе, то их направление, обратимость, а также интенсивность процесса регулируются величиной так называемых электрохимических потенциалов, о чем подробнее будет сказано дальше. [c.142] В настоящее время рассматриваются реакции, идущие с превращением атомов в ионы или ионов в атомы. Более сложные сл-учаи, приводящие к разрушению ковалентных связей, рассмотрены в следующей работе. [c.142] Опыт 1. Окисление металла хлором. Заполните хлором пробирку. (Хлор получите, действуя концентрированной НС1 на КМПО4. Под тягой ) Раскалите две-три тонких медных проволочки на пламени горелки и внесите их в пробирку с хлором. Наблюдайте окисление. Составьте электронно-ионные уравнения процессов окисления и восстановления и уравнение реакции. [c.142] Опыт 2. Окисление цинка или алюминия иодом. (Опыт проводить под тягой ). Поместите в фарфоровую чашечку немного порошка цинковой пыли или алюминия на кончике микрошпателя и добавьте туда же несколько кристаллов иода. Смесь перемешайте. Реакция без катализатора (воды) идет медленно. Добавьте к смеси каплю воды. Что наблюдается Составьте уравнения реакции. [c.142] Опыт 4. Окисление алюминия ионами водорода. Внесите кусочек алюминия в 2 н. раствор НС1. Наблюдайте окисление и составьте уравнение происходящей окислительно-восстановительной реакции. Дайте сравнительную характеристику окислительно-восстановитеЛьных свойств атомов и ионов алюминия и водорода. [c.143] Опыт 5. Окисление иодид-ионов хлором. В пробирку налейте 5—6 капель раствора Na Г или KI и добавьте по каплям хлорную воду до появления желто-бурой окраски. Полученный раствор разбавьте дистиллированкой водой, чтобы его цвет стал бледно-желтым. Затем прибавьте 1 каплю свежеприготовленного раствора крахмала. Отметьте цвет раствора. По результатам опыта составьте электронно-ионные уравнения процессов окисления и восстановления и уравнение реакции. [c.143] Опыт 6. Окисление катиона железа (II) хлором. Налейте в пробирку 5—6 капель свежеприготовленного раствора соли, железа (И) и прибавьте 2 капли хлорной воды. Содержимое пробирки взболтайте и прибавьте в нее 1—2 капли раствора KS N или NH4S N. Окрашивание раствора в красный цвет свидетельствует об окислении ионов Fe в Fe- . Составьте электронно-ионные уравнения процессов окисления и восстановления и уравнение реакции. [c.143] Опыт 7. Окисление железа ионами меди (И). В пробирку налейте до 1/3 объема раствора соли меди (II) и поместите в нее тщательно очищенный железный гвоздь. Появление на поверхности железа красного налета металлической меди свидетельствует о восстановлении ионов Си +. Составьте электронно-ионные уравнения процессов окисления и восстановления и уравнение реакции. [c.143] Составьте электронно-ионные уравнения процессов окисления и восстановления и уравнения реакции. [c.143] Вернуться к основной статье