Самым сильным окислителем является. Что такое окислитель и как его используют
В растворах или в расплавах . Так, самый сильный неорганический окислитель , элементарный фтор , получают электролизом расплавов фторидов .
Распространённые окислители и их продукты
Окислитель | Полуреакции | Продукт | Стандартный потенциал, В |
---|---|---|---|
O 2 кислород | Разные, включая оксиды, H 2 O и CO 2 | +1,229 (в кислой среде) 0,401 (в щелочной среде) |
|
O 3 озон | Разные, включая кетоны и альдегиды | ||
Пероксиды | Разные, включая оксиды, окисляет сульфиды металлов до сульфатов H 2 O | ||
Hal 2 галогены | Hal − ; окисляет металлы, P, C, S, Si до галогенидов | F 2: +2,87 Cl 2: +1,36 |
|
ClO − гипохлориты | Cl − | ||
ClO 3 − хлораты | Cl − | ||
HNO 3 азотная кислота | с активными металлами, разбавленная
с активными металлами, концентрированная с тяжёлыми металлами, разбавленная c тяжёлыми металлами, концентрированная |
||
H 2 SO 4 , конц. серная кислота | c неметаллами и тяжёлыми металлами
с активными металлами |
SO 2 ; окисляет металлы до сульфатов с выделением сернистого газа или серы Ещё один сильный окислитель - перманганат калия . Он способен окислять органические вещества и даже разрывать углеродные цепи: С 6 H 5 -CH 2 -CH 3 + [O] → C 6 H 5 COOH + … C 6 H 6 + [O] → HOOC-(CH 2) 4 -COOH Сила окислителя при реакции в разбавленном водном растворе может быть выражена стандартным электродным потенциалом : чем выше потенциал, тем сильнее окислитель. Очень сильные окислителиУсловно к «очень сильным окислителям» относят вещества, превышающие по окислительной активности молекулярный фтор . К ним, например, относятся: гексафторид платины , диоксидифторид , дифторид криптона , оксид меди(III) , фторид серебра(II) , катионная форма Ag 2+ , все фториды ксенона , озонид цезия , надпероксид цезия , гексафтороникелат(IV) калия . Перечисленные вещества, к примеру, способны при комнатной температуре окислять инертный газ ксенон , что неспособен делать фтор (требуется давление и нагрев) и тем более ни один из кислородсодержащих окислителей. См. такжеНапишите отзыв о статье "Окислитель"Отрывок, характеризующий ОкислительНаполеон подъехал со свитой к Шевардинскому редуту и слез с лошади. Игра началась.Вернувшись от князя Андрея в Горки, Пьер, приказав берейтору приготовить лошадей и рано утром разбудить его, тотчас же заснул за перегородкой, в уголке, который Борис уступил ему. |
Восстановители |
Окислители |
||
Водород, углерод Оксид углерода (II) Сероводород Оксид серы (IV) Сернистая кислота и ее соли Галогеноводороды Катионы металлов в низших степенях окисления: Азотистая кислота Гидразин Катод при электролизе |
SnCl 2 , FeCl 2 , MnSO 4 , Cr 2 (SO 4) 3 |
Галогены Перманганаты Манганаты Оксид марганца (IV) Дихроматы Азотная кислота Серная кислота Оксид свинца(IV) Пероксид водорода Мононадсерная кислота Двунадсерная кислот Катионы металлов в высших степенях окисления: Хлорат калия Анод при электролизе |
F 2 ; Cl 2 ; I 2 ; Br 2 KMnO 4 K 2 Cr 2 O 7 K 2 CrO 4 H 2 SO 4 конц. PbO 2 TlCl 3 , Au(CNS) 3 |
Соединения, содержащие атомы элементов с промежуточной степенью окисления, могут быть и окислителями, и восстановителями в зависимости от партнера, с которым взаимодействуют, и от условий реакции. Так, типичный окислитель пероксид водорода при взаимодействии в кислой среде с перманганатом калия оказывается восстановителем:
5 Н 2 О 2 + 2 КМnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5 O 2 + 8 H 2 O,
а типичный восстановитель сульфит натрия окисляет сульфиды щелочных металлов:
Na 2 SO 3 + 2 Na 2 S+ 3 H 2 O = 3 S + 6 NaOH.
Кроме того, восстановители, включающие атомы в низшей степени окисления, могут быть окислителями за счет другого элемента. Например, типичный восстановитель аммиак может окислять щелочные металлы за счет атомов водорода:
NH 3 + Na = NaH 2 N + 1/2 H 2 .
Cоставление уравнений ОВР
Окислительно-восстановительные реакции описываются уравнениями реакций, которые отображают количества веществ, вступивших во взаимодействие и получившихся продуктов. Для составления уравнений ОВР используют или метод электронного баланса (метод схем), или электронно-ионного баланса (метод полуреакций).
Метод электронного баланса более универсален, так как позволяет устанавливать стехиометрические отношения в ОВР в любых гомо- и гетерогенных системах.
Метод электронного баланса ‑ метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем, равно числу электронов, получаемых окислителем.
Уравнение составляется в несколько стадий:
1. Записывают схему реакции:
KMnO 4 + HCl → KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O.
2. Проставляют степени окисления над знаками элементов, изменяющих степень окисления:
KMn +7 O 4 + HCl -1 → KCl + Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + H 2 O.
3.Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем:
Mn +7 + 5ē → Mn +2 .
2Cl -1 - 2ē → Cl 2 0 .
4. Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления:
Mn +7 + 5ē → Mn +2 | |
2Cl -1 – 2ē → Cl 2 0 |
––––––––––––––––––––––––
2Mn +7 + 10Cl -1 → 2Mn +2 + 5Cl 2 0 .
5. Подбирают коэффициенты для остальных участников реакции:
2KMn +7 O 4 + 16HCl -1 → 2KCl + 2Mn +2 Cl 2 + 5Cl 2 0 + 8H 2 O.
Для подбора коэффициентов уравнений реакций, протекающих в водных растворах, предпочтительнее метод полуреакций.
Во-первых, он позволяет опустить операции определения степени окисления элементов.
Во-вторых, в процессе его использования сразу получается сокращенное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции.
В третьих, по уравнению полуреакций удается установить влияние среды на характер процесса.
Кроме того, при составлении электронно-ионного баланса оперируют ионами, реально существующими в водном растворе, в отличие от метода электронного баланса, который имеет дело с гипотетическими частицами типа Mn +7 , Cr +6 .
Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций) .
В этом методе рассматривают переход электронов от одних атомов или ионов к другим с учетом характера среды (кислая, щелочная или нейтральная), в которой протекает реакция. При составлении уравнений процессов окисления и восстановления для уравнивания числа атомов водорода и кислорода вводят (в зависимости от среды) или молекулы воды и ионы водорода (если среда кислая), или молекулы воды и гидроксид-ионы (если среда щелочная). Соответственно и в получаемых продуктах в правой части электронно-ионного уравнения будут находиться ионы водорода и молекулы воды (кислая среда) или гидроксид-ионы и молекулы воды (щелочная среда).
То есть при написании электронно-ионных уравнений нужно исходить из состава ионов, действительно имеющихся в растворе. Кроме того, как и при составлении сокращенных ионных уравнений, вещества малодиссоциирующие, плохо растворимые или выделяющиеся в виде газа следует писать в молекулярной форме.
Рассмотрим для примера следующую реакцию:
Н 2 О 2 + КMnO 4 + Н 2 SO 4 → MnSO 4 + О 2 + H 2 O + K 2 SO 4 .
При нахождении стехиометрических коэффициентов уравнения окислительно-восстановительного процесса нужно выполнить следующие операции.
1. Определить окислитель и восстановитель среди реагирующих веществ. В нашем примере окислитель ‑ КMnО 4 , восстановитель ‑ Н 2 О 2 и продукты их взаимодействия Mn 2+ и О 2 .
2. Выписать схемы полуреакций:
Н 2 О 2 → О 2 окисление;
MnO → Mn 2+ . восстановление.
3. Уравнять схемы:
а) по элементу, меняющему степень окисления (в нашем примере этого не требуется);
б) по кислороду, добавляя его туда, где нужно в виде молекул воды, если реакция протекает в кислой среде, и в виде гидроксид-иона, если реакция протекает в щелочной среде:
Н 2 О 2 → О 2 ;
MnO → Mn 2+ + 4 Н 2 О;
в) по водороду, добавляя его в виде ионов водорода, если реакция протекает в кислой среде, и в виде молекул воды, если реакция протекает в щелочной среде если:
Н 2 О 2 → О 2 + 2 Н + ;
MnO+ 8 Н + → Mn 2+ + 4 H 2 O;
г) по суммарному заряду ионов, добавляя или отнимая нужное число электронов:
Н 2 О 2 - 2ē → О 2 + 2 Н + ;
MnO 4 - + 8 Н + + 5 ē →Mn 2+ + 4H 2 O.
4. Учитывая закон электронейтральности, уравнять число отданных и принятых электронов и суммировать отдельно левые и правые части полуреакций:
Н 2 О 2 - 2ē → О 2 + 2 Н + | 2| 5
MnO+ 8 Н + + 5 ē →Mn 2+ + 4 H 2 O | 5| 2
____________________________________________
5 Н 2 О 2 + 2 MnO+ 16 Н + = 5 О 2 + 10 Н + + 2 Mn 2+ +8 H 2 O.
Сокращая, получим уравнение данного редокс-процесса в ионном виде:
5 Н 2 О 2 + 2 MnO+ 6 Н + = 5 О 2 + 2 Mn 2+ +8 H 2 O.
5. Перейти к молекулярному виду уравнения, добавляя катионы и анионы, остающиеся в результате реакции без изменения, то есть ионы-солеобразователи (в нашем примере ионы К + и SO 4 2-):
5 Н 2 О 2 + 2 КMnO 4 + 3 Н 2 SO 4 = 5 О 2 + 8 H 2 O + K 2 SO 4 .
Рассмотрим еще один пример ‑ процесс окисления пирита концентрированной азотной кислотой.
1. Определим окислитель и восстановитель среди реагирующих веществ. В нашем примере окислитель – HNO 3 , восстановитель ‑ FeS 2. Определим продукты реакции. Азотная кислота HNO 3 является сильным окислителем, поэтому сера будет окисляться до максимальной степени окисления S 6+ , а железо ‑ до Fe 3+ , при этом HNO 3 может восстанавливаться до NO:
FeS 2 +HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + H 2 SO 4 + NO.
2. Выпишем схемы полуреакций
FeS 2 → Fe 3+ +SОокисление;
NO→ NO восстановление.
3. Уравниваем схемы:
FeS 2 + 8H 2 O - 15ē → Fe 3+ + 2SО + 16H + ;
NO+4H + +3 ē → NO + 2H 2 O .
4. Учитывая закон электронейтральности, уравняем число отданных и принятых электронов и суммируем отдельно левые и правые части полуреакций:
FeS 2 + 8H 2 O - 15ē → Fe 3+ + 2SО+ 16H + | 15 | 1
NO+ 4H + +3 ē → NO + 2H 2 O | 3 | 5
FeS 2 + 8H 2 O +5NO+ 20H + =Fe 3+ +2SО+16H + + 5NO + 10H 2 O.
5. Сокращая, получим уравнение в ионном виде:
FeS 2 +5NO+ 4H + = Fe 3+ + 2SО + 5NO + 2H 2 O.
6. Напишем уравнение в молекулярном виде, учитывая, что часть нитрат-ионов не восстановилась, а участвовала в обменной реакции, и часть ионов H + присутствует в продуктах реакции (H 2 SO 4):
Обратите внимание, что для определения количества отданных и принятых электронов вам ни разу не пришлось определять степень окисления элементов. Кроме того, мы учли влияние среды и автоматически определили, что Н 2 О находится в правой части уравнения. Несомненно, что этот метод гораздо больше соответствует химическому смыслу, чем стандартный метод электронного баланса.
В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается.
Окислительно-восстановительные реакции, или сокращенно ОВР, являются одной из основ предмета химии, так как описывают взаимодействие отдельных химических элементов друг с другом. Как следует из названия данных реакций, в них участвуют как минимум два различных химических вещества одно из которых выступает в качестве окислителя, а другое – восстановителя.
Чтобы научиться правильно определять роль конкретного химического элемента в реакции нужно четко уяснить следующие базовые понятия. Окислением называют процесс отдачи электронов с внешнего электронного слоя химического элемента.
Типичными восстановителями являются металлы и водород: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Чем меньше они ионизироаны, тем больше их восстановительные свойства. Например, частично окислившееся железо, отдавшее один электрон и имеющее заряд +1, сможет отдать на один электрон меньше по сравнению с «чистым» железом. Определим окислитель и восстановитель на примере простой реакции взаимодействия взаимодействия натрия с кислородом.
Следовательно, натрий является восстановителем, а кислород окислителем. Для этого надо знать, что такое степень окисления. Научиться определять степень окисления у любого атома в химическом соединении.
Первые — восстановители, вторые — окислители. Кроме того, можно посмотреть, в какой степени окисления находятся элементы (вдруг где-то она минимальная или наоборот максимальная). Химические реакции можно разбить на два типа. К первому типу относятся ионообменные реакции. В них степень окисления элементов, из которых состоят взаимодействующие вещества, остается неизменной.
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИТермины, определения, понятия
Эту группу реакций называют окислительно-восстановительной. В случаях взаимодействия типичных окислителей и восстановителей вы можете сразу определить, что речь идет об окислительно-восстановительной реакции. Например, это взаимодействие щелочных металлов с кислотами или галогенами, процессы горения в кислороде. Аналогично определяете, что степень окисления серы в сульфиде калия (+4). Три атома кислорода забирают 6 электронов, а два атома калия отдают два электрона.
Бесплатная помощь с домашними заданиями
И вы можете сделать вывод, что данная реакция окислительно-восстановительная. Реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. Изменение степеней окисления происходит из-за перехода электронов от восстановителя к окислителю. Степень окисления – это формальный заряд атома, если считать, что все связи в соединении являются ионными.
При составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо определить восстановитель, окислитель и число отдаваемых и принимаемых электронов
Если элемент является окислителем, его степень окисления понижается. Процесс приема веществами электронов называется восстановлением. Окислитель в ходе процесса восстанавливается. У восстановителя степень окисления повышается.
Восстановитель в ходе процесса окисляется. На примере этой реакции рассмотрим, как составлять электронный баланс. Однако перед формулой соляной кислоты не поставлен коэффициент, так как не все хлоридные ионы участвовали в окислительно-восстановительном процессе. Метод электронного баланса позволяет уравнивать только ионы, участвующие в окислительно-восстановительном процессе.
А именно катионов калия, водорода и хлоридных анионов. В стакан с 10 мл кислоты поместили «медную» монету. Все пространство над жидкостью стало бурым, из стакана валили бурые пары. Раствор окрасился в зеленый цвет. Реакция постоянно ускорялась. Примерно через полминуты раствор стал синим, а через две минуты реакция начала замедляться.
Зеленая окраска раствора в начальной стадии реакции обусловлена продуктами восстановления азотной кислоты. 4. Уравняем число отданных и принятых электронов. При протекании окислительно-восстановительных реакций, конечные продукты зависят от многих факторов.
В нейтральной среде образуется MnO2 и окраска меняется с красно-фиолетовой на коричневую. Это и получение металлов, горение, синтез оксидов серы и азота при производстве кислот, получение аммиака. Привет! Мне интересно, есть ли у Вас какие-либо проблемы с выполнением домашнего задания. У нас есть много людей, которые помогут Вам здесь Кроме того, мой последний вопрос был решен менее чем за 10 минут:D Во всяком случае, Вы можете просто войти и попробовать добавить свой вопрос.
В свою очередь окислителем будет атом, молекула или ион, которые принимают электроны и тем самым понижают степень своего окисления, что есть восстанавливаются. В ходе урока была изучена тема «Окислительно-восстановительные реакции».
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих соединений, называются окислительно-восстановительными. Под степенью окисления (с.о.) понимают заряд элемента в соединении, вычисленный, исходя из предположения , что соединение состоит из ионов .
Степень окисления элемента в простом веществе, например в Zn, Сa, H 2 , Вг 2 , S, O 2 , равна нулю.
Определение степени окисления элемента в соединении проводят, используя следующие положения:
1. Степень окисления кислорода в соединениях обычно равна –2. Исключения составляют пероксиды H 2 +1 O 2 –1 , Na 2 +1 O 2 –1 и фторид кислорода О +2 F 2 .
2. Степень окисления водорода в большинстве соединений равна +1, за исключением солеобразных гидридов, например, Na +1 H -1 .
3. Постоянную степень окисления имеют металлы IА группы (щелочные металлы) (+1); металлы IIА группы (бериллий, магний и щелочноземельные металлы (+2)); фтор (–1).
4. Алгебраическая сумма степеней окисления элементов в нейтральной молекуле равна нулю, в сложном ионе – заряду иона.
В качестве примера рассчитаем степень окисления марганца в соединении К 2 MnO 4 и в анионе (MnO 4) − . Сначала поставим степень окисления над теми элементами, для которых она известна. В нашем примере постоянную степень окисления имеют калий (+1) и кислород (-2). Степень окисления марганца обозначим через х . Далее составляем алгебраическое уравнение. Для этого индекс при каждом элементе умножаем на степень окисления этого элемента, все складываем и приравниваем правую часть нулю:
К 2 +1 Mn х O 4 –2 2∙(+1)+ x + 4 (–2) = 0 x = + 6
Таким образом, степень окисления хрома в К 2 MnO 4 равна +6.
Чтобы определить степень окисления марганца в анионе (MnO 4) ‾ поступаем точно также, только правую часть приравниваем заряду иона, в нашем случае -1
(Mn х O 4 −2) ‾ x + 4 (–2) = –1 x = + 7.
В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим.Окисление – процесс отдачи электронов , сопровождающийся повышением степени окисления элемента. Восстановление – процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления элемента. Окисление и восстановление – взаимосвязанные процессы, протекающие одновременно. Окислителями называют вещества (атомы, молекулы или ионы), которые в процессе реакции присоединяют электроны , восстановителями – вещества, отдающие электроны.
Ca 0 + Cl 2 0 = Ca +2 Cl 2 –1
восстановитель Ca 0 –2ē → Ca +2 окисление
окислитель Cl 2 0 +2ē → 2Cl – восстановление.
Окислителями могут быть:
1. Простые вещества - неметаллы: галогены F 2 ,Cl 2 , Br 2 , I 2 , кислород O 2 , сера S.
2. Положительно заряженные ионы металлов Fe 3+ , Au 3+ , Hg 2+ , Cu 2+ , Ag + .
3. Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металла в высшей степени окисления KMn +7 O 4 , K 2 Cr 2 +6 O 7 , NaBi +5 O 3 и др.
4. Атомы неметаллов в положительной степени окисления HN +5 O 3 , концентрированная H 2 S +4 O 4 , HCl +1 O, KCl +5 O 3 , NaBr +1 O и др.).
Типичными восстановителями являются:
1. Простые вещества - металлы. У металлов на внешнем уровне находится 1, 2, 3 электрона, которые они легко отдают М 0 −nē → М n + ,
где n – число отданных электронов, равное 1, 2, 3, М – металл (Na, Ca, Mg, Al и др.)
2. Простые вещества - неметаллы (углерод, водород, кремний, бор).
3. Отрицательно заряженные ионы неметаллов (S 2- , I - , Br - , Cl - и др.).
4. Положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления (Sn 2+ , Fe 2+ , Cr 2+ , Mn 2+ , Cu + и др.).
Соединения, содержащие элементы в максимальной и минимальной степенях окисления, могут быть соответственно или только окислителями (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , HNO 3 , H 2 SO 4 , PbO 2), или только восстановителями (KI, Na 2 S, NH 3). Если же вещество содержит элемент в промежуточной степени окисления, то в зависимости от условий проведения реакции оно может быть и окислителем, и восстановителем. Например, нитрит калия KNO 2 , содержащий азот в степени окисления +3, пероксид водорода H 2 O 2 , содержащий кислород в степени окисления -1, в присутствии сильных окислителей проявляют восстановительные свойства, а при взаимодействии с активными восстановителями являются окислителями.
Окислителями могут быть нейтральные атомы и молекулы; положительно Заряженные ионы металлов; сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металла в состоянии высокой степени окисления; сложные ионы и молекулы, содержащие атомы неметалла в состоянии положительной степени окисления; положительно заряженные ионы водорода (в некоторых кислотах, щелочах и воде).
Нейтральные атомы. Окислителями являются атомы элементов, имеющие на внешнем уровне 7, 6, 5 и 4 электрона. Это p-элементы ( - ). Из них типичными окислителями являются неметаллы (в виде простых веществ и др.), которые характеризуются большим сродством к электрону. Проявляя окислительные свойства, они могут принимать электроны (до 8):
Самые сильные окислители - атомы галогенов и кислород - принимают соответственно один и два электрона.
Самые слабые окислители - атомы четвертой главной подгруппы - принимают четыре электрона.
В главных подгруппах IV, V, VI и VII окислительные свойства падают с возрастанием величин радиусов атомов. Следоватедьно, из нейтральных атомов самый сильный окислитель - фтор, самый слабый - свинец.
Все перечисленные элементы (за исключением и ) могут при взаимодействии с сильными окислителями отдавать электроны, т. е. проявлять восстановительные свойства:
Поэтому их называют также окислителями - восстановителями. У неметаллов окислшельные свойства выражены сильнее, чем восстановительные.
Положительно заряженные ионы металлов. Все положительно заряженные ионы металлов в той или иной степени проявляют окислительные свойства.
Из них более сильными окислителями являются положительно заряженные ионы в высокой степени окисления. Так, например, для ионов характерны восстановительные свойства, а для ионов , - окислительные. Последние в зависимости от условий реакции могут восстанавливаться как до ионов в низшей степени окисления, так и до нейтральных атомов, например:
Однако и ионы в низшей степени окисления (или катионы), обладая большим запасом энергии, чем нейтральные атомы, могут проявлять окислительные свойства при взаимодействии с типичными восстановителями, например:
Ионы благородных металлов ( и ) даже в низкой степени окисления являются сильными окислителями
Следует еще раз отметить, что чем более активен металл как восстановитель, тем менее он активен в состоянии иона как окислитель. И наоборот, чем менее активен металл как восстановитель, тем более он активен в состоянии иона как окислитель. Так, например, при переходе нейтральных атомов калия и серебра в ионное состояние и потенциалы ионизации первого порядка соответственно равны 415,6 и 724,5 кдж. Поэтому ион серебра обладает значительно большим сродством к электрону, чем ион так как энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к положительному иону, равна энергии ионизации с обратным знаком.
Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металла в состоянии высшей степени окисления.
Типичными окислителями являются вещества, содержащие атомы металла в состоянии наиболее высокой степени окисления (например, ), из которого они стремятся перейти в состояние с меньшей степенью окисления или в состояние с нулевой степенью окисления .
Например:
Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы неметалла в состоянии положительной степени окисления. Сильные окислительные свойства проявляют также неметаллы в состоянии высокой, а некоторые и в низкой положительной степени окисления. К числу этих окислителей относятся кислородные кислоты, их ангидриды и соли (например, , концентрированная и др.). Из данного состояния эти неметаллы стремятся перейти в состояния с более низкой степенью окисления.
Азотная кислота в зависимости от ее концентрации и активности восстановителя может принимать от 1 до 8 электронов:
Сильными окислителями являются также концентрированные серная, селеновая и теллуровая кислоты. В ряду окислительные свойства возрастают от серной к теллуровой кислоте. При этом в зависимости от активности восстановителя и условий протекания реакции они могут восстанавливаться до .
Например:
Общая характеристика кислородных соединений галогенов в зависимости от степени окисления может быть выражена следующим образом:
В ряду - - окислительные свойства и устойчивость уменьшаются. Помимо окислительной способности для и характерны реакции диспропорционирования:
В ряду окислительные свойства двух первых кислот очень похожи и выражены сильно, тогда как окислительные (и кислотные) свойства йодноватой кислоты выражены значительно слабее.
Хлорная кислота единственная из кислородных кислот хлора известна в свободном виде. При нагревании выше 92° С она подвергается внутримолекулярной реакции окисления - восстановления (нередко со взрывом):
Окислительные свойства значительно слабее, чем , и в разбавленных растворах она окислительных свойств практически не проявляет.
Окислительные свойства выражены сильнее, чем .
Ортоиодная кислота также проявляет окислительные свойства:
Как и кислородные кислоты галогенов, окислительно-восстановительные свойства проявляют их соли, которые используются главным образом как окислители.
Кислородные соединения хлора, брома и иода, проявляя окислительные свойства, восстанавливаются в зависимости от условий реакции до свободного состояния или до отрицательно заряженного иона, например:
Окислительные свойства проявляют также положительно заряженные ионы водорода (в некоторых кислотах, щелочах и воде), что может быть использовано для получения в лабораторных условиях водорода. Его получают взаимодействием разбавленных растворов соляной, серной, ортофосфорной и уксусной кислот с цинком, железом, магнием, марганцем, алюминием и др., например:
Из оснований (, КОН, ) положительные ионы водорода восстанавливаются алюминием, кремнием, цинком, оловом и др., например:
Ионами водорода воды окисляются наиболее активные металлы (I и II главных подгрупп, кроме магния).
Таким образом, если атомы находятся в степенях окисления (например, азот, мышьяк, сера, селен и теллур в соединениях , ), то они, являясь в отрицательной степени окисления ( и ), могут быть только восстановителями, так как на их внешнем уровне находится по 8 электронов и они не могут более принимать электроны.
Похожие статьи
-
Замораживаем рыжики на зиму Хранение соленых рыжиков
Вкусные, питательные и полезные рыжики отлично подходят для добавления в повседневные блюда или в качестве изысканного угощения к праздничному столу. Наиболее популярным вариантом их приготовления является засолка холодным способом,...
-
Золотые кони хана батыя - легендарные сокровища, точное местонахождение
из Энциклопедии чудес, загадок и тайн ЗОЛОТЫЕ КОНИ ХАНА БАТЫЯ - легендарные сокровища, точное местонахождение которых до сих пор неизвестно. История коней примерно такова: После того, как хан Батый разорил Рязань и Киев, он...
-
Какую говядину лучше варить
Покупка мяса - это самая существенная часть продовольственного бюджета любой семьи (за исключением вегетарианской). Кто-то предпочитает свинину, кто-то птицу, однако наиболее полезной и питательной считается говядина. Это мясо не самое...
-
Какие социальные сети существуют для общения с друзьями и родственниками
Сегодня соцсети настолько прочно укоренились в нашей жизни, что состав пятерки самых популярных социальных площадок практически не меняется из года в год. Тем не менее, масштабы проникновения и использования этих соцсетей отличаются в...
-
Обзор самых новых лекарств от рака
Предлагаю вашему вниманию простые, проверенные временем, средства народной медицины, которые помогут при онкологических заболеваниях .Звездчатка (мокрица). Сок растения, крепкий настой и отвар применяется для местных ванн и примочек при...
-
Самые действенные способы защиты от сглаза, порчи, колдовства, зависти
Признаками магического нападения могут являться: любые физические, психоэмоциональные отклонения без особой на-то причины. С целью защиты в отражения удара в той же самой магии выработаны довольно мощные приемы, которые отрабатывались не...