Введение в общую химию. Окислительно-восстановительные реакции и реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов Как меняется степень окисления окислителя в реакции

Одним из основных понятий неорганической химии является понятие о степени окисления (СО).

Степенью окисления элемента в соединении называется формальный заряд атома элемента, вычисленный из предположения, что валентные электроны переходят к атомам с большей относительной электроотрицательностью (ОЭО) и все связи в молекуле соединения являются ионными.

Степень окисления элемента Э указывают вверху над символом элемента со знаком « + » или « -» перед цифрой.

Степень окисления ионов, реально существующих в растворе или кристаллах, совпадает с их зарядовым числом и обозначается аналогично со знаком « + » или « » после цифры, например, Са 2+ .

Применяют также метод Штока обозначения степени окисления римскими цифрами после символа элемента: Mn (VII), Fe (III).

Вопрос о знаке степени окисления атомов в молекуле решается на основании сопоставления электроотрицательностей связанных между собой атомов, которые образуют молекулу. При этом атом с меньшей электроотрицательностью имеет положительную степень окисления, а с большей электроотрицательностью отрицательную.

Следует отметить, что нельзя отождествлять степень окисления с валентностью элемента. Валентность, определяемая как число химических связей, которыми данный атом соединен с другими атомами, не может равняться нулю и не имеет знака « + » или « ». Степень окисления может иметь как положительное, так и отрицательное значение, а также принимать нулевое и даже дробное значение. Так, в молекуле СO 2 степень окисления С равна +4, а в молекуле СН 4 степень окисления С равна 4. Валентность же углерода и в том, и в другом соединении равна IV.

Несмотря на указанные выше недостатки, использование понятия степени окисления удобно при классификации химических соединений и составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций.

При окислительно-восстановительных реакциях протекают два взаимосвязанных процесса: окисление и восстановление.

Окислением называется процесс потери электронов. Восстановлением процесс присоединения электронов.

Вещества, атомы или ионы которых отдают электроны, называются восстановителями. Вещества, атомы или ионы которых присоединяют электроны (или оттягивают к себе общую пару электронов), называются окислителями .

При окислении элемента степень окисления увеличивается, иначе говоря, восстановитель при реакции повышает степень окисления.

Наоборот, при восстановлении элемента степень окисления понижается, т. е. при реакции окислитель уменьшает степень окисления.

Таким образом, можно дать и такую формулировку окислительно-восстановительных реакций: окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Окислители и восстановители

Для прогноза продуктов и направления окислительно-восстановительных реакций полезно помнить, что типичными окислителями являются простые вещества, атомы которых имеют большую ОЭО > 3,0 (элементы VIA и VIIAгрупп). Из них наиболее сильные окислители фтор (ОЭО = 4,0), кислород (ОЭО = 3,0), хлор (ОЭО = 3,5). К важным окислителям относятся PbO 2 , KMnO 4 , Cа(SO 4) 2 , К 2 Сr 2 O 7 , HClO, HClO 3 , КСIO 4 , NaBiO 3 , H 2 SO4 (конц) , HNO 3(конц) , Na 2 O 2 , (NH 4) 2 S 2 O 8 , КСIO 3 , H 2 O 2 и другие вещества, которые содержат атомы с высшей или высокой СО.

К типичным восстановителям относятся простые вещества, атомы которых имеют малую ОЭО < 1,5 (металлы IA и IIAгрупп и некоторые другие металлы). К важным восстановителям относятся H 2 S, NH 3 , HI, KI, SnCl 2 , FeSO 4 , C, H 2 , CO, H 2 SO 3 , Cr 2 (SO 4) 3 , CuCl, Na 2 S 2 O 3 и другие вещества, которые содержат атомы с низкими СО.

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций можно применять два метода: метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Более правильное представление об окислительно-восстановительных процессах в растворах дает ионно-электронный метод. С помощью этого метода прогнозируют изменения, которые претерпевают реально существующие в растворе ионы и молекулы.

Помимо прогнозирования продуктов реакции, ионные уравнения полуреакций необходимы для понимания окислительно-восстановительных процессов, протекающих при электролизе и в гальванических элементах. Этот метод отражает роль среды как участника процесса. И наконец, при использовании этого метода необязательно заранее знать все образующиеся вещества, так как многие из них получаются при составлении уравнения окислительно-восстановительных реакций.

Следует иметь в виду, что хотя полуреакции отражают реальные процессы, идущие при окислительно-восстановительных реакциях, их нельзя отождествлять с реальными стадиями (механизмом) окислительно-восстановительных реакций.

На характер и направление окислительно-восстановительных реакций влияют многие факторы: природа реагирующих веществ, реакция среды, концентрация, температура, катализаторы.

Биологическое значение окислительно-восстановительных процессов

Важными процессами в животных организмах являются реакции ферментативного окисления веществ-субстратов: углеводов, жиров, аминокислот. В результате этих процессов организмы получают большое количество энергии. Приблизительно 90% всей потребности взрослого мужчины в энергии покрывается за счет энергии, вырабатываемой в тканях при окислении углеводов и жиров. Остальную часть энергии ~10% дает окислительное расщепление аминокислот.

Биологическое окисление протекает по сложным механизмам при участии большого числа ферментов. В митохондриях окисление происходит в результате переноса электронов от органических субстратов. В качестве переносчиков электронов в дыхательную цепь митохондрий входят различные белки, содержащие разнообразные функциональные группы, которые предназначены для переноса электронов. По мере продвижения по цепи от одного интермедиата к другому электроны теряют свободную энергию. На каждую пару электронов, переданных по дыхательной цепи кислороду, синтезируются 3 молекулы АТФ. Свободная энергия, высвобождающаяся при переносе 2 электронов на кислород, составляет 220 кДж/моль.

На синтез 1 молекулы АТФ в стандартных условиях расходуется 30,5 кДж. Отсюда ясно, что довольно значительная часть свободной энергии, выделяющейся при переносе одной пары электронов, запасается в молекулах АТФ. Из этих данных становится понятной и роль многостадийной передачи электронов от исходного восстановителя к кислороду. Большая энергия (220 кДж), выделяемая при переносе одной пары электронов к кислороду, разбивается на ряд порций, соответствующих отдельным стадиям окисления. На трех таких стадиях количество выделяющейся энергии примерно соответствует энергии, необходимой для синтеза 1 молекулы АТФ.

Химической реакцией называют процесс, в результате которого исходные вещества превращаются в продукты реакции. Вещества, полученные после окончания реакции, называют продуктами. От исходных они могут отличаться строением, составом или и тем, и другим.

По изменению состава выделяют следующие типы химических реакций:

• с изменением состава (таких большинство);
• без изменения состава (изомеризация и превращение одной аллотропной модификации в другую).

Если состав вещества в результате реакции не изменяется, то обязательно изменяется его строение, например: Cграфит↔Cалмаз

Рассмотрим подробнее классификацию химических реакций, протекающих с изменением состава.

I. По числу и составу веществ

Реакции соединения

В результате таких химических процессов из нескольких веществ образуется одно: А + В + …= С

Соединяться могут:

• простые вещества: 2Na + S =Na2S;
• простые со сложными: 2SO2 + O2 = 2SO3;
• два сложных: CaO + H2O = Ca(OH)2.
• более двух веществ: 4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

Реакции разложения

Одно вещество в таких реакциях разлагается на несколько других: А=В+С+…

Продуктами в этом случае могут быть:

• простые вещества: 2NaCl = 2Na + Cl2
• простое и сложное: 2KNO3 = 2KNO2 + O2
• два сложных: CaCO3 = CaO + CO2
• более двух продуктов: 2AgNO3 = 2Ag + O2 + 2NO2

Реакции замещения

Такие реакции в которых реагируют между собой простое и сложное вещества, причем атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном, и называют реакциями замещения. Схематично процесс замещения атомов можно показать так: А + ВС = В + АС.

Например, CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

Реакции обмена

В эту группу относят реакции, в ходе которых два сложных вещества меняются своими частями: АВ + СD = AD + CB. Согласно правилу Бертолле, необратимое протекание таких реакций возможно в том случае, если хотя бы один из продуктов:

• осадок (нерастворимое вещество): 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + Na2SO4;
• малодиссоциирующее вещество: NaOH + HCl = NaCl + H2O;
• газ: NaOH + NH4Cl = NaCl + NH3 + H2O (сначала образуется гидрат аммиака NH3 H2O, который при получении тут же разлагается на аммиак и воду).

II. По тепловому эффекту

1. Экзотермические — процессы, протекающие с выделением тепла:
   C + O2 = CO2 +Q
2. Эндотермические — реакции, в которых тепло поглощается:
   Cu(OH)2 = CuO + H2O — Q

III. Типы химических реакций по направлению

1. Обратимыми называют реакции, протекающие в один и тот же момент времени как в прямом, так и в обратном направлении: N2+O2 ↔ 2NO
2. Необратимые процессы протекают до конца, то есть до тех пор, пока хотя бы одно из реагирующих веществ не израсходуется полностью. Примеры необратимых реакций обмена были рассмотрены выше.

IV. По наличию катализатора

V. По агрегатному состоянию веществ

1. Если все реагирующие вещества находятся в одинаковых агрегатных состояниях, реакцию называют гомогенной . Протекают такие процессы во всем объеме. Например: NaOH + HCl = NaCl + H2O
2. Гетерогенными называют реакции между веществами, находящимися в разных агрегатных состояниях, протекающие на поверхности раздела фаз. Например: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

VI. Типы химических реакций по изменению степени окисления реагирующих веществ

1. Окислительно-восстановительные (ОВР) — реакции, в которых изменяются степени окисления реагирующих веществ.
2. Реакции, протекающие без изменения степеней окисления реагентов (БИСО).

Всегда окислительно-восстановительными являются процессы горения и замещения. Реакции обмена протекают без изменения степеней окисления веществ. Все остальные процессы могут быть как ОВР, так и БИСО.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Степень окисления - это количественная оценка состояния атома химического элемента в соединении, основанная на его электроотрицательности.

Она принимает как положительные, так и отрицательные значения. Чтобы указать степень окисления элемента в соединении нужно поставить сверху над его символом арабскую цифру с соответствующим знаком («+» или «-»).

Следует помнить, что степень окисления — величина, не имеющая физического смысла, так как не отражает реальный заряд атома. Однако это понятие весьма широко используется в химии.

Таблица степени окисления химических элементов

Максимальную положительную и минимальную отрицательную степень окисления можно определить с помощью Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Они равны номеру группы, в которой расположен элемент, и разнице между значением «высшей» степени окисления и числом 8, соответственно.

Если рассматривать химические соединения более конкретно, то в веществах с неполярными связями степень окисления элементов равна нулю (N 2 , H 2 , Cl 2).

Степень окисления металлов в элементарном состоянии равна нулю, так как распределение электронной плотности в них равномерно.

В простых ионных соединениях степень окисления входящих в них элементов равна электрическому заряду, поскольку при образовании этих соединений происходит практически полный переход электронов от одного атома к другому: Na +1 I -1 , Mg +2 Cl -1 2 , Al +3 F -1 3 , Zr +4 Br -1 4 .

При определении степени окисления элементов в соединениях с полярными ковалентными связями сравнивают значениях их электроотрицательностей. Поскольку при образовании химической связи электроны смещаются к атомам более электроотрицательных элементов, то последние имеют в соединениях отрицательную степень окисления.

Существуют элементы, для которых характерно только одно значение степени окисления (фтор, металлы IA и IIA групп и т.д.). Фтор, характеризующийся наибольшим значением электроотрицательности, в соединениях всегда имеет постоянную отрицательную степень окисления (-1).

Щелочные и щелочноземельные элементы, для которых свойственно относительно невысокое значение электроотрицательности, всегда имеют положительную степень окисления, равную соответственно (+1) и (+2).

Однако, имеются и такие химические элементы, для которых характерны несколько значений степени окисления (сера - (-2), 0, (+2), (+4), (+6) и др.).

Для того, чтобы легче было запомнить сколько и какие степени окисления характерны для конкретного химического элемента используют таблицы степеней окисления химических элементов, которые выглядят следующим образом:

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

• Степень окисления фосфора в фосфине равна (-3), а в ортофосфорной кислоте - (+5). Изменение степени окисления фосфора: +3 → +5, т.е. первый вариант ответа.
• Степень окисления химического элемента в простом веществе равна нулю. Степень окисления фосфора в оксиде состава P 2 O 5 равна (+5). Изменение степени окисления фосфора: 0 → +5, т.е. третий вариант ответа.
• Степень окисления фосфора в кислоте состава HPO 3 равна (+5), а H 3 PO 2 — (+1). Изменение степени окисления фосфора: +5 → +1, т.е. пятый вариант ответа.

ПРИМЕР 2

Окислительно-восстановительные процессы. Составление окислительно-восстановительных реакций (ОВР). Метод учета изменения степеней окисления элементов. Типы ОВР. Ионно-электронный метод составления ОВР. Понятие о стандартном электродном потенциале. Использование стандартных окислительно-восстановительных потенциалов для выяснения принципиальной возможности окислительно-восстановительного процесса.

Тема 4.2.1. Степень окисления

Степень окисления - это положительное или отрицательное число, присваиваемое каждому атому в соединении и равное заряду атома при условии, что все химические связи в соединении являются ионными. Поскольку соединения с чисто ионным характером химической связи не существуют, действительные заряды на атомах никогда не совпадают со степенями окисления. Тем не менее, использование степеней окисления позволяет решать целый ряд химических задач.

Степень окисления элемента в соединениях определяется числом валентных электронов, участвующих в образовании химической связи данного элемента. Но обычно для определения степеней окисления элементов не расписывают электронную конфигурацию валентных электронов, а пользуются рядом эмпирических правил:

1. Сумма степеней окисления атомов в частице равна ее электрическому заряду.

2. В простых веществах (состоящих из атомов только одного элемента) степень окисления элемента равна нулю.

3. В бинарных соединениях (состоящих из атомов двух элементов) отрицательная степень окисления присваивается атому с большей электроотрицательностью. Обычно формулы химических соединений записываются таким образом, что более электроотрицательный атом стоит в формуле вторым, хотя некоторые формулы могут быть записаны и иначе:

Или (общепринятая запись), или .

4. В сложных соединениях некоторым атомам приписываются постоянные степени окисления:

– фтор всегда имеет степень окисления -1;

– элементы-металлы обычно имеют положительную степень окисления;

– водород обычно имеет степень окисления +1 (, ), но в соединениях с металлами (гидридах) его степень окисления -1: , ;

– для кислорода характерна степень окисления -2, но с более электроотрицательным фтором – , а в пероксидных соединениях – , , , (надпероксид натрия);

– максимальная положительная степень окисления элемента обычно совпадает с номером группы, в которой находится элемент (табл.1).

Исключения:

1) максимальная степень окисления меньше, чем номер группы: F, O, He, Ne, Ar, подгруппа кобальта: Co(+2,+3); Rh, Ir (+3,+4,+6), подгруппа никеля: Ni (+2, редко +4); Pd, Pt (+2,+4, редко +6);

2) максимальная степень окисления выше, чем номер группы: элементы подгруппы меди: Cu (+1, +2), Au (+1, +3).

–низшая отрицательная степень окисления элементов-неметаллов определяется как номер группы минус 8 (табл. 4.1).

Таблица 4.1. Степени окисления некоторых элементов

Часто возникают сложности в определении степеней окисления в сложные соединения – солях, формула которых содержит несколько атомов, для которых возможны разные степени окисления. В этом случае не обойтись без знания генетической связи между основными классами неорганических соединений, а именно, знания формул кислот, производными которых являются те или иные соли.

Например: определите степень окисления элементов в соединении Cr 2 (SO 4 ) 3 . Рассуждения учащегося в этом случае могут строиться таким путём: Cr 2 (SO 4 ) 3 – это средняя соль серной кислоты , в которой степени окисления элементов расставить достаточно просто. В Cr 2 (SO 4 ) 3 сера и кислород имеют такие же степени окисления, при этом сульфат-ион имеет заряд 2-: . Приняв за легко определить степень окисления хрома: . То есть данная соль - сульфат хрома (III): .

Тема 4.2.2. Окислительно-восстановительные процессы

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов. Изменение степеней окисления происходит за счет перехода электронов от одних частиц к другим.

Процесс потери частицей электронов называется окислением, сама частица при этом окисляется. Процесс присоединения частицей электронов называется восстановлением, сама она при этом восстанавливается. То есть, окислительно-восстановительные реакции - это единство двух противоположных процессов.

Окислитель – это реагент, в котором есть элемент, понижающий в ходе ОВР свою степень окисления за счет присоединения электронов. Восстановитель – это реагент, в котором есть элемент, повышающий свою степень окисления за счет потери электронов.

Например:

восстановитель:

окислитель:

восстановитель:

окислитель:

Многие окислительно-восстановительные реакции сопровождаются изменением окраски раствора.

Например:

Многие окислительно-восстановительные реакции широко используются на практике.

ОСНОВНЫЕ ТИПЫ

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

1) Межмолекулярные (реакции внешнесферного электронного переноса) – это реакции, в которых осуществляется электронный перенос между различными реагентами, то есть окислитель и восстановитель входят в состав разных веществ.

Ок-ль восс-ль

2) Внутримолекулярные (реакции внутрисферного электронного переноса) – в этих реакциях атомы разных элементов одного и того же вещества являются окислителем и восстановителем.

3) Реакции самоокисления - самовосстановления (диспропорционирования) –в этих реакциях степень окисления одного и того же элемента и повышается, и понижается.

Тема 4.2.3. Типичные окислители

1) Тетраоксоманганат (VII) калия -

Окислительные свойства иона зависят от характера среды:

Кислая среда:

Нейтральная среда:

Щелочная среда:

2) Дихромат калия –

Окислительные свойства также зависят от характера среды:

Кислая среда:

Нейтральная среда:

Щелочная среда:

3) Галогены.

4) Водород в разбавленных кислотах.

5) Концентрированная серная кислота

Продукты восстановления серы зависят от природы восстановителя:

Малоактивный металл:

Металл средней активности:

Активный металл:

6) Азотная кислота

В азотной кислоте любой концентрации в роли окислителя выступают не протоны, а азот, имеющий степень окисления +5. Поэтому в этих реакциях никогда не выделяется водород. Вследствие того, что у азота имеется широкое разнообразие степеней окисления, он имеет также широкий спектр продуктов восстановления. Продукты восстановления азотной кислоты зависят от ее концентрации и активности восстановителя.

При взаимодействии концентрированной азотной кислоты с металлами обычно выделяется оксид азота(IV), а с неметаллами - оксид азота(II):

Взаимодействие с металлом:

Взаимодействие с неметаллом:

При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с металлами продукты зависят от активности металла:

Малоактивный металл:

Активный металл:

- активный металл и очень разбавленная кислота:

7) В качестве окислителей используют также PbO 2 , MnO 2 .

Тема 4.2.4. Типичные восстановители

1). Галогенид ионы.

В ряду восстановительные свойства возрастают:

2). и ее соли:

3). Аммиак и соли катиона аммония :

4). Производные :

В водных растворах комплексы легко переходят в комплексы :

5). Все металлы способны, хотя и в различной степени, проявлять восстановительные свойства.

6). В промышленности используются водород, углерод (в виде угля или кокса) и СО .

Тема 4.2.5. Соединения способные проявлять и окислительные и восстановительные свойства

Некоторые элементы в промежуточной степени окисления обладают окислительно-восстановительной двойственностью, т.е. с окислителями способны проявлять себя как восстановители, а с восстановителями ведут себя как окислители.

NaNO 3 ; Na 2 SO 4 ; S; NH 2 OH; H 2 O 2 . Например:

H 2 O 2 - восстановитель:

H 2 O 2 - окислитель:

Например , H 2 O 2 может подвергаться реакциям диспропорционирования:

Тема 4.2.3. Составление окислительно-восстановительных реакций

Для составления ОВР используют два метода:

1) метод электронного баланса:

Этот метод основан на использовании степеней окисления.

Степень окисления марганца понижается на 5 единиц,

при этом степень окисления хлора повышается на 1 единицу, но с учетом образующегося продукта реакции - простого вещества , содержащего 2 моля атомов хлора, - на 2 единицы.

Запишем эти рассуждения в виде баланса и найдем основные коэффициенты, используя понятие общего кратного для чисел, показывающих повышение и понижение степеней окисления:

Расставим полученные коэффициенты в уравнение. Учтем при этом, что не только является окислителем, но и связывает продукты реакции - ионы марганца и калия (степень окисления в этом случае не меняется), то есть коэффициент перед будет больше, чем следует из баланса.

Остальные коэффициенты находим при подсчете баланса атомов , затем по балансу атомов находим окончательный коэффициент перед и по балансу атомов находим число молей воды.

Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитываем баланс молей атомов кислорода. По окончательному уравнению видно, что из 16 молей кислоты, взятой для реакции, 10 молей расходуется на восстановление , а 6 молей - на связывание образующихся в результате реакции ионов марганца (II) и калия.

2) ионно - электронный метод (метод полуреакции):

Окислителем является , входящий в состав иона .

В частном уравнении реакции восстановления для баланса атомов в левую часть надо добавить катионы водорода, чтобы связать атомы кислорода в воду,

а для баланса зарядов в эту же левую часть уравнения добавить 5 молей электронов. Получим:

Восстановителем является ион , в состав которого входит .

В частном уравнении реакции окисления для баланса атомов в правую часть надо добавить катионы водорода, чтобы связать лишние атомы кислорода в воду, а для баланса зарядов в эту же правую часть уравнения добавить 2 моля электронов. Получим:

Таким образом имеем две полуреакции:

Для уравнивания умножим первую полуреакцию на 2, а вторую - на 5. Сложим две полуреакции.

Полное ионное уравнение:

Сократим одинаковые слагаемые:

После сокращения коэффициенты полного ионного уравнения можно перенести в молекулярное уравнение.

Тема 4.2.4. Понятие о стандартном электродном потенциале

О возможности протекания окислительно-восстановительной реакции судят по значениям электродных потенциалов отдельных полуреакций.

Если пластинку металла погрузить в раствор, содержащий ионы этого металла, то на границе металл – раствор возникнет разность потенциалов, которую принято называть электродным потенциалом φ. Электродные потенциалы определяются экспериментально. Для стандартных условий (концентрация растворов 1 моль/л, Т = 298 К) эти потенциалы называют стандартными, обозначают φ 0 . Значения стандартных электродных потенциалов обычно измеряют относительно стандартного водородного электрода и приводят в справочных таблицах.

2Н + + 2ē = Н 2 φ 0 = 0.

Стандартный электродный потенциал связан со свободной энергией Гиббса. Для реакции в стандартных условиях:

ΔG = - nFφ 0

F-константа Фарадея (F=96500 Кл/моль), n - число переносимых электронов.

Значение электродного потенциала зависит от концентрации реагентов и температуры. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

где φ - значение электродного потенциала, зависящее от температуры и концентрации.

NO 3 - + 2ē + H 2 O = NO 2 - + 2OH - , φ 0 = - 0,01В

Учтем, что = = 1 моль/л, рН + рОН = 14, рН = -lg , lg = -lg - 14.

Электродный потенциал зависит от кислотности среды рН. C подкислением раствора (с уменьшением рН) окислительная функция NO 3 - будет возрастать.

Тема 4.2.5. Направление протекания ОВР

окислительно-восстановительных реакций

По значению стандартного электродного потенциала φ о можно судить о восстановительных свойствах системы: чем отрицательнее значение φ о, тем сильнее восстановительные свойства, и полуреакция легче протекает справа налево.

Например, сравним системы:

Li + + e ─ = Li, φ 0 = -3,045 B; Восстановительная

Ba 2+ + 2e ─ = Ba, φ 0 = - 2,91B активность металлов

Mg 2+ + 2e ─ = Mg, φ 0 = -2,363 B; падает по мере увеличения

Zn 2+ + 2e – = Zn, φ о = -0,763 В значения стандартного

Fe 2+ + 2e ─ = Fe, φ 0 = -0,44 B; электродного потенциала φ о

Cd 2+ + 2e ─ = Cd, φ 0 = - 0,403 B;

Pd 2+ + 2e – = Pd, φ о = 0,987 В

Pt 2+ + 2e – = Pt, φ о = 1,188 В

Au 3+ + 3e ─ = Au, φ 0 = 1,50 B.

В ряду приведенных систем убывающее отрицательное значение φ о отвечает падению восстановительной способности систем. Самой наибольшей восстановительной способностью обладает литий, то есть литий – самый активный из представленных металлов, он легче всех теряет свои электроны и переходит в положительную степень окисления. Восстановительная активность металлов падает в ряду Li - Ba - Mg - Zn - Fe - Cd - Pd - Pt - Au.

По величине электродных потенциалов Н. Н. Бекетов расположил металлы в так называемый электрохимический ряд металлов, в котором за точку сравнения принят электродный потенциал водородного электрода

Li Na K Mn Zn Cr Fe Co Ni H Cu Ag Pd Hg Pt Au

Активность металлов уменьшается

1) Металлы, стоящие в ряду напряжения до водорода (активные металлы, для которых φ 0 < 0), взаимодействуют с разбавленными кислотами с вытеснением водорода.

2) Каждый последующий металл вытесняет предыдущие металлы из его соли.

Чем больше значение φ о, тем сильнее окислительные свойства системы , и полуреакция легче протекает слева направо.

Например, сравним системы:

Как видно из значений стандартных электродных потенциалов F 2 - самый сильный окислитель, в ряду F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2 окислительные свойства простых веществ-галогенов падают.

Сравнивая значения стандартных электродных потенциалов различных систем можно судить о направлении окислительно-восстановительной реакции в целом: система с более положительным значением φ о является окислителем, а система с менее положительным значением стандартного электродного потенциала является восстановителем .

Так, например:

а) для получения Br 2 окислением ионов Br – можно использовать Cl 2:

Cl 2 + 2e – = 2Cl – , φ о = 1,359 В

Br 2 + 2e – = 2Br – , φ о = 1,065 В

Суммарная реакция: Cl 2 + 2Br – = Br 2 + 2Cl –

Полная реакция: Cl 2 + 2 КBr = Br 2 + 2 КCl;

б) а для получения F 2 окислением ионов F – использовать Cl 2 нельзя:

F 2 + 2e – = 2F – , φ о = 2,870 В

Cl 2 + 2e – = 2Cl – , φ о = 1,359 В

Суммарная реакция: F 2 + 2 Cl – = Cl 2 + 2F – , то есть реакция Cl 2 + 2 КF = протекать не может.

Также можно определить направление протекания и более сложных окислительно-восстановительных реакций.

Например, ответим на вопрос: возможно ли восстановить ионы MnO 4 – ионами Fe 3+ в кислой среде? То есть, протекает ли реакция:

MnO 4 – + H + + Fe 3+ = Mn 2+ + Fe 2+ + H 2 O ?

Осн. коэф.

MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ о 1 = 1,505 В, 1

Так как φ о 1 > φ о 2 , то первая полуреакция протекает в прямом направлении, а вторая относительно первой протекает в обратном направлении. Тогда, уравняв число переносимых в реакциях окисления и восстановления электронов, получим следующую суммарную реакцию:

В этой реакции коэффициенты перед всеми соединениями удваиваются по сравнению с коэффициентами, полученные в ионном уравнении, так как в продуктах реакции получился сульфат железа (III), имеющий формулу Fe 2 (SO 4) 3 и содержащий 2 моля атомов Fe(III).

Практика 4.2. Окислительно-восстановительные реакции

1. Составление окислительно-восстановительных реакций методом, основанным на изменении степени окисления элементов в соединении.

ПРИМЕР 1.

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + …

KMn +7 O 4 – окислитель: в кислой среде Mn +7 → Mn +2 , степень окисления понижается на 5 единиц; Na 2 S +4 O 3 – восстановитель: S +4 → S +6 , степень окисления повышается на 2 единицы. Чтобы поставить коэффициенты в уравнении реакции, найдем кратное для чисел, показывающих повышение и понижение степеней окисления:

На 2 моля атомов Mn(VII) требуется 5 молей атомов S(IV):

2 Mn +7 + 5 S +4 = 2 Mn +2 + 5 S +6 – это основные коэффициенты при окислителе и восстановителе. Допишем продукты реакции, подставим основные коэффициенты в уравнение реакции, затем подсчитаем баланс других элементов: K, Na, S и Н:

Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитаем баланс молей атомов кислорода. Сумма коэффициентов в уравнении окислительно-восстановительной реакции равна 21.

ПРИМЕР 2.

Допишите и уравняйте окислительно-восстановительную реакцию:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → MnO 2 +…

KMn +7 O 4 – окислитель: в нейтральной среде Mn +7 → Mn +4 , степень окисления понижается на 3 единицы; Na 2 S +4 O 3 – восстановитель: S +4 → S +6 , степень окисления повышается на 2 единицы. Чтобы поставить коэффициенты в уравнении реакции, найдем кратное для чисел, показывающих повышение и понижение степеней окисления:

На 2 моля атомов Mn(VII) требуется 3 моля атомов S(IV):

2 Mn +7 + 3 S +4 = 2 Mn +4 + 3 S +6 – это основные коэффициенты при окислителе и восстановителе. Допишем продукты реакции, подставим основные коэффициенты в уравнение реакции, затем подсчитаем баланс других элементов: K, Na и Н:

Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитываем баланс молей атомов кислорода. Сумма коэффициентов в уравнении окислительно-восстановительной реакции равна 13.

ПРИМЕР 3

Допишите и уравняйте окислительно-восстановительную реакцию:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + KOH → K 2 MnO 4 +…

KMn +7 O 4 – окислитель: в щелочной среде Mn +7 → Mn +6 , степень окисления понижается на 1 единицу; Na 2 S +4 O 3 – восстановитель: S +4 → S +6 , степень окисления повышается на 2 единицы. Чтобы поставить коэффициенты в уравнении реакции, найдем кратное для чисел, показывающих повышение и понижение степеней окисления:

На 2 моля атомов Mn(VII) требуется 1 моль атомов S(IV):

2 Mn +7 + S +4 = 2 Mn +6 + S +6 – это основные коэффициенты при окислителе и восстановителе. Допишем продукты реакции, подставим основные коэффициенты в уравнение реакции, затем подсчитаем баланс других элементов: K, Na и Н:

Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитываем баланс молей атомов кислорода.

Сумма коэффициентов в уравнении окислительно-восстановительной реакции равна 9.

ПРИМЕР 4

Допишите и уравняйте окислительно-восстановительную реакцию:

K 2 Cr 2 O 7 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + …

K 2 Cr 2 +6 O 7 – окислитель: 2Cr +6 → 2Cr +3 , степень окисления понижается на 6 единиц; Na 2 S +4 O 3 – восстановитель: S +4 → S +6 , степень окисления повышается на 2 единицы. Чтобы поставить коэффициенты в уравнении реакции, найдем кратное для чисел, показывающих повышение и понижение степеней окисления:

На 2 моля атомов Cr(VI) требуется 3 моля атомов S(IV):

2 Cr +6 + 3 S +4 = 2 Cr +3 + 3 S +6 – это основные коэффициенты при окислителе и восстановителе. Допишем продукты реакции, подставим основные коэффициенты в уравнение реакции, затем подсчитаем баланс других элементов: K, Na, S и Н:

Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитаем баланс молей атомов кислорода. Сумма коэффициентов в уравнении окислительно-восстановительной реакции равна 17.

ПРИМЕР 5

Сумма коэффициентов в уравнении окислительно-восстановительной реакции

K 2 MnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + …

K 2 Mn +6 O 4 – окислитель: в кислой среде Mn +6 → Mn +2 , степень окисления понижается на 4 единицы; Fe +2 SO 4 – восстановитель: Fe +2 → Fe +3 , степень окисления повышается на 1 единицу. Чтобы поставить коэффициенты в уравнении реакции, найдем кратное для чисел, показывающих повышение и понижение степеней окисления:

На 1 моль атомов Mn(VII) требуется 4 моля атомов Fe(II):

Mn +6 + 4 Fe +2 = Mn +2 + 4 Fe +3 – это основные коэффициенты при окислителе и восстановителе. Допишем продукты реакции, подставим основные коэффициенты в уравнение реакции, затем подсчитаем баланс других элементов: K, S и Н:

Для проверки правильности подобранных коэффициентов подсчитываем баланс молей атомов кислорода. Сумма коэффициентов в уравнении окислительно-восстановительной реакции равна 17.

2. Составление окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса

ПРИМЕР 6

Если в качестве окислителя использовать кислый раствор тетраоксоманганата (VII) калия:

то восстановителем может быть система:

Fe 3+ + e – = Fe 2+ , φ о = 0,771 В

Co 3+ + e – = Co 2+ , φ о = 1,808 В

По значению стандартного окислительно-восстановительного потенциала φ о можно судить об окислительно-восстановительных свойствах системы. Система с более положительным значением φ о является окислителем, а система с менее положительным значением стандартного окислительно-восстановительного потенциала φ о является восстановителем. Поэтому для системы MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ о = 1,505 В восстановителем может быть система Fe 3+ + e – = Fe 2+ , φ о = 0,771 В.

ПРИМЕР 7

Rh 3+ + 3e – = Rh, φ о = 0,8 В

Bi 3+ + 3e – = Bi, φ о = 0,317 В

Ni 2+ + 2e – = Ni, φ о = -0,250 В

2H + + 2e – = H 2 , φ о = 0,0 В

какой из металлов может растворяться в соляной кислоте?

По значению стандартного электродного потенциала φ о можно судить об окислительно-восстановительных свойствах системы. Система с более положительным значением φ о является окислителем, а система с менее положительным значением стандартного электродного потенциала является восстановителем. В соляной кислоте (HCl) катионы Н + являются окислителем, принимают электроны и восстанавливаются до H 2 , для этой реакции φ о = 0 В. Поэтому в HCl растворяется только тот металл, который может быть в этих условиях восстановителем, то есть для которого φ о < 0, а именно никель:

Ni + 2 HCl =NiCl 2 + H 2

ПРИМЕР 8

Исходя из значений стандартных электродных потенциалов полуреакций:

Zn 2+ + 2e – = Zn, φ о = -0,763 В

Cd 2+ + 2e – = Cd, φ о = -0,403 В

какой металл является наиболее активным?

Чем активнее металл, тем больше его восстановительные свойства. О восстановительных свойствах системы можно судить по значению стандартного окислительно-восстановительного потенциала φ о: чем отрицательнее значение φ о, тем сильнее восстановительные свойства системы, и полуреакция легче протекает справа налево. Следовательно, наибольшей восстановительной способностью обладает цинк, то есть цинк – самый активный из представленных металлов.

ПРИМЕР 9

Если в качестве окислителя использовать кислый раствор хлорида железа(III):

то какая система может быть восстановителем:

I 2 + 2e – = 2I – , φ о = 0,536 В

Br 2 + 2e – = 2Br – , φ о = 1,065 В

Pb 4+ + 2e – = Pb 2+ , φ о = 1,694 В?

По значению стандартного окислительно-восстановительно потенциала φ о можно судить об окислительно-восстановительных свойствах системы. Система с более положительным значением φ о является окислителем, а система с менее положительным значением стандартного окислительно-восстановительного потенциала является восстановителем. Поэтому для системы Fe 3+ + e – = Fe 2+ , φ о = 0,771 В восстановителем может быть система I 2 + 2e – = 2I – , φ о = 0,536 В.

Осн. коэф.

Fe 3+ + e – = Fe 2+ , φ о 1 = 0,771 В 2

I 2 + 2e – = 2I – , φ о 2 = 0,536 В 1

Так как φ о 1 >

2 Fe 3+ + 2I – = 2 Fe 2+ + I 2

Добавив ионы противоположного знака, получим полное уравнение:

2 FeCl 3 + 2 KI = 2 FeCl 2 + 2 KCl + I 2

ПРИМЕР 10

Можно ли восстановить ионы MnO 4 – ионами Fe 3+ в кислой среде?

Запишем вопрос в виде уравнения реакции:

MnO 4 – + H + + Fe 3+ = Mn 2+ + Fe 2+ + H 2 O.

Подберем из справочной таблицы подходящие полуреакции и приведем их стандартные электродные потенциалы:

Осн. коэф.

MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ о 1 = 1,505 В, 1

Fe 3+ + e – = Fe 2+ , φ о 2 = 0,771 В 5

Так как φ о 1 > φ о 2 , первая полуреакция протекает в прямом направлении, а вторая относительно первой протекает в обратном направлении. Тогда, уравняв число переносимых в реакциях окисления и восстановления электронов, получим следующую суммарную реакцию:

MnO 4 – + 8H + + 5 Fe 3+ = Mn 2+ + 5Fe 2+ + 4H 2 O

То есть, восстановить ионы MnO 4 – ионами Fe 3+ в кислой среде возможно. Полная реакция имеет вид:

В этой реакции коэффициенты перед всеми соединениями удваиваются по сравнению с коэффициентами, полученные в ионном уравнении, так как в продуктах реакции получился сульфат железа (III), имеющий формулу Fe 2 (SO 4) 3 .

ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

1. Определите степени окисления элементов в соединениях:

H 3 PO 4 , K 3 PO 4 , N 2 O 5 , NH 3 , Cl 2 , KCl , KClO 3 , Ca (ClO 4 ) 2 , NH 4 Cl , HNO 2 , Li , Li 3 N , Mg 3 N 2 , NF 3 , N 2 , NH 4 NO 3 , H 2 O , H 2 O 2 , KOH , KH, K 2 O 2 , BaO , BaO 2 , OF 2 , F 2 , NF 3 , Na 2 S , FeS , FeS 2 , NaHS , Na 2 SO 4 , NaHSO 4 , SO 2 , SOCl 2 , SO 2 Cl 2 , MnO 2 , Mn (OH ) 2 , KMnO 4 , K 2 MnO 4 , Cr , Cr (OH ) 2 , Cr (OH ) 3 , K 2 CrO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 , K 3 [ Al (OH ) 6 ], Na 2 [ Zn (OH ) 4 ], K 2 [ ZnCl 4 ], H 2 SO 3 , FeSO 3 , Fe 2 (SO 3 ) 3 , H 3 PO 4 , Cu 3 PO 4 , Cu 3 (PO 4 ) 2 , Na 2 SiO 3 , MnSiO 3 , PbSO 4 , Al 2 (SO 4 ) 3 , Fe 2 (SO 4 ) 3 , NH 4 Cl , (NH 4 ) 2 SO 4 , Cr 2 (SO 4 ) 3 , CrSO 4 , NiSO 4 , [ Zn (OH 2 ) 6 ] SO 4 , Fe (NO 3 ) 2 , Fe (NO 3 ) 3 , PbCO 3 , Bi 2 (CO 3 ) 3 , Ag 2 S , Hg 2 S , HgS , Fe 2 S 3 , FeS , SnSO 4 .

2. Укажите окислитель и восстановитель, составьте схемы изменения степеней окисления, допишите и расставьте коэффициенты в уравнение реакций:

а. MnO 2 + HCl(конц) →

б. KMnO 4 +H 2 S + H 2 SO 4 →

в. FeCl 3 + SnCl 2 →

г. KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → O 2

д. Br 2 + KOH →

е. Zn + HNO 3 → NH 4 NO 3 +…

ж. Cu + HNO 3 → NO 2 + …

з. K 2 MnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 →

и. K 2 Cr 2 O 7 + (NH 4) 2 S + H 2 O → Cr(OH) 3 + …+ NH 3 +…

к. H 2 S + Cl 2 →

л. K 2 Cr 2 O 7 +HCl → CrCl 3 + …

м. FeCl 3 + H 2 S →

н. KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 SO 4 →

о. Cl 2 + KOH →

а) На основе стандартных значений электродных потенциалов расположите металлы в порядке усиления восстановительных свойств:

Ba 2+ + 2e ─ = Ba , φ 0 = -2,91 B;

Au 3+ + 3e ─ = Au, φ 0 = 1,50 B;

Fe 2+ + 2e ─ = Fe, φ 0 = -0,44 B.

Что произойдет при погружении железной пластины в раствор AuCl 3

б) На основе стандартных значений электродных потенциалов полуреакций

MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ о = 1,505 В,

Pb 4+ + 2e – = Pb 2+ , φ о = 1,694 В

дайте обоснованный ответ на вопрос - возможно ли окислить ионы Mn 2+ с помощью ионов Pb 4+ ? Приведите суммарную реакцию, укажите окислитель и восстановитель.

в) На основе стандартных значений электродных потенциалов полуреакций дайте обоснованный ответ на вопрос - возможно ли окислить ионы Fe 2+ с помощью ионов Pb 4+ ? Приведите суммарную реакцию, укажите окислитель и восстановитель.

г) На основе стандартных значений электродных потенциалов расположите металлы в порядке усиления восстановительных свойств:

Mg 2+ + 2e ─ = Mg

Cd 2+ + 2e ─ = Cd

Сu 2+ + 2e ─ = Cu

Что произойдет при погружения медной пластинки в раствор хлорида кадмия?

д) На основе стандартных значений электродных потенциалов полуреакций

Ir 3+ + 3e – = Ir,

NO 3 - + 4H + + 3e – = NO + 2H 2 O,

дайте обоснованный ответ на вопрос – растворяется ли иридий в азотной кислоте? Приведите суммарную реакцию, укажите окислитель и восстановитель

е) На основе стандартных значений электродных потенциалов расположите галогены в порядке усиления их окислительных свойств:

Cl 2 + 2e ─ = 2Cl ─ φ 0 = 1,359 B;

Br 2 + 2e ─ = 2Br ─ φ 0 = 1,065 B;

I 2 + 2e ─ = 2I ─ φ 0 = 0,536 B;

F 2 + 2e ─ = 2F ─ φ 0 = 2,87 B.

Докажите, можно ли для получения брома использовать реакцию окисления ионов Br ─ хлором Cl 2 ?

ж) На основе стандартных значений электродных потенциалов полуреакций

Fe 3+ + e – = Fe 2+ , φ о = 0,771 В,

Br 2 + 2e – = 2Br – , φ о = 1,065 В

дайте обоснованный ответ на вопрос - возможно ли окислить ионы Fe 2+ с помощью Br 2 ? Приведите суммарную реакцию, укажите окислитель и восстановитель.

з) На основе стандартных значений электродных потенциалов расположите металлы в порядке усиления восстановительных свойств:

Zn 2+ + 2e – = Zn, φ о = - 0,763 В

Hg 2+ + 2e – = Hg, φ о = 0,850 В

Cd 2+ + 2e – = Cd, φ о = - 0,403 В.

Что произойдет при погружения кадмиевой пластинки в раствор хлорида цинка?

Существует два типа химических реакций:

A Реакции, в которых не изменяется степень окисления элементов:

Реакции присоединения

SO 2 + Na 2 O = Na 2 SO 3

Реакции разложения

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

Реакции обмена

AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O

B Реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих соединений и передача электронов от одних соединений к другим:

2Mg 0 + O 2 0 = 2Mg +2 O -2

2KI -1 + Cl 2 0 = 2KCl -1 + I 2 0

Mn +4 O 2 + 4HCl -1 = Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O

Такие реакции называются окислительно - восстановительными.

Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна.

Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью - положительные.

Степень окисления - формальное понятие; в ряде случаев степень окисления не совпадает с валентностью.

Например :

N 2 H 4 (гидразин)

степень окисления азота – -2; валентность азота – 3.

Расчет степени окисления

Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие положения:

1. Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na 0 ; H 2 0).

2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона.

3. Постоянную степень окисления в соединениях с атомами других элементов имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), фтора

(-1), водорода (+1) (кроме гидридов металлов Na + H - , Ca 2+ H 2 - и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме F 2 -1 O +2 и пероксидов, содержащих группу –O–O–, в которой степень окисления кислорода -1).

4. Для элементов положительная степень окисления не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы.

Примеры :

V 2 +5 O 5 -2 ; Na 2 +1 B 4 +3 O 7 -2 ; K +1 Cl +7 O 4 -2 ; N -3 H 3 +1 ; K 2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2

Окисление, восстановление

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается:

H 2 0 - 2ē = 2H + + 1/2О 2

S -2 - 2ē = S 0

Al 0 - 3ē = Al +3

Fe +2 - ē = Fe +3

2Br - - 2ē = Br 2 0

Процесс присоединения электронов - восстановление: При восстановлении степень окисления понижается.

Mn +4 + 2ē = Mn +2

S 0 + 2ē = S -2

Cr +6 +3ē = Cr +3

Cl 2 0 +2ē = 2Cl -

O 2 0 + 4ē = 2O -2

Атомы, молекулы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны - восстановителями.

Окислитель в процессе реакции восстанавливается, восстановитель - окисляется.

Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов

Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный элемент. Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления могут служить только восстановителями, поскольку они способны лишь отдавать электроны, потому, что внешний энергетический уровень у таких атомов завершен восемью электронами. Минимальная степень окисления у атомов металлов равна 0, для неметаллов - (n–8) (где n- номер группы в периодической системе). 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.

Важнейшие восстановители и окислители

Восстановители

Окись углерода (II) (CO).

Сероводород (H 2 S);

оксид серы (IV) (SO 2);

сернистая кислота H 2 SO 3 и ее соли.

Галогеноводородные кислоты и их соли.

Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl 2 , FeCl 2 , MnSO 4 , Cr 2 (SO4) 3 .

Азотистая кислота HNO 2 ;

аммиак NH 3 ;

гидразин NH 2 NH 2 ;

оксид азота(II) (NO).

Катод при электролизе.

Окислители

Галогены.

Перманганат калия(KMnO 4);

манганат калия (K 2 MnO 4);

оксид марганца (IV) (MnO 2).

Дихромат калия (K 2 Cr 2 O 7);

хромат калия (K 2 CrO 4).

Азотная кислота (HNO 3).

Серная кислота (H 2 SO 4) конц.

Оксид меди(II) (CuO);

оксид свинца(IV) (PbO 2);

оксид серебра (Ag 2 O);

пероксид водорода (H 2 O 2).

Хлорид железа(III) (FeCl 3).

Бертоллетова соль (KClO 3).

Анод при электролизе.