Многие вещества обладают особыми свойствами, которые в химии принято называть окислительными или восстановительными.

Одни химические вещества проявляют свойства окислителей, другие - восстановителей, при этом некоторые соединения могут проявлять те и другие свойства одновременно (например – перекись водорода Н 2 О 2).

Что же такое окислитель и восстановитель, окисление и восстановление?

Окислительно-восстановительные свойства вещества связаны с процессом отдачи и приема электронов атомами, ионами или молекулами.

Окислитель - это вещество, которое в ходе реакции принимает электроны, т. е. восстанавливается; восстановитель - отдает электроны, т. е. окисляется. Процессы передачи электронов от одних веществ к другим, обычно называют окислительно-восстановительными реакциями.

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

Все многообразие химических реакций можно свести к двум типам. Если в результате реакции степени окисления элементов не изменяются, то такие реакции называют обменными , в противном случае – окислительно-восстановительными реакциями.

Протекание химических реакций обусловлено обменом частицами между реагирующими веществами. Например, в реакции нейтрализации происходит обмен между катионами и анионами кислоты и основания, в результате образуется слабый электролит – вода:

Часто обмен сопровождается переходом электронов от одной частица к другой. Так, при вытеснении цинком меди в растворе сульфата меди (II)

электроны от атомов цинка переходят к ионам меди:

Процесс потери электронов частицей называют окислением , а процесс приобретения электронов – восстановлением . Окисление и восстановление протекают одновременно, поэтому взаимодействия, сопровождающиеся переходом электронов от одних частиц к другим, называют окислительно-восстановительными реакциями .

Передача электронов может быть и неполной. Например, в реакции

вместо малополярных связей С-Н появляются сильнополярные связи Н-Сl. Для удобства написания окислительно-восстановительных реакций используют понятие степени окисления, характеризующее состояние элемента в химическом соединении и его поведении в реакциях.

Степень окисления – величина, численно равная формальному заряду, который можно приписать элементу, исходя из предположения, что все электроны каждой его связи перешли к более электроотрицательному атому данного соединения.

Используя понятие степени окисления, можно дать более общее определение процессов окисления и восстановления. Окислительно-восстановительными называют химические реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления элементов участвующих в реакции веществ. При восстановлении степень окисления элемента уменьшается, при окислении – увеличивается. Вещество, в состав которого входит элемент, понижающий степень окисления, называют окислителем ; вещество, в состав которого входит элемент, повышающий степень окисления, называют восстановителем .

Степень окисления элемента в соединении определяют в соответствии со следующими правилами:

· степень окисления элемента в простом веществе равна нулю;

· алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в молекуле равна нулю;

· алгебраическая сумма всех степеней окисления атомов в сложном ионе, а также степень окисления элемента в простом одноатомном ионе равна заряду иона;

· отрицательную степень окисления проявляют в соединении атомы элемента, имеющего наибольшую электроотрицательность;

· максимально возможная (положительная) степень окисления элемента соответствует номеру группы, в которой расположен элемент в Периодической системе Д.И. Менделеева.

Степень окисления атомов элементов в соединении записывают над символом данного элемента, указывая вначале знак степень окисления, а затем ее численное значение, например .

Ряд элементов в соединениях проявляет постоянную степень окисления, что используют при определении степеней окисления других элементов:

Окислительно-восстановительные свойства атомов различных элементов проявляются в зависимости от многих факторов, важнейшие из которых – электронное строение элемента, его степень окисления в веществе, характер свойств других участников реакции. Соединения, в состав которых входят атомы элементов с максимальной (положительной) степенью окисления, например, могут только восстанавливаться, выступая в качестве окислителей. Соединения, содержащие элементы с минимальной степенью окисления, например, могут только окисляться и выступать в качестве восстановителей.

Вещества, содержащие элементы с промежуточными степенями окисления, например, обладают окислительно-восстановительной двойственностью . В зависимости от партнера по реакции такие вещества способны и принимать (при взаимодействии с более сильными восстановителями), и отдавать (при взаимодействии с более сильными окислителями) электроны.

Состав продуктов восстановления и окисления также зависит от многих факторов, в том числе среды, в которой протекает химическая реакция, концентрации реагентов, активности партнера по окислительно-восстановительному процессу.

Чтобы записать уравнение окислительно-восстановительной реакции, необходимо знать, как изменяются степени окисления элементов и в какие другие переходят окислитель и восстановитель. Рассмотрим краткие характеристики наиболее часто употребляющихся окислителей и восстановителей.

Важнейшие окислители. Среди простых веществ окислительные свойства характеры для типичных неметаллов: фтора F 2 , хлора Cl 2 , брома Br 2 , йода I 2 , кислорода О 2 .

Галогены , восстанавливаясь, приобретают степень окисления -1, причем от фтора к йоду их окислительные свойства ослабевают (F 2 имеет ограниченное применение вследствие высокой агрессивности):

Кислород , восстанавливаясь, приобретает степень окисления -2:

К наиболее важным окислителям среди кислородосодержащих кислот и их солей относятся азотная кислота HNO 3 и ее соли, концентрированная серная кислота Н 2 SO 4 , кислородосодержащие кислоты галогенов ННаlO x и их соли, перманганат калия КМnО 4 и дихромат калия К 2 Сr 2 O 7 .

Азотная кислота проявляет окислительные свойства за счет азота в степени окисления +5. При этом возможно образование различных продуктов восстановления:

Глубина восстановления азота зависит от концентрации кислоты, а также от активности восстановителя, определяемой его окислительно-восстановительным потенциалом:

Рис.1. Глубина восстановления азота в зависимости от концентрации кислоты.

Например, окисление цинка (активный металл) азотной кислотой сопровождается образованием различных продуктов восстановления, ни про концентрации HNO 3 примерно 2 % (масс.) преимущественно образуется NH 4 NO 3:

при концентрации HNO 3 приблизительно 5 % (масс.) – N 2 O:

при концентрации HNO 3 около 30 % (масс.) – NO:

а при концентрации HNO 3 примерно 60 % (масс.) преимущественно образуется – NO 2:

Окислительная активность азотной кислоты усиливается с ростом концентрации, поэтому концентрированная HNO 3 окисляет не только активные, но и мало активные металлы, такие как медь и серебро, образуя преимущественно оксид азота (IV):

а также и неметаллы, такие как сера и фосфор, окисляя их до кислот, соответствующих высшим степеням окисления:

Соли азотной кислоты (нитраты ) могут восстанавливаться в кислотной, а при взаимодействии с активными металлами и в щелочной средах, а также в расплавах:

Царская водка – смесь концентрированной и азотной кислот, смешанных в соотношении 1:3 по объему. Название этой смеси связано с тем, что она растворяет даже такие благородные металлы, как золото и платина:

Протекание этой реакции обусловлено тем, что царская водка выделяет нитрозилхлорид NOCl и свободный хлор Cl 2:

под действием которых металлы переходят в хлориды.

Серная кислота проявляет окислительные свойства в концентрированном растворе за счет серы в степени окисления +6:

Состав продуктов восстановления определяется главным образом активностью восстановителя и концентрацией кислоты:

Рис.2. Восстановительная активность серы в зависимости от

концентрации кислоты.

Так, взаимодействие концентрированной Н 2 SO 4 с малоактивными металлами, некоторыми неметаллами и их соединениями приводит к образованию оксида серы (IV):

Активные металлы восстанавливают концентрированную серную кислоту до серы или сероводорода:

при этом одновременно образуются Н 2 S, S и SO 2 в различных соотношениях. Однако и в этом случае основным продуктом восстановления Н 2 SO 4 является SO 2 , так как выделяющиеся S и Н 2 S могут окисляться концентрированной серной кислотой:

и их соли (см. табл. П.1.1) часто используют как окислители, хотя многие из них проявляют двойственный характер. Как правило, продукты восстановления этих соединений – хлориды и бромиды (степень окисления -1), а также йод (степень окисления 0);

Однако и в этом случае состав продуктов восстановления зависит от условий протекания реакции, концентрации окислителя и активности восстановителя:

Перманганат калия проявляет окислительные свойства за счет марганца в степени окисления +7. В зависимости от среды, в которой протекает реакция, он восстанавливается до разных продуктов: в кислотной среде – до солей марганца (II), в нейтральной – до оксида марганца (IV) в гидратной форме MnO(O) 2 , в щелочной – до манганат-иона

кислотная среда

нейтральная среда

щелочная среда

Дихромат калия , в состав молекулы которого входит хром в степени окисления +6, является сильным окислителем при спекании и в кислотном растворе

проявляет окислительные свойства и в нейтральной среде

В щелочной среде равновесие между хромат- и дихромат-ионами

смещено в сторону образования , поэтому в щелочной среде окислителем является хромат калия К 2 СrO 4:

однако К 2 СrO 4 более слабый окислитель по сравнения с К 2 Сr 2 O 7 .

Среди ионов окислительные свойства проявляют ион водорода Н + и ионы металлов в высшей степени окисления. Ион водорода Н + выступает как окислитель при взаимодействии активных металлов с разбавленными растворами кислот (за исключением НNO 3)

Ионы металлов в относительно высокой степени окисления, такие как Fe 3+ , Сu 2+ , Нg 2+ , восстанавливаясь, превращаясь в ионы более низкой степени окисления

или выделяются из растворов их солей в виде металлов

Важнейшие восстановители . К типичным восстановителям среди простых веществ относятся активные металлы, такие как щелочные и щелочно-земельные металлы, цинк, алюминий, железо и другие, а также некоторые неметаллы (водород, углерод, фосфор, кремний).

Металлы в кислотной среде окисляются до положительно заряженных ионов:

В щелочной среде окисляются металлы, проявляющие амфотерные свойства; при этом образуются отрицательно заряженные анионы или гидроксокомпаненты:

Неметаллы , окисляясь, образуют оксиды или соответствующие кислоты:

Восстановительными функциями обладают бескислородные анионы, например Cl - , Вr - , I - , S 2- , Н - и катионы металлов в высшей степени окисления.

В ряду галогенид-ионов , которые, окисляясь, обычно образуют галогены:

восстановительные свойства усиливаются от Cl - к I - .

Гидриды металлов проявляют восстановительные свойства за счет окисления связанного с водородом (степень окисления -1) до свободного водорода:

Катионами металлов в низшей степени окисления, таким как Sn 2+ , Fe 2+ , Cu + , Hg 2 2+ и другим, при взаимодействии с окислителями свойственно повышение степени окисления:

Окислительно-восстановительная двойственность. Среди простых веществОкислительно-восстановительная двойственность характерна для элементов VIIA,VIA и VA подгрупп, которые могут как повышать, так и понижать свою степень окисления.

Часто используемые как окислители галогены под действием более сильных окислителей проявляют восстановительные свойства (за исключением фтора). Их окислительные способности уменьшаются, а восстановительные свойства увеличиваются от Cl 2 к I 2:

Рис.3. Окислительно-восстановительная способность галогенов.

Эту особенность иллюстрирует реакция окисление йода хлором в водном растворе:

В состав кислородосодержащих соединений, проявляющих двойственность поведения в окислительно-восстановительных реакциях, также входят элементы в промежуточной степени окисления. Кислородосодержащие кислоты галогенов и их соли, в состав молекул которых входит галоген в промежуточной степени окисления, могут быть как окислителями

так и восстановителями

Пероксид водорода , содержащий кислород в степени окисления -1, в присутствии типичных восстановителей проявляет окислительные свойства, так как степень окисления кислорода может понижаться до -2:

Последнюю реакцию используют при реставрации картин старых мастеров, краски которых, содержащие свинцовые белила, чернеют из-за взаимодействия с сероводородом воздуха.

При взаимодействии с сильными окислителями степень окисления кислорода, входящего в состав пероксида водорода, повышается до 0, Н 2 О 2 проявляет свойства восстановителя:

Азотистая кислота и нитриты , в состав которых входит азот в степени окисления +3, а также могут выступать как в роли окислителей

так и в роли восстановителей

Классификация. Различают четыре типа окислительно-восстановительных реакций.

1. Если окислитель и восстановитель разные вещества, то такие реакции относятся к межмолекулярным . Примерами служат все рассмотренные реакции ранее.

2. При термическом разложении сложных соединений, в состав которых входят окислитель и восстановитель в виде атомов разных элементов, происходят окислительно-восстановительные реакции, называемые внутримолекулярными :

3. Реакции диспропорционирования (дисмутации или, согласно устаревшей терминологии, самоокисления - самовосстановления) могут происходить, если соединения, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, попадают в условия, где они оказываются неустойчивыми (например, при повышенной температуре). Степень окисления этого элемента и повышается, и понижается:

4. Реакции контрпропорционирования (конмутации ) – это процессы взаимодействия окислителя и восстановителя, в состав которых входит один и тот же элемент с разными степенями окисления. В результате продуктом окисления и восстановления является вещество с промежуточной степенью окисления атомов данного элемента:

Существуют также реакции смешанного типа. Например, к внутримолекулярной реакции контрпропорционирования относится реакция разложения нитрата аммония

Составление уравнений.

Уравнения окислительно-восстановительных реакций составляют, основываясь на принципах равенства числа одних и тех же атомов до и после реакции, а также учитывая равенство числа электронов, отдаваемых восстановителем, и числа электронов, принимаемых окислителем, т.е. электронейтральность молекул. Реакцию представляют в виде системы двух полуреакций – окисления и восстановления, суммирование которых с учетом указанных принципов приводит к составлению общего уравнения процесса.

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций наиболее часто используют метод электронно-ионных полуреакций и метод электронного баланса.

Метод электронно-ионных полуреакций применяют при составлении уравнений реакции, протекающих в водном растворе, а также реакции с участием веществ, степень окисления элементов которых трудно определить (например, KNCS, CH 3 CH 2 OH).

Согласно этому методу, выделяют следующие главные этапы составления уравнения реакций.

а) записывают общую молекулярную схему процесса с указанием восстановителя, окислителя и среды, в которой протекает реакция (кислотная, нейтральная или щелочная). Например

б) учитывая диссоциацию электролитов в водном растворе, данную схему представляют в виде молекулярно-ионного взаимодействия. Ионы, степени окисления атомов которых не изменяются, в схеме не указывают, за исключением ионов среды (Н + , ОН -):

в) определяют степени окисления восстановителя и окислителя, а также продуктов их взаимодействия:

е) добавляют ионы, не участвовавшие в процессе окисления – восстановления, уравнивают их количество слева и справа, и записывают молекулярное уравнение реакции

Наибольшие трудности возникают при составлении материального баланса полуреакций окисления и восстановления, когда изменяется число атомов кислорода, входящих в состав частиц окислителя и восстановителя. Следует учитывать, что в водных растворах связывание или присоединение кислорода происходит с участием молекул воды и ионов среды.

В процессе окисления на один атом кислорода, присоединяющийся к частице восстановителя, в кислотной и нейтральной средах расходуется одна молекула воды и образуются два иона Н + ; в щелочной среде расходуются два гидроксид-иона ОН - и образуется одна молекула воды (табл.1.1).

Для связывания одного атома кислорода окислителя в кислотной среде в процессе восстановления расходуются два иона Н + и образуется одна молекула воды; в нейтральной и щелочной средах расходуется одна молекула Н 2 О образуются два иона ОН - (табл.1, 2).

Таблица 1

Присоединение атомов кислорода к восстановителю в процессе окисления

Таблица 2

Связывание атомов кислорода окислителя в процессе восстановления

Достоинства метода электронно-ионных полуреакций заключается в том, что при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций учитываются реальные состояния частиц в растворе и роль среды в протекании процессов, нет необходимости использования формального понятия степени окисления.

Метод электронного баланса , основанный на учете изменения степени окисления и принципе электронейтральности молекулы, является универсальным. Его обычно используют для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих между газами, твердыми веществами и в расплавах.

Последовательность операций, согласно методу, такая:

1) записывают формулы реагентов и продуктов реакции в молекулярном виде:

2) определяют степени окисления атомов, меняющих ее в процессе реакции:

3) по изменению степеней окисления устанавливают число электронов, отдаваемых восстановителем, и число электронов, принимаемых окислителем, и составляют электронный баланс с учетом принципа равенства числа отдаваемых и принимаемых электронов:

4) множители электронного баланса записывают в уравнение окислительно-восстановительной реакции как основные стехиометрические коэффициенты:

5) подбирают стехиометрические коэффициенты остальных участников реакции:

При составлении уравнений следует учитывать, что окислитель (или восстановитель) может расходоваться не только в основной окислительно-восстановительной реакции, но и при связывании образующихся продуктов реакции, то есть выступать в роли среды и солеобразователя.

Примером, когда роль среды играет окислитель, служит реакция окисления металла в азотной кислоте, составленная методом электронно-ионных полуреакций:

Примером, когда восстановитель является средой, в которой протекает реакция, служит реакция окисления соляной кислоты дихроматом калия, составленная методом электронного баланса:

При расчете количественных, массовых и объемных соотношений участников окислительно-восстановительных реакций используют основные стехиометрические законы химии и, в частности, закон эквивалентов. Для определения направления и полноты протекания окислительно-восстановительных процессов используют значения термодинамических параметров данных систем, а при протекании реакций в водных растворах – значения соответствующих электродных потенциалов.

В ходе урока мы изучим тему «Окислительно-восстановительные реакции». Вы узнаете определение данных реакций, их отличия от реакций других типов. Вспомните, что такое степень окисления, окислитель и восстановитель. Научитесь составлять схемы электронного баланса для окислительно-восстановительных реакций, познакомитесь с классификацией окислительно-восстановительных реакций.

Тема: Окислительно-восстановительные реакции

Урок: Окислительно-восстановительные реакции

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. - это формальный заряд атома, если считать, что все связи в соединении являются ионными.

Окислитель - это вещество, молекулы или ионы которого принимает электроны. Если элемент является окислителем, его степень окисления понижается.

О 0 2 +4е - → 2О -2 (Окислитель, процесс восстановления)

Процесс приема веществами электронов называется восстановлением . Окислитель в ходе процесса восстанавливается.

Восстановитель - это вещество, молекулы или ионы которого отдают электроны. У восстановителя степень окисления повышается.

S 0 -4е - →S +4 (Восстановитель, процесс окисления)

Процесс отдачи электронов называется . Восстановитель в ходе процесса окисляется.

Пример №1. Получение хлора в лаборатории

В лаборатории хлор получают из перманганата калия и концентрированной соляной кислоты. В колбу Вюрца помещают кристаллы перманганата калия. Закрывают колбу пробкой с капельной воронкой. В воронку наливается соляная кислота. Соляная кислота приливается из капельной воронки. Сразу же начинается энергичное выделение хлора. Через газоотводную трубку хлор постепенно заполняет цилиндр, вытесняя из него воздух. Рис. 1.

Рис. 1

На примере этой реакции рассмотрим, как составлять электронный баланс.

KMnO 4 + HCI = KCI + MnCI 2 + CI 2 + H 2 O

K + Mn +7 O -2 4 + H + CI - = K + CI - + Mn +2 CI - 2 + CI 0 2 + H + 2 O -2

Степени окисления поменяли марганец и хлор.

Mn +7 +5е - = Mn +2 окислитель, процесс восстановление

2 CI - -2е - = CI 0 2 восстановитель, процесс окисление

4. Уравняем число отданных и принятых электронов. Для этого находим наименьшее общее кратное для чисел 5 и 2. Это 10. В результате деления наименьшего общего кратного на число отданных и принятых электронов, находим коэффициенты перед окислителем и восстановителем.

Mn +7 +5е - = Mn +2 2

2 CI - -2е - = CI 0 2 5

2KMnO 4 + ? HCI = ?KCI + 2MnCI 2 + 5CI 2 +? H 2 O

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. Поэтому нужно уравнять количество ионов, не участвующих в . А именно катионов калия, водорода и хлоридных анионов. В результате получается следующее уравнение:

2KMnO 4 + 16 HCI = 2KCI + 2MnCI 2 + 5CI 2 + 8H 2 O

Пример №2. Взаимодействие меди с концентрированной азотной кислотой. Рис. 2.

В стакан с 10 мл кислоты поместили «медную» монету. Быстро началось выделение бурого газа (особенно эффектно выглядели бурые пузырьки в еще бесцветной жидкости). 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. Монета полностью не растворилась, но сильно потеряла в толщине (ее можно было изогнуть пальцами). Зеленая окраска раствора в начальной стадии реакции обусловлена продуктами восстановления азотной кислоты.

Рис. 2

1. Запишем схему этой реакции:

Cu + HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O

2. Расставим степени окисления всех элементов в веществах, участвующих в реакции:

Cu 0 + H + N +5 O -2 3 = Cu +2 (N +5 O -2 3) 2 + N +4 O -2 2 + H + 2 O -2

Степени окисления поменяли медь и азот.

3. Составляем схему, отражающую процесс перехода электронов:

N +5 +е - = N +4 окислитель, процесс восстановление

Cu 0 -2е - = Cu +2 восстановитель, процесс окисление

4. Уравняем число отданных и принятых электронов. Для этого находим наименьшее общее кратное для чисел 1 и 2. Это 2. В результате деления наименьшего общего кратного на число отданных и принятых электронов, находим коэффициенты перед окислителем и восстановителем.

N +5 +е - = N +4 2

Cu 0 -2е - = Cu +2 1

5. Переносим коэффициенты в исходную схему и преобразуем уравнение реакции.

Cu + ?HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Азотная кислота участвует не только в окислительно-восстановительной реакции, поэтому коэффициент сначала не пишется. В результате, окончательно получается следующее уравнение:

Cu + 4HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Классификация окислительно-восстановительных реакций

1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции.

Это реакции, в которых окислителем и восстановителем являются разные вещества.

Н 2 S -2 + Cl 0 2 → S 0 + 2HCl -

2. Внутримолекулярные реакции, в которых окисляющиеся и останавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2H + 2 O -2 → 2H 0 2 + O 0 2

3. Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) - реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

Cl 0 2 + H 2 O → HCl + O + HCl -

4. Конпропорционирование (Репропорционирование) - реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления

Домашнее задание

1. №№1-3 (с. 162) Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. - М.: Дрофа, 2007. - 220 с.

2. Почему аммиак проявляет только восстановительные свойства, а азотная кислота - только окислительные?

3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции получения азотной кислоты, используя метод электронного баланса: ?NO 2 + ?H 2 O + O 2 = ?HNO 3

Как узнать где в химической реакции окислитель а где восстановитель? и получил лучший ответ

Ответ от ули.[активный]
если после реакции (после знака равно) вещество приобретает положительный заряд значит он восстановитель
а если приобретает отрицательный заряд значит окислитель
вот например
H2 + O2 = H2O
до реакции и у водорода и у кислорода заряд нулевой
после реакции
водород приобретает заряд +1 а кислород -2 значит водород восстановитель
а кислород окислитель!!
Источник: =)) если что непонятно пиши)

Ответ от 2 ответа [гуру]

Привет! Вот подборка тем с ответами на Ваш вопрос: Как узнать где в химической реакции окислитель а где восстановитель?

Ответ от BeardMax [гуру]
Для этого надо знать, что такое степень окисления.
Научиться определять степень окисления у любого атома в химическом соединении.
Далее смотреть, у каких атомов СО увеличивается в реакции, а у какого уменьшается. Первые - восстановители, вторые - окислители.
В общем химию не надо было прогуливать.

Ответ от ООО [новичек]
Восстановитель - это вещество, отдающее электроны. Н-р, Са (2+) - 2е = Са (0)
Окислитель - вещ-во, принимающее электроны.

Ответ от Маришка [новичек]
Чтобы это узнать, нужно смотреть, что является реагентами, а что добавлено в виде среды. Например, если в исходных веществах есть Mn (+4) и вода, то Mn поменяет степень окисления на (+6), если не ошибаюсь. Кроме того, можно посмотреть, в какой степени окисления находятся элементы (вдруг где-то она минимальная или наоборот максимальная).

Прежде чем определять самые сильные окислители, постараемся выяснить теоретические вопросы, касающиеся данной темы.

Определение

В химии под окислителем подразумевают нейтральные атомы либо заряженные частицы, которые в взаимодействия принимают от других частиц электроны.

Примеры окислителей

Для того чтобы определить самые сильные окислители, необходимо отметить, что данный показатель зависит от степени окисления. Например, в перманганате калия у марганца она составляет +7, то есть является максимальной.

Данное соединение, более известное как марганцовка, проявляет типичные окислительные свойства. Именно можно использовать в органической химии для проведения качественных реакций на кратную связь.

Определяя самые сильные окислители, остановимся на азотной кислоте. Ее по праву называют царицей кислот, ведь именно это соединение даже в разбавленном виде способно вступать во взаимодействие с металлами, расположенными в электрохимическом ряду напряжений металлов после водорода.

Рассматривая самые сильные окислители, нельзя оставить без внимания соединения хрома. Соли хрома считаются одними из самых ярких окислителей, их используют в качественном анализе.

Группы окислителей

В качестве окислителей можно рассматривать и нейтральные молекулы, и заряженные частицы (ионы). Если анализировать атомы химических элементов, проявляющие подобные свойства, то необходимо, чтобы на у них содержалось от четырех до семи электронов.

Подразумевается, что именно p-элементы проявляют яркие окислительные характеристики, а к ним относятся типичные неметаллы.

Самым сильным окислителем является фтор, представитель подгруппы галогенов.

Среди слабых окислителей можно рассмотреть представителей четвертой группы таблицы Менделеева. Наблюдается закономерное уменьшение окислительных свойств в главных подгруппах при возрастании радиуса атома.

Учитывая подобную закономерность, можно отметить, что минимальные окислительные свойства проявляет свинец.

Самый сильный неметалл-окислитель - который не способен отдавать электроны другим атомам.

Такие элементы, как хром, марганец, в зависимости от среды, в которой протекает химическое взаимодействие, могут проявлять не только окислительные, но и восстановительные свойства.

Они могут менять свою степень окисления с меньшей величины на большую, отдавая для этого электроны другим атомам (ионам).

Ионы всех благородных металлов даже в минимальной степени окисления проявляют яркие окислительные свойства, активно вступая в химическое взаимодействие.

Говоря о сильных окислителях, неправильно будет оставить без внимания молекулярный кислород. Именно эта двухатомная молекула считается одним из самых доступных и распространенных видов окислителей, поэтому достаточно широко применяется в органическом синтезе. Например, при наличии окислителя в виде молекулярного кислорода можно превратить этанол в этаналь, что необходимо для последующего синтеза уксусной кислоты. С помощью окисления можно получить из природного газа даже органический спирт (метанол).

Заключение

Окислительно-восстановительные процессы имеют важное значение не только для проведения каких-то превращений в химической лаборатории, но и для промышленных производств различных органических и неорганических продуктов. Именно поэтому так важно правильно подбирать окислители, чтобы повысить эффективность протекания реакции, увеличить выход продукта взаимодействия.