Строение кислотных гидроксидов

= 6
m = 2

- хлорноватистая

NaCl + H2O

Нормальная соль (средняя)
Продукт полной нейтрализации
основания и кислоты

Гидроксо-соль (основная)
Продукт неполной нейтрализации
основания кислотой

Гидро-соль (кислая)
Продукт неполной нейтрализации
кислоты основанием

+ 2H2O

2CuSO4 + Н2SO4 → 2Cu(НSO4)2

Cu(НSO4)2+ 2NaOH → CuSO4 + 2H2O

соединения,
замещения, обмена, разложения и т. д.

Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе горения топлив,
получения металлов и неметаллов, коррозии металлов, процессов электро-
лиза, брожения, гниения, фотосинтеза, дыхания, обмена веществ и нервной
деятельности живых организмов.

Общим признаком этих реакций является изменение степеней окисления
элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называются реакции,
в ходе которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав
реагирующих веществ.

результате перераспределения электронов

Законы сохранения:
- вещества
- зарядов

такие вещества (атомы, молекулы, ионы), которые в ОВР
принимают электроны (+ n e-) и понижают Ст.Ок.

Ox + n e- → Red

2). Восстановители - это такие вещества (атомы, молекулы, ионы), которые в
ОВР отдают электроны (- n e-) и повышают Ст.Ок.

Red – n e- → Ox

высокой
электроотрицательностью

F2 +2е- ⎯⎯→ 2F−
Cl2 +2е- ⎯⎯→ 2Cl−
Br2 +2е- ⎯⎯→ 2Br−
I2 +2е- ⎯⎯→ 2I−
O2 +4е- ⎯⎯→ 2O2- (в водных растворах обычно H2O или OH−− ионы)

2. «Высшие» кислородсодержащие кислоты и их соли.

К высшим кислородсодержащим кислотам относят кислоты высших степеней
окисления элемента.

а) H2SO4(конц.)
H2SO4(конц.) + 2е- ⎯⎯→ SO2
+ 6е- ⎯⎯→ S
+ 8е- ⎯⎯→ H2S

б) HNO3

HNO3(конц.) + е- ⎯⎯→ NO2
HNO3(разб.) +3е- ⎯⎯→ NO
HNO3(оч.разб.) +8е- ⎯⎯→ NH4

(в кислой среде)
+3е- ⎯⎯→ MnO2↓ (в нейтральной или щелочной среде)
+ е- ⎯⎯→ MnO42− (в сильнощелочной среде и недостатке
восстановителя)

г) Cr2O72− (CrO42−)

д) NaBiO3

NaBiO3 +2е- ⎯⎯→ Bi3+ (в кислой среде)
⎯⎯→ Вi(OH)3 (в щелочной среде)

е) Соли галогенкислородных кислот

ClO−, ClO3−, BrO3−, IO3−, IO4− + n е- ⎯⎯→ Cl−, Br −, I−

( в кислых средах возможно образование – Cl2, Br2, I2)

элементы в высоких степенях окисления.

Fe3+ + е- ⎯⎯→ Fe2+ (в кислой среде)
Bi3+ +3е- ⎯⎯→ Bi0
Ce4+ + е- ⎯⎯→ Ce3+
PbO2 +2е- ⎯⎯→ Pb2+ (в кислой среде)
⎯⎯→ PbO2− (в щелочной среде)
MnO2 +2е- ⎯⎯→ Mn2+ (в кислой среде)

4. Протон кислоты (за исключением H2SO4конц и HNO3 любой концентрации)
или воды.

2H+ (H2O) + 2е- ⎯⎯→ H2

низкой
электроотрицательностью

а) Большинство металлов (см. ряд напряжений металлов):
Mo ­nе- ⎯⎯→ Мn+

б) Неметаллы
H2 ­2е- ⎯⎯→ 2H+
С ­2е- ⎯⎯→ CO (углерод проявляет восстановительные свойства
при высоких температурах)
S ­6е- ⎯⎯→ SO42- (SO2)

2. «Низшие» кислородные кислоты, их оксиды и соли
H2SO3, SO2, SO32− ⎯⎯→ SO42−
 К низшим кислородсодержащим кислотам относят кислоты элемента в
низших положительных степенях окисления.

окисления.

4. Анионы бескислородных кислот.

2Cl− ­2е- ⎯⎯→ Cl2 (HClконц с сильными окислителями)
2Br− ­2е- ⎯⎯→ Br2
2 I− ­2е- ⎯⎯→ I2 (при избытке сильного окислителя – IO3−)
H2S, (S2−) -2е- ⎯⎯→ S
-8е- ⎯⎯→ SO42−) (при избытке окислителя, или в щелочной
среде)

могут
участвовать в реакции и как окислители и как восстановители.

H2O2 + восстановитель ⎯⎯→ H2O или OH−
H2O2 + окислитель ⎯⎯→ O2 (окислитель должен быть сильным)

NO2− + восстановитель ⎯⎯→ NO (в кислой среде)
⎯⎯→ NH3 (с активными металлами в щелочной
среде)
NO2− + окислитель ⎯⎯→ NO3− ( в кислой среде)

ТИПЫ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

межмолекулярные реакции

SO2 + O2 ⇒ SO3
red ox

внутримолекулярные реакции

+ ClO− (на холоду)
Cl2 + щёлочь ⎯⎯→ Cl− + ClO3− (при нагревании)
Br2 + щёлочь ⎯⎯→ Br− + BrO3−
I2 + щёлочь ⎯⎯→ I− + IO3−
S + щёлочь ⎯⎯→ S2− + SO32− (при нагревании)
P + щёлочь ⎯⎯→ PH3 + H2PO2−
MnO42− + кислота ⎯⎯→ Mn2+ + MnO4−
NO2 + щёлочь ⎯⎯→ NO2− + NO3−
2H2O2 ⎯⎯→ 2H2O + O2

существующие в
них молекулы и ионы (для сильных, хорошо растворимых электролитов).
Также следует иметь ввиду, что «вода» есть всегда!

Алгоритм определения стехиометрических коэффициентов

1. Определение элементов (атомы, ионы),
степени окисления которых изменяются в ходе реакции.

2.Определение продуктов реакции с учетом возможного
изменения степеней окисления и форм нахождения частиц в растворах
данного характера (кисл., щелочн., нейтральный)

степени окисления которых изменяются в ходе реакции.

2. Составление полуреакций

б) зарядовый баланс

3. Баланс электронов.

а) материальный баланс

4. Сложение полуреакций с учетом всех коэффициентов.

5. Стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

6. Проверка: баланс атомов кислорода.

Н+, H2O

«О» =

«О» + 2Н+ = H2O

= «О»

H2O = «О» + 2Н+

H2O

= «О»

2 ОН- = «О» + H2O

ОН-, H2O

= «О»

H2O = «О» + 2Н+

«О» =

«О» + H2O = 2 ОН-

«О» =

«О» + H2O = 2 ОН-

+ H2O

1. Определение элементов (атомы, ионы),
степени окисления которых изменяются в ходе реакции.

2. Составление полуреакций

а) материальный баланс

«О» + 2Н+ = H2O

2

+14Н+ + 7 H2O

H2O = «О» + 2Н+

+ H2O + 2 Н+

+6 ē

−2 ē

3. Баланс электронов.

4. Сложение полуреакций с учетом всех коэффициентов.

5. Стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

6. Проверка: баланс атомов кислорода.

40 «О» = 40 «О»

KCrO2 + Pb3O4 + KOH = K2CrO4 + K2PbO2 + H2O

CrO2- → CrO42-

Pb3O4 → PbO22-

2 ОН- = «О» + H2O

36 «О» = 36 «О»

+ Н2О → Э + 2ОН-

⎯⎯ " ⎯⎯

⎯⎯ " ⎯⎯

Э + Н2О → ЭО + 2Н+ ОН-

Материальный баланс в полуреакциях