Восстановители электронно-активные

В окисленной форме (М.ПО4 , РеЗ+, С1°) степень окисления элемента больше, чем в восстановленной (Мп +, Ре +, С1 ). В окислительно-восстановительной реакции окисленная форма элемента выступает в качестве окислителя, восстановленная выполняет роль восстановителя. Чем активнее окислитель, тем меньше будут выражены восстановительные свойства у восстановленной формы. Например, свободный хлор является сильным окислителем, а его водородное соединение будет проявлять слабые восстановительные свойства, так как хлор имеет сильно выраженную способность к присоединению электронов. Возможность и направленность протекания окислительно-восстановительных реакций определяется количественной характеристикой химической активности окислителя и восстановителя — окислительно-восстановительным потенциалом. [c.50]

Взаимодействие элементарных окислителей с различными соединениями. Различные элементарные окислители могут восстанавливаться при взаимодействии с соединениями, которые играют роль восстановителей как в сухом виде, так и в виде растворов, в том числе водных. Условием для протекания реакций между элементарными окислителями и сухими соединениями — восстановителями является меньшее значение энергии диссоциации соединения — восстановителя по сравнению с энергией образования продукта восстановления окислителя. Весь процесс взаимодействия складывается из ряда эндотермических и экзотермических стадий. Первая из них — диссоциация соединения — восстановителя, а вторая — образование продукта восстановления из элементарного окислителя и вещества, образовавшегося при диссоциации соединения — восстановителя. Окислительная активность элементарного вещества здесь также тем сильнее, чем больше энергия сродства к электрону его атома и чем меньше энергия диссоциации его молекулы. [c.48]

Электронейтральные атомы металлов электроноакцепторных функций не обнаруживают — это типичные доноры электронов. Поэтому металлы могут быть только восстановителями. Восстановительная активность различных металлов неодинакова. Об этом подробнее говорится в следующей главе. [c.284]

Окислительная способность элементарных веществ. Окислительные свойства веществ обусловлены способностью их атомов притягивать к себе электроны извне. Окислительная активность атомов является функцией величины энергии сродства к электрону чем она выше, или чем больше электроотрицательность элементов, тем сильнее выражены окислительные свойства атомов. Из окислительных элементов самыми энергичными окислителями являются фтор, кислород, азот, хлор и бром, атомы которых характеризуются самыми большими значениями энергии сродства к электрону. Окислительными свойствами элементарных веществ обусловлена их способность вступать в реакции взаимодействия с различными восстановителями, в качестве которых могут выступать элементарные вещества, а также соединения. [c.47]

Химические свойства. Металлы группы меди являются относительно слабыми восстановителями. Восстановительная активность их возрастает от золота к меди. В зависимости от силы окислителя и условий проведения реакций атомы данных элементов могут терять от одного до трех электронов. Чаще всего атом серебра теряет один, атом меди — два и атом золота — три электрона. [c.151]

Атомы металлов в химических реакциях способны лишь отдавать электроны и быть восстановителями. Наиболее активными восстановителями являются щелоч > ные и щелочноземельные металлы (см. табл. 12). [c.143]

Щелочные металлы, к которым относятся литий, натрий, калий, рубидий и цезий, входят в главную подгруппу 1 группы периодической системы. Имея во внешнем электронном слое по одному электрону (после 2-электронного слоя у Ы и 8-электронного предпоследнего слоя у N3, К, РЬ, Сз), все они легко его отдают и являются энергичными восстановителями. Химическая активность элементов от [c.104]

Магний и щелочноземельные металлы — кальций, стронций и барий — относятся к главной подгруппе И группы периодической системы. Во внешнем слое атомов этих элементов находится по 2 электрона, которые легко отделяются при химических реакциях. Поэтому в своих соединениях Мд, Са, 5г и Ва проявляют положительную валентность, равную 2. Они являются сильными восстановителями. Восстановительная активность их увеличивается с возрастанием атомных радиусов от магния к барию. В свободном виде они представляют собой серебристо-белые легкие металлы. Са, 5г и Ва разлагают воду при комнатной температуре, магний же на холоде реагирует с водой очень медленно. [c.247]

С=С=С= и -С=С-С=С-При высоких температурах углерод взаимодействует с кислородом, азотом, галогенами и многими металлами. С кислородом углерод образует два оксида СО и СО2. В молекуле монооксида углерода имеется тройная химическая связь С = О (см. 2.2), поэтому это вещество характеризуется низкой температурой плавления, малой растворимостью в воде. Монооксид углерода - восстановитель, причем активность его проявляется при повышении температуры. Из-за наличия неподеленных пар электронов у углерода и кислорода монооксид углерода является лигандом и образует прочные комплексы с d-элементами (см. 3.4). [c.399]

Образование восстановителя происходит в результате энергозависимого обратного переноса электронов. Активность участка дыхательной цепи, обеспечивающей обратный электронный транспорт, на порядок ниже активности короткого участка, функционирование которого приводит к получению энергии. В целом для фиксации 1 молекулы СО2 в цикле Кальвина необходимо окислить больше 22 молекул Ре2+. [c.338]

Автор книги, ранее принимавший активное участие в разработке так называемой электронной теории катализа, теперь, как он сам пишет, пытается объединить химический и физический аспекты катализа . Экстраполируя от гомогенного к гетерогенному катализу , он интерпретирует механизм гетерогенного катализа с позиций теории комплексообразования, поскольку работы последних лет показали, что между гетерогенным и гомогенным катализом нельзя провести четкую границу, как это считалось ранее в обоих случаях найдены сходные элементарные механизмы и активные формы. Убедительным примером может служить сопоставление окислительно-восстановитель-ного катализа на переходных металлах и их твердых неорганических соединениях с катализом неорганическими комплексными соединениями переходных металлов в растворах. [c.5]

Одинаковое строение внешнего электронного слоя обусловливает большое сходство в их химических свойствах. Химическая активность галогенов убывает при ine-реходе от фтора к иоду. Это связано с увеличением эффективного радиуса их атомов и уменьшением сродства к электрону по мере возрастания атомного номера галогена. С водородом они образуют соединения HHal, водные растворы которых — кислоты. Соли их называют — галиды. Анионы галогеноводородных кислот НС1, НВг, HI — сильные восстановители. Их активность увеличивается с ростом эффективного радиуса иона галогена, т. е. от 1 к I . [c.85]

Адсорбция кислорода или другого окислителя сопровождается поглощением электронов из металла и образованием незаполненных электронами d-уровней в металле, что переводит его в пассивное состояние. Адсорбция водорода или другого восстановителя сопровождается отдачей металлу электронов и заполнением электронами -уровней, что переводит его в активное состояние. [c.309]

Взаимодействие металлов с кислотами. При взаимодействии металлов с кислотами в качестве окислителя выступает ион водорода, который оттягивает электрон от агома восстановителя. В качестве восстановителя в этих реакциях могут участвовать только металлы, за исключением мало активных. Реакции окисления металлов ионами водорода протекают в водных растворах тех кислот, анионы которых (илн сами молекулы) не проявляют окислительных свойств. [c.118]

В основе автокаталитического (химического) осаждения металлов лежит реакция окисления растворенного в электролите восстановителя, в результате которой на каталитически активной поверхности освободившимися электронами восстанавливается металл. [c.90]

Атом водорода способен не только отдавать, но и присоединять один электрон. При этом образуется отрицательно заряженный ион водорода с электронной оболочкой атома гелия. В виде таких ионов водород находится в соединениях с некоторыми активными металлами. Таким образом, водород имеет двойственную химическую природу, проявляя как окислительную, так и восстановительную способность. В большинстве реакций он выступает в качестве восстановителя, образуя соединения, в которых степень его окисления равна -1-1. Но в реакциях с активными металлами он выступает в качестве окислителя степень окисления его в соединениях с металлами равна —1. [c.472]

Ряд напряжений дает количественную электрохимическую характеристику металлов. С понижением алгебраической величины электродного потенциала металла растет его восстановительная (донорная) активность (М — пе), а с увеличением потенциала метал-л.а проявляется усиливающееся окислительное (акцепторное) действие (М"++ле). Так, А1( ==—1,66В) — лучший восстановитель (донор электронов), чем Zn ( °=—0,76В) серебро ( ° = +0,80В) — более сильный окислитель (акцептор электронов), чем медь Е°= = +0,34В), и т. д. [c.155]

Следовательно, щелочные металлы являются сильными восстановителями. Радиусы их атомов возрастают от лития к францию. В этом же направлении увеличивается и металлическая активность элементов. Это объясняется тем, что единственный электрон внешнего слоя у каждого последующего элемента находится все дальше от ядра, взаимодействие его с ядром ослабевает, а значит, растет способность к отдаче этого электрона. [c.263]

Как известно, возникновение потенциала обусловлено обменом электронами окислителем и восстановителем на электроде. Когда скорости этих двух процессов становятся равными, достигается динамическое равновесие, при котором в единицу времени восстановитель отдает столько электронов электроду, сколько окислитель отнимает у него. При таком состоянии приобретаемый электродом потенциал называется равновесным потенциалом. Скорости этих двух обратно направленных процессов пропорциональны активностям участвующих в электродной реакции компонентов. Чем больше скорость обмена электронами при равновесном потенциале электрода, тем быстрее устанавливается и устойчивее потенциал. Ред-окс системы,, в которых скорость электродных процессов большая, называются обратимыми. Достаточно незначительного изменения потенциала электрода от равновесного состояния в таких ред-окс системах (например, наложением извне некоторого напряжения), чтобы вызвать увеличение скорости электроокисления или электровосстановления их соответствующих компонентов. [c.33]

В главных подгруппах VII, VI, V и IV групп окислительная активность понижается с возрастанием радиусов атомов, т. е. сверху вниз. Так, например, в группе галогенов фтор является самым сильным окислителем, тогда как иод обладает уже сравнительно невысокой окислительной активностью. Все перечисленные элементы, за исключением фтора, могут при взаимодействии с сильными окислителями отдавать электроны, т.е. проявлять восстановительные свойства Э — пе -> Э"+, Поэтому их называют также окислителями-восстановителями. У неметаллов окислительные свойства выражены сильнее, чем восстановительные. [c.123]

Ато11ы металлов в хил1ических реакциях способны лишь отдавать электроны н быть восстановителями. Наиболее активными восстановителями являются пле-лочные и щелочноземельные металлы (см. табл. 5). [c.96]

Для металлов характерны твердое агрегатное состояние, металлический блеск, хорошая электропроводность и теплопроводность, пластичность (свойство вытягиваться в проволоку и прокатываться в листы). По химическим свойствам типичные металлы (например, щелочные и щелочноземельные) — хорошие восстановители, так как атомы их легко отдают валентные электроны. Активные металлы — это щелочеобразователи. [c.83]

Например, пластохинон А не обнаружен в фотосинтезирующих бактериях, но найден в хлоропластах тех организмов, которые в процессе фотосинтеза выделяют кислород. Далее, этот переносчик необходим в тех системах, у которых восстановление НАДФ сопровождается выделением кислорода. Если в качестве восстановителя хлорофилла активных центров фотосистемы I работает не система И, а используются другие доноры электрона, то оказывается, что пластохинон А не участвует в транспорте электрона. Наконец, in situ пластохинон А восстанавливается коротковолновым излучением, активирующим фотосистему II, и окисляется длинноволновым излучением, отвечающим фотосистеме I. Такой анализ позволяет сделать четкий вывод о роли пластохинона А как переносчика между фотосистемами I и II. [c.30]

Развивая мысль о стабилизации валентных состояний центрального иона, А. А. Гринберг утверждает тесную связь между траис-активностью и восстановительными свойствами лигандов. Еще в 1943 г. он писал ...сопоставляя отдельные группы, характеризующиеся большой тракс-активностью, я обнаружил, что общим признаком их является наличие восстановительных свойств... Сернистые соединения типа тиомочевины, тиосульфата и роданид-иона... являются типичными восстановителями. Все эти молекулы или атомные группы содержат неиспользованные, резервные , электроны, которые могут смещаться в направлении электронной системы металла и. .. обусловливать увеличение плотности электронного облака в направлении группы, стоящей в траке-положении к координированному восстановителю. .. транс-Активность заместителя должна быть тем больше, чем, при прочих равных условиях, сильнее выражены восстановительные свойства 136а]. [c.27]

Реакция (1) является суммарной реакцией, еротекаю-шей как в тепловых машинах, так и в ТЭ. Необходимым условием ее лротекания в тепловых машинах является активное столкновение молекул окислителя и восстановителя, при этом происходит переход или смещение электронов от окислителя <к восстановителю. Электронный переход в химической реакции протекает хаотически, в любом направлении, в котором произошло активное столкновение молекул. [c.7]

Стеклянный электрод. На границе стеклянная пленка (мембрана) — раствор так называемого стеклянного электрода возникает двойной электрический слой и устанавливается разность потенциалов, зависящая от активности водородных ионов. Стеклянная мембрана служит источником водородных ионов и обменивается ими с раствором подобно водородному электроду. Основными преимуществами электрода по сравнению с другими являются 1) быстрое установление потенциала 2) незначительная зависимость потенциала от присутствия в растворе окислителей, восстановителей, поверхностно активных, радиоактивных и др. веществ 3) по сравнению с другими электродами простота в обращении и 4) отсутствие влияния на величину потенциала радиации. При помощи стеклянного электрода можно производить определения pH жидкостей, взятых для исследования в малых количествах, а также в окрашенных и мутных растворах, что имеет практическое значение. Установление pH раствора проводится по калибровочной кривой, полученной для буферных растворов, или непосредственно на градуированной шкале потенциометра (стр. 166). В сильно щелочной среде не наблюдается прямой пропорциональности между потенциалом стеклянного электрода и pH раствора. Для изготовления стеклянного электрода используются стеклянные мембраны с толщиной стенок от 0,01 мм и тоньше. Так как стеклянный электрод имеет весьма высокое электрическое сопротивление и проводит малый ток (10 — 10" ампер), то измерения э. д. с. гальванических элементов, составленных с его участием, возможно только с помощью усилительной схемы — электронным ламповым потенциометром. Желательно, чтобы сопротивление стеклянной мембраны не превышало нескольких десятков мегаом. Для установления pH раствора можно собрать гальванический элемент такого типа [c.158]

Неличина стандартного потенциала пары С12/2С1 оказывается значительно большей, чем пары Ре +/Ре +, она равна сь/гс - = - +1,36 в. Следовательно, сродство к электронам (т. е. окислительная активность) у С1г значительно больше, чем у Ре +. Соответственно С1 является более слабым восстановителем, чем Fe Таки м образом, чем больиле стандартный потенциал данной пары, тем ()олее сильным окислителем является ее окисленная форма и тем более слабым восстановителем — восстановленная форма. [c.347]

Так как рассматриваемый электрод электрически изолирован (т.е. отсутствует приток или утечка электронов иэ двойного электрического слоя, например, наложением извне напряжения), а электростатические силы притяжения и отталкивания соответственно противоположно и одинаково заряженных ионов препятствуют дальнейшему протеканию электрохимических процессов, то количество окисленной и восстановленной форм редокс парь в приэлектродном слоб ничтожно мало отличается от таковых в объеме раствора. Хотя экспериментально доказано наличие некоторой небольшой разницы их активностей в этих двух пространствах, но практически йэ,Ох 3iRe l можно приравнять к активностям окислителя и восстановителя находящихся в объеме раствора, и записать [c.21]

Отрицательно заряженные ионы неметаллов. Отрицательно заряженные ионы образуются присоединением к нейтральному атому неметалла однот о или нескольких электронов 3+пе-— -—>Э"-. Так, например, нейтральные атомы серы, иода, имеющие на внешних уровнях 6 и 7 электронов, могут присоединить соответственно 2 и I электрон и превратиться в отрицательно заряженные ионы 5 Ч-2е —1-1-1е —> I- Отрицательно заряженные ионы являются сильными восстановителями, так как они могут при соответствующих условиях отдавать не только слабо удерживаемые избыточные электроны, но и электроны со своего внешнего уровР1я. При этом чем более активен неметалл как окислитель, тем слабее его восстановительная способность в состоянии отрицательного ионаС И наоборот, чем менее активен неметалл как окислитель, тем активнее он в состоянии отрицательного иона как восстановитель. [c.94]

Более активный металл (восстановитель) отдает с ои электроны иону менее активного металла или водорода и, наоборот, более активный неметалл отнимает электроны у менее активного (в последней реакцми хлор в степени окисления 5+ отнимает электроны о г атомов йода (степень окисления 0), а сам восстанавливается до степени окисления 0). [c.185]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология