Калий плюс вода электронный баланс

Закончите уравнение реакции и расставьте коэффициенты методом электронного баланса: K+H2O=

Ответ или решение 2

Свойства калия

Калий (Kalium) — химический элемент I группы периодической системы Д. И. Менделеева с атомным номером 19. Простое вещество калий — легкий, мягкий, легкоплавкий щелочной металл серебристо-белого цвета.

Внешняя электронная оболочка атома имеет вид 4s^1, в соответствии с чем его валентность в соединениях постоянно равна 1. Единственный валентный электрон более удален от его ядра, чем валентные электроны лития и натрия, поэтому химическая активность калия выше, чем этих двух металлов. Поэтому является сильным восстановителем. На воздухе, особенно влажном, калий быстро окисляется, вследствие чего его необходимо хранить под слоем керосина, бензина или силикона.

Проявляет типичные свойства щелочных металлов:

• взаимодействует с кислородом;
• взаимодействует с другими неметаллами;
• взаимодействует с водой;
• возможно проведение качественного определения металла (окрашивает пламя в фиолетовый цвет).

ОВР с калием

Окислительно-восстановительные реакции — реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов, образующих молекулы веществ, которые вступают в реакцию. Существует несколько типов ОВР:

• межмолекулярные;
• внутримолекулярные;
• самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования);
• контрпропорционирования.

Взаимодействие калия с водой относится к межмолекулярному типу ОВР, так как в подобных реакциях атомы окислителя и восстановителя входят в состав молекул различных исходных веществ.

Для составления электронного баланса необходимо определить и записать степени окисления всех веществ в данной реакции. Затем определить, какой атом будет выступать в роли окислителя, а какой в роли восстановителя. В итоге, составив электронный баланс, расставить коэффициенты в уравнении реакции:

восстановитель — K(0) -1e -> K(+) | 1 — окисление;
окислитель — 2H(+) +2e -> H(0)2 | 2 — восстановление;

2K + 2H2O => 2KOH + H2 ↑.

Особенностью данной реакции является довольно бурное ее протекание. Калий движется по поверхности воды, так как его подталкивает образующийся водород. При этом выделяется много тепла, что приводит к воспламенению калия и водорода. Визуально это выглядит следующим образом: при контакте с водой калий мгновенно воспламеняется, фиолетовое пламя с потрескиванием быстро перемещается по поверхности воды. В итоге происходит вспышка и разбрызгивание капель горящего калия и продуктов реакции.

2K0 + 2H2IO → 2KIOH + H20 ;

K0 — 1 e- → KI | 2 – отдает электроны; восстановитель; реакция окисления;

2HI + 2e- → 2H0|1 – принимает электроны; окислитель; реакция восстановления.

Источник

Свойства калия и его взаимодействие с водой

Почему его нельзя хранить на открытом воздухе

Калий — девятнадцатый элемент периодической таблицы Менделеева, относится к щелочным металлам. Это простое вещество, которое при нормальных условиях пребывает в твердом агрегатном состоянии. Закипает калий при температуре 761 °С. Температура плавления элемента — 63 °С. Калий имеет серебристо-белую окраску с металлическим блеском.

Химические свойства калия

Калий — элемент, обладающий высокой химической активностью, поэтому его нельзя хранить на открытом воздухе: щелочной металл моментально вступает в реакцию с окружающими веществами. Этот химический элемент относится к I группе и IV периоду таблицы Менделеева. Калий обладает всеми характерными для металлов свойствами.

Он взаимодействует с простыми веществами, к которым относятся галогены (бром, хлор, фтор, иод) и фосфор, сера, азот и кислород. Взаимодействие калия с кислородом называется окислением. В течение этой химической реакции кислород и калий расходуются в молярном соотношении 4:1, в результате чего образуется оксид калия в количестве двух частей. Такое взаимодействие можно выразить уравнением реакции:

Во время горения калия наблюдается пламя ярко-фиолетового цвета.

Такое взаимодействие считается качественной реакцией на определение калия. Реакции калия с галогенами называются в соответствии с названиями химических элементов: это фторирование, иодирование, бромирование, хлорирование. Такие взаимодействия являются реакциями присоединения. Пример — реакция между калием и хлором, в результате которой образуется хлорид калия. Для проведения такого взаимодействия берут два моля калия и один моль хлора. В результате образуется два моля калия:

При горении на открытом воздухе калий и азот расходуются в молярном соотношении 6:1. В результате такого взаимодействия образуется нитрид калия в количестве двух частей:

Соединение представляет собой кристаллы зелено-черного цвета. С фосфором калий реагирует по такому же принципу. Если взять 3 моля калия и 1 моль фосфора, получится 1 моль фосфида:

Калий реагирует с водородом, образуя гидрид:

Все реакции присоединения происходят при высоких температурах

Взаимодействие калия со сложными веществами

К сложным веществам, с которыми вступает в реакцию калий, относятся вода, соли, кислоты и оксиды. Так как калий — активный металл, он вытесняет атомы водорода из их соединений. Пример — реакция, происходящая между калием и соляной кислотой. Для ее проведения берется по 2 моля калия и кислоты. В результате реакции образуется 2 моля хлорида калия и 1 моль водорода:

2К + 2НСІ = 2КСІ + Н₂

Более детально стоит рассмотреть процесс взаимодействия калия с водой. Калий бурно взаимодействует с водой. Он движется по поверхности воды, его подталкивает выделяющийся водород:

2K + 2H₂O = 2KOH + H₂↑

В ходе реакции в единицу времени выделяется много тепла, что приводит к воспламенению калия и выделяющегося водорода. Это очень интересный процесс: при контакте с водой калий мгновенно воспламеняется, фиолетовое пламя потрескивает и быстро передвигается по поверхности воды. В конце реакции происходит вспышка с разбрызгиванием капель горящего калия и продуктов реакции.

Основной конечный продукт реакции калия с водой — гидроксид калия (щелочь). Уравнение реакции калия с водой:

4K + 2H₂O + O₂ = 4KOH

Внимание! Не пытайтесь повторить этот опыт самостоятельно!

При неправильном проведении эксперимента можно получить ожог щелочью. Для реакции обычно используют кристаллизатор с водой, в который помещают кусочек калия. Как только водород прекращает горение, многие хотят заглянуть в кристаллизатор. В этот момент происходит завершающая стадия реакции калия с водой, сопровождающаяся слабым взрывом и разбрызгиванием образовавшейся горячей щелочи. Поэтому в целях безопасности стоит держаться на некотором расстоянии от лабораторного стола, пока реакция не завершится полностью. Здесь вы найдете самые зрелищные опыты, которые можно проводить с детьми дома.

Строение калия

Атом калия состоит из ядра, в котором содержатся протоны и нейтроны, и электронов, вращающихся вокруг него. Количество электронов всегда равно количеству протонов, находящихся внутри ядра. При отсоединении электрона или при присоединении к атому он перестает быть нейтральным и превращается в ион. Ионы делятся на катионы и анионы. Катионы обладают положительным зарядом, анионы — отрицательным. При присоединении к атому электрона он превращается в анион; если же один из электронов покидает свою орбиту, нейтральный атом превращается в катион.

Порядковый номер калия в периодической таблице Менделеева — 19. Значит, протонов в ядре химического элемента находится тоже 19. Вывод: электронов вокруг ядра расположено 19. Количество протонов в структуре атома определяется так: от атомной массы отнять порядковый номер химического элемента. Вывод: в ядре калия находится 20 протонов. Калий принадлежит к IV периоду, имеет 4 «орбиты», на которых равномерно располагаются электроны, пребывающие в постоянном движении. На первой «орбите» расположены 2 электрона, на второй — 8; на третьей и на последней, четвертой «орбите», вращается 1 электрон. Этим объясняется высокий уровень химической активности калия: его последняя «орбита» не заполнена полностью, поэтому элемент стремится соединиться с другими атомами. В результате электроны последних орбит двух элементов станут общими.

Источник

Калий: способы получения и химические свойства

Калий К — это щелочной металл. Серебристо-белый, мягкий, легкоплавкий.

Относительная молекулярная масса Mr = 39,098; относительная плотность для твердого состояния d = 0,8629; относительная плотность для жидкого состояния d = 0,83; t_пл = 63, 51º C; t_кип = 760º C.

Способ получения

1. Калий получают в промышленности путем разложения гидрида калия при температуре 400º С в вакууме, при этом образуются калий и водород :

2KH = 2K + H₂

2. В результате электролиза жидкого гидроксида калия образуются калий, кислород и вода :

4KOH → 4K + O₂↑ + 2H₂O

Качественная реакция

Качественная реакция на калий — окрашивание пламени солями калия в фиолетовый цвет .

Химические свойства

1. Калий — сильный восстановитель . Поэтому он реагирует почти со всеми неметаллами :

1.1. Калий легко реагирует с водородом при 200–350º C образованием гидрида калия:

2K + H₂ = 2KH

1.2. Калий сгорает в кислороде с образованием надпероксида калия:

1.3. Калий активно реагирует при комнатной температуре с фтором, хлором, бромом и йодом . При этом образуются фторид калия, хлорид калия, бромид калия, йодид калия :

2K + F₂ = 2KF

2K + Cl₂ = 2KCl

2K + Br₂ = 2KBr

2K + I₂ = 2KI

1.4. С серой, теллуром и селеном реагирует при температуре 100–200º C с образованием сульфида калия, селенида калия и теллурид калия :

2K + S = K₂S

2K + Se = K₂Se

2K + Te = K₂Te

1.5. Калий реагирует с фосфором при 200º C в атмосфере аргона с образованием фосфида калия:

3K + P = K₃P

2. Калий активно взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Калий реагирует с водой . Взаимодействие натрия с водой приводит к образованию щелочи и газа водорода:

2K 0 + 2 H₂ O = 2 K + OH + H₂ 0

2.2. Калий взаимодействует с кислотами . При этом образуются соль и водород.

2.2.1. Ка лий реагирует с разбавленной соляной кислотой, при этом образуются хлорид калия и водород :

2K + 2HCl = 2KCl + H₂ ↑

2.2.2. При взаимодействии с разбавленной с ерной кислотой образуется сульфат калия, сероводород и вода:

2.2.3. Реагируя с азотной кислотой калий образует нитрат калия, можно образовать газ оксид азота (II), газ оксид азота (I), газ азот и воду.

2.2.4. В результате реакции насыщенной сероводородной кислоты и калия в бензоле образуется осадок гидросульфид калия и газ водород:

2K + 2H₂S = 2KHS↓ + H₂↑

2.3. Калий при температуре 65–105º C может реагировать с аммиаком , при этом образуются амид натрия и водород:

2.4. Калий может взаимодействовать с гидроксидами:

Например , Калий взаимодействует с гидроксидом калия при температуре 450º С, при этом образуется оксид калия и водород:

2K + 2KOH = 2K₂O + H₂

Источник

Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель

Окислительно-восстановительными называют реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления химических элементов, входящих в состав реагентов.

Окислением называют процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается повышением степени окисления.

Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, который сопровождается понижением степени окисления.

Окислителем называют реагент, который принимает электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции. (Легко запомнить: окислитель — грабитель.)

Восстановителем называют реагент, который отдаёт электроны в ходе окислительно-восстановительной реакции.

Окислительно-восстановительные реакции делят на реакции межмолекулярного окисления-восстановления, реакции внутримолекулярного окисления-восстановления, реакции диспропорционирования и реакции конмутации.

Для составления окислительно-восстановительных реакций используют метод электронного баланса.

Составление уравнения окислительно-восстановительной реакции осуществляют в несколько стадий.

1. Записывают схему уравнения с указанием в левой и правой частях степеней окисления атомов элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления.
2. Определяют число электронов, приобретаемых или отдаваемых атомами или ионами.
3. Уравнивают число присоединённых и отданных электронов введением множителей, исходя из наименьшего кратного для коэффициентов в процессах окисления и восстановления.
4. Найденные коэффициенты (их называют основными) подставляют в уравнение реакции перед соответствующими формулами веществ в левой и правой частях.

Пример 1. Реакция алюминия с серой. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Атом серы присоединяет два электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до –2. Он является окислителем. Атом алюминия отдаёт три электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до +3. Он является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов:

Подставляем найденные коэффициенты в уравнение реакции и окончательно получаем:

Пример 2. Окисление фосфора хлором. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Степень окисления хлора изменяется от 0 до –1, при этом молекула хлора присоединяет два электрона. Хлор является окислителем.

Атом фосфора отдаёт пять электронов, изменяя свою степень окисления от 0 до +5. Он является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов:

Электронное уравнение для хлора записывают именно так, поскольку окислителем является молекула хлора, состоящая из двух атомов, и каждый из этих атомов изменяет свою степень окисления от 0 до –1. Коэффициент 5 относится к молекуле хлора в левой части уравнения, а количество атомов хлора в правой части уравнения 5 × 2 = 10.

Подставляем найденные коэффициенты в уравнение реакции и окончательно получаем:

Пример 3. Восстановление оксида железа (II, III) алюминием. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Степень окисления железа изменяется от +8/3 до 0, при этом три иона железа (поскольку в исходном оксиде их содержится именно три) присоединяют восемь электронов (3 × 8/3 = 8). Железо является окислителем.

Алюминий отдаёт три электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до +3. Он является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединенных и отданных электронов:

Электронное уравнение для алюминия записывают именно так, поскольку в состав оксида алюминия входят два атома алюминия. Таким образом, в левой части уравнения основной коэффициент перед оксидом железа (II, III) будет равен 3, а перед алюминием 4 × 2 = 8.

Количество атомов железа в правой части уравнения реакции составит 3 × 3 = 9. Количество молекул оксида алюминия будет равно 8/2 = 4. Окончательно получаем:

Проверяем баланс по кислороду. В левой части уравнения 3 × 4 = 12. В правой части уравнения 4 × 3 = 12. Таким образом, число атомов каждого элемента в отдельности в левой и в правой части химического уравнения равны между собой, и реакция уравнена правильно.

Этот пример наглядно показывает, что дробная степень окисления хотя и не имеет физического смысла, но позволяет правильно уравнять окислительно-восстановительную реакцию.

Очень часто окислительно-восстановительные реакции проходят в растворах в нейтральной, кислой или щелочной среде. В этом случае химические элементы, входящие в состав вещества, образующего среду реакции, свою степень окисления не меняют.

Пример 4. Окисление йодида натрия перманганатом калия в среде серной кислоты. Записываем схему реакции, указываем степени окисления элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления:

Атом марганца принимает пять электронов, изменяя свою степень окисления от +7 до +2. Перманганат калия является окислителем.

Два йодид-иона отдают два электрона, образуя молекулу I₂ 0 . Йодид натрия является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов введением множителей:

Найденные коэффициенты подставим в уравнение реакции перед соответствующими формулами веществ в левой и правой частях.

Серная кислота является средой реакции. Ни один из элементов, входящих в состав этого соединения, свою степень окисления не меняет, но сульфат-анион связывает выделяющиеся в результате реакции катионы калия, натрия и марганца. Подсчитаем число сульфат-ионов в правой части. Оно равно 2 + 1 + 5 = 8. Следовательно, перед серной кислотой следует поставить коэффициент 8. Число атомов водорода в левой части уравнения равно 8 × 2 = 16. Отсюда вычисляем коэффициент для воды: 16/2 = 8.

Таким образом, уравнение реакции будет иметь вид:

Правильность баланса проверяем по кислороду. В левой части его 2 × 4 = 8 (перманганат калия); в правой — 8 × 1 = 8 (вода). Следовательно, уравнение составлено правильно.

Пример 5. Окисление сульфида калия манганатом калия в водной среде. Записываем схему реакции, указываем степени окисления элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления:

Ион марганца принимает два электрона, изменяя свою степень окисления от +6 до +4. Манганат калия является окислителем.

Сульфид-ион отдаёт два электрона, образуя молекулу S 0 . Сульфид калия является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов введением множителей:

Основные коэффициенты в уравнении реакции равны единице:

Вода является средой реакции. Ни один из элементов, входящих в состав этого соединения, свою степень окисления не меняет.

Гидроксид-ионы связывают выделяющиеся в результате реакции катионы калия. Таких катионов четыре (2 × 2), число атомов водорода также 4 (4 × 1), поэтому перед молекулой воды ставим коэффициент два (4/2 = 2):

Пример 6. Окисление аммиака хлоратом калия в щелочной среде. Записываем схему реакции, указываем степени окисления элементов, участвующих в процессах окисления и восстановления:

Хлор принимает шесть электронов, изменяя свою степень окисления от +5 до –1. Хлорат калия является окислителем.

Азот отдаёт восемь электронов, изменяя свою степень окисления от –3 до +5. Аммиак является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса, уравниваем число присоединённых и отданных электронов введением множителей, сокращаем кратные коэффициенты:

Проставляем найденные основные коэффициенты в уравнение реакции:

Гидроксид калия является средой реакции. Ни один из элементов, входящих в состав этого соединения, свою степень окисления не меняет.

Катионы калия связывают выделяющиеся в результате реакции нитрат-ионы. Таких анионов три. Следовательно, перед гидроксидом калия ставим коэффициент три:

Число атомов водорода в левой части уравнения равно девяти в аммиаке (3 × 3) = 9 и трём в гидроксиде калия (3 × 1), а их общее число 9 + 3 = 12. Следовательно, перед водой ставим коэффициент (12/2) = 6. Окончательно уравнение реакции будет иметь вид:

Убеждаемся ещё раз в правильности расстановки коэффициентов, сравнивая число атомов кислорода в левой и правой его частях. Оно равно 15.

Довольно часто одно и то же вещество одновременно является окислителем и создаёт среду реакции. Такие реакции характерны для концентрированной серной кислоты и азотной кислоты в любой концентрации. Кроме того, в подобные реакции, но в качестве восстановителя, вступают галогенводородные кислоты с сильными окислителями.

Пример 7. Окисление магния разбавленной азотной кислотой. Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Степень окисления азота изменяется от +5 до +1, при этом два атома азота присоединяют восемь электронов. Азотная кислота является окислителем.

Магний отдаёт два электрона, изменяя свою степень окисления от 0 до +2. Он является восстановителем.

Составляем уравнение электронного баланса и уравниваем число присоединённых и отданных электронов:

Подставляем найденные коэффициенты перед окислителем и восстановителем в левой части уравнения реакции и перед продуктами окисления и восстановления в правой части уравнения реакции:

При этом в правой части уравнения реакции имеется 4 × 2 = 8 нитрат-ионов, не изменивших свою степень окисления. Очевидно, что для этого в правую часть уравнения реакции следует добавить ещё 8 молекул HNO₃. Тогда общее количество молекул азотной кислоты в правой части уравнения составит 2 + 8 = 10.

В этих молекулах содержатся 10 × 1 = 10 атомов водорода. Такое же количество атомов водорода должно быть и в правой части уравнения. Следовательно, перед молекулой воды следует подставить коэффициент 10/2 = 5, и уравнение окончательно будет иметь вид:

Окончательно проверяем правильность баланса, подсчитывая число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. В левой части 10 × 3 = 30. В правой части (2 × 3) × 4 = 24 в нитрате магния, 1 в оксиде азота (I) и 5 × 1 = 5 в молекуле воды. Итого 24 + 1 + 5 = 30. Таким образом, реакция полностью уравнена.

Пример 8. Взаимодействие соляной кислоты с оксидом марганца (IV). Записываем схему реакции и указываем изменение степеней окисления:

Степень окисления марганца изменяется от +4 до +2, при этом марганец присоединяет два электрона. Оксид марганца (IV) является окислителем.

Два хлорид-иона отдают два электрона, образуя молекулу Cl₂ 0 , хлористый водород является восстановителем.

Составляем электронное уравнение и уравниваем число присоединённых и отданных электронов, сокращаем кратные коэффициенты:

При этом коэффициент 1 изначально относится к двум хлорид-ионам и к одной молекуле Cl₂. Подставляем найденные коэффициенты перед окислителем и восстановителем в левой части уравнения реакции и перед продуктами окисления и восстановления в правой части уравнения реакции:

При этом в правой части уравнения реакции имеется 1 × 2 = 2 хлорид-иона, не изменивших свою степень окисления. Эти хлорид-ионы в окислительно-восстановительной реакции не участвовали. Очевидно, что для этого в правую часть уравнения реакции следует добавить 2 молекулы HCl. Тогда общее количество молекул HCl в правой части уравнения составит 2 + 2 = 4. В этих молекулах будет содержаться 4 × 1 = 4 атома водорода. Такое же количество атомов водорода должно быть и в правой части уравнения. Тогда перед молекулой воды следует подставить коэффициент 4/2 = 2, и уравнение в окончательном виде будет иметь вид:

Проверяем правильность баланса, подсчитывая число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. В левой части оно составляет 1 × 2 = 2 в оксиде марганца (IV), а в правой части 2 × 1 = 2 в молекуле воды. Таким образом, реакция полностью уравнена.

В качестве окислителя могут выступать нейтральные атомы и молекулы, положительно заряженные ионы металлов, сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металлов и неметаллов в состоянии положительной степени окисления и др.

Ниже приведены сведения о некоторых наиболее распространенных окислителях, имеющих важное практическое значение.

Кислород. Сильный окислитель, окислительная способность значительно возрастает при нагревании. Кислород взаимодействует непосредственно с большинством простых веществ, кроме галогенов, благородных металлов Ag, Au, Pt и благородных газов, с образованием оксидов:

Взаимодействие натрия с кислородом приводит к пероксиду натрия:

Более активные щелочные металлы (K, Rb, Cs) при взаимодействии с кислородом дают надпероксиды типа ЭО₂:

В своих соединениях кислород, как правило, проявляет степень окисления –2. Применяется кислород в химической промышленности, в различных производственных процессах в металлургической промышленности, для получения высоких температур. С участием кислорода идут многочисленные чрезвычайно важные жизненные процессы: дыхание, окисление аминокислот, жиров, углеводов. Только немногие живые организмы, называемые анаэробными, могут обходиться без кислорода.

Реакции, иллюстрирующие окислительные свойства кислорода при его взаимодействии с различными неорганическими веществами, приведены в уроке 14.

Озон. Обладает ещё большей по сравнению с кислородом окислительной способностью. Озон окисляет все металлы, за исключением золота, платины и некоторых других, при этом, как правило, образуются соответствующие высшие оксиды элементов, реже — пероксиды и озониды, например:

Озон окисляет оксиды элементов с промежуточной степенью окисления в высшие оксиды.

Перманганат калия. Является сильным окислителем, широко применяется в лабораторной практике. Характер восстановления перманганата калия зависит от среды, в которой протекает реакция. В кислой среде перманганат калия восстанавливается до солей Mn 2+ , в нейтральной или слабощелочной — до MnO₂, а в сильнощелочной он переходит в манганат-ион MnO₄ 2– . Данные переходы описываются следующими уравнениями

Перманганат калия способен окислять сульфиды в сульфаты, нитриты в нитраты, бромиды и йодиды — до брома и йода, соляную кислоту до хлора и т. д.:

Хромат и бихромат калия. Эти соединения широко применяют в качестве окислителей в неорганических и органических синтезах. Взаимные переходы хромат- и бихромат-ионов очень легко протекают в растворах, что можно описать следующим уравнением обратимой реакции:

Соединения хрома (VI) — сильные окислители. В окислительно-восстановительных процессах они переходят в производные Cr (III). В нейтральной среде образуется гидроксид хрома (III), например:

В кислой среде образуются ионы Cr 3+ :

В щелочной — производные анионного комплекса [Cr(OH)₆] 3– :

В качестве восстановителя могут выступать нейтральные атомы, отрицательно заряженные ионы неметаллов, положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления, сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в промежуточной степени окисления, электрический ток на катоде и др.

Ниже приведены сведения о некоторых наиболее распространённых восстановителях, имеющих важное практическое значение.

Углерод. Углерод широко применяют в качестве восстановителя в неорганических синтезах. При этом в качестве продуктов окисления может образовываться углекислый газ, или оксид углерода (II). При восстановлении оксидов металлов могут образовываться свободные металлы, реже — карбиды металлов.

Восстановительные свойства углерод проявляет также в реакции получения водяного газа:

Полученную смесь водорода и оксида углерода (II) широко применяют для синтеза органических соединений.

Оксид углерода (II). Широко применяют в металлургии при восстановлении металлов из их оксидов, например:

Водород. Широко применяют в качестве восстановителя в неорганических синтезах (водородотермия) для получения чистого вольфрама, молибдена, галлия, германия и т. д.:

Тренировочные задания

Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты, определите окислитель и восстановитель в уравнении реакции, схема которой:

1. Al + H₂O + KNO₃ + KOH → K[Al(OH)₄] + NH3↑.

Источник