Тема №7245 Реакции окислительно-восстановительные
Поиск задачи:

Рассмотрим тему Реакции окислительно-восстановительные из предмета Химия и все вопросы которые связанны с ней. Из представленного текста вы познакомитесь с Реакции окислительно-восстановительные, узнаете ключевые особенности и основные понятия.

Уважаемые посетители сайта, если вы не согласны с той информацией которая представлена на данной странице или считаете ее не правильной, не стоит попросту тратить свое время на написание негативных высказываний, вы можете помочь друг другу, для этого присылайте в комментарии свое "правильное" решение и мы его скорее всего опубликуем.

Реакции окислительно-восстановительные.

Коррозия металлов и способы защиты от нее

♦ Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — реакции, которые протекают с изменением степеней окисления химических элементов, образующих реагирующие вещества.

Изменение степеней окисления в ходе ОВР обусловлено полным или частичным переходом электронов от атомов одного элемента к атомам другого элемента. Любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой совокупность двух процессов: отдачи и присоединения электронов.

♦    Окисление — процесс отдачи электронов.

В результате процесса окисления степень окисления элемента повышается.

♦    Восстановление — процесс присоединения электронов.

В результате процесса восстановления степень окисления элемента понижается.

Частицы (атомы, ионы, молекулы), которые отдают электроны, называются восстановителями.

Частицы (атомы, ионы, молекулы), которые принимают электроны, называются окислителями.

Процесс окисления всегда сопровождается процессом восстановления и наоборот.

Окислители и восстановители

Весьма важным является определение самой возможности протекания ОВР, а также установление продуктов реакции. Направление протекания ОВР можно определить, сравнивая значения окислительновосстановительных потенциалов полуреакций, учитывая при этом многие факторы, в том числе температуру и реакцию среды. Однако во многих случаях полезно и без предварительного теоретического обоснования суметь предвидеть ход окислительно-восстановительной реакции и определить ее продукты, руководствуясь накопленным опытом и обобщениями, которые охватывают поведение сравнительно узкого круга окислителей и восстановителей.

Приступая к составлению окислительно-восстановительной реакции, необходимо прежде всего уяснить, какие вещества могут играть в ней роль окислителя, какие — восстановителя, какими могут быть возможные продукты реакции, как влияет на направление протекания процесса характер среды — кислой, нейтральной или щелочной.

В зависимости от значения степени окисления элементы могут проявлять различные окислительно-восстановительные свойства.

Только окислителями могут быть элементы, находящиеся в высшей степени окисления, так как их атомы способны лишь принимать электроны (только восстанавливаться). Примеры: азот в степени окисления +5 ^NO3 и нитраты); сера в степени окисления +6 (H2SO4), хром в степени окисления +6 (хроматы и бихроматы), марганец в степени окисления +7 (KMnO4), свинец в степени окисления +4 (PbO2) и др.

Только восстановителями могут быть элементы, находящиеся в низшей степени окисления, так как их атомы могут только отдавать электроны (только окисляться). Примеры: азот в степени окисления — 3 (NH3 и его производные), сера в степени окисления —2 (H2S и сульфиды), йод в степени окисления —1 (HI и йодиды), простые вещества-металлы.

Окислительно-восстановительной двойственностью обладают вещества, в состав которых входит элемент с промежуточной степенью окисления, так как его атомы способны как принимать, так и отдавать электроны. Примеры: сера в степени окисления +4 (SO2 и сульфиты), марганец в степени окисления +4 (MnO2), простые вещества-неметаллы (N2, P, C, S и др.) и др.

Важнейшие окислители

1.    Простые вещества-неметаллы.

Галогены F2, Cl2, Br2, I2, выполняя функцию окислителей, превращаются в отрицательно заряженные ионы F-, Cl-, Br-, I-. Проявляя окислительные свойства в кислой среде, галогены восстанавливаются до соответствующих галогеноводородных кислот: HF, HCl, HBr, HI. В щелочной среде образуются соли галогеноводородных кислот.

Кислород О2, как правило, переходит в состояние О-2. Сера при повышенной температуре ведет себя как окислитель по отношению к водороду и металлам, образуя соответственно сероводород и сульфиды.

2.    Кислородсодержащие кислоты и их соли.

В их состав обычно входят атомы элементов в высшей степени окисления: HNO3 любой концентрации и нитраты, концентрированная H2SO4, KMnO4, K2Cr2O7. На практике в качестве окислителей часто используются также HClO3, HBrO3, HIO3 и их соли, в составе которых атомы галогенов находятся не в высших степенях окисления.

• Азотная кислота проявляет окислительные свойства за счет атомов азота в степени окисления +5. Состав продуктов восстановления HNO3 зависит от активности восстановителя и концентрации кислоты.

Чем активнее восстановитель и чем более разбавлена кислота, тем глубже протекает восстановление азота:

концентрация кислоты <-

no2 no n2o n2 nh;

->

активность восстановителя

При взаимодействии концентрированной азотной кислоты с малоактивными металлами и с неметаллами преимущественно образуется NO2:

P + 5HNO3(конц.) = H3PO4 + 5NO2 + H2O

Cu + 4HNO3 (конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

При действии более разбавленной азотной кислоты на малоактивные металлы преимущественно выделяется NO:

3Си + 8HNO3 (разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

В случае активных металлов преимущественно образуется N2O или N2 (в действительности образуется смесь продуктов восстановления азотной кислоты):

4Zn + 10HNO3 (разб.) = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O

5Zn + 12HNO3(разб.) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O

Очень разбавленная азотная кислота при взаимодействии с активными металлами может восстанавливаться до степени окисления — 3, т. е. до аммиака, образующего с кислотой нитрат аммония:

4Mg + 10HNO3 (оч.разб.) = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Нитрат-ион NO проявляет окислительные свойства как в кислой, так и в щелочной среде. При этом в растворах ион NO восстанавливается активными металлами до NH3, а в расплавах — до соответствующих нитритов:

в растворе: 4Zn + KNO3 + 7KOH + 6H2O = 4K2[Zn(OH)4] + NH3

в расплаве: Zn + NaNO3 + 2NaOH = Na2ZnO2 + NaNO2 + H2O

• Концентрированная серная кислота проявляет окислительные свойства за счет атомов серы в степени окисления +6. Состав продуктов восстановления определяется в основном активностью восстановителя, соотношением количества серной кислоты, концентрацией кислоты и температурой.

Чем активнее восстановитель и чем выше концентрация кислоты, тем глубже протекает восстановление.

Малоактивные металлы (Cu, Ag и др.), HBr и некоторые неметаллы (С, S) восстанавливают концентрированную серную кислоту до SO2:

2Ag + 2H2SO4 (конц.) = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O 2HBr + H2SO4 (конц.) = Br2 + SO2 + 2H2O C + 2H2SO4 (конц.) = CO2 + 2SO2 + 2H2O

Активные металлы (Zn, Mg, Al, Ca и др.) восстанавливают концентрированную серную кислоту до свободной серы S или сероводорода H2S: 3Mg + 4H2SO4 (конц.) = 3MgSO4 + S + 4H2O 8Al + 15H2SO4 (конц.) = 4Al2(SO4)3 + 3H2S + 12H2O

•    Перманганат калия KMnO4, манганат калия ^MnO^j и оксид марганца (IV) в кислой среде (в присутствии серной, разбавленной соляной, азотной или других кислот) восстанавливаются до соединений Mn2+, образуя соответствующие соли (MnSO4, MnCl2, Mn(NO3)2 и др.):

MnO2 + 2Fe(NO3)2 + 4HNO3 = Mn(NO3)2 + 2Fe(NO3)3 + 2H2O

K2MnO4 + 2K2S + 4H2SO4 = MnSO4 + 2S + 3K,SO4 + 4H2O

2KMnO4 + 5K,SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 6K,SO4 + 3H2O

В нейтральной или слабощелочной среде KMnO4 и K2MnO4 восстанавливаются до MnO2:

2KMnO4 + 3NaNO2 + H2O = 2MnO2 + 3NaNO3 +2KOH K2MnO4 + K2S + 2H2O = S + MnO2 + 4KOH

В сильнощелочной среде KMnO4 восстанавливается до K2MnO4: KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O

•    Хроматы и бихроматы (K^CrO^j и ^Cr2O7) являются сильными окислителями в кислой среде, восстанавливаясь до соединений Cr3+, образуя при этом соответствующие соли (CrCl3, Cr2(SO4)3, Cr(NO3)3): K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7H2O

•    Кислородсодержащие кислоты хлора и брома (HClO, HClO3, HClO4, HBrO3) и их соли, действуя в качестве окислителей, обычно переходят в отрицательно заряженные ионы Cl- и Br —:

HClO3 + S + H2O = HCl + H2SO4 3KClO4 + 8Al + 12H2SO4 = 3KCl + 4Al2(SO4)3 + 12H2O KBrO + MnCl2 + 2KOH = KBr + MnO2 + 2KCl + H2O

•    Йод в кислородсодержащих кислотах (HIO3, HIO4) и их солях восстанавливается до свободного йода, а при действии более сильных восстановителей — до отрицательно заряженного иона I-:

HIO3 + 5HI = 3I2 + 3H2O

7KI + KIO4 + 4H2SO4 = 4I2 + 4K2SO4 + 4H2O HIO3 + 3H2S = HI + 3S + 3H2O.

3. Ион Н+ и катионы металлов в высшей степени окисления (Fe3+, Cu2+, Hg2+).

Ион Н+ при взаимодействии с восстановителями переходит в Н2, а катионы металлов — в ионы с более низкой степенью окисления:

2HCl + Mg = MgCl2 + H2

2CuCl2 + 2KI = 2CuCl + I2 + 2KCl

2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl

Важнейшие восстановители

1.    Активные металлы (щелочные, щелочноземельные, цинк, алюминий, железо и др.) и некоторые неметаллы (водород, углерод, фосфор, кремний).

В кислой среде металлы окисляются до катионов, образуя в зависимости от кислоты соответствующие соли. В щелочной среде те металлы, которые образуют амфотерные гидроксиды, например цинк и алюминий, образуют соответственно гидроксоцинкаты или гидрок-соалюминаты:

Fe + Н^04(разб.) = FeSO4 + H2 4Zn + NaNO3 + 7NaOH + 6H2O = NH3 + 4Na2[Zn(OH)4]

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2

2.    Бескислородные кислоты (HCl, HBr, HI, H2S) и их соли, а также гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов (NaH, CaH2 и др.).

Они содержат анионы, которые, окисляясь, образуют нейтральные атомы или молекулы, способные в некоторых случаях к дальнейшему окислению:

8KI + 5H2SO4 = H2S + 4I2 + 4K,SO4 + 4H2O NaH + H2O = NaOH + H2 H2S + 4Cl2 + 4H20 = 8HCl + H2SO4

При обжиге сульфидовp- и d-элементов образуется SO2:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2

3.    Катионы металлов в низшей степени окисления (Fe2+, Cu+, Sn2+ и др.).

Они способны при взаимодействии с окислителем повышать степень окисления:

6CuCl + K2Cr2O7 + 14НС!(разб.) = 6CuCl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O

6FeSO4 + KClO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + KCl + 3H2O 3SnCl2 + 12HC1 + 2HNO3 = 2NO + 3H2[SnCl6] + 4H2O

Катион Cr3+ проявляет сильную восстановительную активность в щелочной среде, окисляясь при этом до хромат-иона CrO2~ (но не до бихромат-иона Cr2O2"!):

Cr2(SO4)3 + 16NaOH + 3Br2 = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 3Na2SO4 + 8H2O

Окислительно-восстановительная двойственность

Поведение наиболее типичных соединений, способных за счет атомов элементов в промежуточной степени окисления проявлять окислительно-восстановительную двойственность, зависит от химической природы взаимодействующего с ним реагента, условий и характера среды, в которой протекает окислительно-восстановительная реакция.

1.    Азотистая кислота HNO2 и нитриты.

Выступая в качестве восстановителей за счет иона NO , при взаимодействии с сильными окислителями (KMnO4, K2Cr2O7, KClO3) окисляются до азотной кислоты и ее солей:

5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + K,SO4 + 3H2O

При взаимодействии с сильными восстановителями (H2S, HI, KI) обычно происходит восстановление до NO (иногда до других соединений азота в более низких степенях окисления):

2HNO2 + 2HI = 2NO + I2 + 2H2O

2.    Йод в свободном состоянии.

Несмотря на более выраженную окислительную способность, йод I2 при взаимодействии с сильными окислителями (Cl2, HNO3, HClO3 и др.) играет роль восстановителя:

I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl

Окислительная способность проявляется у йода, например, в реакции с такими восстановителями, как H2S, фосфор, металлы:

I2 + H2S = S + 2HI 2P + 3I2 = 2PI3 Fe + I2 = FeI2

3.    Сера в свободном состоянии и соединения серы в степени окисления +4 (SO2, H2SO3, сульфиты).

Сера в свободном состоянии проявляет восстановительные свойства при взаимодействии с такими окислителями, как кислород, хлор, концентрированные серная и азотная кислоты, перманганат калия, бихромат калия и др., окисляясь при этом до степени окисления +4 или +6. Например:

S + 2H2SO4 (конц.) = 3SO2 + 2H2O S + 2KMnO4 = K2SO4 + 2MnO2

По отношению к водороду и металлам сера играет роль окислителя:

S + H2 = H2S S + Fe = FeS

Восстановительные свойства SO2, H2SO3 и сульфитов проявляются в реакциях с сильными окислителями (О2, KClO3, HClO4, KMnO4, K2Cr2O7, концентрированной HNO3 и др.), при этом происходит окисление серы до степени окисления +6. Например:

SO2 + 2HNO3(конц.) = H2SO4 + 2NO2 3K2SO3 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 4K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4H2O

Взаимодействуя с восстановителями (H2S, углеродом, активными металлами и др.), соединения серы в степени окисления +4 проявляют окислительные свойства, восстанавливаясь до степени окисления 0 или —2:

H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O SO2 + C = S + CO2

Na2SO3 + 3Zn + 8HCl = H2S + 3ZnCl2 + 2NaCl + 3H2O

4. Пероксид водорода Н2О2.

Молекула пероксида водорода содержит атом кислорода в промежуточной степени окисления —1, который в присутствии восстановителей может понижать степень окисления до —2, а при взаимодействии с окислителями способен превращаться в свободный кислород О2, т. е. повышать степень окисления до 0:

4H2O2 + PbS = PbSO4 + 4H2O (Н2О2 — окислитель) 3H2O2 + 2KMnO4 = 3O2 + 2MnO2 + 2KOH + 2H2O (H2O2 — восстановитель)

Типы окислительно-восстановительных реакций

1.    Межмолекулярные ОВР.

В межмолекулярных ОВР элемент-окислитель и элементвосстановитель входят в состав молекул различных веществ:

1° + H2S-2 = 2HI- + S0

Частным случаем реакций межмолекулярного окисления-восстановления являются реакции конпропорционирования. В них функции окислителя и восстановителя выполняет один и тот же элемент, который входит в состав разных веществ:

5HI- + HI+5O3 = 3I° +3H2O

Реакции конпропорционирования являются обратными по отношению к реакциям диспропорционирования.

2.    Внутримолекулярные ОВР.

В реакциях внутримолекулярного окисления-восстановления элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят в состав одного вещества:

2NaN+5O3-2 = 2NaN+3O2 + O20

К этому типу ОВР относятся многие реакции термического разложения веществ.

3.    Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления).

Они характерны для соединений, в которых элемент находится в одной из промежуточных степеней окисления элемента. В них функции окислителя и восстановителя выполняет один и тот же элемент.

Приведем примеры наиболее типичных реакций диспропорционирования.

•    Пероксид водорода разлагается с выделением кислорода и образованием воды:

2H2O2 = O2 + 2H2O

•    Сера при нагревании диспропорционирует в растворах щелочей с образованием сульфита и сульфида:

3S + 6KOH = K,SO3 + 2K2S + 3H2O

•    Хлор и бром при взаимодействии со щелочами дают разные продукты в зависимости от температуры:

3Cl2 + 6NaOH = NaClO3 + 5NaCl + 3H2O (при нагревании)

Cl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H2O (на холоде)

•    Йод реагирует с растворами щелочей по одному направлению, образуя йодат и йодид:

3I2 + 6NaOH = NaIO3 + 5NaI + 3H2O

•    В горячих растворах щелочей белый фосфор диспропорционирует с образованием фосфина и гипофосфита, в котором степень окисления фосфора равна +1:

P4 + 3KOH + 3H2O = 3KH2PO2 + PH3

•    Оксид азота (IV) NO2, взаимодействуя со щелочами, образует нитрат и нитрит:

2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O

•    Азотистая кислота, диспропорционируя, образует азотную кислоту и NO:

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

•    Сульфиты при нагревании (около 600 0С) диспропорционируют, образуя сульфат и сульфид:

4K,SO3 = 3K,SO4 + K,S Расстановка коэффициентов в ОВР

Для подбора коэффициентов в сложных ОВР используют два метода: метод электронного баланса и метод полуреакций. В основе методов расстановки коэффициентов в ОВР лежит правило:

| Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, принятых окислителем.

Метод электронного баланса

Рассмотрим расстановку коэффициентов методом электронного баланса на относительно сложном примере окислительновосстановительной реакции, в которой степени окисления изменяют более двух элементов.

Расставим коэффициенты в уравнении реакции, схема которой:

As2S3 + HNO3 + H2O —> H3AsO4 + H2SO4 + NO

В этой реакции три элемента меняют степень окисления:

AsS"2 + HN+5O3 + H2O —> H3As+5O4 + H2S+6O4 + N+2O

Окислителем является азот в степени окисления +5, а восстановителями — два элемента: мышьяк в степени окисления +3 и сера в степени окисления -2. Поэтому необходимо подсчитать число электронов, отдаваемых обоими восстановителями, с учетом числа атомов этих элементов в формулах веществ:

2As+3 - 4e- —> 2As+5 1

3S-2 - 24e- —> 3S+6 J 28 e- 3

N+5 + 3e- —> N+2    3 e- 28

Подставив найденные коэффициенты в схему реакции, подбираем коэффициент перед формулой воды и получаем уравнение:

3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O —> 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO

Метод электронного баланса, основанный на изменении степени окисления, применим для любых систем. Он может быть использован для окислительно-восстановительных процессов, протекающих как в растворах и расплавах, так и в твердых гетерогенных системах, например, при сплавлении, обжиге, горении и т. д. Однако в силу формального характера самого понятия степени окисления используемые при этом схемы также являются формальными и применительно к растворам не отражают реально протекающих в них процессов. Более правильное представление об окислительно-восстановительных процессах в растворах дает метод полуреакций, или ионно-электронный, который рассматривает изменения реально существующих в растворах молекул и ионов.

Метод полуреакций (ионно-электронный)

В методе полуреакций при составлении уравнений ОВР необходимо придерживаться той же формы записи, которая принята для уравнений ионного обмена, а именно: малорастворимые, молодиссоциирован-ные и газообразные соединения надо записывать в молекулярной форме.

Следует иметь в виду, что в водных растворах связывание избыточного кислорода и присоединение кислорода происходят по-разному в кислой, нейтральной и щелочной средах.

В кислых средах избыток кислорода связывается ионами водорода с образованием молекул воды:

MnO“ + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O

В нейтральных и щелочных средах избыток кислорода связывается молекулами воды с образованием гидроксид-ионов:

NO + 6H2O + 8e- = NH3 + 9OH-

В случае недостатка кислорода в кислой и нейтральной средах присоединение кислорода осуществляется за счет молекул воды и сопровождается образованием ионов водорода:

I2 + 6H2O - 10e- = 2IO- + 12H+

При недостатке кислорода в щелочной среде присоединение кислорода происходит за счет гидроксид-ионов с образованием молекул воды:

[Cr(OH)4]- + 4OH- - 3e- = CrOj- + 4H2O

Применим метод полуреакций для расстановки коэффициентов в реакции окисления сульфида мышьяка (III) концентрированной азотной кислотой.

В ходе реакции одна молекула As2S3 превращается в два иона AsOj" и три иона SO*-:

As2S3 —> 2AsO"+ 3SO4-

Источником кислорода в кислой среде являются молекулы воды. Для образования двух ионов AsO^" необходимо 8 молекул Н2О, а для образования трех ионов SO^"" — 12 молекул Н2О. Следовательно, в полуреакции окисления примут участие 20 молекул Н2О, при этом образуется 40 ионов Н+:

As2S3 + 20Н2О = 2AsO" + 3SOJ" + 40Н+

Сравнивая суммарный заряд частиц в правой и левой частях полуреакции, делаем вывод, что при окислении одной молекулы As2S3 отдается 28 электронов:

As2S3 + 20Н2О - 28е- = AsO^- + 3SO*“ + 40Н+

При составлении полуреакции восстановления исходим из схемы:

NOj —> NO

Процесс протекает в кислой среде, при этом избыток кислорода связывается ионами Н+ с образованием молекул воды:

NO + 4Н+ —> NO + 2Н2О

Сравнивая суммарный заряд частиц в правой и левой частях полуреакции, делаем вывод, что для восстановления одного иона NO необходимо 3 электрона:

NO + 4Н+ + 3е- = NO + 2Н2О

Суммируя уравнения полуреакций, умножаем первое из них на 3, а второе - на 28:

As2S3 + 20Н2О - 28е- = 2AsO^ + 3SO*“ + 40Н+    3

NO + 4Н+ + 3е- = NO + 2Н2О    28

3As2S3 + 60 Н2О + 28NO + 12Н2О =

= 6AsOj" + 9SO_ + 120Н++ 28NO + 56Н2О

После приведения подобных членов в обеих частях уравнения получим:

3As2S3 + 28NO- + 4Н2О = 6AsOj" + 9SO*“ + 120Н+ + 28NO + 8Н+,

или в молекулярной форме:

3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O —> 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO

Если ОВР протекает не в водной среде, метод полуреакций использовать не рекомендуется, следует воспользоваться методом электронного баланса.

Метод полуреакций очень удобен при расстановке коэффициентов в ОВР с участием органических веществ в водных средах.

Окислительно-восстановительные реакции с участием

органических веществ

Рассмотрим наиболее типичные реакции окисления различных классов органических веществ. При этом будем иметь в виду, что реакция горения приводит к полному окислению органических веществ, в результате чего образуются углекислый газ и вода; при сгорании азотсодержащих веществ выделяется также азот, а горение хлорпроизводных углеводородов сопровождается выделением НС1.

Расстановку коэффициентов в уравнениях окислительновосстановительных реакций с участием органических веществ можно осуществить либо методом электронного баланса, либо, в случае протекания процесса в водном растворе, методом полуреакций.

Углеводороды

Алканы

При обычных условиях алканы устойчивы к действию окислителей (растворы KMnO4, K2Cr2O7).

В результате контролируемого каталитического окисления алканов кислородом можно получить спирты, альдегиды, кетоны и карбоновые кислоты, например:

СН4 + О2    2СН3ОН

СН4 + О2 НСОН + Н2О 2СН4 + 3О2    2НСООН + 2Н2О

2СН3СН2СН2СН3 + 5О2    4СН3СООН + 2Н2О

Последняя реакция используется в промышленности для получения уксусной кислоты.

В жестких условиях при сжигании на воздухе происходит полное окисление алканов с образованием углекислого газа и воды:

2С2Н6 + 7О2 ^ 4СО2 + 6Н2О


Категория: Химия | Добавил: Админ (30.07.2016)
Просмотров: | Рейтинг: 0.0/0


Другие задачи:
Всего комментариев: 0
avatar