還原劑

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還原劑是在氧化還原反應里,失去電子或有電子偏離物質。還原劑本身在廣義上說,也是抗氧化劑,具有還原性,被氧化,其產物叫氧化產物。還原與氧化反應是同時進行的,即是說,還原劑在與被還原物進行氧化反應的同時,自身也被氧化,而成為氧化物。所含的某種物質的化合價升高的反應物是還原劑。

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目 錄1簡介

2種類

2.1 硫酸亞鐵

2.2 氯氣

2.3 典型還原劑

3判別

4反應

5區別

1簡介還原劑失去電子自身被氧化變成氧化產物,如用氫氣還原氧化銅的反應,氫氣失去電子被氧化變成水。還原劑在反應里表現還原性。還原能力強弱是還原劑失電子能力的強弱,如鈉原子失電子數目比鋁電子少,鈉原子的還原能力比鋁原子強。含有容易失去電子的元素的物質常用作還原劑,在分析具體反應時,常用元素化合價的升降進行判斷:所含元素化合價升高的物質為還原劑。

應用在焊條及焊絲上,例如Mn,Si,Al,Ti及Zr等元素,可有效阻止氧的滲入使不致在焊道金屬中形成氧化物及氣孔[1]。

2種類(1)活潑的金屬單質(如鈉,鎂,鋁,等)

(2)某些非金屬單質(如H2 、C等)、非金屬離子及其化合物、低價金屬離子(如Fe2+)等 還原劑實驗舉例:氫氣還原氧化銅、氧化鐵(H2+CuO=Cu+H2O ; 3H2+Fe2O3=2Fe+3H2O); 炭還原氧化銅(C+2CuO=2Cu+CO2); 一氧化碳還原氧化銅、氧化鐵(CO+CuO=Cu+CO2 ; 3CO+Fe2O3=2Fe+3CO2)

硫酸亞鐵藍綠色單斜結晶顆粒。無氣味。在乾燥空氣中風化。在潮濕空氣中表面氧化成棕色的鹼式硫酸鐵。在56.6℃成為四水合物,在65℃時成為一水合物。溶於水,幾乎不溶於乙醇。其水溶液冷時在空氣中緩慢氧化,在熱時較快氧化。加入鹼或露光能加速其氧化。相對密度(d15)1.897。半數致死量小鼠,經口)1520mG/kG。有刺激性。無水硫酸亞鐵是白色粉末,含結晶水的是淺綠色晶體,晶體俗稱「綠礬」,溶於水水溶液為淺綠色。用於色譜分析試劑。點滴分析測定鉑、硒、硝酸鹽和硝酸鹽。還原劑。製造鐵氧體。凈水。聚合催化劑。照相製版。

硫酸亞鐵的還原原理

大量的硫酸亞鐵被用作還原劑,主要還原水泥中的鉻酸鹽。

含六價鉻廢水一般採用鉻還原法進行處理

原理:在酸性條件下,投加還原劑硫酸亞鐵、亞硫酸鈉亞硫酸氫鈉二氧化硫等,將六價鉻還原成三價鉻,然後投加氫氧化鈉氫氧化鈣石灰等調pH值,使其生成三價鉻氫氧化物沉澱從廢水中分離

在該反應中,氧化劑是Cl2,還原劑也是Cl2,本反應是歧化反應。 [2]

氯氣氯氣遇水會產生次氯酸,次氯酸具有凈化作用,用於消毒——溶於水生成的HClO具有強氧化性

化學方程式是: Cl2+H2O=HCl+HClO(可逆反應)

氯氣與鹼溶液反應

【例】

Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O

2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O

上述兩反應中,Cl2作氧化劑和還原劑,是歧化反應。

Cl2 + 2OH(-) (冷) = ClO(-) + Cl(-) + H2O

3Cl2 + 6OH(-) (熱) = ClO3(-) + 5Cl(-) +  處理工藝流程:含Cr6+廢水→調節池→還原反應池→混凝反應池→沉澱池→過濾器→pH回調池→排放。

氯氣常溫常壓下為黃綠色氣體,經壓縮可液化為金黃色液態氯,是氯鹼工業的主要產品之一,用作為強氧化劑氯化劑。氯混合 5%(體積)以上氫氣時有爆炸危險。氯能與有機物和無機物進行取代或加成反應生成多種氯化物。氯在早期作為造紙、紡織工業的漂白劑

典型還原劑活潑的金屬單質:如Na,Al,Zn,Fe等.

活潑的金屬氫化物:如氫化鋁鋰LiAlH4

某些非金屬單質:如H2,C,Si等.元素(如C,S等)

鹼金屬單質:如Li,Na,K等

處於低化合價時的氧化物:如CO,SO2等.元素(如Cl,S等)

處於低化合價時的酸:如HCl,H2S等.元素(如Fe,S等)

處於低化合價時的鹽:如Na2SO3,FeSO4等.

氯化亞錫SnCl2,草酸硼氫化鉀KBH4,硼氫化鈉NaBH4,

3判別在化合價有改變的氧化還原反應中,化合價由低變高的物質稱作還原劑,可做抗氧化劑,具有還原性,被氧化,其產物叫氧化產物。

還原劑是相對的概念,因為同一物質可能隨反應物質的不同,呈現還原劑或氧化劑的特性。

如:SO2+2HNO3→H2SO4+2H2O+NO2的反應中中SO2是還原劑。 但在H2S+SO2→S+H2O中,SO2卻是氧化劑。

4反應氧化還原反應 (oxidation-reduction reaction, 也作redox reaction)是在反應前後元素的化合價具有相應的升降變化的化學反應。在反應過程中有元素化合價變化的化學反應叫做氧化還原反應。這種反應可以理解成由兩個半反應構成,即氧化反應和還原反應。此類反應都遵守電荷守恆。在氧化還原反應里,氧化與還原必然以等量同時進行。兩者可以比喻為陰陽之間相互依靠、轉化、消長且互相對立的關係。有機化學中也存在氧化還原反應。

5區別物質與氧反應,生成氧化物的反應叫做氧化反應。 有含氧的化合物反應不一定是氧化反應,比如如果生成的化合物雖然含氧,但不是氧化物的話,就不叫氧化反應,氧化反應就是指化合價升高的反應。 氧化、還原概念久已為人們所認識和應用了。人們對它的認識有一個過程,是逐步深化的。氧化反應本來的意思是指燃料在空氣或氧氣里的燃燒,金屬的灼燒和鏽蝕,生物呼吸,等等。還原反應被描述為從金屬礦石中提煉出金屬來,等等。所以得氧就是氧化反應,失氧就是還原反應。但是,又發現在有些反應里,氧化並沒有得氧,而是失去了氫。如硫化氫溶液暴露在空氣里跟氧氣反應,生成硫和水。 2H2S+O2=2H2O+2S 在這個反應里,H2S的被氧化是失去了氫,氧氣的被還原卻是得到了氫。這樣,氧化、還原概念又有所擴展,氧化反應就是得氧或失氫,還原反應就是失氧或得氫。這個概念雖然是淺顯的,但到今天也仍然沒有失去它的意義。許多有機化學的和生物化學的氧化還原反應常常是更直接地以失氫、得氫來衡量,如在光合作用里,水的被氧化是失氫,二氧化碳的被還原是得氫。 氧化、還原的概念後來又進一步擴展到除氧氣以外的非金屬,如氯氣、硫等的反應。FeCl2的溶液容易在空氣里被氧化為FeCl3,這是氧化反應。 12FeCl2+6H2O+3O2=8FeCl3十4Fe(OH)3↓ 但是,FeCl2也很容易跟Cl2起反應,生成FeCl3。 2FeCl2+Cl2=2FeCl3 研究了這二個反應的實質,發現氧化、還原與電子轉移的關係。失去電子的反應是氧化反應,得到電子的反應是還原反應。 氧化還原反應必然同時發生的這一現象自然更深刻地被人們所認識了,因為還原劑失去的電子,必然同時為氧化劑所獲得。 對於離子化合物的氧化還原反應來說,電子是完全失去或完全得到的。但是,對於共價化合物來說,在氧化還原反應中,有電子的偏移,但還沒有完全的失去或得到,那麼用氧化數來表示就更為合理。例如 H2+Cl2=2HCl 這個反應的生成物是共價化合物,氫原子的電子沒有完全失去,氯原子也沒有完全得到電子,只是形成的電子對偏離於氫,偏向于氯罷了。這樣,氧化數的升高就是氧化,氧化數的降低就是還原。在氧化還原反應里,總的來說一種元素氧化數升高的數值總是跟另一種元素氧化數降低的數值相等。 氧化劑: 物質的氧化性、還原性 氧化劑易於得到電子,具有氧化性。還原劑易於失去電子,具有還原性。所謂氧化性,是指具有氧化別的元素的能力,即奪取電子的能力;還原性是指具有還原別的元素的能力,即失去電子的能力。一般地說,強氧化劑,它的氧化性強,自身易被還原;強還原劑,它的還原性強,自身易被氧化。 金屬元素的原子易於失去電子,因此,它具有還原性。越活潑的金屬元素的單質,是越強的還原劑,具有越強的還原性。由此可見,元素的金屬性的強弱跟它的還原性強弱是一致的。常見金屬的活動性順序,也就是還原性順序。 許多非金屬元素的原子易於得到電子,因此,它們具有氧化性。越活潑的非金屬元素的單質,是越強的氧化劑,具有越強的氧化性。由此可見,元素的非金屬性的強弱跟它的氧化性強弱是一致的。 由於元素的金屬性、非金屬性的強弱分別跟元素的還原性、氧化性強弱相對應,因此,元素周期表反映元素金屬性、非金屬性變化規律的同時,也反映出元素還原性、氧化性的變化規律。

參考資料 1. 還原劑 .

2. 硫酸亞鐵的還原劑原理 .化工網 [引用日期2012-12-20] .

相關文獻還原劑對滌綸織物化學鍍銀性能的影響-電鍍與環保-2011年 第1期 (31)

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1簡介2種類2.1硫酸亞鐵2.2氯氣2.3典型還原劑3判別4反應5區別

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1簡介還原劑失去電子自身被氧化變成氧化產物,如用氫氣還原氧化銅的反應,氫氣失去電子被氧化變成水。還原劑在反應里表現還原性。還原能力強弱是還原劑失電子能力的強弱,如鈉原子失電子數目比鋁電子少,鈉原子的還原能力比鋁原子強。含有容易失去電子的元素的物質常用作還原劑,在分析具體反應時,常用元素化合價的升降進行判斷:所含元素化合價升高的物質為還原劑。

應用在焊條及焊絲上,例如Mn,Si,Al,Ti及Zr等元素,可有效阻止氧的滲入使不致在焊道金屬中形成氧化物及氣孔[1]。

2種類(1)活潑的金屬單質(如鈉,鎂,鋁,等)

(2)某些非金屬單質(如H2 、C等)、非金屬陰離子及其化合物、低價金屬離子(如Fe2+)等 還原劑實驗舉例:氫氣還原氧化銅、氧化鐵(H2+CuO=Cu+H2O ; 3H2+Fe2O3=2Fe+3H2O); 炭還原氧化銅(C+2CuO=2Cu+CO2); 一氧化碳還原氧化銅、氧化鐵(CO+CuO=Cu+CO2 ; 3CO+Fe2O3=2Fe+3CO2)

硫酸亞鐵藍綠色單斜結晶或顆粒。無氣味。在乾燥空氣中風化。在潮濕空氣中表面氧化成棕色的鹼式硫酸鐵。在56.6℃成為四水合物,在65℃時成為一水合物。溶於水,幾乎不溶於乙醇。其水溶液冷時在空氣中緩慢氧化,在熱時較快氧化。加入鹼或露光能加速其氧化。相對密度(d15)1.897。半數致死量(小鼠,經口)1520mG/kG。有刺激性。無水硫酸亞鐵是白色粉末,含結晶水的是淺綠色晶體,晶體俗稱「綠礬」,溶於水水溶液為淺綠色。用於色譜分析試劑。點滴分析測定鉑、硒、亞硝酸鹽和硝酸鹽。還原劑。製造鐵氧體。凈水。聚合催化劑。照相製版。

硫酸亞鐵的還原原理

大量的硫酸亞鐵被用作還原劑,主要還原水泥中的鉻酸鹽。

含六價鉻廢水一般採用鉻還原法進行處理。

原理:在酸性條件下,投加還原劑硫酸亞鐵、亞硫酸鈉、亞硫酸氫鈉、二氧化硫等,將六價鉻還原成三價鉻,然後投加氫氧化鈉、氫氧化鈣、石灰等調pH值,使其生成三價鉻氫氧化物沉澱從廢水中分離。

在該反應中,氧化劑是Cl2,還原劑也是Cl2,本反應是歧化反應。 [2]

氯氣氯氣遇水會產生次氯酸,次氯酸具有凈化作用,用於消毒——溶於水生成的HClO具有強氧化性

化學方程式是: Cl2+H2O=HCl+HClO(可逆反應)

氯氣與鹼溶液反應

【例】

Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O

2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O

上述兩反應中,Cl2作氧化劑和還原劑,是歧化反應。

Cl2 + 2OH(-) (冷) = ClO(-) + Cl(-) + H2O

3Cl2 + 6OH(-) (熱) = ClO3(-) + 5Cl(-) +  處理工藝流程:含Cr6+廢水→調節池→還原反應池→混凝反應池→沉澱池→過濾器→pH回調池→排放。

氯氣常溫常壓下為黃綠色氣體,經壓縮可液化為金黃色液態氯,是氯鹼工業的主要產品之一,用作為強氧化劑與氯化劑。氯混合 5%(體積)以上氫氣時有爆炸危險。氯能與有機物和無機物進行取代或加成反應生成多種氯化物。氯在早期作為造紙、紡織工業的漂白劑。

典型還原劑活潑的金屬單質:如Na,Al,Zn,Fe等.

活潑的金屬氫化物:如氫化鋁鋰LiAlH4

某些非金屬單質:如H2,C,Si等.元素(如C,S等)

鹼金屬單質:如Li,Na,K等

處於低化合價時的氧化物:如CO,SO2等.元素(如Cl,S等)

處於低化合價時的酸:如HCl,H2S等.元素(如Fe,S等)

處於低化合價時的鹽:如Na2SO3,FeSO4等.

氯化亞錫SnCl2,草酸,硼氫化鉀KBH4,硼氫化鈉NaBH4,

3判別在化合價有改變的氧化還原反應中,化合價由低變高的物質稱作還原劑,可做抗氧化劑,具有還原性,被氧化,其產物叫氧化產物。

還原劑是相對的概念,因為同一物質可能隨反應物質的不同,呈現還原劑或氧化劑的特性。

如:SO2+2HNO3→H2SO4+2H2O+NO2的反應中中SO2是還原劑。 但在H2S+SO2→S+H2O中,SO2卻是氧化劑。

4反應氧化還原反應 (oxidation-reduction reaction, 也作redox reaction)是在反應前後元素的化合價具有相應的升降變化的化學反應。在反應過程中有元素化合價變化的化學反應叫做氧化還原反應。這種反應可以理解成由兩個半反應構成,即氧化反應和還原反應。此類反應都遵守電荷守恆。在氧化還原反應里,氧化與還原必然以等量同時進行。兩者可以比喻為陰陽之間相互依靠、轉化、消長且互相對立的關係。有機化學中也存在氧化還原反應。

5區別物質與氧反應,生成氧化物的反應叫做氧化反應。 有含氧的化合物反應不一定是氧化反應,比如如果生成的化合物雖然含氧,但不是氧化物的話,就不叫氧化反應,氧化反應就是指化合價升高的反應。 氧化、還原概念久已為人們所認識和應用了。人們對它的認識有一個過程,是逐步深化的。氧化反應本來的意思是指燃料在空氣或氧氣里的燃燒,金屬的灼燒和鏽蝕,生物的呼吸,等等。還原反應被描述為從金屬礦石中提煉出金屬來,等等。所以得氧就是氧化反應,失氧就是還原反應。但是,又發現在有些反應里,氧化並沒有得氧,而是失去了氫。如硫化氫溶液暴露在空氣里跟氧氣反應,生成硫和水。 2H2S+O2=2H2O+2S 在這個反應里,H2S的被氧化是失去了氫,氧氣的被還原卻是得到了氫。這樣,氧化、還原概念又有所擴展,氧化反應就是得氧或失氫,還原反應就是失氧或得氫。這個概念雖然是淺顯的,但到今天也仍然沒有失去它的意義。許多有機化學的和生物化學的氧化還原反應常常是更直接地以失氫、得氫來衡量,如在光合作用里,水的被氧化是失氫,二氧化碳的被還原是得氫。 氧化、還原的概念後來又進一步擴展到除氧氣以外的非金屬,如氯氣、硫等的反應。FeCl2的溶液容易在空氣里被氧化為FeCl3,這是氧化反應。 12FeCl2+6H2O+3O2=8FeCl3十4Fe(OH)3↓ 但是,FeCl2也很容易跟Cl2起反應,生成FeCl3。 2FeCl2+Cl2=2FeCl3 研究了這二個反應的實質,發現氧化、還原與電子轉移的關係。失去電子的反應是氧化反應,得到電子的反應是還原反應。 氧化還原反應必然同時發生的這一現象自然更深刻地被人們所認識了,因為還原劑失去的電子,必然同時為氧化劑所獲得。 對於離子化合物的氧化還原反應來說,電子是完全失去或完全得到的。但是,對於共價化合物來說,在氧化還原反應中,有電子的偏移,但還沒有完全的失去或得到,那麼用氧化數來表示就更為合理。例如 H2+Cl2=2HCl 這個反應的生成物是共價化合物,氫原子的電子沒有完全失去,氯原子也沒有完全得到電子,只是形成的電子對偏離於氫,偏向于氯罷了。這樣,氧化數的升高就是氧化,氧化數的降低就是還原。在氧化還原反應里,總的來說一種元素氧化數升高的數值總是跟另一種元素氧化數降低的數值相等。 氧化劑: 物質的氧化性、還原性 氧化劑易於得到電子,具有氧化性。還原劑易於失去電子,具有還原性。所謂氧化性,是指具有氧化別的元素的能力,即奪取電子的能力;還原性是指具有還原別的元素的能力,即失去電子的能力。一般地說,強氧化劑,它的氧化性強,自身易被還原;強還原劑,它的還原性強,自身易被氧化。 金屬元素的原子易於失去電子,因此,它具有還原性。越活潑的金屬元素的單質,是越強的還原劑,具有越強的還原性。由此可見,元素的金屬性的強弱跟它的還原性強弱是一致的。常見金屬的活動性順序,也就是還原性順序。 許多非金屬元素的原子易於得到電子,因此,它們具有氧化性。越活潑的非金屬元素的單質,是越強的氧化劑,具有越強的氧化性。由此可見,元素的非金屬性的強弱跟它的氧化性強弱是一致的。 由於元素的金屬性、非金屬性的強弱分別跟元素的還原性、氧化性強弱相對應,因此,元素周期表反映元素金屬性、非金屬性變化規律的同時,也反映出元素還原性、氧化性的變化規律。


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