Prije nego što damo primjere redoks reakcija s otopinom, ističemo glavne definicije povezane s ovim transformacijama.
Oni atomi ili ioni koji tokom interakcije mijenjaju svoje oksidacijsko stanje smanjenjem (prihvataju elektrone) nazivaju se oksidacijskim sredstvima. Među tvarima s takvim svojstvima su jake anorganske kiseline: sumporna, hlorovodonična, azotna.
Oksidator
Permanganati i hromati alkalnih metala su takođe jaki oksidanti.
Oksidator prihvata tokom reakcije ono što mu je potrebno pre nego što završi energetski nivo (uspostavljanje završene konfiguracije).
Redukciono sredstvo
Svaka shema redoks reakcije uključuje identifikaciju redukcionog agensa. Uključuje ione ili neutralne atome koji mogu povećati svoje oksidacijsko stanje tokom interakcije (doniraju elektrone drugim atomima).
Tipični redukcioni agensi uključuju atome metala.
Procesi u OVR-u
Što ih još karakterizira promjena oksidacijskih stanja polaznih tvari.
Oksidacija uključuje proces oslobađanja negativnih čestica. Redukcija uključuje njihovo prihvatanje od drugih atoma (jona).
Algoritam raščlanjivanja
Primeri redoks reakcija sa rastvorima su ponuđeni u različitim referentnim materijalima koji su dizajnirani da pripreme srednjoškolce za završne testove iz hemije.
Da bi se uspješno nosili sa zadacima predloženim na OGE i Jedinstvenom državnom ispitu, važno je savladati algoritam za sastavljanje i analizu redoks procesa.
- Prije svega, vrijednosti naboja se dodjeljuju svim elementima u tvarima predloženim u dijagramu.
- Ispisuju se atomi (joni) sa lijeve strane reakcije, koji su tokom interakcije promijenili svoje indikatore.
- Kada se oksidacijsko stanje poveća, koristi se znak “-”, a kada se oksidacijsko stanje smanji, “+”.
- Najmanji zajednički višekratnik (broj kojim se dijele bez ostatka) određuje se između datih i prihvaćenih elektrona.
- Kada podijelimo NOC sa elektronima, dobijamo stereohemijske koeficijente.
- Postavljamo ih ispred formula u jednadžbi.
Prvi primjer iz OGE
U devetom razredu ne znaju svi učenici kako riješiti redoks reakcije. Zbog toga prave mnogo grešaka i ne dobijaju visoke ocene za OGE. Algoritam radnji je dat gore, sada pokušajmo to razraditi na konkretnim primjerima.
Posebnost zadataka koji se odnose na raspored koeficijenata u predloženoj reakciji, koji se daju maturantima osnovnog stepena obrazovanja, jeste da su date i leva i desna strana jednačine.
To uvelike pojednostavljuje zadatak, jer ne morate samostalno izmišljati proizvode interakcije ili birati početne tvari koje nedostaju.
Na primjer, predlaže se korištenje elektronske vage za identifikaciju koeficijenata u reakciji:
Na prvi pogled, ova reakcija ne zahtijeva stereohemijske koeficijente. Ali, da biste potvrdili svoje gledište, potrebno je da svi elementi imaju brojeve naboja.
U binarnim jedinjenjima, koja uključuju oksid bakra (2) i oksid željeza (2), zbir oksidacijskih stanja je nula, s obzirom da je za kisik -2, za bakar i željezo ovaj pokazatelj je +2. Jednostavne supstance ne odustaju (ne prihvataju) elektrone, pa ih karakteriše nulto oksidaciono stanje.
Nacrtajmo elektronski balans, pokazujući znakom "+" i "-" broj primljenih i datih elektrona tokom interakcije.
Fe 0 -2e=Fe 2+.
Pošto je broj elektrona prihvaćenih i doniranih tokom interakcije isti, nema smisla pronaći najmanji zajednički višekratnik, određivati stereohemijske koeficijente i stavljati ih u predloženu šemu interakcije.
Da biste dobili maksimalnu ocjenu za zadatak, potrebno je ne samo zapisati primjere redoks reakcija s otopinama, već i posebno napisati formulu oksidacijskog sredstva (CuO) i redukcionog sredstva (Fe).
Drugi primjer sa OGE
Navedimo još primjera redoks reakcija sa rješenjima s kojima se mogu susresti učenici devetog razreda koji su za završni ispit odabrali hemiju.
Pretpostavimo da se predlaže da se koeficijenti smjeste u jednačinu:
Na+HCl=NaCl+H2.
Da bismo se nosili sa zadatkom, prvo je važno odrediti oksidaciona stanja svake jednostavne i složene tvari. Za natrijum i vodonik oni će biti jednaki nuli, jer su jednostavne supstance.
U hlorovodoničnoj kiselini vodik ima pozitivno oksidaciono stanje, a hlor negativno oksidaciono stanje. Nakon sređivanja koeficijenata dobijamo reakciju sa koeficijentima.
Prvi sa Jedinstvenog državnog ispita
Kako dopuniti redoks reakcije? Primeri sa rešenjima koja se nalaze na Jedinstvenom državnom ispitu (ocena 11) zahtevaju popunjavanje praznina, kao i postavljanje koeficijenata.
Na primjer, trebate dopuniti reakciju elektronskom vagom:
H 2 S+ HMnO 4 = S+ MnO 2 +…
Identifikujte redukciono sredstvo i oksidaciono sredstvo u predloženoj šemi.
Kako naučiti pisati redoks reakcije? Uzorak pretpostavlja upotrebu specifičnog algoritma.
Prvo, u svim supstancama datim prema uslovima zadatka, potrebno je postaviti oksidaciona stanja.
Zatim morate analizirati koja supstanca može postati nepoznati proizvod u ovom procesu. Pošto postoji oksidaciono sredstvo (mangan igra svoju ulogu) i redukciono sredstvo (njegova uloga je sumpor), oksidaciona stanja u željenom proizvodu se ne menjaju, dakle, to je voda.
Razgovarajući o tome kako ispravno riješiti redoks reakcije, napominjemo da će sljedeći korak biti sastavljanje elektronskog omjera:
Mn +7 uzima 3 e= Mn +4 ;
S -2 daje 2e= S 0 .
Kation mangana je redukcijski agens, a anion sumpora je tipično oksidaciono sredstvo. Pošto će najmanji višekratnik primljenih i doniranih elektrona biti 6, dobijamo koeficijente: 2, 3.
Posljednji korak će biti umetanje koeficijenata u originalnu jednačinu.
3H 2 S+ 2HMnO 4 = 3S+ 2MnO 2 + 4H 2 O.
Drugi uzorak OVR na Jedinstvenom državnom ispitu
Kako pravilno formulirati redoks reakcije? Primjeri s rješenjima pomoći će vam da razradite algoritam akcija.
Predlaže se korištenje metode elektronske ravnoteže za popunjavanje praznina u reakciji:
PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…
Raspoređujemo oksidaciona stanja svih elemenata. U ovom procesu oksidirajuća svojstva manifestuje mangan, koji je dio sastava, a redukcijski agens mora biti fosfor, mijenjajući svoje oksidacijsko stanje u pozitivno u fosfornoj kiselini.
Prema datoj pretpostavci dobijamo reakcionu shemu, a zatim sastavljamo jednačinu ravnoteže elektrona.
P -3 daje 8 e i pretvara se u P +5;
Mn +7 uzima 3e, postaje Mn +4.
LOC će biti 24, tako da fosfor mora imati stereometrijski koeficijent 3, a mangan -8.
Stavljamo koeficijente u rezultirajući proces, dobijamo:
3 PH 3 + 8 HMnO 4 = 8 MnO 2 + 4H 2 O+ 3 H 3 PO 4.
Treći primjer sa Jedinstvenog državnog ispita
Koristeći ravnotežu elektron-iona, trebate stvoriti reakciju, naznačiti redukcijsko sredstvo i oksidacijsko sredstvo.
KMnO 4 + MnSO 4 +…= MnO 2 +…+ H2SO 4.
Prema algoritmu raspoređujemo oksidaciona stanja svakog elementa. Zatim određujemo one supstance koje nedostaju u desnom i lijevom dijelu procesa. Ovdje su navedeni redukcijski i oksidacijski agens, tako da se oksidacijska stanja spojeva koji nedostaju ne mijenjaju. Izgubljeni proizvod će biti voda, a polazno jedinjenje će biti kalijum sulfat. Dobijamo shemu reakcije za koju ćemo sastaviti elektronsku vagu.
Mn +2 -2 e= Mn +4 3 redukciono sredstvo;
Mn +7 +3e= Mn +4 2 oksidant.
Koeficijente upisujemo u jednadžbu, zbrajajući atome mangana na desnoj strani procesa, budući da se odnosi na proces disproporcionalnosti.
2KMnO 4 + 3MnSO 4 + 2H 2 O= 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4.
Zaključak
Redox reakcije su od posebnog značaja za funkcionisanje živih organizama. Primjeri OVR-a su procesi truljenja, fermentacije, nervne aktivnosti, disanja i metabolizma.
Oksidacija i redukcija su relevantni za metaluršku i hemijsku industriju, zahvaljujući takvim procesima moguće je obnoviti metale iz njihovih spojeva, zaštititi ih od hemijske korozije i preraditi.
Za sastavljanje redoks procesa u organskoj tvari potrebno je koristiti određeni algoritam djelovanja. Prvo, u predloženoj shemi, postavljaju se oksidacijska stanja, zatim se određuju oni elementi koji su povećali (smanjili) indikator i bilježe elektronsku ravnotežu.
Ako slijedite gore predloženi slijed radnji, lako ćete se nositi sa zadacima ponuđenim u testovima.
Pored metode elektronske ravnoteže, raspored koeficijenata je moguć i sastavljanjem polureakcija.
Reakcije, koje se nazivaju redoks reakcije (ORR), nastaju s promjenom oksidacijskih stanja atoma sadržanih u molekulima reagensa. Ove promjene nastaju zbog prijenosa elektrona s atoma jednog elementa na drugi.
Procesi koji se dešavaju u prirodi i koje sprovode ljudi uglavnom predstavljaju OVR. Važni procesi kao što su disanje, metabolizam, fotosinteza (6CO2 + H2O = C6H12O6 + 6O2) su OVR.
U industriji se uz pomoć ORR-a proizvode sumporna kiselina, hlorovodonična kiselina i još mnogo toga.
Dobivanje metala iz ruda - zapravo, osnova cjelokupne metalurške industrije - također je proces oksidacije-redukcije. Na primjer, reakcija za proizvodnju željeza iz hematita: 2Fe2O3 + 3C = 4Fe+3CO2.
Oksidanti i redukcioni agensi: karakteristike
Atomi koji doniraju elektrone tokom hemijske transformacije nazivaju se redukcioni agensi, a njihovo oksidaciono stanje (CO) se povećava kao rezultat. Atomi koji prihvataju elektrone nazivaju se oksidanti i njihov CO se smanjuje.
Kažu da se oksidanti redukuju prihvatanjem elektrona, a redukcioni agensi se oksidiraju gubljenjem elektrona.
Najvažniji predstavnici oksidacijskih i redukcijskih sredstava prikazani su u sljedećoj tabeli:
| Tipični oksidanti | Tipični redukcioni agensi |
| Jednostavne supstance koje se sastoje od elemenata sa visokom elektronegativnošću (nemetali): jod, fluor, hlor, brom, kiseonik, ozon, sumpor itd. | Jednostavne supstance koje se sastoje od atoma elemenata sa niskom elektronegativnošću (metali ili nemetali): vodonik H2, ugljik C ( grafit), cink Zn, aluminijum Al, kalcijum Ca, barijum Ba, gvožđe Fe, hrom Cr i tako dalje. |
Molekule ili ioni koji sadrže atome metala ili nemetala s visokim stupnjem oksidacije:
|
Molekule ili ioni koji sadrže atome metala ili nemetala s niskim stupnjem oksidacije:
|
| Jonska jedinjenja koja sadrže katjone nekih metala sa visokim CO: Pb3+, Au3+, Ag+, Fe3+ i drugi. | Organska jedinjenja: alkoholi, kiseline, aldehidi, šećeri. |
Na osnovu periodičnog zakona hemijskih elemenata najčešće se mogu pretpostaviti redoks sposobnosti atoma određenog elementa. Iz jednadžbe reakcije također je lako razumjeti koji su atomi oksidacijski i redukcijski agens.
Kako odrediti da li je atom oksidacijsko ili redukcijsko sredstvo: dovoljno je zapisati CO i razumjeti koji su ga atomi povećali tijekom reakcije (reduktori), a koji su ga smanjili (oksidacijski agensi).
Supstance dvostruke prirode
Atomi sa intermedijarnim CO su sposobni da prihvate i doniraju elektrone; kao rezultat toga, supstance koje sadrže takve atome u svom sastavu imaće priliku da deluju i kao oksidaciono i kao redukciono sredstvo.
Primjer bi bio vodikov peroksid. Kiseonik sadržan u CO-1 može ili prihvatiti elektron ili ga odati.
U interakciji s redukcijskim sredstvom, peroksid pokazuje oksidirajuća svojstva, a u interakciji s oksidacijskim sredstvom ispoljava redukcijska svojstva.
Možete detaljnije pogledati koristeći sljedeće primjere:
- redukcija (peroksid djeluje kao oksidacijsko sredstvo) kada je u interakciji s redukcijskim sredstvom;
SO2 + H2O2 = H2SO4
O -1 +1e = O -2
- oksidacije (peroksid je u ovom slučaju redukcijski agens) pri interakciji s oksidacijskim sredstvom.
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O
2O -1 -2e = O2 0
OVR klasifikacija: primjeri
Razlikuju se sljedeće vrste redoks reakcija:
- intermolekularna oksidacija-redukcija (oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo se nalaze u različitim molekulima);
- intramolekularna oksidacija-redukcija (oksidacijski agens je dio iste molekule kao i redukcijski agens);
- disproporcionalnost (oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo su atom istog elementa);
- reproporcionisanje (oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo tvore jedan proizvod kao rezultat reakcije).
Primjeri hemijskih transformacija vezanih za različite vrste ORR:
- Intramolekularni ORR su najčešće reakcije termičke razgradnje tvari:
2KCLO3 = 2KCl + 3O2
(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O
2NaNO3 = 2NaNO2 + O2
- Intermolekularni OVR:
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe
- Reakcije disproporcionalnosti:
3Br2 + 6KOH = 5KBr + KBrO3 + 6H2O
3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
4KClO3 = KCl + 3KClO4
- Reproporcionalne reakcije:
2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
HOCl + HCl = H2O + Cl2
Trenutni i dugotrajni OVR
Redox reakcije se također dijele na tekuće i nestručne.
Prvi slučaj je proizvodnja električne energije putem hemijske reakcije (ovakvi izvori energije se mogu koristiti u motorima mašina, u radio uređaji, kontrolni uređaji), ili elektroliza, odnosno kemijska reakcija, naprotiv, nastaje zbog električne energije (uz pomoć elektrolize možete dobiti različite tvari, tretirati površine metala i proizvode od njih).
Primjeri bez struje OVR možemo nazvati procese sagorevanja, korozije metala, disanja i fotosinteze itd.
Metoda ravnoteže elektrona ORR u hemiji
Jednačine većine hemijskih reakcija mogu se izjednačiti jednostavnim odabirom stehiometrijski koeficijenti. Međutim, prilikom odabira koeficijenata za ORR, možete naići na situaciju u kojoj se broj atoma nekih elemenata ne može izjednačiti a da se ne naruši jednakost broja atoma drugih. U jednadžbama takvih reakcija koeficijenti se biraju metodom elektronske ravnoteže.
Metoda se zasniva na činjenici da se zbir elektrona koje prihvata oksidaciono sredstvo i broj koji odaje redukciono sredstvo dovodi u ravnotežu.
Metoda se sastoji od nekoliko faza:
- Jednačina reakcije je napisana.
- Određene su referentne vrijednosti elemenata.
- Određeni su elementi koji su kao rezultat reakcije promijenili svoja oksidacijska stanja. Polureakcije oksidacije i redukcije se bilježe odvojeno.
- Faktori za jednadžbe polu-reakcije su odabrani tako da izjednače elektrone prihvaćene u polureakciju redukcije i elektrone donirane u polu-reakciju oksidacije.
- Odabrani koeficijenti se unose u jednadžbu reakcije.
- Odabiru se preostali koeficijenti reakcije.
Koristeći jednostavan primjer aluminijske interakcije sa kiseonikom je zgodno napisati jednačinu korak po korak:
- Jednačina: Al + O2 = Al2O3
- CO atoma u jednostavnim supstancama aluminijuma i kiseonika jednaki su 0.
Al 0 + O2 0 = Al +3 2O -2 3
- Sastavimo polureakcije:
Al 0 -3e = Al +3;
O2 0 +4e = 2O -2
- Odabiremo koeficijente, kada se pomnože s kojima će broj primljenih elektrona i broj datih elektrona biti jednaki:
Al 0 -3e = Al +3 koeficijent 4;
O2 0 +4e = 2O -2 koeficijent 3.
- Stavili smo koeficijente u dijagram reakcije:
4 Al+ 3 O2 = Al2O3
- Vidi se da je za izjednačavanje cijele reakcije dovoljno staviti koeficijent ispred produkta reakcije:
4Al + 3O2 = 2 Al2O3
Primjeri zadataka za izradu elektronske ravnoteže
Može se dogoditi sljedeće zadaci prilagođavanja OVR:
- Interakcija kalijum permanganata s kalijevim hloridom u kiseloj sredini uz oslobađanje plinovitog klora.
Kalijum permanganat KMnO4 (kalijum permanganat, “kalijum permanganat”) je jako oksidaciono sredstvo zbog činjenice da je u KMnO4 oksidaciono stanje Mn +7. Često se koristi za proizvodnju plinovitog klora u laboratoriji koristeći sljedeću reakciju:
KCl + KMnO4 + H2SO4 = Cl2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
K +1 Cl -1 + K +1 Mn +7 O4 -2 + H2 +1 S +6 O4 -2 = Cl2 0 + Mn +2 S +6 O4 -2 + K2 +1 S +6 O4 -2 + H2 +1 O -2
Elektronska ravnoteža:
Kao što se može vidjeti nakon rasporeda CO, atomi klora daju elektrone, povećavajući njihov CO na 0, a atomi mangana prihvataju elektrone:
Mn +7 +5e = Mn +2 faktor dva;
2Cl -1 -2e = Cl2 0 množitelj pet.
Koeficijente unosimo u jednačinu u skladu sa odabranim faktorima:
10 K +1 Cl -1 + 2 K +1 Mn +7 O4 -2 +H2SO4 = 5 Cl2 0 + 2 Mn +2 S +6 O4 -2 + K2SO4 + H2O
Izjednačavamo broj preostalih elemenata:
10KCl + 2KMnO4 + 8 H2SO4 = 5Cl2 + 2MnSO4 + 6 K2SO4+ 8 H2O
- Interakcija bakra (Cu) s koncentriranom dušičnom kiselinom (HNO3) uz oslobađanje plinovitog dušikovog oksida (NO2):
Cu + HNO3(konc.) = NO2 + Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu 0 + H +1 N +5 O3 -2 = N +4 O2 + Cu +2 (N +5 O3 -2)2 + H2 +1 O -2
Elektronska ravnoteža:
Kao što vidite, atomi bakra povećavaju svoj CO sa nula na dva, a atomi azota smanjuju sa +5 na +4
Cu 0 -2e = Cu +2 faktor jedan;
N +5 +1e = N +4 faktor dva.
Stavljamo koeficijente u jednačinu:
Cu 0 + 4 H +1 N +5 O3 -2 = 2 N +4 O2 + Cu +2 (N +5 O3 -2)2 + H2 +1 O -2
Cu+ 4 HNO3(konc.) = 2 NO2 + Cu (NO3)2 + 2 H2O
- Interakcija kalij-dihromata sa H2S u kiseloj sredini:
Zapišimo shemu reakcije i rasporedimo CO:
K2 +1 Cr2 +6 O7 -2 + H2 +1 S -2 + H2 +1 S +6 O4 -2 = S 0 + Cr2 +3 (S +6 O4 -2)3 + K2 +1 S +6 O4 -2 + H2O
S -2 –2e = S 0 koeficijent 3;
2Cr +6 +6e = 2Cr +3 koeficijent 1.
Zamenimo:
K2Sr2O7 + 3N2S + N2SO4 = 3S + Sr2(SO4)3 + K2SO4 + N2O
Izjednačimo preostale elemente:
K2Sr2O7 + 3N2S + 4N2SO4 = 3S + Sr2(SO4)3 + K2SO4 + 7N2O
Utjecaj reakcionog okruženja
Priroda okruženja utiče na tok određenih OVR-a. Uloga reakcionog medija može se vidjeti na primjeru interakcije kalijevog permanganata (KMnO4) i natrijevog sulfita (Na2SO3) pri različitim pH vrijednostima:
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 (pH<7 кислая среда);
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnO2 + KOH (pH = 7 neutralne sredine);
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + K2MnO4 + H2O (pH >7 alkalne sredine).
Može se vidjeti da promjena kiselosti medija dovodi do stvaranja različitih proizvoda interakcije istih tvari. Kada se promijeni kiselost medija, one se javljaju i za druge reagense koji ulaze u ORR. Slično gore prikazanim primjerima, reakcije koje uključuju dikromat ion Cr2O7 2- će se dogoditi sa stvaranjem različitih produkta reakcije u različitim sredinama:
u kiseloj sredini proizvod će biti Cr 3+;
u alkalnim - CrO2 - , CrO3 3+ ;
u neutralnom - Cr2O3.
Sa povećanjem oksidacionog stanja dolazi do procesa oksidacije, a sama tvar je redukcijski agens. Kada se oksidacijsko stanje smanji, dolazi do procesa redukcije, a sama tvar je oksidacijsko sredstvo.
Opisani metod za izjednačavanje ORR naziva se „metoda ravnoteže po oksidacionim stanjima“.
Prikazano u većini udžbenika hemije i široko se koristi u praksi metoda elektronske ravnoteže za izjednačavanje ORR može se koristiti uz upozorenje da oksidacijsko stanje nije jednako naboju.
2. Metoda polureakcije.
U tim slučajevima, kada dođe do reakcije u vodenoj otopini (tapi), pri sastavljanju jednadžbi one ne polaze od promjena oksidacijskog stanja atoma koji čine reagirajuće tvari, već od promjene naboja stvarnih čestica, tj. , uzimaju u obzir oblik postojanja supstanci u rastvoru (jednostavan ili složen ion, atom ili molekul neotopljene ili slabo disocijirajuće supstance u vodi).
U ovom slučaju pri sastavljanju ionskih jednadžbi redoks reakcija treba se pridržavati istog oblika pisanja koji je prihvaćen za ionske jednadžbe razmjenske prirode, a to je: slabo topljiva, slabo disocirana i plinovita jedinjenja pisati u molekularnom obliku, a ioni koji se ne mijenjaju svoje stanje treba isključiti iz jednačine. U ovom slučaju, procesi oksidacije i redukcije se bilježe u obliku zasebnih polureakcija. Nakon što ih izjednačimo brojem atoma svake vrste, polureakcije se dodaju, množeći svaku sa koeficijentom koji izjednačava promjenu naboja oksidacijskog agensa i redukcijskog agensa.
Metoda polureakcije preciznije odražava stvarne promjene u supstancama tokom redoks reakcija i olakšava sastavljanje jednačina za ove procese u jonsko-molekularnom obliku.
Zbog od istog reagensi mogu se dobiti različiti produkti ovisno o prirodi medija (kiseli, alkalni, neutralni); za takve reakcije u ionskoj shemi, pored čestica koje obavljaju funkcije oksidacijskog agensa i redukcijskog agensa, čestica koja karakterizira reakciju medija mora biti naznačen (tj. H + jon ili OH ion - ili molekul H 2 O).
Primjer 5. Koristeći metodu polureakcije, rasporedite koeficijente u reakciji:
KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Rješenje. Reakciju zapisujemo u ionskom obliku, vodeći računa da se sve tvari osim vode disociraju na ione:
MnO 4 - + NO 2 - + 2H + ® Mn 2+ + NO 3 - + H 2 O
(K + i SO 4 2 - ostaju nepromijenjeni, stoga nisu naznačeni u jonskoj shemi). Iz jonskog dijagrama je jasno da je oksidant permanganat jon(MnO 4 -) se pretvara u ion Mn 2+ i oslobađaju se četiri atoma kisika.
U kiseloj sredini Svaki atom kiseonika koji oslobađa oksidaciono sredstvo vezuje se za 2H+ i formira molekul vode.
ovo implicira: MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O.
Pronalazimo razliku u naelektrisanju proizvoda i reagensa: Dq = +2-7 = -5 (znak “-” označava da se dešava proces redukcije i 5 se dodaje reagensima). Za drugi proces, pretvaranje NO 2 - u NO 3 -, kiseonik koji nedostaje dolazi iz vode u redukciono sredstvo, a kao rezultat nastaje višak H+ iona, u ovom slučaju reagensi gube 2 :
NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + .
Tako dobijamo:
2 | MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O (redukcija),
5 | NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + (oksidacija).
Pomnoživši članove prve jednadžbe sa 2, a druge sa 5 i sabirajući ih, dobijamo ionsko-molekularnu jednačinu ove reakcije:
2MnO 4 - + 16H + + 5NO 2 - + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO 3 - + 10H +.
Poništavanjem identičnih čestica sa leve i desne strane jednačine, konačno dobijamo ionsko-molekularnu jednačinu:
2MnO 4 - + 5NO 2 - + 6H + = 2Mn 2+ + 5NO 3 - + 3H 2 O.
Koristeći ionsku jednačinu, kreiramo molekularnu jednačinu:
2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5KNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.
U alkalnim i neutralnim sredinama možete se rukovoditi sljedećim pravilima: u alkalnom i neutralnom okruženju, svaki atom kisika koji oslobađa oksidacijsko sredstvo spaja se s jednom molekulom vode, formirajući dva hidroksidna iona (2OH -), a svaki nedostajući odlazi u redukcijsko sredstvo iz 2 OH - jona formiraju jednu molekulu vode u alkalnoj sredini, au neutralnoj sredini dolazi iz vode uz oslobađanje 2 H+ jona.
Ako učestvuje u redoks reakciji vodikov peroksid(H 2 O 2), mora se uzeti u obzir uloga H 2 O 2 u specifičnoj reakciji. U H 2 O 2 kisik je u srednjem oksidacionom stanju (-1), stoga vodikov peroksid pokazuje redoks dualnost u redoks reakcijama. U slučajevima kada je H 2 O 2 oksidaciono sredstvo, polureakcije imaju sljedeći oblik:
H 2 O 2 + 2H + + 2? ® 2H 2 O (kisela sredina);
H 2 O 2 +2? ® 2OH - (neutralna i alkalna sredina).
Ako je vodikov peroksid redukciono sredstvo:
H 2 O 2 - 2? ® O 2 + 2H + (kisela sredina);
H 2 O 2 + 2OH - - 2? ® O 2 + 2H 2 O (alkalni i neutralni).
Primjer 6. Izjednačite reakciju: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Rješenje. Reakciju zapisujemo u ionskom obliku:
I - + H 2 O 2 + 2H + ® I 2 + SO 4 2 - + H 2 O.
Sastavljamo polureakcije, uzimajući u obzir da je H2O2 u ovoj reakciji oksidant i reakcija se odvija u kiseloj sredini:
1 2I - - 2= I 2,
1 H 2 O 2 + 2H + + 2® 2H 2 O.
Konačna jednačina je: 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.
Postoje četiri vrste redoks reakcija:
1 . Intermolekularni redoks reakcije u kojima se mijenjaju oksidacijska stanja atoma elemenata koji čine različite tvari. Reakcije o kojima se govori u primjerima 2-6 pripadaju ovom tipu.
2 . Intramolekularni redoks reakcije u kojima oksidacijsko stanje mijenja atome različitih elemenata iste tvari. Reakcije termičke razgradnje jedinjenja odvijaju se ovim mehanizmom. Na primjer, u reakciji
Pb(NO 3) 2 ® PbO + NO 2 + O 2
menja oksidaciono stanje azota (N +5 ® N +4) i atoma kiseonika (O - 2 ® O 2 0) koji se nalazi unutar molekula Pb(NO 3) 2.
3. Reakcije samooksidacije-samoizlječenja(disproporcionalnost, dismutacija). U ovom slučaju, oksidacijsko stanje istog elementa se i povećava i smanjuje. Reakcije disproporcionalnosti su karakteristične za spojeve ili elemente supstanci koje odgovaraju jednom od srednjih oksidacijskih stanja elementa.
Primjer 7. Koristeći sve gore navedene metode, izjednačite reakciju:
Rješenje.
A) Metoda ravnoteže oksidacionog stanja.
Odredimo stupnjeve oksidacije elemenata uključenih u redoks proces prije i poslije reakcije:
K 2 MnO 4 + H 2 O ® KMnO 4 + MnO 2 + KOH.
Iz poređenja oksidacionih stanja proizilazi da mangan istovremeno učestvuje u procesu oksidacije, povećavajući oksidaciono stanje sa +6 na +7, au redukcionom procesu snižavajući oksidaciono stanje sa +6 na +4,2 Mn +6 ® Mn +7; Dw = 7-6 = +1 (proces oksidacije, redukciono sredstvo),
1 Mn +6 ® Mn +4 ; Dw = 4-6 = -2 (redukcioni proces, oksidaciono sredstvo).
Pošto su u ovoj reakciji oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo ista supstanca (K 2 MnO 4), koeficijenti ispred njega se zbrajaju. Zapisujemo jednačinu:
3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.
b) Metoda polureakcije.
Reakcija se odvija u neutralnom okruženju. Izrađujemo shemu ionske reakcije, uzimajući u obzir da je H 2 O slab elektrolit, a MnO 2 slabo topiv oksid u vodi:
MnO 4 2 - + H 2 O ® MnO 4 - + ¯MnO 2 + OH - .
Zapisujemo polureakcije:
2 MnO 4 2 - - ? ® MnO 4 - (oksidacija),
1 MnO 4 2 - + 2H 2 O + 2? ® MnO 2 + 4OH - (redukcija).
Pomnožimo sa koeficijentima i saberemo obe polureakcije, dobićemo ukupnu ionsku jednačinu:
3MnO 4 2 - + 2H 2 O = 2MnO 4 - + MnO 2 + 4OH -.
Molekularna jednadžba: 3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.
U ovom slučaju, K 2 MnO 4 je i oksidaciono i redukciono sredstvo.
4. Intramolekularne oksidaciono-redukcione reakcije, u kojima se izjednačavaju oksidaciona stanja atoma istog elementa (to jest, obrnuto od onih o kojima smo prethodno raspravljali), su procesi kontra-disproporcionalnost(prebacivanje), na primjer
NH 4 NO 2 ® N 2 + 2H 2 O.
1 2N - 3 - 6? ® N 2 0 (oksidacioni proces, redukciono sredstvo),
1 2N +3 + 6?® N 2 0 (redukcioni proces, oksidaciono sredstvo).
One najteže su redoks reakcije u kojima se atomi ili ioni ne jednog, već dva ili više elemenata istovremeno oksidiraju ili reduciraju.
Primjer 8. Koristeći gore navedene metode, izjednačite reakciju:
3 -2 +5 +5 +6 +2
As 2 S 3 + HNO 3 ® H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO.
18. Redox reakcije (nastavak 1)
18.5. ORR vodikovog peroksida
U molekulima vodikovog peroksida H 2 O 2 atomi kiseonika su u oksidacionom stanju –I. Ovo je srednje i ne najstabilnije oksidaciono stanje atoma ovog elementa, stoga vodikov peroksid pokazuje i oksidirajuća i redukcijska svojstva.
Redox aktivnost ove tvari ovisi o koncentraciji. U uobičajeno korištenim otopinama s masenim udjelom od 20% vodikov peroksid je prilično jako oksidacijsko sredstvo; u razrijeđenim otopinama njegova oksidacijska aktivnost se smanjuje. Redukciona svojstva vodikovog peroksida su manje karakteristična od oksidacijskih i također zavise od koncentracije.
Vodikov peroksid je vrlo slaba kiselina (vidi Dodatak 13), pa se u jako alkalnim otopinama njegovi molekuli pretvaraju u hidroperoksidne ione.
Ovisno o reakciji medija i da li je vodikov peroksid oksidacijski ili redukcijski agens u ovoj reakciji, proizvodi redoks interakcije bit će različiti. Jednačine polu-reakcije za sve ove slučajeve date su u tabeli 1.
Tabela 1
Jednačine redoks polureakcija H 2 O 2 u rastvorima
Reakcija okoline |
H 2 O 2 oksidant |
H 2 O 2 redukcijski agens |
| Kisela | ||
| Neutralno | H 2 O 2 + 2e – = 2OH | H 2 O 2 + 2H 2 O – 2e – = O 2 + 2H 3 O |
| Alkalna | HO 2 + H 2 O + 2e – = 3OH |
Razmotrimo primjere ORR koji uključuje vodikov peroksid.
Primjer 1. Napišite jednadžbu za reakciju koja nastaje kada se otopini kalijum jodida doda otopini vodikovog peroksida zakiseljenog sumpornom kiselinom.
| 1 | H 2 O 2 + 2H 3 O + 2e – = 4H 2 O |
| 1 | 2I – 2e – = I 2 |
H 2 O 2 + 2H 3 O +2I = 4H 2 O + I 2
H 2 O 2 + H 2 SO 4 + 2KI = 2H 2 O + I 2 + K 2 SO 4
Primjer 2. Napišite jednadžbu za reakciju između kalijum permanganata i vodikovog peroksida u vodenoj otopini zakiseljenoj sumpornom kiselinom.
| 2 | MnO 4 + 8H 3 O + 5e – = Mn 2 + 12H 2 O |
| 5 | H 2 O 2 + 2H 2 O – 2e – = O 2 + 2H 3 O |
2MnO 4 + 6H 3 O+ + 5H 2 O 2 = 2Mn 2 + 14H 2 O + 5O 2
2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 + 5H 2 O 2 = 2MnSO 4 + 8H 2 O + 5O 2 + K 2 SO 4
Primjer 3. Napišite jednadžbu za reakciju vodonik peroksida sa natrijum jodidom u rastvoru u prisustvu natrijum hidroksida.
| 3 | 6 | HO 2 + H 2 O + 2e – = 3OH |
| 1 | 2 | I + 6OH – 6e – = IO 3 + 3H 2 O |
3HO 2 + I = 3OH + IO 3
3NaHO 2 + NaI = 3NaOH + NaIO 3
Ne uzimajući u obzir reakciju neutralizacije između natrijevog hidroksida i vodikovog peroksida, ova se jednadžba često piše na sljedeći način:
3H 2 O 2 + NaI = 3H 2 O + NaIO 3 (u prisustvu NaOH)
Ista će se jednadžba dobiti ako odmah (u fazi sastavljanja bilansa) ne uzmemo u obzir stvaranje hidroperoksidnih jona.
Primjer 4. Napišite jednadžbu za reakciju koja nastaje kada se otopini vodikovog peroksida doda olovni dioksid u prisustvu kalijum hidroksida.
Olovni dioksid PbO 2 je vrlo jak oksidant, posebno u kiseloj sredini. Reducira se u ovim uslovima, formira jone Pb 2. U alkalnoj sredini, kada se redukuje PbO 2, nastaju joni.
| 1 | PbO 2 + 2H 2 O + 2e – = + OH |
| 1 | HO 2 + OH – 2e – = O 2 + H 2 O |
PbO 2 + H 2 O + HO 2 = + O 2
Bez uzimanja u obzir formiranja hidroperoksidnih jona, jednadžba se piše na sljedeći način:
PbO 2 + H 2 O 2 + OH = + O 2 + 2H 2 O
Ako je, prema uslovima zadatka, dodani rastvor vodikovog peroksida bio alkalni, tada molekularnu jednačinu treba napisati na sledeći način:
PbO 2 + H 2 O + KHO 2 = K + O 2
Ako se neutralna otopina vodikovog peroksida doda reakcijskoj smjesi koja sadrži alkaliju, tada se molekularna jednadžba može napisati bez uzimanja u obzir stvaranja kalijevog hidroperoksida:
PbO 2 + KOH + H 2 O 2 = K + O 2
18.6. ORR dismutacija i intramolekularni ORR
Među redoks reakcijama postoje reakcije dismutacije (disproporcionalizacija, samooksidacija-samoredukcija).
Primjer dismutacijske reakcije koja vam je poznata je reakcija hlora s vodom:
Cl 2 + H 2 O HCl + HClO
U ovoj reakciji polovina atoma klora(0) se oksidira u +I oksidacijsko stanje, a druga polovina se reducira u –I oksidacijsko stanje:
Koristeći metodu ravnoteže elektron-iona, napravimo jednadžbu za sličnu reakciju koja se javlja kada se klor propušta kroz hladnu alkalnu otopinu, na primjer KOH:
| 1 | Cl 2 + 2e – = 2Cl |
| 1 | Cl 2 + 4OH – 2e – = 2ClO + 2H 2 O |
2Cl 2 + 4OH = 2Cl + 2ClO + 2H 2 O
Svi koeficijenti u ovoj jednačini imaju zajednički djelitelj, dakle:
Cl 2 + 2OH = Cl + ClO + H 2 O
Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O
Dismutacija hlora u vrućoj otopini odvija se nešto drugačije:
| 5 | Cl 2 + 2e – = 2Cl | |
| 1 | Cl 2 + 12OH – 10e – = 2ClO 3 + 6H 2 O |
3Cl 2 + 6OH = 5Cl + ClO 3 + 3H 2 O
3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
Od velike praktične važnosti je dismutacija azot-dioksida tokom njegove reakcije sa vodom ( A) i sa alkalnim rastvorima ( b):
| A) | NO 2 + 3H 2 O – e – = NO 3 + 2H 3 O | NO 2 + 2OH – e – = NO 3 + H 2 O | |||
| NO 2 + H 2 O + e – = HNO 2 + OH | NO 2 + e – = NO 2 | ||||
2NO 2 + 2H 2 O = NO 3 + H 3 O + HNO 2 |
2NO 2 + 2OH = NO 3 + NO 2 + H 2 O |
||||
2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2 |
2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O |
||||
Reakcije dismutacije se javljaju ne samo u otopinama, već i pri zagrijavanju čvrstih tvari, na primjer, kalijevog klorata:
4KClO 3 = KCl + 3KClO 4
Tipičan i vrlo efikasan primjer intramolekularnog ORR je reakcija termičke razgradnje amonijum dihromata (NH 4) 2 Cr 2 O 7. U ovoj supstanci atomi dušika su u najnižem oksidacionom stanju (–III), a atomi hroma u najvišoj (+VI). Na sobnoj temperaturi ovaj spoj je prilično stabilan, ali kada se zagrije intenzivno se raspada. U ovom slučaju, hrom(VI) prelazi u hrom(III) - najstabilnije stanje hroma, a azot(–III) - u azot(0) - takođe najstabilnije stanje. Uzimajući u obzir broj atoma u jedinici formule jednadžbe ravnoteže elektrona:
| 2Cr +VI + 6e – = 2Cr +III | |
| 2N –III – 6e – = N 2, |
i sama jednačina reakcije:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.
Drugi važan primjer intramolekularnog ORR je termička razgradnja kalijum perhlorata KClO 4 . U ovoj reakciji, klor(VII), kao i uvijek kada djeluje kao oksidant, pretvara se u hlor(-I), oksidirajući kisik(-II) u jednostavnu supstancu:
| 1 | Cl +VII + 8e – = Cl –I | |
| 2 | 2O –II – 4e – = O 2 |
a samim tim i jednadžba reakcije
KClO 4 = KCl + 2O 2
Kalij hlorat KClO 3 se slično razgrađuje kada se zagrije, ako se razgradnja vrši u prisustvu katalizatora (MnO 2): 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2
U nedostatku katalizatora dolazi do dismutacijske reakcije.
U grupu intramolekularnih redoks reakcija spadaju i reakcije termičke razgradnje nitrata.
Obično su procesi koji se javljaju kada se nitrati zagrijavaju prilično složeni, posebno u slučaju kristalnih hidrata. Ako se molekule vode slabo zadržavaju u kristalnom hidratu, onda pri niskom zagrijavanju nitrat dehidrira [na primjer, LiNO 3. 3H 2 O i Ca(NO 3) 2 4H 2 O se dehidriraju do LiNO 3 i Ca(NO 3) 2 ], ali ako je voda čvršće vezana [kao, na primjer, u Mg(NO 3) 2. 6H 2 O i Bi(NO 3) 3. 5H 2 O], tada dolazi do svojevrsne reakcije “intramolekularne hidrolize” sa stvaranjem baznih soli - hidroksid nitrata, koji se daljim zagrijavanjem mogu pretvoriti u oksidne nitrate (i (NO 3) 6), koji se razlažu u okside pri višoj temperaturi.
Kada se zagriju, bezvodni nitrati se mogu razgraditi u nitrite (ako postoje i još su stabilni na ovoj temperaturi), a nitriti se mogu razgraditi u okside. Ako se zagrijavanje vrši na dovoljno visoku temperaturu, ili je odgovarajući oksid nestabilan (Ag 2 O, HgO), onda proizvod termičke razgradnje može biti i metal (Cu, Cd, Ag, Hg).
Donekle pojednostavljeni dijagram termičke razgradnje nitrata prikazan je na Sl. 5.
Primjeri sekvencijalnih transformacija koje se javljaju kada se određeni nitrati zagrijavaju (temperature su date u Celzijusovim stepenima):
KNO 3 KNO 2 K 2 O;
Ca(NO3)2. 4H 2 O Ca(NO 3) 2 Ca(NO 2) 2 CaO;
Mg(NO3)2. 6H 2 O Mg(NO 3)(OH) MgO;
Cu(NO3)2. 6H 2 O Cu(NO 3) 2 CuO Cu 2 O Cu;
Bi(NO 3) 3 . 5H 2 O Bi(NO 3) 2 (OH) Bi(NO 3)(OH) 2 (NO 3) 6 Bi 2 O 3.
Uprkos složenosti procesa koji se odvijaju, kada se odgovara na pitanje šta se dešava kada se odgovarajući bezvodni nitrat „kalciniše” (tj. na temperaturi od 400 – 500 o C), obično se rukovodi sledećim krajnje pojednostavljenim pravilima :
1) nitrati najaktivnijih metala (u nizu napona - levo od magnezijuma) se razlažu do nitrita;
2) nitrati manje aktivnih metala (u opsegu napona - od magnezijuma do bakra) se razlažu do oksida;
3) nitrati najmanje aktivnih metala (u nizu napona - desno od bakra) se razlažu do metala.
Kada koristite ova pravila, treba imati na umu da u takvim uslovima
LiNO 3 se razlaže u oksid,
Be(NO 3) 2 se na višoj temperaturi razlaže u oksid,
iz Ni(NO 3) 2, osim NiO, može se dobiti i Ni(NO 2) 2,
Mn(NO 3) 2 se razlaže do Mn 2 O 3,
Fe(NO 3) 2 se razlaže do Fe 2 O 3;
iz Hg(NO 3) 2, osim žive, može se dobiti i njen oksid.
Pogledajmo tipične primjere reakcija koje pripadaju ova tri tipa:
KNO 3 KNO 2 + O 2
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 |
Zn(NO 3) 2 ZnO + NO 2 + O 2
2Zn(NO 3) 2 = 2ZnO + 4NO 2 + O 2 |
AgNO 3 Ag + NO 2 + O 2 18.7. Redoks komutacijske reakcije Ove reakcije mogu biti intermolekularne ili intramolekularne. Na primjer, intramolekularni ORR koji nastaju tijekom termičke razgradnje amonijum nitrata i nitrita spadaju u komutacijske reakcije, jer je ovdje izjednačeno oksidacijsko stanje atoma dušika: NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O (oko 200 o C) Na višoj temperaturi (250 - 300 o C) amonijum nitrat se razlaže na N 2 i NO, a na još višoj temperaturi (iznad 300 o C) - na azot i kiseonik i u oba slučaja nastaje voda. Primjer međumolekularne komutacijske reakcije je reakcija koja se javlja kada se spoje vruće otopine kalijevog nitrita i amonijevog klorida: NH 4 + NO 2 = N 2 + 2H 2 O NH 4 Cl + KNO 2 = KCl + N 2 + 2H 2 O Ako se slična reakcija provodi zagrijavanjem mješavine kristalnog amonijevog sulfata i kalcijevog nitrata, tada se, ovisno o uvjetima, reakcija može odvijati na različite načine: (NH 4) 2 SO 4 + Ca(NO 3) 2 = 2N 2 O + 4H 2 O + CaSO 4 (t< 250 o C) Prva i treća od ovih reakcija su reakcije komutacije, druga je složenija reakcija, uključujući i komutaciju atoma dušika i oksidaciju atoma kisika. Koja će se reakcija odvijati na temperaturama iznad 250 o C zavisi od odnosa reagenasa. Reakcije konverzije koje dovode do stvaranja hlora javljaju se kada se soli hlornih kiselina koje sadrže kisik tretiraju klorovodičnom kiselinom, na primjer: 6HCl + KClO 3 = KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O Također, reakcijom komutacije, sumpor se formira iz plinovitog sumporovodika i sumpordioksida: 2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O OVR komutacije su prilično brojne i raznolike - čak uključuju i neke kiselinsko-bazne reakcije, na primjer: NaH + H 2 O = NaOH + H 2. Za sastavljanje ORR komutacijskih jednačina koriste se i elektron-ionski i elektronski balans, ovisno o tome da li se reakcija odvija u otopini ili ne. 18.8. Elektroliza Proučavajući IX poglavlje, upoznali ste se sa elektrolizom talina različitih supstanci. Budući da su u otopinama prisutni i mobilni ioni, elektrolizi se mogu podvrgnuti i otopine različitih elektrolita. I u elektrolizi talina i u elektrolizi otopina, obično se koriste elektrode od nereaktivnog materijala (grafit, platina itd.), ali se ponekad elektroliza provodi s “topivom” anodom. “Rastvorljiva” anoda se koristi u slučajevima kada je potrebno postići elektrohemijsku vezu elementa od kojeg je anoda napravljena. Prilikom elektrolize od velike je važnosti da li su anodni i katodni prostori razdvojeni, ili se elektrolit miješa u toku reakcije - produkti reakcije u tim slučajevima mogu se pokazati različitim. Razmotrimo najvažnije slučajeve elektrolize. 1. Elektroliza taline NaCl. Elektrode su inertne (grafit), anodni i katodni prostori su razdvojeni. Kao što već znate, u ovom slučaju na katodi i anodi se javljaju sljedeće reakcije: K: Na + e – = Na Nakon što smo na ovaj način napisali jednadžbe za reakcije koje se odvijaju na elektrodama, dobili smo polu-reakcije s kojima se možemo nositi na potpuno isti način kao i u slučaju korištenja metode ravnoteže elektrona-jona:
Zbrajanjem ovih jednadžbi polu-reakcije dobijamo ionsku jednačinu elektrolize 2Na + 2Cl 2Na + Cl 2 a zatim molekularni 2NaCl 2Na + Cl 2 U tom slučaju katodni i anodni prostori moraju biti razdvojeni tako da produkti reakcije ne reagiraju jedni s drugima. Industrijski, ova reakcija se koristi za proizvodnju metalnog natrijuma. 2. Elektroliza taline K 2 CO 3 . Elektrode su inertne (platina). Katodni i anodni prostori su razdvojeni.
4K+ + 2CO 3 2 4K + 2CO 2 + O 2 3. Elektroliza vode (H 2 O). Elektrode su inertne.
4H 3 O + 4OH 2H 2 + O 2 + 6H 2 O 2H 2 O 2H 2 + O 2 Voda je vrlo slab elektrolit, sadrži vrlo malo jona, tako da se elektroliza čiste vode odvija izuzetno sporo. 4. Elektroliza rastvora CuCl 2. Grafitne elektrode. Sistem sadrži Cu 2 i H 3 O katjone, kao i Cl i OH anjone. Cu 2 joni su jači oksidatori od H 3 O jona (vidi seriju napona), stoga će se ioni bakra prvo isprazniti na katodi, a tek kada ih ostane vrlo malo, isprazniće se joni oksonijuma. Za anione možete slijediti sljedeće pravilo: |
