Bevor wir Beispiele für Redoxreaktionen mit einer Lösung nennen, beleuchten wir die wichtigsten Definitionen, die mit diesen Transformationen verbunden sind.
Als Oxidationsmittel werden solche Atome oder Ionen bezeichnet, die bei Wechselwirkung ihren Oxidationszustand mit einer Abnahme ändern (Elektronen aufnehmen). Zu den Stoffen mit solchen Eigenschaften zählen starke anorganische Säuren: Schwefelsäure, Salzsäure, Salpetersäure.
Oxidationsmittel
Auch Alkalimetallpermanganate und -chromate sind starke Oxidationsmittel.
Das Oxidationsmittel nimmt während der Reaktion alles auf, was es benötigt, bevor es das Energieniveau erreicht (wodurch die vollständige Konfiguration hergestellt wird).
Reduktionsmittel
Bei jedem Redoxreaktionsschema muss ein Reduktionsmittel identifiziert werden. Dazu gehören Ionen oder neutrale Atome, die bei Wechselwirkung ihren Oxidationszustand erhöhen können (sie geben Elektronen an andere Atome ab).
Typische Reduktionsmittel umfassen Metallatome.
Prozesse in OVR
Was zeichnet sie sonst noch durch eine Änderung der Oxidationsstufen der Ausgangsstoffe aus?
Bei der Oxidation werden negative Partikel freigesetzt. Bei der Reduktion werden sie von anderen Atomen (Ionen) übernommen.
Parsing-Algorithmus
Beispiele für Redoxreaktionen mit Lösungen werden in verschiedenen Referenzmaterialien angeboten, die dazu dienen, Schüler auf Abschlussprüfungen in Chemie vorzubereiten.
Um die in der OGE und dem Einheitlichen Staatsexamen gestellten Aufgaben erfolgreich zu bewältigen, ist es wichtig, den Algorithmus zur Erstellung und Analyse von Redoxprozessen zu beherrschen.
- Zunächst werden allen Elementen der im Diagramm vorgeschlagenen Stoffe Ladungswerte zugeordnet.
- Von der linken Seite der Reaktion werden Atome (Ionen) herausgeschrieben, die während der Wechselwirkung ihre Indikatoren geändert haben.
- Wenn die Oxidationsstufe zunimmt, wird das Zeichen „-“ verwendet, und wenn die Oxidationsstufe abnimmt, wird „+“ verwendet.
- Das kleinste gemeinsame Vielfache (die Zahl, durch die sie ohne Rest geteilt werden) wird zwischen den gegebenen und den akzeptierten Elektronen bestimmt.
- Wenn wir NOC durch Elektronen dividieren, erhalten wir stereochemische Koeffizienten.
- Wir platzieren sie vor den Formeln in der Gleichung.
Das erste Beispiel von der OGE
In der neunten Klasse wissen nicht alle Schüler, wie man Redoxreaktionen löst. Deshalb machen sie viele Fehler und erhalten keine hohe Punktzahl für die OGE. Der Aktionsalgorithmus ist oben angegeben. Versuchen wir nun, ihn anhand konkreter Beispiele zu erläutern.
Die Besonderheit der Aufgaben zur Anordnung der Koeffizienten in der vorgeschlagenen Reaktion, die Absolventen der Grundbildungsstufe gestellt werden, besteht darin, dass sowohl die linke als auch die rechte Seite der Gleichung vorgegeben sind.
Dies vereinfacht die Aufgabe erheblich, da Sie keine Wechselwirkungsprodukte selbstständig erfinden oder fehlende Ausgangsstoffe auswählen müssen.
Beispielsweise wird vorgeschlagen, eine elektronische Waage zu verwenden, um die Koeffizienten der Reaktion zu ermitteln:
Auf den ersten Blick erfordert diese Reaktion keine stereochemischen Koeffizienten. Um Ihren Standpunkt zu bestätigen, ist es jedoch erforderlich, dass alle Elemente Ladungsnummern haben.
In binären Verbindungen, zu denen Kupferoxid (2) und Eisenoxid (2) gehören, ist die Summe der Oxidationsstufen Null, da sie für Sauerstoff -2 und für Kupfer und Eisen +2 beträgt. Einfache Substanzen geben keine Elektronen ab (nehmen sie nicht auf) und zeichnen sich daher durch eine Oxidationsstufe von Null aus.
Lassen Sie uns eine elektronische Bilanz erstellen und mit einem „+“- und einem „-“-Zeichen die Anzahl der während der Wechselwirkung empfangenen und abgegebenen Elektronen anzeigen.
Fe 0 -2e=Fe 2+.
Da die Anzahl der während der Wechselwirkung aufgenommenen und abgegebenen Elektronen gleich ist, macht es keinen Sinn, das kleinste gemeinsame Vielfache zu finden, stereochemische Koeffizienten zu bestimmen und sie in das vorgeschlagene Wechselwirkungsschema einzubeziehen.
Um die maximale Punktzahl für die Aufgabe zu erhalten, ist es notwendig, nicht nur Beispiele für Redoxreaktionen mit Lösungen aufzuschreiben, sondern auch die Formel des Oxidationsmittels (CuO) und des Reduktionsmittels (Fe) getrennt aufzuschreiben.
Zweites Beispiel mit OGE
Lassen Sie uns weitere Beispiele für Redoxreaktionen mit Lösungen geben, auf die Neuntklässler stoßen können, die Chemie als Abschlussprüfung gewählt haben.
Angenommen, es wird vorgeschlagen, die Koeffizienten in die Gleichung einzufügen:
Na+HCl=NaCl+H2.
Um die Aufgabe bewältigen zu können, ist es zunächst wichtig, die Oxidationsstufen jeder einfachen und komplexen Substanz zu bestimmen. Für Natrium und Wasserstoff sind sie gleich Null, da es sich um einfache Stoffe handelt.
In Salzsäure hat Wasserstoff eine positive Oxidationsstufe und Chlor eine negative Oxidationsstufe. Nachdem wir die Koeffizienten angeordnet haben, erhalten wir eine Reaktion mit Koeffizienten.
Der erste aus dem Einheitlichen Staatsexamen
Wie können Redoxreaktionen ergänzt werden? Beispiele mit Lösungen aus dem Einheitlichen Staatsexamen (Note 11) erfordern das Ausfüllen von Lücken sowie die Platzierung von Koeffizienten.
Beispielsweise müssen Sie die Reaktion mit einer elektronischen Waage ergänzen:
H 2 S+ HMnO 4 = S+ MnO 2 +…
Identifizieren Sie das Reduktionsmittel und das Oxidationsmittel im vorgeschlagenen Schema.
Wie lernt man, Redoxreaktionen zu schreiben? Das Beispiel geht von der Verwendung eines bestimmten Algorithmus aus.
Zunächst ist es bei allen Stoffen, die entsprechend den Problembedingungen angegeben werden, erforderlich, die Oxidationsstufen festzulegen.
Als nächstes müssen Sie analysieren, welcher Stoff in diesem Prozess zu einem unbekannten Produkt werden kann. Da es ein Oxidationsmittel (Mangan spielt seine Rolle) und ein Reduktionsmittel (Schwefel ist seine Rolle) gibt, ändern sich die Oxidationsstufen im gewünschten Produkt nicht, es handelt sich also um Wasser.
Bei der Diskussion, wie man Redoxreaktionen richtig löst, stellen wir fest, dass der nächste Schritt darin bestehen wird, eine elektronische Beziehung zu erstellen:
Mn +7 braucht 3 e= Mn +4 ;
S -2 ergibt 2e= S 0 .
Das Mangan-Kation ist ein Reduktionsmittel und das Schwefelanion ist ein typisches Oxidationsmittel. Da das kleinste Vielfache zwischen den empfangenen und den abgegebenen Elektronen 6 beträgt, erhalten wir die Koeffizienten: 2, 3.
Der letzte Schritt besteht darin, die Koeffizienten in die ursprüngliche Gleichung einzufügen.
3H 2 S+ 2HMnO 4 = 3S+ 2MnO 2 + 4H 2 O.
Die zweite Stichprobe von OVR im Einheitlichen Staatsexamen
Wie formuliert man Redoxreaktionen richtig? Beispiele mit Lösungen helfen Ihnen, den Aktionsalgorithmus zu erarbeiten.
Es wird vorgeschlagen, die Methode der elektronischen Waage zu verwenden, um die Lücken in der Reaktion zu schließen:
PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…
Wir ordnen die Oxidationsstufen aller Elemente. Bei diesem Prozess zeigen sich oxidierende Eigenschaften durch Mangan, das Teil der Zusammensetzung ist, und das Reduktionsmittel muss Phosphor sein, das seinen Oxidationszustand in Phosphorsäure in positiv ändert.
Gemäß der getroffenen Annahme erhalten wir das Reaktionsschema und stellen dann die Eauf.
P -3 ergibt 8 e und wird zu P +5;
Mn +7 benötigt 3e und wird zu Mn +4.
Der LOC beträgt 24, also muss Phosphor einen stereometrischen Koeffizienten von 3 und Mangan einen Stereokoeffizienten von -8 haben.
Setzen wir die Koeffizienten in den resultierenden Prozess ein, erhalten wir:
3 PH 3 + 8 HMnO 4 = 8 MnO 2 + 4H 2 O+ 3 H 3 PO 4.
Drittes Beispiel aus dem Einheitlichen Staatsexamen
Mithilfe des Elektronen-Ionen-Gleichgewichts müssen Sie eine Reaktion erzeugen und das Reduktionsmittel und das Oxidationsmittel angeben.
KMnO 4 + MnSO 4 +…= MnO 2 +…+ H2SO 4.
Gemäß dem Algorithmus ordnen wir die Oxidationsstufen jedes Elements. Als nächstes ermitteln wir die Stoffe, die im rechten und linken Teil des Prozesses fehlen. Dabei werden ein Reduktionsmittel und ein Oxidationsmittel angegeben, sodass sich die Oxidationsstufen der fehlenden Verbindungen nicht ändern. Das verlorene Produkt ist Wasser und die Ausgangsverbindung ist Kaliumsulfat. Wir erhalten ein Reaktionsschema, für das wir eine elektronische Bilanz erstellen.
Mn +2 -2 e= Mn +4 3 Reduktionsmittel;
Mn +7 +3e= Mn +4 2 Oxidationsmittel.
Wir schreiben die Koeffizienten in die Gleichung ein und summieren die Manganatome auf der rechten Seite des Prozesses, da es sich um den Disproportionierungsprozess handelt.
2KMnO 4 + 3MnSO 4 + 2H 2 O= 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4.
Abschluss
Redoxreaktionen sind für das Funktionieren lebender Organismen von besonderer Bedeutung. Beispiele für OVR sind die Prozesse der Fäulnis, der Gärung, der Nervenaktivität, der Atmung und des Stoffwechsels.
Oxidation und Reduktion sind für die metallurgische und chemische Industrie relevant; dank solcher Prozesse ist es möglich, Metalle aus ihren Verbindungen wiederherzustellen, sie vor chemischer Korrosion zu schützen und zu verarbeiten.
Um einen Redoxprozess in organischer Substanz zu kompilieren, ist es notwendig, einen bestimmten Aktionsalgorithmus zu verwenden. Im vorgeschlagenen Schema werden zunächst die Oxidationsstufen festgelegt, dann die Elemente bestimmt, die den Indikator erhöht (erniedrigt) haben, und das elektronische Gleichgewicht wird aufgezeichnet.
Wenn Sie die oben vorgeschlagene Handlungsabfolge einhalten, können Sie die in den Tests angebotenen Aufgaben problemlos bewältigen.
Neben der Methode der elektronischen Bilanz ist die Koeffizientenanordnung auch durch Zusammenstellung von Halbreaktionen möglich.
Reaktionen, die Redoxreaktionen (ORR) genannt werden, treten mit einer Änderung der Oxidationsstufen der in den Reagenzmolekülen enthaltenen Atome auf. Diese Veränderungen entstehen durch die Übertragung von Elektronen von Atomen eines Elements auf ein anderes.
Prozesse, die in der Natur vorkommen und vom Menschen ausgeführt werden, stellen meist OVR dar. Wichtige Prozesse wie Atmung, Stoffwechsel, Photosynthese (6CO2 + H2O = C6H12O6 + 6O2) sind alle OVR.
In der Industrie werden mit Hilfe der ORR Schwefelsäure, Salzsäure und vieles mehr hergestellt.
Auch die Gewinnung von Metallen aus Erzen – eigentlich die Grundlage der gesamten metallurgischen Industrie – ist ein Oxidations-Reduktionsverfahren. Zum Beispiel die Reaktion zur Herstellung von Eisen aus Hämatit: 2Fe2O3 + 3C = 4Fe+3CO2.
Oxidationsmittel und Reduktionsmittel: Eigenschaften
Atome, die bei einer chemischen Umwandlung Elektronen abgeben, werden Reduktionsmittel genannt und erhöhen dadurch ihre Oxidationsstufe (CO). Atome, die Elektronen aufnehmen, werden Oxidationsmittel genannt und ihr CO nimmt ab.
Man sagt, dass Oxidationsmittel durch die Aufnahme von Elektronen reduziert werden und Reduktionsmittel durch die Abgabe von Elektronen oxidiert werden.
Die wichtigsten Vertreter der Oxidations- und Reduktionsmittel sind in der folgenden Tabelle aufgeführt:
| Typische Oxidationsmittel | Typische Reduktionsmittel |
| Einfache Stoffe bestehend aus Elementen mit hoher Elektronegativität (Nichtmetalle): Jod, Fluor, Chlor, Brom, Sauerstoff, Ozon, Schwefel usw. | Einfache Stoffe, die aus Atomen von Elementen mit geringer Elektronegativität (Metalle oder Nichtmetalle) bestehen: Wasserstoff H2, Kohlenstoff C ( Graphit), Zink Zn, Aluminium Al, Calcium Ca, Barium Ba, Eisen Fe, Chrom Cr und so weiter. |
Moleküle oder Ionen, die Metall- oder Nichtmetallatome mit hohen Oxidationsstufen enthalten:
|
Moleküle oder Ionen, die Atome von Metallen oder Nichtmetallen mit niedrigen Oxidationsstufen enthalten:
|
| Ionische Verbindungen, die Kationen einiger Metalle mit hohem CO-Gehalt enthalten: Pb3+, Au3+, Ag+, Fe3+ und andere. | Organische Verbindungen: Alkohole, Säuren, Aldehyde, Zucker. |
Basierend auf dem periodischen Gesetz chemischer Elemente kann man am häufigsten von den Redoxfähigkeiten der Atome eines bestimmten Elements ausgehen. Aus der Reaktionsgleichung ist auch leicht zu verstehen, welche Atome das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel sind.
So bestimmen Sie, ob ein Atom ein Oxidationsmittel oder ein Reduktionsmittel ist: Es reicht aus, CO aufzuschreiben und zu verstehen, welche Atome es während der Reaktion erhöht haben (Reduktionsmittel) und welche es verringert haben (Oxidationsmittel).
Stoffe mit Doppelnatur
Atome mit intermediären COs sind in der Lage, Elektronen sowohl aufzunehmen als auch abzugeben; daher haben Substanzen, die solche Atome in ihrer Zusammensetzung enthalten, die Möglichkeit, sowohl als Oxidationsmittel als auch als Reduktionsmittel zu wirken.
Ein Beispiel wäre Wasserstoffperoxid. Der in CO -1 enthaltene Sauerstoff kann ein Elektron entweder aufnehmen oder abgeben.
Bei Wechselwirkung mit einem Reduktionsmittel zeigt Peroxid oxidierende Eigenschaften und bei Wechselwirkung mit einem Oxidationsmittel reduzierende Eigenschaften.
Anhand der folgenden Beispiele können Sie einen genaueren Blick darauf werfen:
- Reduktion (Peroxid wirkt als Oxidationsmittel) bei Wechselwirkung mit einem Reduktionsmittel;
SO2 + H2O2 = H2SO4
O -1 +1e = O -2
- Oxidation (Peroxid ist in diesem Fall ein Reduktionsmittel) bei Wechselwirkung mit einem Oxidationsmittel.
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O
2О -1 -2е = О2 0
OVR-Klassifizierung: Beispiele
Folgende Arten von Redoxreaktionen werden unterschieden:
- intermolekulare Oxidations-Reduktion (das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel sind in verschiedenen Molekülen enthalten);
- intramolekulare Oxidations-Reduktion (das Oxidationsmittel ist Teil desselben Moleküls wie das Reduktionsmittel);
- Disproportionierung (das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel sind ein Atom desselben Elements);
- Reproportionierung (das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel bilden durch die Reaktion ein Produkt).
Beispiele für chemische Umwandlungen im Zusammenhang mit verschiedenen Arten von ORR:
- Intramolekulare ORRs sind am häufigsten Reaktionen der thermischen Zersetzung einer Substanz:
2KCLO3 = 2KCl + 3O2
(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O
2NaNO3 = 2NaNO2 + O2
- Intermolekulare OVR:
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe
- Disproportionierungsreaktionen:
3Br2 + 6KOH = 5KBr + KBrO3 + 6H2O
3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
4KClO3 = KCl + 3KClO4
- Reproportionierungsreaktionen:
2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
HOCl + HCl = H2O + Cl2
Aktueller und langfristiger OVR
Auch Redoxreaktionen werden in laufende und nicht laufende Reaktionen unterteilt.
Der erste Fall ist die Erzeugung elektrischer Energie durch eine chemische Reaktion (solche Energiequellen können in Maschinenmotoren verwendet werden). Funkgeräte, Steuergeräte) oder Elektrolyse, also eine chemische Reaktion, die im Gegenteil durch Elektrizität erfolgt (mit Hilfe der Elektrolyse können Sie verschiedene Stoffe gewinnen, die Oberflächen von Metallen und daraus hergestellten Produkten behandeln).
Beispiele stromloser OVR Wir können die Prozesse der Verbrennung, Korrosion von Metallen, Atmung und Photosynthese usw. benennen.
Elektronengleichgewichtsmethode der ORR in der Chemie
Die Gleichungen der meisten chemischen Reaktionen können durch einfache Auswahl angeglichen werden stöchiometrische Koeffizienten. Bei der Auswahl der ORR-Koeffizienten kann es jedoch vorkommen, dass die Anzahl der Atome einiger Elemente nicht ausgeglichen werden kann, ohne die Gleichheit der Anzahl der Atome anderer Elemente zu beeinträchtigen. In den Gleichungen solcher Reaktionen werden die Koeffizienten mithilfe der Methode der elektronischen Waage ausgewählt.
Die Methode basiert darauf, dass die Summe der vom Oxidationsmittel aufgenommenen und die vom Reduktionsmittel abgegebenen Elektronen ins Gleichgewicht gebracht werden.
Die Methode besteht aus mehreren Schritten:
- Die Reaktionsgleichung ist geschrieben.
- Die Referenzwerte der Elemente werden ermittelt.
- Es werden Elemente bestimmt, die durch die Reaktion ihre Oxidationsstufe geändert haben. Die Oxidations- und Reduktionshalbreaktionen werden getrennt aufgezeichnet.
- Die Faktoren für die Halbreaktionsgleichungen werden so ausgewählt, dass die bei der Reduktionshalbreaktion aufgenommenen Elektronen und die bei der Oxidationshalbreaktion abgegebenen Elektronen ausgeglichen werden.
- Die ausgewählten Koeffizienten werden in die Reaktionsgleichung eingetragen.
- Die verbleibenden Reaktionskoeffizienten werden ausgewählt.
Anhand eines einfachen Beispiels Aluminium-Wechselwirkungen Für Sauerstoff ist es praktisch, die Gleichung Schritt für Schritt aufzuschreiben:
- Gleichung: Al + O2 = Al2O3
- Die CO-Werte der Atome in den einfachen Stoffen Aluminium und Sauerstoff sind gleich 0.
Al 0 + O2 0 = Al +3 2O -2 3
- Lassen Sie uns die Halbreaktionen zusammenstellen:
Al 0 -3e = Al +3;
O2 0 +4e = 2O -2
- Wir wählen Koeffizienten aus, bei deren Multiplikation die Anzahl der empfangenen Elektronen und die Anzahl der abgegebenen Elektronen gleich sind:
Al 0 -3е = Al +3 Koeffizient 4;
O2 0 +4e = 2O -2 Koeffizient 3.
- Wir tragen die Koeffizienten in das Reaktionsdiagramm ein:
4 Al+ 3 O2 = Al2O3
- Es ist ersichtlich, dass es zum Ausgleichen der gesamten Reaktion ausreicht, dem Reaktionsprodukt einen Koeffizienten voranzustellen:
4Al + 3O2 = 2 Al2O3
Beispiele für Aufgaben zur Erstellung einer elektronischen Waage
Folgendes kann passieren Anpassungsaufgaben OVR:
- Die Wechselwirkung von Kaliumpermanganat mit Kaliumchlorid in saurer Umgebung unter Freisetzung von Chlorgas.
Kaliumpermanganat KMnO4 (Kaliumpermanganat, „Kaliumpermanganat“) ist ein starkes Oxidationsmittel, da in KMnO4 die Oxidationsstufe von Mn +7 beträgt. Es wird häufig zur Herstellung von Chlorgas im Labor mithilfe der folgenden Reaktion verwendet:
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
Elektronische Balance:
Wie man nach der Anordnung von CO sehen kann, geben Chloratome Elektronen ab, wodurch ihr CO auf 0 steigt, und Manganatome nehmen Elektronen auf:
Mn +7 +5е = Mn +2 Faktor zwei;
2Cl -1 -2е = Cl2 0 Multiplikator fünf.
Wir tragen die Koeffizienten entsprechend den ausgewählten Faktoren in die Gleichung ein:
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
Wir gleichen die Anzahl der verbleibenden Elemente aus:
10KCl + 2KMnO4 + 8 H2SO4 = 5Cl2 + 2MnSO4 + 6 K2SO4+ 8 H2O
- Die Wechselwirkung von Kupfer (Cu) mit konzentrierter Salpetersäure (HNO3) unter Freisetzung von gasförmigem Stickstoffmonoxid (NO2):
Cu + HNO3(konz.) = 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
Elektronische Balance:
Wie Sie sehen können, erhöhen Kupferatome ihren CO-Wert von null auf zwei und Stickstoffatome verringern sich von +5 auf +4
Cu 0 -2e = Cu +2 Faktor eins;
N +5 +1e = N +4 Faktor zwei.
Wir setzen die Koeffizienten in die Gleichung ein:
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(konz.) = 2 NO2 + Cu (NO3)2 + 2 H2O
- Wechselwirkung von Kaliumdichromat mit H2S in saurer Umgebung:
Schreiben wir das Reaktionsschema auf und ordnen die COs an:
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 Koeffizient 3;
2Cr +6 +6e = 2Cr +3 Koeffizient 1.
Ersetzen wir:
К2Сr2О7 + 3Н2S + Н2SO4 = 3S + Сr2(SO4)3 + K2SO4 + Н2О
Lassen Sie uns die verbleibenden Elemente ausgleichen:
К2Сr2О7 + 3Н2S + 4Н2SO4 = 3S + Сr2(SO4)3 + K2SO4 + 7Н2О
Einfluss der Reaktionsumgebung
Die Art der Umgebung beeinflusst den Verlauf bestimmter OVRs. Die Rolle des Reaktionsmediums lässt sich am Beispiel der Wechselwirkung von Kaliumpermanganat (KMnO4) und Natriumsulfit (Na2SO3) bei unterschiedlichen pH-Werten erkennen:
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 (pH<7 кислая среда);
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnO2 + KOH (pH = 7 neutrale Umgebung);
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + K2MnO4 + H2O (pH >7 alkalische Umgebung).
Es ist ersichtlich, dass eine Änderung des Säuregehalts des Mediums zur Bildung unterschiedlicher Produkte der Wechselwirkung derselben Stoffe führt. Wenn sich der Säuregehalt des Mediums ändert, treten sie auch bei anderen Reagenzien auf, die in die ORR gelangen. Ähnlich wie in den oben gezeigten Beispielen finden Reaktionen mit dem Dichromat-Ion Cr2O7 2- unter Bildung unterschiedlicher Reaktionsprodukte in unterschiedlichen Umgebungen statt:
in einer sauren Umgebung ist das Produkt Cr 3+;
im Alkalischen - CrO2 - , CrO3 3+ ;
im neutralen Zustand - Cr2O3.
Mit zunehmender Oxidationsstufe Es findet ein Oxidationsprozess statt und der Stoff selbst ist ein Reduktionsmittel. Wenn die Oxidationsstufe abnimmt, kommt es zu einem Reduktionsprozess und der Stoff selbst ist ein Oxidationsmittel.
Die beschriebene Methode zum Ausgleich der ORR wird als „Methode des Gleichgewichts nach Oxidationsstufen“ bezeichnet.
Wird in den meisten Chemielehrbüchern vorgestellt und in der Praxis häufig verwendet Elektronische Waage-Methode Um die ORR auszugleichen, kann mit der Einschränkung verwendet werden, dass der Oxidationszustand nicht gleich der Ladung ist.
2. Halbreaktionsmethode.
In diesen Fällen, wenn eine Reaktion in einer wässrigen Lösung (Schmelze) abläuft, gehen sie bei der Aufstellung von Gleichungen nicht von Änderungen der Oxidationsstufe der Atome aus, aus denen die reagierenden Stoffe bestehen, sondern von Änderungen der Ladungen realer Teilchen, also Sie berücksichtigen die Existenzform von Stoffen in Lösung (einfaches oder komplexes Ion, Atom oder Molekül eines ungelösten oder schwach dissoziierenden Stoffes in Wasser).
In diesem Fall Beim Aufstellen von Ionengleichungen von Redoxreaktionen sollte man sich an die gleiche Schreibweise halten, die für Ionengleichungen mit Austauschcharakter akzeptiert wird, nämlich: Schwerlösliche, leicht dissoziierte und gasförmige Verbindungen sollten in molekularer Form geschrieben werden, und Ionen, die dies tun ihren Zustand nicht ändern, sollten aus der Gleichung ausgeschlossen werden. Dabei werden die Prozesse der Oxidation und Reduktion in Form getrennter Halbreaktionen erfasst. Nachdem sie durch die Anzahl der Atome jedes Typs ausgeglichen wurden, werden die Halbreaktionen addiert und jeweils mit einem Koeffizienten multipliziert, der die Ladungsänderung des Oxidationsmittels und des Reduktionsmittels ausgleicht.
Die Halbreaktionsmethode spiegelt die wahren Stoffveränderungen während Redoxreaktionen genauer wider und erleichtert die Erstellung von Gleichungen für diese Prozesse in ionenmolekularer Form.
Weil das aus dem gleichen Reagenzien Je nach Art des Mediums (sauer, alkalisch, neutral) können unterschiedliche Produkte erhalten werden; bei solchen Reaktionen im ionischen Schema gibt es neben Partikeln, die die Funktionen eines Oxidationsmittels und eines Reduktionsmittels erfüllen, ein die Reaktion charakterisierendes Partikel des Mediums muss angegeben werden (d. h. das H + -Ion oder OH-Ion - oder H 2 O-Molekül).
Beispiel 5. Ordnen Sie mithilfe der Halbreaktionsmethode die Koeffizienten in der Reaktion an:
KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Lösung. Wir schreiben die Reaktion in ionischer Form und berücksichtigen dabei, dass alle Stoffe außer Wasser in Ionen dissoziieren:
MnO 4 - + NO 2 - + 2H + ® Mn 2+ + NO 3 - + H 2 O
(K + und SO 4 2 – bleiben unverändert, daher werden sie im Ionenschema nicht angezeigt). Aus dem Ionendiagramm geht hervor, dass es sich um ein Oxidationsmittel handelt Permanganation(MnO 4 -) verwandelt sich in Mn 2+-Ionen und vier Sauerstoffatome werden freigesetzt.
In einer sauren Umgebung Jedes vom Oxidationsmittel freigesetzte Sauerstoffatom bindet an 2H + und bildet ein Wassermolekül.
das impliziert: MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O.
Wir finden den Unterschied in den Ladungen der Produkte und Reagenzien: Dq = +2-7 = -5 (das „-“-Zeichen zeigt an, dass der Reduktionsprozess stattfindet und 5 zu den Reagenzien hinzugefügt wird). Für den zweiten Prozess, die Umwandlung von NO 2 – in NO 3 –, der fehlende Sauerstoff gelangt vom Wasser zum Reduktionsmittel und es entsteht ein Überschuss an H+-Ionen, in diesem Fall verlieren die Reagenzien 2 :
NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + .
Somit erhalten wir:
2 | MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O (Reduktion),
5 | NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + (Oxidation).
Wenn wir die Terme der ersten Gleichung mit 2 und der zweiten mit 5 multiplizieren und addieren, erhalten wir die ionisch-molekulare Gleichung dieser Reaktion:
2MnO 4 - + 16H + + 5NO 2 - + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO 3 - + 10H +.
Indem wir identische Teilchen auf der linken und rechten Seite der Gleichung streichen, erhalten wir schließlich die ionisch-molekulare Gleichung:
2MnO 4 - + 5NO 2 - + 6H + = 2Mn 2+ + 5NO 3 - + 3H 2 O.
Mithilfe der Ionengleichung erstellen wir eine Molekülgleichung:
2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5KNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.
In alkalischen und neutralen Umgebungen Sie können sich an folgenden Regeln orientieren: In einer alkalischen und neutralen Umgebung verbindet sich jedes vom Oxidationsmittel freigesetzte Sauerstoffatom mit einem Wassermolekül und bildet zwei Hydroxidionen (2OH -), und jedes fehlende geht an das Reduktionsmittel weiter 2 OH-Ionen bilden in einer alkalischen Umgebung ein Molekül Wasser und in einer neutralen Umgebung entsteht Wasser unter Freisetzung von 2 H+-Ionen.
Wenn nimmt an der Redoxreaktion teil Wasserstoffperoxid(H 2 O 2) muss die Rolle von H 2 O 2 in einer bestimmten Reaktion berücksichtigt werden. In H 2 O 2 befindet sich Sauerstoff in einem mittleren Oxidationszustand (-1), daher weist Wasserstoffperoxid bei Redoxreaktionen eine Redoxdualität auf. In Fällen, in denen H 2 O 2 ist Oxidationsmittel, die Halbreaktionen haben die folgende Form:
H 2 O 2 + 2H + + 2? ® 2H 2 O (saure Umgebung);
H 2 O 2 +2? ® 2OH - (neutrale und alkalische Umgebungen).
Wenn Wasserstoffperoxid vorhanden ist Reduktionsmittel:
H 2 O 2 - 2? ® O 2 + 2H + (saure Umgebung);
H 2 O 2 + 2OH - - 2? ® O 2 + 2H 2 O (alkalisch und neutral).
Beispiel 6. Gleichen Sie die Reaktion aus: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Lösung. Wir schreiben die Reaktion in ionischer Form:
I - + H 2 O 2 + 2H + ® I 2 + SO 4 2 - + H 2 O.
Wir stellen Halbreaktionen zusammen und berücksichtigen dabei, dass H2O2 in dieser Reaktion ein Oxidationsmittel ist und die Reaktion in einer sauren Umgebung abläuft:
1 2I - - 2= I 2,
1 H 2 O 2 + 2H + + 2® 2H 2 O.
Die endgültige Gleichung lautet: 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.
Es gibt vier Arten von Redoxreaktionen:
1 . Intermolekular Redoxreaktionen, bei denen sich die Oxidationsstufen von Atomen von Elementen, aus denen verschiedene Stoffe bestehen, ändern. Die in den Beispielen 2–6 diskutierten Reaktionen gehören zu diesem Typ.
2 . Intramolekular Redoxreaktionen, bei denen sich die Oxidationsstufe der Atome verschiedener Elemente desselben Stoffes ändert. Über diesen Mechanismus laufen Reaktionen der thermischen Zersetzung von Verbindungen ab. Zum Beispiel bei der Reaktion
Pb(NO 3) 2 ® PbO + NO 2 + O 2
ändert den Oxidationszustand von Stickstoff (N +5 ® N +4) und dem Sauerstoffatom (O - 2 ® O 2 0), das sich im Pb(NO 3) 2-Molekül befindet.
3. Selbstoxidations-Selbstheilungsreaktionen(Disproportionierung, Dismutation). In diesem Fall nimmt die Oxidationsstufe desselben Elements sowohl zu als auch ab. Disproportionierungsreaktionen sind charakteristisch für Verbindungen oder Elemente von Stoffen, die einer der mittleren Oxidationsstufen des Elements entsprechen.
Beispiel 7. Gleichen Sie die Reaktion mit allen oben genannten Methoden aus:
Lösung.
A) Methode zum Gleichgewicht des Oxidationszustands.
Bestimmen wir die Oxidationsgrade der am Redoxprozess beteiligten Elemente vor und nach der Reaktion:
K 2 MnO 4 + H 2 O ® KMnO 4 + MnO 2 + KOH.
Aus einem Vergleich der Oxidationsstufen ergibt sich, dass Mangan gleichzeitig am Oxidationsprozess teilnimmt, wodurch die Oxidationsstufe von +6 auf +7 erhöht wird, und am Reduktionsprozess, wodurch die Oxidationsstufe von +6 auf +4,2 Mn +6 ® Mn verringert wird +7; Dw = 7-6 = +1 (Oxidationsprozess, Reduktionsmittel),
1 Mn +6 ® Mn +4 ; Dw = 4-6 = -2 (Reduktionsprozess, Oxidationsmittel).
Da bei dieser Reaktion das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel dieselbe Substanz sind (K 2 MnO 4), werden die davor liegenden Koeffizienten aufsummiert. Wir schreiben die Gleichung:
3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.
b) Halbreaktionsmethode.
Die Reaktion findet in einer neutralen Umgebung statt. Wir erstellen ein ionisches Reaktionsschema unter Berücksichtigung der Tatsache, dass H 2 O ein schwacher Elektrolyt und MnO 2 ein in Wasser schwer lösliches Oxid ist:
MnO 4 2 - + H 2 O ® MnO 4 - + ¯MnO 2 + OH - .
Wir schreiben die Halbreaktionen auf:
2 MnO 4 2 - - ? ® MnO 4 - (Oxidation),
1 MnO 4 2 - + 2H 2 O + 2? ® MnO 2 + 4OH - (Reduktion).
Wir multiplizieren mit den Koeffizienten und addieren beide Halbreaktionen, wir erhalten die gesamte Ionengleichung:
3MnO 4 2 - + 2H 2 O = 2MnO 4 - + MnO 2 + 4OH -.
Molekulare Gleichung: 3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.
In diesem Fall ist K 2 MnO 4 sowohl ein Oxidationsmittel als auch ein Reduktionsmittel.
4. Intramolekulare Oxidations-Reduktions-Reaktionen, bei denen die Oxidationsstufen von Atomen desselben Elements ausgeglichen werden (d. h. die Umkehrung der zuvor diskutierten), sind Prozesse Gegendisproportionierung(Umschalten), zum Beispiel
NH 4 NO 2 ® N 2 + 2H 2 O.
1 2N - 3 - 6? ® N 2 0 (Oxidationsprozess, Reduktionsmittel),
1 2N +3 + 6?® N 2 0 (Reduktionsprozess, Oxidationsmittel).
Die schwierigsten sind Redoxreaktionen, bei denen Atome oder Ionen nicht eines, sondern zweier oder mehrerer Elemente gleichzeitig oxidiert oder reduziert werden.
Beispiel 8. Gleichen Sie die Reaktion mit den oben genannten Methoden aus:
3 -2 +5 +5 +6 +2
As 2 S 3 + HNO 3 ® H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO.
18. Redoxreaktionen (Fortsetzung 1)
18.5. ORR von Wasserstoffperoxid
In Wasserstoffperoxidmolekülen H 2 O 2 liegen Sauerstoffatome in der Oxidationsstufe –I vor. Dies ist eine mittlere und nicht die stabilste Oxidationsstufe der Atome dieses Elements, daher weist Wasserstoffperoxid sowohl oxidierende als auch reduzierende Eigenschaften auf.
Die Redoxaktivität dieses Stoffes ist konzentrationsabhängig. In üblicherweise verwendeten Lösungen mit einem Massenanteil von 20 % ist Wasserstoffperoxid ein ziemlich starkes Oxidationsmittel, in verdünnten Lösungen nimmt seine Oxidationsaktivität ab. Die reduzierenden Eigenschaften von Wasserstoffperoxid sind weniger charakteristisch als die oxidierenden Eigenschaften und hängen auch von der Konzentration ab.
Wasserstoffperoxid ist eine sehr schwache Säure (siehe Anhang 13), daher wandeln sich seine Moleküle in stark alkalischen Lösungen in Hydroperoxidionen um.
Abhängig von der Reaktion des Mediums und davon, ob Wasserstoffperoxid bei dieser Reaktion das Oxidations- oder Reduktionsmittel ist, werden die Produkte der Redoxwechselwirkung unterschiedlich sein. Die Halbreaktionsgleichungen für alle diese Fälle sind in Tabelle 1 aufgeführt.
Tabelle 1
Gleichungen der Redox-Halbreaktionen von H 2 O 2 in Lösungen
Umweltreaktion |
H 2 O 2 Oxidationsmittel |
H 2 O 2-Reduktionsmittel |
| Sauer | ||
| Neutral | H 2 O 2 + 2e – = 2OH | H 2 O 2 + 2H 2 O – 2e – = O 2 + 2H 3 O |
| Alkalisch | HO 2 + H 2 O + 2e – = 3OH |
Betrachten wir Beispiele für ORR mit Wasserstoffperoxid.
Beispiel 1. Schreiben Sie eine Gleichung für die Reaktion, die auftritt, wenn eine Kaliumiodidlösung zu einer mit Schwefelsäure angesäuerten Wasserstoffperoxidlösung gegeben wird.
| 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
Beispiel 2. Schreiben Sie eine Gleichung für die Reaktion zwischen Kaliumpermanganat und Wasserstoffperoxid in einer mit Schwefelsäure angesäuerten wässrigen Lösung.
| 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
Beispiel 3. Schreiben Sie eine Gleichung für die Reaktion von Wasserstoffperoxid mit Natriumiodid in Lösung in Gegenwart von Natriumhydroxid.
| 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
Ohne Berücksichtigung der Neutralisationsreaktion zwischen Natriumhydroxid und Wasserstoffperoxid wird diese Gleichung oft wie folgt geschrieben:
3H 2 O 2 + NaI = 3H 2 O + NaIO 3 (in Gegenwart von NaOH)
Die gleiche Gleichung erhält man, wenn man nicht gleich (bei der Bilanzierung) die Bildung von Hydroperoxidionen berücksichtigt.
Beispiel 4. Schreiben Sie eine Gleichung für die Reaktion, die auftritt, wenn Bleidioxid in Gegenwart von Kaliumhydroxid zu einer Lösung von Wasserstoffperoxid gegeben wird.
Bleidioxid PbO 2 ist ein sehr starkes Oxidationsmittel, insbesondere in saurer Umgebung. Unter diesen Bedingungen reduziert es sich und bildet Pb 2 -Ionen. In einer alkalischen Umgebung werden bei der Reduktion von PbO 2 Ionen gebildet.
| 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
Ohne Berücksichtigung der Bildung von Hydroperoxidionen lautet die Gleichung wie folgt:
PbO 2 + H 2 O 2 + OH = + O 2 + 2H 2 O
Wenn gemäß den Bedingungen der Aufgabe die zugesetzte Wasserstoffperoxidlösung alkalisch war, sollte die Molekülgleichung wie folgt geschrieben werden:
PbO 2 + H 2 O + KHO 2 = K + O 2
Wenn einer Reaktionsmischung, die ein Alkali enthält, eine neutrale Lösung von Wasserstoffperoxid zugesetzt wird, kann die Molekülgleichung geschrieben werden, ohne die Bildung von Kaliumhydroperoxid zu berücksichtigen:
PbO 2 + KOH + H 2 O 2 = K + O 2
18.6. ORR-Dismutation und intramolekulare ORR
Unter den Redoxreaktionen gibt es Dismutationsreaktionen (Disproportionierung, Selbstoxidation-Selbstreduktion).
Ein Beispiel für eine Ihnen bekannte Dismutationsreaktion ist die Reaktion von Chlor mit Wasser:
Cl 2 + H 2 O HCl + HClO
Bei dieser Reaktion wird die Hälfte der Chlor(0)-Atome zur Oxidationsstufe +I oxidiert und die andere Hälfte zur Oxidationsstufe –I reduziert:
Stellen wir mithilfe der Elektronen-Ionen-Gleichgewichtsmethode eine Gleichung für eine ähnliche Reaktion auf, die auftritt, wenn Chlor durch eine kalte Alkalilösung, beispielsweise KOH, geleitet wird:
| 1 | Cl 2 + 2e – = 2Cl |
| 1 | Cl 2 + 4OH – 2e – = 2ClO + 2H 2 O |
2Cl 2 + 4OH = 2Cl + 2ClO + 2H 2 O
Alle Koeffizienten in dieser Gleichung haben einen gemeinsamen Teiler, daher:
Cl 2 + 2OH = Cl + ClO + H 2 O
Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O
Die Dismutation von Chlor in einer heißen Lösung verläuft etwas anders:
| 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
Von großer praktischer Bedeutung ist die Dismutation von Stickstoffdioxid während seiner Reaktion mit Wasser ( A) und mit Alkalilösungen ( 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 |
||||
Dismutationsreaktionen treten nicht nur in Lösungen auf, sondern auch beim Erhitzen von Feststoffen, beispielsweise Kaliumchlorat:
4KClO 3 = KCl + 3KClO 4
Ein typisches und sehr effektives Beispiel für intramolekulare ORR ist die Reaktion der thermischen Zersetzung von Ammoniumdichromat (NH 4) 2 Cr 2 O 7. In dieser Substanz befinden sich Stickstoffatome in ihrer niedrigsten Oxidationsstufe (–III) und Chromatome in ihrer höchsten Oxidationsstufe (+VI). Bei Raumtemperatur ist diese Verbindung recht stabil, beim Erhitzen zersetzt sie sich jedoch stark. In diesem Fall wandelt sich Chrom(VI) in Chrom(III) um – den stabilsten Zustand von Chrom, und Stickstoff(–III) – in Stickstoff(0) – ebenfalls den stabilsten Zustand. Unter Berücksichtigung der Anzahl der Atome in der Formeleinheit der Elektronenbilanzgleichung:
| 2Cr +VI + 6e – = 2Cr +III | |
| 2N –III – 6e – = N 2, |
und die Reaktionsgleichung selbst:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.
Ein weiteres wichtiges Beispiel für intramolekulare ORR ist die thermische Zersetzung von Kaliumperchlorat KClO 4 . Bei dieser Reaktion wandelt sich Chlor(VII) wie immer, wenn es als Oxidationsmittel wirkt, in Chlor(–I) um und oxidiert Sauerstoff(–II) zu einer einfachen Substanz:
| 1 | Cl +VII + 8e – = Cl –I | |
| 2 | 2O –II – 4e – = O 2 |
und daher die Reaktionsgleichung
KClO 4 = KCl + 2O 2
Kaliumchlorat KClO 3 zersetzt sich beim Erhitzen auf ähnliche Weise, wenn die Zersetzung in Gegenwart eines Katalysators (MnO 2) durchgeführt wird: 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2
In Abwesenheit eines Katalysators findet eine Dismutationsreaktion statt.
Zur Gruppe der intramolekularen Redoxreaktionen zählen auch Reaktionen der thermischen Zersetzung von Nitraten.
Typischerweise sind die Prozesse, die beim Erhitzen von Nitraten ablaufen, recht komplex, insbesondere im Fall von kristallinen Hydraten. Wenn Wassermoleküle im kristallinen Hydrat nur schwach zurückgehalten werden, dehydriert das Nitrat bei geringer Erwärmung [z. B. LiNO 3]. 3H 2 O und Ca(NO 3) 2 4H 2 O werden zu LiNO 3 und Ca(NO 3) 2 dehydriert, wenn Wasser jedoch fester gebunden ist [wie zum Beispiel in Mg(NO 3) 2. 6H 2 O und Bi(NO 3) 3. 5H 2 O], dann kommt es zu einer Art „intramolekularer Hydrolyse“-Reaktion unter Bildung basischer Salze – Hydroxidnitrate, die sich bei weiterem Erhitzen in Oxidnitrate (und (NO 3) 6) umwandeln können, letztere zerfallen bei a in Oxide höhere Temperatur.
Beim Erhitzen können wasserfreie Nitrate in Nitrite zerfallen (sofern sie existieren und bei dieser Temperatur noch stabil sind) und Nitrite können in Oxide zerfallen. Wird auf eine ausreichend hohe Temperatur erhitzt oder ist das entsprechende Oxid instabil (Ag 2 O, HgO), kann das Produkt der thermischen Zersetzung auch ein Metall (Cu, Cd, Ag, Hg) sein.
Ein etwas vereinfachtes Diagramm der thermischen Zersetzung von Nitraten ist in Abb. dargestellt. 5.
Beispiele für aufeinanderfolgende Umwandlungen, die beim Erhitzen bestimmter Nitrate auftreten (Temperaturen werden in Grad Celsius angegeben):
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.
Trotz der Komplexität der ablaufenden Prozesse orientiert man sich bei der Beantwortung der Frage, was passiert, wenn das entsprechende wasserfreie Nitrat „kalziniert“ (also bei einer Temperatur von 400 – 500 °C) wird, meist an den folgenden stark vereinfachten Regeln :
1) Nitrate der aktivsten Metalle (in der Spannungsreihe - links von Magnesium) zerfallen zu Nitriten;
2) Nitrate weniger aktiver Metalle (im Spannungsbereich - von Magnesium bis Kupfer) zerfallen zu Oxiden;
3) Nitrate der am wenigsten aktiven Metalle (in der Spannungsreihe - rechts von Kupfer) zerfallen zu Metall.
Bei der Anwendung dieser Regeln ist zu beachten, dass unter solchen Bedingungen
LiNO 3 zerfällt zu Oxid,
Be(NO 3) 2 zerfällt bei höherer Temperatur zu Oxid,
aus Ni(NO 3) 2 kann neben NiO auch Ni(NO 2) 2 gewonnen werden,
Mn(NO 3) 2 zersetzt sich zu Mn 2 O 3,
Fe(NO 3) 2 zersetzt sich zu Fe 2 O 3;
Aus Hg(NO 3) 2 kann neben Quecksilber auch dessen Oxid gewonnen werden.
Schauen wir uns typische Beispiele für Reaktionen an, die zu diesen drei Typen gehören:
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. Redox-Kommutationsreaktionen Diese Reaktionen können entweder intermolekular oder intramolekular sein. Beispielsweise gehören intramolekulare ORRs, die bei der thermischen Zersetzung von Ammoniumnitrat und Nitrit auftreten, zu Kommutierungsreaktionen, da hier der Oxidationszustand von Stickstoffatomen ausgeglichen wird: NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O (ca. 200 o C) Bei einer höheren Temperatur (250 - 300 °C) zerfällt Ammoniumnitrat zu N 2 und NO, bei einer noch höheren Temperatur (über 300 °C) zu Stickstoff und Sauerstoff, wobei in beiden Fällen Wasser entsteht. Ein Beispiel für eine intermolekulare Kommutierungsreaktion ist die Reaktion, die auftritt, wenn heiße Lösungen von Kaliumnitrit und Ammoniumchlorid kombiniert werden: NH 4 + NO 2 = N 2 + 2H 2 O NH 4 Cl + KNO 2 = KCl + N 2 + 2H 2 O Wenn eine ähnliche Reaktion durch Erhitzen einer Mischung aus kristallinem Ammoniumsulfat und Calciumnitrat durchgeführt wird, kann die Reaktion je nach Bedingungen auf unterschiedliche Weise ablaufen: (NH 4) 2 SO 4 + Ca(NO 3) 2 = 2N 2 O + 4H 2 O + CaSO 4 (t< 250 o C) Die erste und dritte dieser Reaktionen sind Kommutierungsreaktionen, die zweite ist eine komplexere Reaktion, die sowohl die Umwandlung von Stickstoffatomen als auch die Oxidation von Sauerstoffatomen umfasst. Welche Reaktion bei Temperaturen über 250 °C abläuft, hängt vom Verhältnis der Reagenzien ab. Bei der Behandlung von Salzen sauerstoffhaltiger Chlorsäuren mit Salzsäure treten Umwandlungsreaktionen auf, die zur Bildung von Chlor führen, zum Beispiel: 6HCl + KClO 3 = KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O Außerdem entsteht durch die Kommutierungsreaktion Schwefel aus gasförmigem Schwefelwasserstoff und Schwefeldioxid: 2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O OVR-Umwandlungen sind recht zahlreich und vielfältig – sie umfassen sogar einige Säure-Base-Reaktionen, zum Beispiel: NaH + H 2 O = NaOH + H 2. Um ORR-Kommutationsgleichungen zu erstellen, werden sowohl Elektron-Ionen- als auch Elektronengleichgewichte verwendet, je nachdem, ob die Reaktion in Lösung stattfindet oder nicht. 18.8. Elektrolyse Während des Studiums von Kapitel IX haben Sie die Elektrolyse von Schmelzen verschiedener Stoffe kennengelernt. Da auch in Lösungen bewegliche Ionen vorhanden sind, können auch Lösungen verschiedener Elektrolyte einer Elektrolyse unterzogen werden. Sowohl bei der Elektrolyse von Schmelzen als auch bei der Elektrolyse von Lösungen werden üblicherweise Elektroden aus nicht reaktivem Material (Graphit, Platin usw.) verwendet, manchmal wird die Elektrolyse jedoch auch mit einer „löslichen“ Anode durchgeführt. Eine „lösliche“ Anode wird in Fällen verwendet, in denen eine elektrochemische Verbindung des Elements, aus dem die Anode besteht, hergestellt werden muss. Bei der Elektrolyse ist es von großer Bedeutung, ob Anoden- und Kathodenraum getrennt sind oder der Elektrolyt während der Reaktion gemischt wird – in diesen Fällen können die Reaktionsprodukte unterschiedlich ausfallen. Betrachten wir die wichtigsten Fälle der Elektrolyse. 1. Elektrolyse der NaCl-Schmelze. Die Elektroden sind inert (Graphit), Anoden- und Kathodenraum sind getrennt. Wie Sie bereits wissen, laufen in diesem Fall an Kathode und Anode folgende Reaktionen ab: K: Na + e – = Na Nachdem wir die Gleichungen für die an den Elektroden ablaufenden Reaktionen auf diese Weise geschrieben haben, erhalten wir Halbreaktionen, mit denen wir genauso umgehen können wie bei der Verwendung der Elektron-Ionen-Balance-Methode:
Durch Addition dieser Halbreaktionsgleichungen erhalten wir die Ionengleichung der Elektrolyse 2Na + 2Cl 2Na + Cl 2 und dann molekular 2NaCl 2Na + Cl 2 In diesem Fall müssen Kathoden- und Anodenraum getrennt werden, damit die Reaktionsprodukte nicht miteinander reagieren. Industriell wird diese Reaktion zur Herstellung von Natriummetall genutzt. 2. Elektrolyse der K 2 CO 3 -Schmelze. Elektroden sind inert (Platin). Kathoden- und Anodenraum sind getrennt.
4K+ + 2CO 3 2 4K + 2CO 2 + O 2 3. Elektrolyse von Wasser (H 2 O). Die Elektroden sind inert.
4H 3 O + 4OH 2H 2 + O 2 + 6H 2 O 2H 2 O 2H 2 + O 2 Wasser ist ein sehr schwacher Elektrolyt, es enthält nur sehr wenige Ionen, daher verläuft die Elektrolyse von reinem Wasser äußerst langsam. 4. Elektrolyse der CuCl 2 -Lösung. Graphitelektroden. Das System enthält Cu 2- und H 3 O-Kationen sowie Cl- und OH-Anionen. Cu 2 -Ionen sind stärkere Oxidationsmittel als H 3 O-Ionen (siehe Spannungsreihe), daher werden an der Kathode zuerst Kupferionen entladen, und erst wenn nur noch sehr wenige davon übrig sind, werden Oxoniumionen entladen. Für Anionen können Sie die folgende Regel befolgen: |
