Enne lahendusega redoksreaktsioonide näidete toomist toome välja nende transformatsioonidega seotud peamised määratlused.
Oksüdeerivateks aineteks nimetatakse neid aatomeid või ioone, mis interaktsiooni käigus oma oksüdatsiooniastet vähenedes muudavad (aksepteerivad elektrone). Selliste omadustega ainete hulgas on tugevad anorgaanilised happed: väävel-, vesinikkloriid-, lämmastikhape.
Oksüdeerija
Leelismetalli permanganaadid ja kromaadid on samuti tugevad oksüdeerijad.
Oksüdeerija võtab reaktsiooni käigus vastu seda, mida ta vajab enne energiataseme saavutamist (lõpetatud konfiguratsiooni kehtestamist).
Redutseeriv aine
Iga redoksreaktsiooni skeem hõlmab redutseeriva aine tuvastamist. See sisaldab ioone või neutraalseid aatomeid, mis võivad interaktsiooni ajal suurendada nende oksüdatsiooniastet (nad loovutavad elektrone teistele aatomitele).
Tüüpiliste redutseerivate ainete hulka kuuluvad metalliaatomid.
Protsessid OVR-is
Mida veel iseloomustab neid lähteainete oksüdatsiooniastmete muutus.
Oksüdatsioon hõlmab negatiivsete osakeste vabastamise protsessi. Redutseerimine hõlmab nende vastuvõtmist teistelt aatomitelt (ioonidelt).
Parsimise algoritm
Lahendustega redoksreaktsioonide näiteid pakutakse erinevates võrdlusmaterjalides, mis on mõeldud keskkooliõpilaste ettevalmistamiseks keemia lõpueksamiteks.
OGE-s ja ühtsel riigieksamil pakutud ülesannetega edukalt toimetulemiseks on oluline valdada redoksprotsesside koostamise ja analüüsimise algoritmi.
- Esiteks määratakse skeemil pakutud ainete kõikidele elementidele laengu väärtused.
- Reaktsiooni vasakpoolsest küljest kirjutatakse välja aatomid (ioonid), mis interaktsiooni käigus muutsid oma näitajaid.
- Kui oksüdatsiooniaste suureneb, kasutatakse märki “-” ja kui oksüdatsiooniaste väheneb, siis “+”.
- Antud ja aktsepteeritud elektronide vahel määratakse väikseim ühiskordne (arv, millega nad jagatakse ilma jäägita).
- NOC jagamisel elektronidega saame stereokeemilised koefitsiendid.
- Asetame need võrrandis valemite ette.
Esimene näide OGE-st
Üheksandas klassis ei oska kõik õpilased redoksreaktsioone lahendada. Seetõttu teevad nad palju vigu ega saa OGE eest kõrgeid hindeid. Toimingute algoritm on toodud ülal, nüüd proovime seda konkreetsete näidete abil välja töötada.
Põhihariduse astme lõpetajatele antud väljapakutud reaktsioonis koefitsientide paigutust puudutavate ülesannete eripära seisneb selles, et võrrandist on antud nii vasak kui ka parem pool.
See lihtsustab oluliselt ülesannet, kuna te ei pea iseseisvalt leiutama koostoimetooteid ega valima puuduvaid lähteaineid.
Näiteks tehakse ettepanek kasutada reaktsiooni koefitsientide tuvastamiseks elektroonilist kaalu:
Esmapilgul ei vaja see reaktsioon stereokeemilisi koefitsiente. Kuid teie seisukoha kinnitamiseks on vajalik, et kõigil elementidel oleks laengunumbrid.
Binaarsetes ühendites, mille hulka kuuluvad vaskoksiid (2) ja raudoksiid (2), on oksüdatsiooniastmete summa null, arvestades, et hapniku puhul on see -2, vase ja raua puhul on see näitaja +2. Lihtained ei loobu (ei võta vastu) elektrone, mistõttu neid iseloomustab oksüdatsiooniaste null.
Koostame elektroonilise bilansi, näidates "+" ja "-" märgiga interaktsiooni käigus vastuvõetud ja antud elektronide arvu.
Fe 0 -2e=Fe 2+.
Kuna interaktsiooni käigus vastuvõetud ja loovutatud elektronide arv on sama, siis pole mõtet leida vähim ühiskorda, määrata stereokeemilised koefitsiendid ja panna need pakutud interaktsiooniskeemi.
Ülesande maksimaalse hinde saamiseks on vaja mitte ainult lahustega redoksreaktsioonide näiteid kirja panna, vaid ka eraldi välja kirjutada oksüdeeriva aine (CuO) ja redutseerija (Fe) valem.
Teine näide OGE-ga
Toome veel näiteid redoksreaktsioonidest lahendustega, millega võivad kokku puutuda üheksandikud, kes on keemia lõpueksamiks valinud.
Oletame, et võrrandisse tehakse ettepanek paigutada koefitsiendid:
Na+HCl=NaCl+H2.
Ülesandega toimetulemiseks on esmalt oluline määrata iga lihtsa ja keeruka aine oksüdatsiooniaste. Naatriumi ja vesiniku puhul on need võrdsed nulliga, kuna need on lihtsad ained.
Vesinikkloriidhappes on vesinikul positiivne ja klooril negatiivne oksüdatsiooniaste. Pärast koefitsientide järjestamist saame reaktsiooni koefitsientidega.
Esimene ühtselt riigieksamilt
Kuidas redoksreaktsioone täiendada? Ühendatud riigieksamil (11. hinne) leitud lahendustega näited nõuavad lünkade täitmist, samuti koefitsientide paigutamist.
Näiteks peate reaktsiooni täiendama elektroonilise kaaluga:
H 2 S+ HMnO 4 = S+ MnO 2 +…
Määrake kavandatud skeemis redutseerija ja oksüdeerija.
Kuidas õppida redoksreaktsioone kirjutama? Näidis eeldab kindla algoritmi kasutamist.
Esiteks, kõikides ainetes, mis on antud vastavalt probleemi tingimustele, on vaja määrata oksüdatsiooniastmed.
Järgmiseks peate analüüsima, milline aine võib selles protsessis muutuda tundmatuks tooteks. Kuna on olemas oksüdeerija (oma rolli mängib mangaan) ja redutseerija (selle roll on väävel), siis soovitud toote oksüdatsiooniastmed ei muutu, seega on tegemist veega.
Arutades, kuidas redoksreaktsioone õigesti lahendada, märgime, et järgmine samm on elektroonilise suhte koostamine:
Mn +7 võtab 3 e= Mn +4;
S-2 annab 2e= S0.
Mangaani katioon on redutseeriv aine ja väävlianioon on tüüpiline oksüdeeriv aine. Kuna vastuvõetud ja loovutatud elektronide väikseim kordaja on 6, saame koefitsiendid: 2, 3.
Viimane samm on koefitsientide sisestamine algsesse võrrandisse.
3H2S+2HMnO4 = 3S+2MnO2+4H2O.
Teine OVR-i näidis ühtsel riigieksamil
Kuidas õigesti formuleerida redoksreaktsioone? Lahendustega näited aitavad teil toimingute algoritmi välja töötada.
Reaktsioonis olevate lünkade täitmiseks tehakse ettepanek kasutada elektroonilise tasakaalu meetodit:
PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…
Korraldame kõigi elementide oksüdatsiooniastmed. Selles protsessis avalduvad oksüdeerivad omadused mangaanil, mis on koostise osa ja redutseerijaks peab olema fosfor, muutes selle oksüdatsiooniastme fosforhappes positiivseks.
Vastavalt tehtud eeldusele saame reaktsiooniskeemi, seejärel koostame elektronide tasakaalu võrrandi.
P -3 annab 8 e ja muutub P +5-ks;
Mn +7 võtab 3e, saades Mn +4.
LOC on 24, seega peab fosfori stereomeetriline koefitsient olema 3 ja mangaani -8.
Paneme koefitsiendid saadud protsessi, saame:
3 PH 3 + 8 HMnO 4 = 8 MnO 2 + 4H 2 O + 3 H 3 PO 4.
Kolmas näide ühtsest riigieksamist
Elektronioonide tasakaalu kasutades peate looma reaktsiooni, märkima redutseerija ja oksüdeerija.
KMnO 4 + MnSO 4 +…= MnO 2 +…+ H2SO 4.
Algoritmi järgi järjestame iga elemendi oksüdatsiooniastmed. Järgmisena määrame kindlaks need ained, mis jäävad protsessi paremas ja vasakpoolses osas vahele. Siin on antud redutseerija ja oksüdeerija, mistõttu puuduvate ühendite oksüdatsiooniastmed ei muutu. Kaotatud saadus on vesi ja lähteühend on kaaliumsulfaat. Saame reaktsiooniskeemi, mille jaoks koostame elektroonilise bilansi.
Mn +2-2 e= Mn +43 redutseerija;
Mn +7 +3e= Mn +4 2 oksüdeeriv aine.
Kirjutame koefitsiendid võrrandisse, summeerides protsessi paremal küljel olevad mangaani aatomid, kuna see on seotud disproportsiooniprotsessiga.
2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O= 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4.
Järeldus
Redoksreaktsioonid on elusorganismide toimimiseks eriti olulised. OVR-i näideteks on mädanemis-, käärimis-, närvitegevuse, hingamise ja ainevahetuse protsessid.
Oksüdeerimine ja redutseerimine on olulised metallurgia- ja keemiatööstuses, tänu sellistele protsessidele on võimalik metalle nende ühenditest taastada, kaitsta keemilise korrosiooni eest ja töödelda.
Orgaanilises aines redoksprotsessi koostamiseks on vaja kasutada teatud toimingute algoritmi. Esiteks määratakse kavandatud skeemis oksüdatsiooniastmed, seejärel määratakse need elemendid, mis suurendasid (langendasid) indikaatorit, ja registreeritakse elektrooniline tasakaal.
Kui järgite ülaltoodud toimingute jada, saate testides pakutavate ülesannetega hõlpsalt hakkama.
Lisaks elektroonilise tasakaalu meetodile on koefitsientide paigutus võimalik ka poolreaktsioonide koostamisega.
Reaktsioonid, mida nimetatakse redoksreaktsioonideks (ORR), toimuvad reaktiivi molekulides sisalduvate aatomite oksüdatsiooniastmete muutumisel. Need muutused tekivad elektronide ülekandumise tõttu ühe elemendi aatomitelt teise.
Looduses toimuvad ja inimeste poolt läbiviidavad protsessid esindavad enamasti OVR-i. Sellised olulised protsessid nagu hingamine, ainevahetus, fotosüntees (6CO2 + H2O = C6H12O6 + 6O2) on kõik OVR.
Tööstuses toodetakse ORR-i abil väävelhapet, vesinikkloriidhapet ja palju muud.
Metallide taaskasutamine maakidest – tegelikult on see kogu metallurgiatööstuse alus – on samuti oksüdatsiooni-redutseerimise protsess. Näiteks hematiidist raua tootmise reaktsioon: 2Fe2O3 + 3C = 4Fe+3CO2.
Oksüdeerivad ja redutseerivad ained: omadused
Aatomeid, mis keemilise muundamise käigus elektrone loovutavad, nimetatakse redutseerivateks aineteks ja nende oksüdatsiooniaste (CO) selle tulemusena suureneb. Aatomeid, mis võtavad vastu elektrone, nimetatakse oksüdeerivateks aineteks ja nende CO väheneb.
Nad ütlevad, et oksüdeerivad ained redutseeritakse elektronide vastuvõtmisega ja redutseerivad ained oksüdeeritakse elektronide kaotamisega.
Oksüdeerivate ja redutseerivate ainete olulisemad esindajad on toodud järgmises tabelis:
| Tüüpilised oksüdeerivad ained | Tüüpilised redutseerivad ained |
| Lihtsad ained, mis koosnevad suure elektronegatiivsusega elementidest (mittemetallid): jood, fluor, kloor, broom, hapnik, osoon, väävel jne. | Lihtained, mis koosnevad madala elektronegatiivsusega elementide aatomitest (metallid või mittemetallid): vesinik H2, süsinik C ( grafiit), tsink Zn, alumiinium Al, kaltsium Ca, baarium Ba, raud Fe, kroom Cr ja nii edasi. |
Molekulid või ioonid, mis sisaldavad kõrge oksüdatsiooniastmega metalli või mittemetalli aatomeid:
|
Molekulid või ioonid, mis sisaldavad madala oksüdatsiooniastmega metallide või mittemetallide aatomeid:
|
| Ioonsed ühendid, mis sisaldavad mõnede metallide katioone suure CO sisaldusega: Pb3+, Au3+, Ag+, Fe3+ jt. | Orgaanilised ühendid: alkoholid, happed, aldehüüdid, suhkrud. |
Keemiliste elementide perioodilise seaduse alusel võib kõige sagedamini eeldada konkreetse elemendi aatomite redoksvõimet. Reaktsioonivõrrandist on ka lihtne aru saada, millised aatomid on oksüdeerija ja redutseerija.
Kuidas teha kindlaks, kas aatom on oksüdeerija või redutseerija: piisab, kui panna kirja CO ja mõista, millised aatomid suurendasid seda reaktsiooni käigus (redutseerijad) ja millised vähendasid (oksüdeerivad ained).
Kahelaadsed ained
Vahepealsete CO-dega aatomid on võimelised nii elektrone vastu võtma kui ka loovutama; selle tulemusena on selliseid aatomeid oma koostises sisaldavatel ainetel võimalus toimida nii oksüdeeriva ainena kui ka redutseerijana.
Näiteks võib tuua vesinikperoksiidi. CO -1-s sisalduv hapnik võib elektroni vastu võtta või selle ära anda.
Peroksiidil on redutseeriva ainega koostoimel oksüdeerivad omadused ja oksüdeeriva ainega koostoimel redutseerivad omadused.
Saate seda lähemalt vaadata järgmiste näidete abil.
- redutseerimine (peroksiid toimib oksüdeeriva ainena) koostoimel redutseerijaga;
SO2 + H2O2 = H2SO4
O -1 + 1e \u003d O -2
- oksüdatsioon (sel juhul on peroksiid redutseerija) oksüdeeriva ainega suhtlemisel.
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O
2O -1 -2e \u003d O2 0
OVR klassifikatsioon: näited
Eristatakse järgmisi redoksreaktsioonide tüüpe:
- molekulidevaheline oksüdatsioon-redutseerimine (oksüdeeriv aine ja redutseerija sisalduvad erinevates molekulides);
- molekulisisene oksüdatsioon-redutseerimine (oksüdeeriv aine on redutseerijaga sama molekuli osa);
- disproportsioon (oksüdeeriv aine ja redutseerija on sama elemendi aatom);
- ümberproportsioon (oksüdeeriv aine ja redutseerija moodustavad reaktsiooni tulemusena ühe produkti).
Erinevat tüüpi ORR-iga seotud keemiliste transformatsioonide näited:
- Intramolekulaarsed ORR-id on enamasti aine termilise lagunemise reaktsioonid:
2KCLO3 = 2KCl + 3O2
(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O
2NaNO3 = 2NaNO2 + O2
- Molekulidevaheline OVR:
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe
- Disproportsionaalsuse reaktsioonid:
3Br2 + 6KOH = 5KBr + KBrO3 + 6H2O
3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
4KClO3 = KCl + 3KClO4
- Proportsionaalsuse reaktsioonid:
2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
HOCl + HCl = H2O + Cl2
Hetke ja pikaajaline OVR
Redoksreaktsioonid jagunevad ka voolu- ja mittevoolulisteks.
Esimene juhtum on elektrienergia tootmine keemilise reaktsiooni kaudu (sellisi energiaallikaid saab kasutada masinate mootorites, raadioseadmed, juhtseadmed) ehk elektrolüüs ehk keemiline reaktsioon, vastupidi, toimub elektri toimel (elektrolüüsi abil saab erinevaid aineid, töödelda metallide ja nendest valmistatud toodete pindu).
Näited vooluvaba OVR oskame nimetada põlemisprotsesse, metallide korrosiooni, hingamist ja fotosünteesi jne.
ORR-i elektronbilansi meetod keemias
Enamiku keemiliste reaktsioonide võrrandeid saab võrdsustada lihtsa valikuga stöhhiomeetrilised koefitsiendid. ORR-i koefitsiente valides võib aga tekkida olukord, kus mõne elemendi aatomite arvu ei saa võrdsustada ilma teiste aatomite arvu võrdsust rikkumata. Selliste reaktsioonide võrrandites valitakse koefitsiendid elektroonilise tasakaalu meetodil.
Meetod põhineb asjaolul, et oksüdeerija poolt vastuvõetud elektronide summa ja redutseerija poolt eraldatud arv viiakse tasakaalu.
Meetod koosneb mitmest etapist:
- Reaktsioonivõrrand on kirjutatud.
- Määratakse kindlaks elementide võrdlusväärtused.
- Määratakse elemendid, mille oksüdatsiooniaste on reaktsiooni tulemusena muutunud. Oksüdatsiooni ja redutseerimise poolreaktsioonid registreeritakse eraldi.
- Poolreaktsiooni võrrandite tegurid valitakse nii, et võrdsustatakse redutseerimise poolreaktsioonis vastuvõetud elektronid ja oksüdatsiooni poolreaktsioonis loovutatud elektronid.
- Valitud koefitsiendid sisestatakse reaktsioonivõrrandisse.
- Valitakse ülejäänud reaktsioonikoefitsiendid.
Lihtsa näite põhjal alumiiniumi interaktsioonid hapnikuga on mugav võrrandit samm-sammult kirjutada:
- Võrrand: Al + O2 = Al2O3
- Aatomite CO-d lihtainetes alumiiniumis ja hapnikus on 0.
Al 0 + O2 0 \u003d Al +3 2O -2 3
- Teeme poolreaktsioonid:
Al0-3e = Al +3;
O2 0 +4e = 2O -2
- Valime koefitsiendid, mille korrutamisel vastuvõetud elektronide arv ja antud elektronide arv on võrdsed:
Al 0 -3e \u003d Al +3 koefitsient 4;
O2 0 +4e = 2O -2 koefitsient 3.
- Paneme koefitsiendid reaktsiooniskeemile:
4 Al+ 3 O2 = Al2O3
- On näha, et kogu reaktsiooni võrdsustamiseks piisab, kui panna reaktsiooniprodukti ette koefitsient:
4Al + 3O2 = 2 Al2O3
Näiteid elektroonilise bilansi koostamise ülesannetest
Võib esineda järgmist tasandusülesanded OVR:
- Kaaliumpermanganaadi ja kaaliumkloriidi koostoime happelises keskkonnas koos kloorigaasi vabanemisega.
Kaaliumpermanganaat KMnO4 (kaaliumpermanganaat, “kaaliumpermanganaat”) on tugev oksüdeerija, kuna KMnO4-s on Mn oksüdatsiooniaste +7. Seda kasutatakse sageli kloorigaasi tootmiseks laboris, kasutades järgmist reaktsiooni:
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
Elektrooniline tasakaal:
Nagu pärast CO paigutust näha, loobuvad klooriaatomid elektronidest, suurendades nende CO 0-ni ja mangaani aatomid võtavad vastu elektrone:
Mn +7 +5e = Mn +2 kordaja kaks;
2Cl -1 -2e = Cl2 0 kordaja viis.
Sisestame koefitsiendid võrrandisse vastavalt valitud teguritele:
10 K +1 Cl -1 + 2 K +1 Mn +7 O4 -2 +H2SO4 = 5 Cl20+ 2 Mn +2 S +6 O4 -2 + K2SO4 + H2O
Ühtlustame ülejäänud elementide arvu:
10KCl + 2KMnO4+ 8 H2SO4 = 5Cl2 + 2MnSO4+ 6 K2SO4+ 8 H2O
- Vase (Cu) koostoime kontsentreeritud lämmastikhappega (HNO3) gaasilise lämmastikoksiidi (NO2) eraldumisega:
Cu + HNO3(konts.) = 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
Elektrooniline tasakaal:
Nagu näete, suurendavad vase aatomid oma CO nullist kahele ja lämmastikuaatomid vähendavad +5-lt +4-le
Cu 0 -2e = Cu +2 tegur üks;
N +5 +1e = N +4 tegur kaks.
Paneme koefitsiendid võrrandisse:
Cu 0+ 4 H +1 N +5O3-2 = 2 N +4 O2 + Cu +2 (N +5 O3 -2)2 + H2 +1 O -2
Cu+ 4 HNO3 (konts.) = 2 NO2 + Cu(NO3)2 + 2 H2O
- Kaaliumdikromaadi ja H2S koostoime happelises keskkonnas:
Kirjutame üles reaktsiooniskeemi ja korraldame CO-d:
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 koefitsient 3;
2Cr +6 +6e = 2Cr +3 koefitsient 1.
Asendame:
К2Сr2О7 + 3Н2S + Н2SO4 = 3S + Сr2(SO4)3 + K2SO4 + Н2О
Võrdleme ülejäänud elemendid:
К2Сr2О7 + 3Н2S + 4Н2SO4 = 3S + Сr2(SO4)3 + K2SO4 + 7Н2О
Reaktsioonikeskkonna mõju
Keskkonna iseloom mõjutab teatud OVR-ide kulgu. Reaktsioonikeskkonna rolli saab näha kaaliumpermanganaadi (KMnO4) ja naatriumsulfiti (Na2SO3) koostoime näitel erinevatel pH väärtustel:
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 (pH<7 кислая среда);
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnO2 + KOH (pH = 7 neutraalne keskkond);
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + K2MnO4 + H2O (pH >7 aluseline keskkond).
On näha, et keskkonna happesuse muutumine põhjustab samade ainete koosmõju erinevate produktide moodustumist. Kui söötme happesus muutub, ilmnevad need ka teiste ORR-i sisenevate reaktiivide puhul. Sarnaselt ülaltoodud näidetele toimuvad dikromaadi iooni Cr2O7 2- hõlmavad reaktsioonid erinevate reaktsiooniproduktide moodustumisel erinevates keskkondades:
happelises keskkonnas on saadus Cr 3+;
aluselises - CrO2 - , CrO3 3+ ;
neutraalses - Cr2O3.
Oksüdatsiooniastme suurenemisega toimub oksüdatsiooniprotsess ja aine ise on redutseerija. Kui oksüdatsiooniaste väheneb, toimub redutseerimisprotsess ja aine ise on oksüdeerija.
Kirjeldatud meetodit ORR-i tasakaalustamiseks nimetatakse "oksüdatsiooniastmete tasakaalustamise meetodiks".
Esitatud enamikes keemiaõpikutes ja laialdaselt kasutatav praktikas elektrooniline tasakaalu meetod ORR-i võrdsustamiseks võib kasutada hoiatusi, et oksüdatsiooniaste ei ole võrdne laenguga.
2. Poolreaktsiooni meetod.
Nendel juhtudel, kui reaktsioon toimub vesilahuses (sulatis), ei lähtu need võrrandite koostamisel mitte reageerivaid aineid moodustavate aatomite oksüdatsiooniastme muutustest, vaid reaalsete osakeste laengute muutumisest, st. , võtavad nad arvesse lahuses olevate ainete olemasolu vormi (liht- või kompleksioon, aatom või vees lahustumata või nõrgalt dissotsieeruva aine molekul).
Sel juhul redoksreaktsioonide ioonvõrrandite koostamisel tuleks kinni pidada samast kirjutamisvormist, mis on aktsepteeritud vahetusloomuliste ioonvõrrandite puhul, nimelt: halvasti lahustuvad, kergelt dissotsieerunud ja gaasilised ühendid tuleks kirjutada molekulaarselt ja ioonid, mis seda teevad. ei muuda nende olekut tuleks võrrandist välja jätta. Sel juhul registreeritakse oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsessid eraldi poolreaktsioonidena. Olles võrdsustanud need igat tüüpi aatomite arvuga, liidetakse poolreaktsioonid, korrutades kumbki koefitsiendiga, mis võrdsustab oksüdeeriva aine ja redutseerija laengu muutuse.
Poolreaktsiooni meetod peegeldab täpsemalt ainete tegelikke muutusi redoksreaktsioonide käigus ja hõlbustab nende protsesside võrrandite koostamist ioon-molekulaarsel kujul.
Kuna samast reaktiivid olenevalt keskkonna olemusest (happeline, aluseline, neutraalne) võib saada erinevaid saadusi, selliste ioonskeemi reaktsioonide puhul lisaks oksüdeeriva aine ja redutseerija ülesandeid täitvatele osakestele reaktsiooni iseloomustav osake Söötme väärtus peab olema näidatud (st H + ioon või OH ioon - või H 2 O molekul).
Näide 5. Kasutades poolreaktsiooni meetodit, korraldage reaktsiooni koefitsiendid:
KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Lahendus. Kirjutame reaktsiooni ioonsel kujul, võttes arvesse, et kõik ained peale vee dissotsieeruvad ioonideks:
MnO4 - + NO 2 - + 2H + ® Mn 2+ + NO 3 - + H2O
(K + ja SO 4 2 - jäävad muutumatuks, seetõttu pole neid ioonskeemis näidatud). Ioondiagrammilt on selge, et oksüdeerija permanganaadi ioon(MnO 4 -) muutub Mn 2+ iooniks ja vabaneb neli hapnikuaatomit.
Happelises keskkonnas Iga oksüdeerivast ainest vabanev hapnikuaatom seondub 2H +-ga, moodustades veemolekuli.
see tähendab: MnO4- + 8H + + 5® Mn2+ + 4H2O.
Leiame toodete ja reaktiivide laengute erinevuse: Dq = +2-7 = -5 (“-” märk näitab, et toimub redutseerimisprotsess ja reaktiividele lisatakse 5). Teise protsessi jaoks, NO 2 - muundamine NO 3 -ks, puuduv hapnik tuleb veest redutseerijasse ja selle tulemusena moodustub H + ioonide liig, sel juhul kaotavad reaktiivid 2 :
NO2- + H2O-2® NO3- + 2H+.
Nii saame:
2 | MnO4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2O (redutseerimine),
5 | NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + (oksüdatsioon).
Korrutades esimese võrrandi liikmed 2-ga ja teise 5-ga ning liites need, saame selle reaktsiooni ioon-molekulaarse võrrandi:
2MnO4- + 16H+ + 5NO2- + 5H2O = 2Mn2+ + 8H2O + 5NO3- + 10H+.
Tühistades võrrandi vasakul ja paremal küljel olevad identsed osakesed, saame lõpuks ioon-molekulaarse võrrandi:
2MnO4- + 5NO2- + 6H+ = 2Mn2+ + 5NO3- + 3H2O.
Ioonvõrrandi abil loome molekulaarvõrrandi:
2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5KNO3 + K2SO4 + 3H2O.
Leeliselises ja neutraalses keskkonnas saate juhinduda järgmistest reeglitest: leeliselises ja neutraalses keskkonnas ühineb iga oksüdeeriva aine poolt vabanev hapnikuaatom ühe veemolekuliga, moodustades kaks hüdroksiidiooni (2OH -), millest igaüks läheb redutseerijasse. 2 OH - iooni moodustab leeliselises keskkonnas ühe molekuli vett ja neutraalses keskkonnas tuleb see veest koos 2 H + ioonide vabanemisega.
Kui osaleb redoksreaktsioonis vesinikperoksiidi(H 2 O 2), tuleb arvestada H 2 O 2 rolliga konkreetses reaktsioonis. H 2 O 2-s on hapnik vahepealses oksüdatsiooniastmes (-1), seetõttu on vesinikperoksiidil redoksreaktsioonides redoksduaalsus. Juhtudel, kui H 2 O 2 on oksüdeeriv aine, on poolreaktsioonidel järgmine vorm:
H202 + 2H + + 2? ® 2H 2O (happeline keskkond);
H2O2+2? ® 2OH - (neutraalne ja aluseline keskkond).
Kui vesinikperoksiid on redutseerija:
H2O2-2? ® O 2 + 2H + (happeline keskkond);
H2O2 + 2OH - - 2? ® O 2 + 2H 2 O (leeliseline ja neutraalne).
Näide 6 Reaktsioon võrdsustatakse: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Lahendus. Kirjutame reaktsiooni ioonsel kujul:
I - + H 2 O 2 + 2H + ® I 2 + SO 4 2 - + H 2 O.
Koostame poolreaktsioonid, võttes arvesse, et H2O2 selles reaktsioonis on oksüdeerija ja reaktsioon kulgeb happelises keskkonnas:
1 2I - - 2 = I 2,
1 H2O2 + 2H+ + 2® 2H2O.
Lõppvõrrand on: 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.
Redoksreaktsioone on nelja tüüpi:
1 . Molekulidevaheline redoksreaktsioonid, mille käigus muutuvad erinevaid aineid moodustavate elementide aatomite oksüdatsiooniastmed. Näidetes 2-6 kirjeldatud reaktsioonid on seda tüüpi.
2 . Intramolekulaarne redoksreaktsioonid, mille käigus oksüdatsiooniaste muudab sama aine erinevate elementide aatomeid. Selle mehhanismi kohaselt toimuvad ühendite termilise lagunemise reaktsioonid. Näiteks reaktsioonis
Pb(NO 3) 2 ® PbO + NO 2 + O 2
muudab Pb(NO 3) 2 molekuli sees asuva lämmastiku (N +5 ® N +4) ja hapnikuaatomi (O - 2 ® O 2 0) oksüdatsiooniastet.
3. Iseoksüdatsiooni-iseparanemise reaktsioonid(ebaproportsionaalsus, dismutatsioon). Sel juhul sama elemendi oksüdatsiooniaste nii suureneb kui ka väheneb. Disproportsioonireaktsioonid on iseloomulikud ühenditele või ainete elementidele, mis vastavad elemendi ühele vahepealsele oksüdatsiooniastmele.
Näide 7 Kasutades kõiki ülaltoodud meetodeid, võrdsustage reaktsioon:
Lahendus.
A) Oksüdatsiooni oleku tasakaalu meetod.
Määrame redoksprotsessis osalevate elementide oksüdatsiooniastmed enne ja pärast reaktsiooni:
K 2 MnO 4 + H 2 O ® KMnO 4 + MnO 2 + KOH.
Oksüdatsiooniastmete võrdlusest järeldub, et mangaan osaleb samaaegselt oksüdatsiooniprotsessis, tõstes oksüdatsiooniastet +6-lt +7-le, ja redutseerimisprotsessis, alandades oksüdatsiooniastet +6-lt +4,2-le Mn +6 ® Mn +7; Dw = 7-6 = +1 (oksüdatsiooniprotsess, redutseerija),
1 Mn +6® Mn +4; Dw = 4-6 = -2 (redutseerimisprotsess, oksüdeeriv aine).
Kuna selles reaktsioonis on oksüdeerija ja redutseerija sama aine (K 2 MnO 4), siis selle ees olevad koefitsiendid summeeritakse. Kirjutame võrrandi:
3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH.
b) Poolreaktsiooni meetod.
Reaktsioon toimub neutraalses keskkonnas. Koostame ioonreaktsiooni skeemi, võttes arvesse, et H 2 O on nõrk elektrolüüt ja MnO 2 on vees halvasti lahustuv oksiid:
MnO 4 2 - + H 2 O ® MnO 4 - + ¯MnO 2 + OH - .
Paneme kirja poolreaktsioonid:
2 MnO 4 2 - - ? ® MnO 4 – (oksüdatsioon),
1 MnO42 - + 2H2O + 2? ® MnO 2 + 4OH - (redutseerimine).
Korrutame koefitsientidega ja liidame mõlemad poolreaktsioonid, saame kogu ioonvõrrandi:
3MnO42- + 2H2O = 2MnO4- + MnO2 + 4OH-.
Molekulaarvõrrand: 3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.
Sel juhul on K 2 MnO 4 nii oksüdeerija kui ka redutseerija.
4. Intramolekulaarsed oksüdatsiooni-redutseerimisreaktsioonid, mille käigus sama elemendi aatomite oksüdatsiooniastmed võrdsustuvad (st vastupidine eelnevalt käsitletutele), on protsessid. disproportsionaalsuse vastu(lülitamine), näiteks
NH4NO2® N2 + 2H2O.
1 2N - 3 - 6? ® N 2 0 (oksüdatsiooniprotsess, redutseerija),
1 2N +3 + 6?® N 2 0 (redutseerimisprotsess, oksüdeeriv aine).
Kõige raskemad on redoksreaktsioonid, mille käigus oksüdeeritakse või redutseeritakse samaaegselt mitte ühe, vaid kahe või enama elemendi aatomid või ioonid.
Näide 8 Kasutades ülaltoodud meetodeid, võrdsustage reaktsioon:
3 -2 +5 +5 +6 +2
Nagu 2 S 3 + HNO 3 ® H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO.
18. Redoksreaktsioonid (jätkub 1)
18.5. OVR vesinikperoksiid
Vesinikperoksiidi H 2 O 2 molekulides on hapnikuaatomid oksüdatsiooniastmes –I. See on selle elemendi aatomite vahepealne ja mitte kõige stabiilsem oksüdatsiooniaste, seetõttu on vesinikperoksiidil nii oksüdeerivad kui ka redutseerivad omadused.
Selle aine redoksaktiivsus sõltub kontsentratsioonist. Üldkasutatavates lahustes massiosaga 20% on vesinikperoksiid üsna tugev oksüdeerija, lahjendatud lahustes selle oksüdeeriv aktiivsus väheneb. Vesinikperoksiidi redutseerivad omadused on vähem iseloomulikud kui oksüdeerivad omadused ja sõltuvad ka kontsentratsioonist.
Vesinikperoksiid on väga nõrk hape (vt lisa 13), seetõttu muutuvad selle molekulid tugevalt aluselistes lahustes hüdroperoksiidi ioonideks.
Sõltuvalt keskkonna reaktsioonist ja sellest, kas vesinikperoksiid on selles reaktsioonis oksüdeeriv või redutseeriv aine, on redoks-interaktsiooni produktid erinevad. Kõigi nende juhtumite poolreaktsiooni võrrandid on toodud tabelis 1.
Tabel 1
H 2 O 2 redoks-poolreaktsioonide võrrandid lahustes
Keskkonna reaktsioon |
H 2 O 2 oksüdeerija |
H 2 O 2 redutseerija |
| Happeline | ||
| Neutraalne | H 2 O 2 + 2e – = 2OH | H 2 O 2 + 2 H 2 O - 2e - \u003d O 2 + 2H 3 O |
| Leeliseline | HO 2 + H 2 O + 2e - \u003d 3OH |
Vaatleme näiteid ORR-ist, mis hõlmab vesinikperoksiidi.
Näide 1. Kirjutage võrrand reaktsiooni kohta, mis toimub, kui väävelhappega hapestatud vesinikperoksiidi lahusele lisatakse kaaliumjodiidi lahus.
| 1 | H2O2 + 2H3O + 2e- = 4H2O |
| 1 | 2I – 2e – = I 2 |
H 2 O 2 + 2H 3 O + 2I \u003d 4H 2 O + I 2
H 2 O 2 + H 2 SO 4 + 2KI = 2H 2 O + I 2 + K 2 SO 4
Näide 2. Kirjutage kaaliumpermanganaadi ja vesinikperoksiidi vahelise reaktsiooni võrrand väävelhappega hapestatud vesilahuses.
| 2 | MnO4 + 8H3O + 5e – = Mn2 + 12H2O |
| 5 | H 2 O 2 + 2 H 2 O - 2e - \u003d O 2 + 2H 3 O |
2MnO4 + 6H3O+ + 5H2O2 = 2Mn2 + 14H2O + 5O2
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2O2 = 2MnSO4 + 8H2O + 5O2 + K2SO4
Näide 3. Kirjutage võrrand vesinikperoksiidi ja naatriumjodiidi reaktsiooni kohta lahuses naatriumhüdroksiidi juuresolekul.
| 3 | 6 | HO 2 + H 2 O + 2e - \u003d 3OH |
| 1 | 2 | I + 6OH - 6e - \u003d IO 3 + 3H 2 O |
3HO 2 + I = 3OH + IO 3
3NaHO 2 + NaI = 3NaOH + NaIO 3
Võttes arvesse neutraliseerimisreaktsiooni naatriumhüdroksiidi ja vesinikperoksiidi vahel, kirjutatakse see võrrand sageli järgmiselt:
3H 2 O 2 + NaI = 3H 2 O + NaIO 3 (NaOH juuresolekul)
Sama võrrandi saadakse, kui me ei võta kohe (bilansi koostamise etapis) arvesse hüdroperoksiidiioonide moodustumist.
Näide 4. Kirjutage reaktsiooni võrrand, mis toimub pliidoksiidi lisamisel vesinikperoksiidi lahusele kaaliumhüdroksiidi juuresolekul.
Pliidioksiid PbO 2 on väga tugev oksüdeerija, eriti happelises keskkonnas. Nendes tingimustes redutseerides moodustab see Pb 2 ioone. Leeliselises keskkonnas tekivad PbO 2 redutseerimisel ioonid.
| 1 | PbO2 + 2H2O + 2e - = + OH |
| 1 | HO 2 + OH - 2e - \u003d O 2 + H 2 O |
PbO 2 + H 2 O + HO 2 \u003d + O 2
Hüdroperoksiidiioonide moodustumist arvesse võtmata on võrrand kirjutatud järgmiselt:
PbO 2 + H 2 O 2 + OH = + O 2 + 2H 2 O
Kui ülesande tingimuste kohaselt oli lisatud vesinikperoksiidi lahus leeliseline, siis tuleb molekulaarvõrrand kirjutada järgmiselt:
PbO 2 + H 2 O + KHO 2 \u003d K + O 2
Kui leelist sisaldavale reaktsioonisegule lisatakse neutraalne vesinikperoksiidi lahus, saab molekulaarvõrrandi kirjutada kaaliumvesinikperoksiidi moodustumist arvesse võtmata:
PbO 2 + KOH + H 2 O 2 \u003d K + O 2
18.6. ORR-i dismutatsioon ja intramolekulaarne ORR
Redoksreaktsioonide hulgas on dismutatsioonireaktsioonid (disproportsioon, iseoksüdatsioon-enesedutseerimine).
Näide teile teadaolevast dismutatsioonireaktsioonist on kloori reaktsioon veega:
Cl 2 + H 2 O HCl + HClO
Selles reaktsioonis oksüdeeritakse pooled kloori(0) aatomitest +I oksüdatsiooni olekusse ja teine pool oksüdatsiooni olekusse -I:
Kasutades elektronioonide tasakaalu meetodit, koostame võrrandi sarnasele reaktsioonile, mis toimub siis, kui kloor juhitakse läbi külma leeliselahuse, näiteks KOH:
| 1 | Cl 2 + 2e – = 2Cl |
| 1 | Cl 2 + 4OH - 2e - \u003d 2ClO + 2H 2 O |
2Cl2 + 4OH = 2Cl + 2ClO + 2H2O
Kõigil selle võrrandi koefitsientidel on ühine jagaja, seega:
Cl 2 + 2OH \u003d Cl + ClO + H 2 O
Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O
Kloori dismutatsioon kuumas lahuses toimub mõnevõrra erinevalt:
| 5 | Cl 2 + 2e – = 2Cl | |
| 1 | Cl 2 + 12OH – 10e – = 2ClO 3 + 6H 2 O |
3Cl 2 + 6OH = 5Cl + ClO 3 + 3H 2 O
3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O
Suur praktiline tähtsus on lämmastikdioksiidi dismutatsioonil selle reaktsioonil veega ( A) ja leeliselahustega ( 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 |
||||
Dismutatsioonireaktsioonid toimuvad mitte ainult lahustes, vaid ka tahkete ainete, näiteks kaaliumkloraadi, kuumutamisel:
4KClO 3 = KCl + 3KClO 4
Tüüpiline ja väga tõhus intramolekulaarse ORR-i näide on ammooniumdikromaadi (NH 4) 2 Cr 2 O 7 termilise lagunemise reaktsioon. Selles aines on lämmastikuaatomid kõige madalamas oksüdatsiooniastmes (–III) ja kroomiaatomid kõrgeimas (+VI). Toatemperatuuril on see ühend üsna stabiilne, kuid kuumutamisel laguneb see intensiivselt. Sel juhul muutub kroom(VI) kroom(III)-ks – kroomi kõige stabiilsemaks olekuks, ja lämmastik(–III) – lämmastikuks(0) – ühtlasi kõige stabiilsemaks olekuks. Võttes arvesse aatomite arvu elektronide tasakaalu võrrandi valemiühikus:
| 2Cr +VI + 6e – = 2Cr +III | |
| 2N –III – 6e – = N 2, |
ja reaktsioonivõrrand ise:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.
Teine oluline intramolekulaarse ORR-i näide on kaaliumperkloraadi KClO 4 termiline lagunemine. Selles reaktsioonis muutub kloor (VII), nagu alati, kui see toimib oksüdeeriva ainena, klooriks (–I), oksüdeerides hapniku (–II) lihtsaks aineks:
| 1 | Cl +VII + 8e – = Cl –I | |
| 2 | 2O –II – 4e – = O 2 |
ja seega ka reaktsioonivõrrand
KClO 4 = KCl + 2O 2
Kaaliumkloraat KClO 3 laguneb kuumutamisel sarnaselt, kui lagundamine toimub katalüsaatori (MnO 2) juuresolekul: 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2
Katalüsaatori puudumisel toimub dismutatsioonireaktsioon.
Molekulisiseste redoksreaktsioonide rühma kuuluvad ka nitraatide termilise lagunemise reaktsioonid.
Tavaliselt on nitraatide kuumutamisel toimuvad protsessid üsna keerulised, eriti kristalsete hüdraatide puhul. Kui veemolekulid püsivad kristallilises hüdraadis nõrgalt, siis madalal kuumutamisel nitraat dehüdreerub [näiteks LiNO 3. 3H 2 O ja Ca(NO 3) 2 4H 2 O dehüdreeritakse LiNO 3-ks ja Ca(NO 3) 2-ks], kuid kui vesi on tihedamalt seotud [nagu näiteks Mg(NO 3) 2. 6H20 ja Bi(NO3)3. 5H 2 O], siis toimub omamoodi “molekulisisene hüdrolüüsi” reaktsioon aluseliste soolade – hüdroksiidnitraatide moodustumisega, mis edasisel kuumutamisel võivad muutuda oksiidnitraatideks (ja (NO 3) 6), viimased lagunevad oksiidideks kõrgem temperatuur.
Kuumutamisel võivad veevabad nitraadid laguneda nitrititeks (kui need on olemas ja on sellel temperatuuril veel stabiilsed) ning nitritid võivad laguneda oksiidideks. Kui kuumutatakse piisavalt kõrge temperatuurini või vastav oksiid on ebastabiilne (Ag 2 O, HgO), siis võib termilise lagunemise produktiks olla ka metall (Cu, Cd, Ag, Hg).
Nitraatide termilise lagunemise mõnevõrra lihtsustatud diagramm on näidatud joonisel fig. 5.
Näited järjestikustest muundumistest, mis toimuvad teatud nitraatide kuumutamisel (temperatuurid on antud Celsiuse kraadides):
KNO 3 KNO 2 K 2 O;
Ca(NO3)2. 4H20 Ca(NO3)2Ca(NO2)2CaO;
Mg(NO3)2. 6H20 Mg(NO3)(OH)MgO;
Cu(NO3)2. 6H2O Cu(NO3)2CuO Cu20Cu;
Bi(NO3)3. 5H 2 O Bi(NO 3) 2 (OH) Bi(NO 3) (OH) 2 (NO 3) 6 Bi 2 O 3.
Vaatamata toimuvate protsesside keerukusele juhindutakse vastates küsimusele, mis juhtub vastava veevaba nitraadi “kaltsineerimisel” (st temperatuuril 400 – 500 o C) tavaliselt järgmistest äärmiselt lihtsustatud reeglitest. :
1) kõige aktiivsemate metallide nitraadid (pingete reas - magneesiumist vasakul) lagunevad nitrititeks;
2) vähemaktiivsete metallide nitraadid (pingevahemikus - magneesiumist vaseni) lagunevad oksiidideks;
3) kõige vähem aktiivsete metallide nitraadid (pingereas - vasest paremal) lagunevad metalliks.
Nende reeglite kasutamisel tuleb meeles pidada, et sellistel tingimustel
LiNO 3 laguneb oksiidiks,
Be(NO 3) 2 laguneb kõrgemal temperatuuril oksiidiks,
Ni(NO 3) 2-st saab lisaks NiO-le ka Ni(NO 2) 2,
Mn(NO 3) 2 laguneb Mn 2 O 3-ks,
Fe(NO 3) 2 laguneb Fe 2 O 3-ks;
Hg(NO 3) 2-st saab lisaks elavhõbedale ka selle oksiidi.
Vaatame tüüpilisi näiteid nendesse kolme tüüpi reaktsioonidest:
KNO 3 KNO 2 + O 2
2KNO 3 \u003d 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-lülitusreaktsioonid Need reaktsioonid võivad olla nii molekulidevahelised kui ka intramolekulaarsed. Näiteks ammooniumnitraadi ja nitriti termilisel lagunemisel esinevad molekulisisesed ORR-id kuuluvad kommutatsioonireaktsioonidesse, kuna siin on lämmastikuaatomite oksüdatsiooniaste võrdsustatud: NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O (umbes 200 o C) Kõrgemal temperatuuril (250 - 300 o C) laguneb ammooniumnitraat N 2 -ks ja NO-ks ning veelgi kõrgemal temperatuuril (üle 300 o C) - lämmastikuks ja hapnikuks ning mõlemal juhul tekib vesi. Molekulidevahelise kommutatsioonireaktsiooni näide on reaktsioon, mis tekib kuumade kaaliumnitriti ja ammooniumkloriidi lahuste kombineerimisel: NH4 + NO2 = N2 + 2H2O NH 4 Cl + KNO 2 = KCl + N 2 + 2H 2 O Kui sarnane reaktsioon viiakse läbi kristalse ammooniumsulfaadi ja kaltsiumnitraadi segu kuumutamisel, võib reaktsioon sõltuvalt tingimustest kulgeda erineval viisil: (NH 4) 2 SO 4 + Ca(NO 3) 2 = 2N 2 O + 4H 2 O + CaSO 4 (t< 250 o C) Esimene ja kolmas neist reaktsioonidest on kommutatsioonireaktsioonid, teine on keerulisem reaktsioon, mis hõlmab nii lämmastikuaatomite kommutatsiooni kui ka hapnikuaatomite oksüdeerumist. Milline reaktsioon toimub temperatuuril üle 250 o C, sõltub reaktiivide vahekorrast. Konversioonireaktsioonid, mis põhjustavad kloori moodustumist, tekivad siis, kui hapnikku sisaldavate kloorhapete sooli töödeldakse vesinikkloriidhappega, näiteks: 6HCl + KClO 3 = KCl + 3Cl2 + 3H 2O Samuti tekib kommutatsioonireaktsiooni käigus väävel gaasilisest vesiniksulfiidist ja vääveldioksiidist: 2H2S + SO2 = 3S + 2H2O OVR-i kommutatsioonid on üsna arvukad ja mitmekesised - need hõlmavad isegi mõningaid happe-aluse reaktsioone, näiteks: NaH + H2O = NaOH + H2. ORR-i kommutatsioonivõrrandite koostamiseks kasutatakse nii elektronioonide kui ka elektronide tasakaalu, olenevalt sellest, kas reaktsioon toimub lahuses või mitte. 18.8. Elektrolüüs IX peatükki uurides tutvusite erinevate ainete sulandite elektrolüüsiga. Kuna lahustes on ka liikuvaid ioone, saab elektrolüüsida ka erinevate elektrolüütide lahuseid. Nii sulandite elektrolüüsil kui ka lahuste elektrolüüsil kasutatakse tavaliselt mittereaktiivsest materjalist (grafiit, plaatina jt) elektroode, kuid mõnikord tehakse elektrolüüsi ka “lahustuva” anoodiga. "Lahustuvat" anoodi kasutatakse juhtudel, kui on vaja saada elektrokeemiline ühendus elemendiga, millest anood on valmistatud. Elektrolüüsi käigus on suur tähtsus, kas anoodi- ja katoodiruumid on eraldatud või elektrolüüt seguneb reaktsiooni käigus – reaktsioonisaadused võivad sel juhul olla erinevad. Vaatleme kõige olulisemaid elektrolüüsi juhtumeid. 1. NaCl sulandi elektrolüüs. Elektroodid on inertsed (grafiit), anoodi- ja katoodiruumid on eraldatud. Nagu te juba teate, toimuvad sel juhul katoodil ja anoodil järgmised reaktsioonid: K: Na + e – = Na Olles nii elektroodidel toimuvate reaktsioonide võrrandid kirja pannud, saame poolreaktsioonid, millega saame hakkama täpselt samamoodi nagu elektronioonide tasakaalu meetodi kasutamisel:
Lisades need poolreaktsiooni võrrandid, saame elektrolüüsi ioonvõrrandi 2Na + 2Cl 2Na + Cl 2 ja siis molekulaarne 2NaCl 2Na + Cl 2 Sel juhul tuleb katoodi- ja anoodiruumid eraldada nii, et reaktsiooniproduktid ei reageeriks üksteisega. Tööstuslikult kasutatakse seda reaktsiooni naatriummetalli tootmiseks. 2. K 2 CO 3 sulandi elektrolüüs. Elektroodid on inertsed (plaatina). Katoodi- ja anoodiruumid on eraldatud.
4K+ + 2CO 3 2 4K + 2CO 2 + O 2 3. Vee elektrolüüs (H 2 O). Elektroodid on inertsed.
4H3O + 4OH 2H2+O2 + 6H2O 2H 2O 2H2 + O 2 Vesi on väga nõrk elektrolüüt, sisaldab väga vähe ioone, seega toimub puhta vee elektrolüüs äärmiselt aeglaselt. 4. CuCl 2 lahuse elektrolüüs. Grafiitelektroodid. Süsteem sisaldab Cu 2 ja H 3 O katioone, samuti Cl ja OH anioone. Cu 2 ioonid on tugevamad oksüdeerijad kui H 3 O ioonid (vt pingerida), seetõttu tühjenevad kõigepealt katoodilt vase ioonid ja alles siis, kui neid on alles väga vähe, eralduvad oksooniumioonid. Anioonide puhul võite järgida järgmist reeglit: |
