قبل از ارائه نمونه هایی از واکنش های ردوکس با یک راه حل، اجازه دهید تعاریف اصلی مرتبط با این تبدیل ها را مشخص کنیم.
آن دسته از اتم ها یا یون هایی که در حین برهمکنش، با کاهش، حالت اکسیداسیون خود را تغییر می دهند (الکترون ها را می پذیرند) عوامل اکسید کننده نامیده می شوند. از جمله مواد با چنین خواصی می توان به اسیدهای معدنی قوی اشاره کرد: سولفوریک، کلریدریک، نیتریک.
اکسید کننده
پرمنگنات ها و کرومات های فلزات قلیایی نیز عوامل اکسید کننده قوی هستند.
عامل اکسید کننده در جریان واکنشی که برای تکمیل سطح انرژی به آن نیاز دارد (ایجاد پیکربندی تکمیل شده) انجام می شود.
عامل کاهنده
هر طرح واکنش ردوکس شامل شناسایی یک عامل کاهنده است. این شامل یون ها یا اتم های خنثی است که می توانند حالت اکسیداسیون را در طول برهمکنش افزایش دهند (به اتم های دیگر الکترون بدهند).
اتم های فلز را می توان به عنوان عوامل کاهنده معمولی ذکر کرد.
فرآیندها در OVR
چه چیز دیگری با تغییر در حالت اکسیداسیون مواد اولیه مشخص می شود.
اکسیداسیون شامل فرآیند تولید ذرات منفی است. بازیابی شامل گرفتن آنها از اتم های دیگر (یون ها) است.
الگوریتم تجزیه
نمونه‌هایی از واکنش‌های ردوکس با یک محلول در مواد مرجع مختلف ارائه شده است که برای آماده‌سازی دانش‌آموزان دبیرستانی برای آزمون‌های فارغ‌التحصیل در شیمی طراحی شده‌اند.
به منظور کنار آمدن موفقیت آمیز با وظایف پیشنهادی در OGE و USE، دانستن الگوریتم برای کامپایل و تجزیه و تحلیل فرآیندهای ردوکس مهم است.
- اول از همه، مقادیر شارژ تمام عناصر موجود در مواد پیشنهاد شده در طرح قرار داده شده است.
- اتم‌ها (یون‌ها) از سمت چپ واکنش نوشته می‌شوند که در حین تعامل، شاخص‌ها را تغییر می‌دهند.
- با افزایش درجه اکسیداسیون، علامت "-" و با کاهش "+" استفاده می شود.
- بین الکترون های داده شده و دریافتی، کمترین مضرب مشترک تعیین می شود (تعدادی که آنها بر آن بدون باقیمانده تقسیم می شوند).
- هنگام تقسیم LCM به الکترون، ضرایب استریوشیمیایی را به دست می آوریم.
- آنها را در مقابل فرمول های معادله قرار می دهیم.
اولین مثال از OGE
در کلاس نهم، همه دانش آموزان نمی دانند چگونه واکنش های ردوکس را حل کنند. به همین دلیل است که آنها اشتباهات زیادی مرتکب می شوند، نمرات بالایی برای OGE نمی گیرند. الگوریتم اقدامات در بالا آورده شده است، اکنون بیایید سعی کنیم آن را بر روی نمونه های خاص کار کنیم.
ویژگی وظایف مربوط به قرار دادن ضرایب در واکنش پیشنهادی صادر شده برای فارغ التحصیلان مرحله اصلی آموزش این است که هر دو قسمت چپ و راست معادله آورده شده است.
این کار را بسیار ساده می کند، زیرا نیازی به اختراع مستقل محصولات تعاملی نیست، مواد اولیه گم شده را انتخاب کنید.
به عنوان مثال، استفاده از تراز الکترونیکی برای شناسایی ضرایب در واکنش پیشنهاد شده است:
در نگاه اول، این واکنش نیازی به ضرایب استریوشیمیایی ندارد. اما برای تایید دیدگاه او، لازم است همه عناصر دارای شماره شارژ باشند.
در ترکیبات دوتایی که شامل اکسید مس (2) و اکسید آهن (2) می شود، مجموع حالت های اکسیداسیون صفر است، با توجه به اینکه برای اکسیژن 2- و برای مس و آهن این نشانگر 2+ است. مواد ساده الکترون نمی دهند (نمی پذیرند) بنابراین با مقدار صفر حالت اکسیداسیون مشخص می شوند.
بیایید یک تراز الکترونیکی ایجاد کنیم، با نشان دادن علامت "+" و "-" تعداد دریافت و داده شده در جریان برهمکنش الکترون ها.
Fe 0 -2e \u003d Fe 2+.
از آنجایی که تعداد الکترون های دریافتی و داده شده در طول برهمکنش یکسان است، یافتن کمترین مضرب مشترک، تعیین ضرایب استریوشیمیایی و قرار دادن آنها در طرح برهمکنش پیشنهادی منطقی نیست.
برای به دست آوردن حداکثر امتیاز برای کار، لازم است نه تنها نمونه هایی از واکنش های ردوکس را با یک محلول یادداشت کنید، بلکه فرمول عامل اکسید کننده (CuO) و عامل کاهنده (Fe) را نیز به طور جداگانه بنویسید.
مثال دوم با OGE
اجازه دهید نمونه‌های بیشتری از واکنش‌های ردوکس را با راه‌حلی که ممکن است دانش‌آموزان کلاس نهم که شیمی را به عنوان امتحان نهایی خود انتخاب کرده‌اند، با آن مواجه کنند، بیاوریم.
فرض کنید پیشنهاد شده است که ضرایب را در معادله مرتب کنید:
Na+HCl=NaCl+H2.
برای مقابله با این کار، ابتدا تعیین شاخص های حالت های اکسیداسیون برای هر ماده ساده و پیچیده مهم است. برای سدیم و هیدروژن، آنها برابر با صفر خواهند بود، زیرا آنها مواد ساده ای هستند.
در اسید کلریدریک هیدروژن مثبت و کلر حالت اکسیداسیون منفی دارد. پس از قرار دادن ضرایب، واکنش با ضرایب را دریافت می کنیم.
اول امتحان
چگونه واکنش های ردوکس را تکمیل کنیم؟ نمونه هایی با راه حل یافت شده در USE (درجه 11) شامل اضافه کردن شکاف ها و همچنین قرار دادن ضرایب است.
به عنوان مثال، شما باید واکنش را با تراز الکترونیکی تکمیل کنید:
H 2 S + HMnO 4 = S + MnO 2 +…
تعیین عامل کاهنده و عامل اکسید کننده در طرح پیشنهادی.
چگونه یاد بگیریم که واکنش های ردوکس را بنویسیم؟ نمونه استفاده از یک الگوریتم خاص را فرض می کند.
ابتدا، در تمام مواد داده شده توسط شرایط مشکل، لازم است که حالت های اکسیداسیون تنظیم شود.
در مرحله بعد، باید تجزیه و تحلیل کنید که کدام ماده می تواند در این فرآیند به یک محصول ناشناخته تبدیل شود. از آنجایی که یک عامل اکسید کننده در اینجا وجود دارد (منگنز نقش خود را ایفا می کند)، یک عامل کاهنده (گوگرد است)، حالت های اکسیداسیون در محصول مورد نظر تغییر نمی کند، بنابراین آب است.
با بحث در مورد چگونگی حل صحیح واکنش های ردوکس، توجه می کنیم که گام بعدی ترسیم نسبت الکترونیکی خواهد بود:
Mn +7 3 e= Mn +4 را می گیرد.
S -2 2e= S 0 می دهد.
کاتیون منگنز یک عامل کاهنده است، در حالی که آنیون گوگرد یک عامل اکسید کننده معمولی است. از آنجایی که کوچکترین مضرب بین الکترون های دریافتی و داده شده 6 خواهد بود، ضرایب را بدست می آوریم: 2، 3.
آخرین مرحله تنظیم ضرایب در معادله اصلی خواهد بود.
3H 2 S + 2HMnO 4 = 3S + 2MnO 2 + 4H 2 O.
نمونه دوم OVR در آزمون
چگونه واکنش های ردوکس را به درستی بنویسیم؟ مثال هایی با راه حل به کار کردن الگوریتم اقدامات کمک می کند.
پیشنهاد می‌شود از روش تعادل الکترونیکی برای پر کردن شکاف‌های واکنش استفاده شود:
PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…
ما حالت های اکسیداسیون همه عناصر را مرتب می کنیم. در این فرآیند، خواص اکسید کننده توسط منگنز آشکار می شود که بخشی از ترکیب است و عامل احیا کننده باید فسفر باشد و حالت اکسیداسیون آن را در اسید فسفریک به مثبت تبدیل می کند.
با توجه به فرضی که انجام شده است، طرح واکنش را بدست می آوریم، سپس معادله تعادل الکترونیکی را می سازیم.
P -3 8 e می دهد و به P +5 تبدیل می شود.
Mn +7 3e می گیرد و به Mn +4 می رود.
LCM 24 خواهد بود، بنابراین فسفر باید دارای ضریب استریومتریک 3 و منگنز -8 باشد.
ضرایب را در فرآیند حاصل قرار می دهیم، به دست می آوریم:
3 PH 3 + 8 HMnO 4 = 8 MnO 2 + 4H 2 O + 3 H 3 PO 4 .
مثال سوم از امتحان
با استفاده از موازنه یون الکترون، باید یک واکنش ترکیب کنید، عامل کاهنده و عامل اکسید کننده را نشان دهید.
KMnO 4 + MnSO 4 +… = MnO 2 +… + H2SO 4 .
طبق الگوریتم، برای هر عنصر حالت های اکسیداسیون قرار می دهیم. در مرحله بعد، موادی را تعیین می کنیم که در قسمت های راست و چپ فرآیند حذف شده اند. یک عامل کاهنده و یک عامل اکسید کننده در اینجا آورده شده است، بنابراین حالت های اکسیداسیون در ترکیبات حذف شده تغییر نمی کند. محصول از دست رفته آب و ترکیب اولیه سولفات پتاسیم خواهد بود. ما طرح واکنشی را دریافت می کنیم که برای آن تراز الکترونیکی ایجاد می کنیم.
Mn +2 -2 e= Mn +4 3 عامل کاهنده.
Mn +7 +3e= Mn +4 2 عامل اکسید کننده.
ما ضرایب را در معادله می نویسیم و اتم های منگنز را در سمت راست فرآیند جمع می کنیم، زیرا به فرآیند عدم تناسب تعلق دارد.
2KMnO 4 + 3MnSO 4 + 2H 2 O \u003d 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4.
نتیجه
واکنش های ردوکس برای عملکرد موجودات زنده اهمیت ویژه ای دارد. نمونه هایی از OVR فرآیندهای پوسیدگی، تخمیر، فعالیت عصبی، تنفس و متابولیسم هستند.
اکسیداسیون و احیا برای صنایع متالورژی و شیمیایی مرتبط است، به لطف چنین فرآیندهایی، فلزات را می توان از ترکیبات خود بازیابی کرد، از خوردگی شیمیایی محافظت کرد و پردازش کرد.
برای ترسیم فرآیند ردوکس در ارگانیک یا استفاده از الگوریتم خاصی از اقدامات ضروری است. ابتدا، در طرح پیشنهادی، حالت های اکسیداسیون مرتب می شوند، سپس آن عناصری که نشانگر را افزایش داده (کاهش می دهند) تعیین می شوند و تعادل الکترونیکی ثبت می شود.
اگر دنباله ای از اقدامات پیشنهادی در بالا را دنبال کنید، می توانید به راحتی با وظایف ارائه شده در آزمون ها کنار بیایید.
علاوه بر روش تراز الکترونیکی، قرار دادن ضرایب نیز با کامپایل نیمه واکنش ها امکان پذیر است.
واکنش‌هایی که ردوکس (ORR) نامیده می‌شوند، با تغییر در حالت‌های اکسیداسیون اتمهایی که بخشی از مولکول‌های معرف‌ها هستند، رخ می‌دهند. این تغییرات در ارتباط با انتقال الکترون ها از اتم های یک عنصر به عنصر دیگر رخ می دهد.
فرآیندهایی که در طبیعت رخ می دهد و توسط انسان انجام می شود، در بیشتر موارد، OVR را نشان می دهد. فرآیندهای مهمی مانند تنفس، متابولیسم، فتوسنتز (6CO2 + H2O = C6H12O6 + 6O2) همه OVR هستند.
در صنعت، با کمک OVR، اسیدهای سولفوریک، هیدروکلریک و خیلی بیشتر به دست می آید.
بازیابی فلزات از سنگ معدن - در واقع اساس کل صنعت متالورژی - نیز یک فرآیند ردوکس است. به عنوان مثال، واکنش به دست آوردن آهن از هماتیت: 2Fe2O3 + 3C = 4Fe + 3CO2.
عوامل اکسید کننده و کاهنده: مشخصه
اتم هایی که در فرآیند تبدیل شیمیایی الکترون ها را از دست می دهند، عوامل کاهنده نامیده می شوند، در نتیجه حالت اکسیداسیون آنها (CO) افزایش می یابد. اتم هایی که الکترون ها را می پذیرند، عوامل اکسید کننده نامیده می شوند و CO آنها کاهش می یابد.
گفته می شود که عوامل اکسید کننده با پذیرش الکترون ها کاهش می یابند و عوامل احیا کننده با اهدای الکترون اکسید می شوند.
مهمترین نمایندگان عوامل اکسید کننده و کاهنده در جدول زیر ارائه شده است:
| اکسید کننده های معمولی | عوامل کاهنده معمولی |
| مواد ساده متشکل از عناصر با الکترونگاتیوی بالا (غیر فلزات): ید، فلوئور، کلر، برم، اکسیژن، ازن، گوگرد و غیره. | مواد ساده متشکل از اتم های عناصر با الکترونگاتیوی کم (فلزات یا غیرفلزات): هیدروژن H2، کربن C ( گرافیتروی، روی، آلومینیوم Al، کلسیم کلسیم، باریم Ba، آهن آهن، کروم کروم و غیره. |
مولکول ها یا یون های حاوی اتم های فلزی یا غیرفلزی با حالت اکسیداسیون بالا:
|
مولکول‌ها یا یون‌های حاوی اتم‌های فلزی یا غیرفلزی با حالت‌های اکسیداسیون کم:
|
| ترکیبات یونی حاوی کاتیون های برخی فلزات با CO بالا: Pb3+، Au3+، Ag+، Fe3+ و غیره. | ترکیبات آلی: الکل ها، اسیدها، آلدئیدها، قندها. |
بر اساس قانون تناوبی عناصر شیمیایی، اغلب می توان توانایی های ردوکس اتم های یک عنصر خاص را فرض کرد. با توجه به معادله واکنش، به راحتی می توان فهمید که کدام یک از اتم ها عامل اکسید کننده و عامل کاهنده هستند.
نحوه تعیین اینکه یک اتم یک عامل اکسید کننده یا کاهنده است: کافی است CO2 را بنویسید و بفهمید که کدام اتم ها آن را در طی واکنش افزایش داده اند (عوامل کاهنده) و کدام آنها آن را کاهش داده اند (مواد اکسید کننده).
موادی با ماهیت دوگانه
اتمهایی که دارای COهای واسطه هستند هم قادر به پذیرش و هم اهدای الکترون هستند، در نتیجه مواد حاوی چنین اتمی در ترکیب خود قادر خواهند بود هم به عنوان یک عامل اکسید کننده و هم یک عامل احیا کننده عمل کنند.
یک مثال می تواند پراکسید هیدروژن باشد. اکسیژن موجود در ترکیب آن در CO-1 هم می تواند یک الکترون را بپذیرد و هم آن را دفع کند.
هنگام تعامل با یک عامل کاهنده، پراکسید خواص اکسید کننده و با یک عامل اکسید کننده، خواص کاهشی از خود نشان می دهد.
می توانید به نمونه های زیر نگاه دقیق تری بیندازید:
- کاهش (پراکسید به عنوان یک عامل اکسید کننده عمل می کند) هنگام تعامل با یک عامل کاهنده.
SO2 + H2O2 = H2SO4
O -1 + 1e \u003d O -2
- اکسیداسیون (پراکسید در این مورد یک عامل کاهنده است) هنگام تعامل با یک عامل اکسید کننده.
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O
2O -1 -2e \u003d O2 0
طبقه بندی OVR: نمونه ها
انواع زیر از واکنش های ردوکس وجود دارد:
- اکسیداسیون-کاهش بین مولکولی (عامل اکسید کننده و عامل کاهنده در ترکیب مولکول های مختلف هستند).
- اکسیداسیون - احیا درون مولکولی (عامل اکسید کننده در همان مولکول عامل کاهنده قرار دارد).
- عدم تناسب (اتمی از همان عنصر یک عامل اکسید کننده و کاهنده است).
- تناسب مجدد (عامل اکسید کننده و عامل کاهنده در نتیجه واکنش یک محصول را تشکیل می دهند).
نمونه هایی از تبدیل های شیمیایی مربوط به انواع مختلف OVR:
- OVR درون مولکولی اغلب واکنش های تجزیه حرارتی یک ماده است:
2KCLO3 = 2KCl + 3O2
(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O
2NaNO3 = 2NaNO2 + O2
- OVR بین مولکولی:
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe
- واکنش های عدم تناسب:
3Br2 + 6KOH = 5KBr + KBrO3 + 6H2O
3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
4KClO3 = KCl + 3KClO4
- واکنش های تناسب مجدد:
2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
HOCl + HCl = H2O + Cl2
OVR فعلی و غیر فعلی
واکنش های ردوکس نیز به جریان و بدون جریان تقسیم می شوند.
مورد اول تولید انرژی الکتریکی از طریق یک واکنش شیمیایی است (چنین منابع انرژی را می توان در موتورهای اتومبیل استفاده کرد، در دستگاه های مهندسی رادیو، دستگاه های کنترل)، یا الکترولیز، یعنی یک واکنش شیمیایی، برعکس، به دلیل الکتریسیته اتفاق می افتد (با استفاده از الکترولیز، می توانید مواد مختلفی را دریافت کنید، سطوح فلزات و محصولات را از آنها درمان کنید).
مثال ها OVR بدون جریانمی توان فرآیندهای احتراق، خوردگی فلزات، تنفس و فتوسنتز و ... را نام برد.
روش تعادل الکترونیکی OVR در شیمی
معادلات اکثر واکنش های شیمیایی با یک انتخاب ساده برابر می شوند ضرایب استوکیومتری. با این حال، هنگام انتخاب ضرایب برای OVR، ممکن است با وضعیتی مواجه شوید که تعداد اتم‌های برخی از عناصر را نمی‌توان بدون نقض برابری تعداد اتم‌های سایر عناصر برابر کرد. در معادلات این گونه واکنش ها، ضرایب با روش تهیه تراز الکترونیکی انتخاب می شوند.
این روش بر این واقعیت استوار است که مجموع الکترون های پذیرفته شده توسط عامل اکسید کننده و تعداد الکترون هایی که توسط عامل احیا کننده از بین می روند به تعادل می رسند.
روش شامل چندین مرحله است:
- معادله واکنش نوشته شده است.
- عناصر CO تعیین می شوند.
- عناصری که در اثر واکنش حالت اکسیداسیون خود را تغییر داده اند مشخص می شوند. نیمه واکنش های اکسیداسیون و کاهش به طور جداگانه ثبت می شود.
- فاکتورهای معادلات نیم‌واکنش به‌گونه‌ای انتخاب می‌شوند که الکترون‌های دریافت‌شده در نیمه‌واکنش کاهشی را یکسان کنند و در نیمه‌واکنش اکسیداسیون داده شوند.
- ضرایب انتخاب شده در معادله واکنش وارد می شوند.
- ضرایب واکنش باقی مانده انتخاب می شوند.
در یک مثال ساده فعل و انفعالات آلومینیومبا اکسیژن، نوشتن معادله گام به گام راحت است:
- معادله: Al + O2 = Al2O3
- CO اتم ها در مواد ساده آلومینیوم و اکسیژن 0 است.
Al 0 + O2 0 \u003d Al +3 2O -2 3
- بیایید نیمه واکنش نشان دهیم:
Al 0 -3e \u003d Al +3;
O2 0 +4e = 2O -2
- ضرایبی را انتخاب می کنیم که وقتی در آنها ضرب می شوند، تعداد الکترون های دریافتی و تعداد الکترون های داده شده یکسان خواهد بود:
Al 0 -3e \u003d Al +3 ضریب 4;
O2 0 +4e = 2O -2 ضریب 3.
- ما ضرایب را در طرح واکنش قرار می دهیم:
4 Al+ 3 O2 = Al2O3
- مشاهده می شود که برای یکسان سازی کل واکنش کافی است یک ضریب در مقابل محصول واکنش قرار دهیم:
4Al + 3O2 = 2 Al2O3
نمونه هایی از وظایف برای تنظیم تراز الکترونیکی
موارد زیر ممکن است رخ دهد وظایف تساوی OVR:
- برهمکنش پرمنگنات پتاسیم با کلرید پتاسیم در محیط اسیدی با آزادسازی کلر گازی.
پرمنگنات پتاسیم KMnO4 (پرمنگنات پتاسیم، "پرمنگنات پتاسیم") یک عامل اکسید کننده قوی است زیرا در KMnO4 حالت اکسیداسیون منگنز +7 است. با آن، گاز کلر اغلب در آزمایشگاه با واکنش زیر به دست می آید:
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
تراز الکترونیکی:
همانطور که پس از آرایش CO مشاهده می شود، اتم های کلر الکترون اهدا می کنند و CO خود را به 0 افزایش می دهند و اتم های منگنز الکترون ها را می پذیرند:
Mn +7 +5e = Mn +2 ضرب دو.
2Cl -1 -2e = Cl2 0 ضرب پنج.
ضرایب را مطابق با عوامل انتخاب شده در معادله قرار می دهیم:
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
تعداد عناصر دیگر را برابر کنید:
10KCl + 2KMnO4 + 8 H2SO4 = 5Cl2 + 2MnSO4 + 6 K2SO4+ 8 H2O
- برهمکنش مس (Cu) با اسید نیتریک غلیظ (HNO3) با آزادسازی اکسید نیتریک گازی (NO2):
Cu + HNO3 (conc.) = 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
تراز الکترونیکی:
همانطور که می بینید، اتم های مس CO خود را از صفر به دو افزایش می دهند و اتم های نیتروژن از 5+ به 4+ کاهش می یابند.
Cu 0 -2e \u003d Cu +2 عامل یک؛
N +5 +1e = N +4 ضرب دو.
ضرایب را در معادله قرار می دهیم:
مس 0 + 4 H +1 N +5 O3 -2 = 2 N +4 O2 + Cu +2 (N +5 O3 -2)2 + H2 +1 O -2
مس + 4 HNO3 (conc.) = 2 NO2 + Cu(NO3)2 + 2 H2O
- برهمکنش دی کرومات پتاسیم با H2S در یک محیط اسیدی:
ما طرح واکنش را می نویسیم، CO را ترتیب می دهیم:
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 \u003d S 0 ضریب 3؛
2Cr +6 +6e = 2Cr +3 ضریب 1.
جایگزین می کنیم:
K2Cr2O7 + 3H2S + H2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
بقیه عناصر را برابر کنید:
К2Сr2О7 + 3Н2S + 4Н2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7Н2О
تأثیر محیط واکنش
ماهیت محیط بر روند OVR خاص تأثیر می گذارد. نقش محیط واکنش را می توان با مثال برهمکنش پرمنگنات پتاسیم (KMnO4) و سولفیت سدیم (Na2SO3) در مقادیر مختلف pH دنبال کرد:
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 (pH<7 кислая среда);
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnO2 + KOH (pH = 7 محیط خنثی).
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + K2MnO4 + H2O (pH>7 قلیایی).
مشاهده می شود که تغییر در اسیدیته محیط منجر به تشکیل محصولات مختلف از برهمکنش مواد مشابه می شود. هنگامی که اسیدیته محیط تغییر می کند، برای سایر معرف های ورودی به OVR نیز رخ می دهد. مشابه نمونه های نشان داده شده در بالا، واکنش های مربوط به یون دی کرومات Cr2O7 2- با تشکیل محصولات مختلف واکنش در محیط های مختلف انجام می شود:
در یک محیط اسیدی، محصول Cr 3+ خواهد بود.
در قلیایی - CrO2 -، CrO3 3+؛
در حالت خنثی - Cr2O3.
با افزایش درجه اکسیداسیونیک فرآیند اکسیداسیون انجام می شود و خود ماده یک عامل کاهنده است. هنگامی که حالت اکسیداسیون کاهش می یابد، فرآیند کاهش ادامه می یابد و خود ماده یک عامل اکسید کننده است.
روش توصیف شده برای یکسان سازی OVR "روش تعادل حالت اکسیداسیون" نامیده می شود.
در اکثر کتب درسی شیمی بیان شده و در عمل بسیار مورد استفاده قرار می گیرد روش تراز الکترونیکیبرای یکسان سازی، OVR را می توان با این اخطار استفاده کرد که حالت اکسیداسیون با بار برابر نیست.
2. روش نیمه واکنش ها.
در آن موارد، هنگامی که واکنش در یک محلول آبی (ذوب) انجام می شود، هنگام ترسیم معادلات، آنها از تغییر حالت اکسیداسیون اتم هایی که واکنش دهنده ها را تشکیل می دهند، ناشی نمی شوند، بلکه از تغییر در بار ذرات واقعی ناشی می شوند. آنها شکل وجود مواد را در یک محلول در نظر می گیرند (یون ساده یا پیچیده، اتم یا مولکول یک ماده حل نشده یا ضعیف در آب).
در این موردهنگام تنظیم معادلات یونی واکنش‌های ردوکس، باید به همان شکل نمادگذاری که برای معادلات یونی دارای ماهیت تبادلی اتخاذ می‌شود، پایبند بود، یعنی: ترکیبات ضعیف محلول، تفکیک ضعیف و گازی باید به شکل مولکولی نوشته شوند، و یون‌هایی که چنین نیستند. تغییر حالت آنها باید از معادله حذف شود. در این حالت، فرآیندهای اکسیداسیون و احیا به عنوان نیمه واکنش های جداگانه ثبت می شوند. پس از برابر کردن آنها با توجه به تعداد اتم های هر نوع، نیمه واکنش ها اضافه می شوند و هر یک در ضریبی ضرب می شوند که تغییر در بار عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را برابر می کند.
روش نیمه‌واکنش، تغییرات واقعی مواد را در فرآیند واکنش‌های ردوکس با دقت بیشتری منعکس می‌کند و فرمول‌بندی معادلات این فرآیندها را به شکل یونی - مولکولی تسهیل می‌کند.
از آنجا کهاز همان معرف هابسته به ماهیت محیط (اسیدی، قلیایی، خنثی)، برای چنین واکنش هایی در طرح یونی، علاوه بر ذراتی که عملکردهای یک عامل اکسید کننده و یک عامل کاهنده را انجام می دهند، می توان محصولات مختلفی را به دست آورد. از محیط (یعنی یک یون H + یا یک یون OH -، یا یک مولکول H 2 O).
مثال 5با استفاده از روش نیمه واکنش، ضرایب را در واکنش مرتب کنید:
KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.
راه حل.ما واکنش را به شکل یونی می نویسیم، با توجه به اینکه همه مواد، به جز آب، به یون تجزیه می شوند:
MnO 4 - + NO 2 - + 2H + ® Mn 2 + + NO 3 - + H 2 O
(K + و SO 4 2 - بدون تغییر باقی می مانند، بنابراین آنها در طرح یونی نشان داده نشده اند). از نمودار یونی می توان دریافت که عامل اکسید کننده است یون پرمنگنات(MnO 4 -) به یون Mn 2+ تبدیل می شود و چهار اتم اکسیژن آزاد می شود.
در محیط اسیدیهر اتم اکسیژن آزاد شده توسط عامل اکسید کننده به 2H + متصل می شود تا یک مولکول آب تشکیل دهد.
این دلالت می کنه که: MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2 + + 4H 2 O .
ما تفاوت در شارژ محصولات و معرف ها را می یابیم: Dq = +2-7 = -5 (علامت "-" نشان می دهد که فرآیند کاهش در حال انجام است و 5 به معرف ها متصل است). برای فرآیند دوم، تبدیل NO 2 - به NO 3 -، اکسیژن از دست رفته از آب به عامل احیا کننده می رسد و در نتیجه یون های H + اضافی تشکیل می شود.در حالی که معرف ها 2 را از دست می دهند :
NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + .
بدین ترتیب به دست می آوریم:
2 | MnO 4 - + 8H + + 5® Mn2+ + 4H2O (کاهش)،
5 | NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + (اکسیداسیون).
با ضرب عبارات معادله اول در 2 و دومی - در 5 و جمع کردن آنها، معادله یون مولکولی این واکنش را بدست می آوریم:
2MnO 4 - + 16H + + 5NO 2 - + 5H 2 O \u003d 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO 3 - + 10H +.
با حذف ذرات یکسان در سمت چپ و راست معادله، در نهایت معادله یون مولکولی را بدست می آوریم:
2MnO 4 - + 5NO 2 - + 6H + = 2Mn 2+ + 5NO 3 - + 3H 2 O.
با توجه به معادله یونی، یک معادله مولکولی می سازیم:
2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5KNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.
در محیط های قلیایی و خنثیشما می توانید با قوانین زیر هدایت شوید: در یک محیط قلیایی و خنثی، هر اتم اکسیژن آزاد شده توسط عامل اکسید کننده با یک مولکول آب ترکیب می شود و دو یون هیدروکسید (2OH -) تشکیل می دهد و هر اتم از دست رفته به عامل کاهنده می رود. 2 OH - یون با تشکیل یک مولکول آب در یک محیط قلیایی و در یک محیط خنثی با آزاد شدن 2 یون H + از آب می آید.
اگردر واکنش های ردوکس نقش دارند آب اکسیژنه(H 2 O 2 )، لازم است نقش H 2 O 2 را در یک واکنش خاص در نظر بگیریم. در H 2 O 2، اکسیژن در یک حالت اکسیداسیون متوسط است (-1)، بنابراین، پراکسید هیدروژن در واکنش های ردوکس دوگانه ردوکس را نشان می دهد. در مواردی که H 2 O 2 باشد عامل اکسید کننده، نیمه واکنش ها به شکل زیر هستند:
H 2 O 2 + 2H + + 2؟ ® 2H 2 O (محیط اسیدی)؛
H 2 O 2 +2؟ ® 2OH - (محیط های خنثی و قلیایی).
اگر پراکسید هیدروژن باشد عامل کاهنده:
H 2 O 2 - 2؟ ® O 2 + 2H + (محیط اسیدی)؛
H 2 O 2 + 2OH - - 2؟ ® O 2 + 2H 2 O (قلیایی و خنثی).
مثال 6واکنش را برابر کنید: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.
راه حل.واکنش را به صورت یونی می نویسیم:
I - + H 2 O 2 + 2H + ® I 2 + SO 4 2 - + H 2 O.
با توجه به اینکه H 2 O 2 در این واکنش یک عامل اکسید کننده است و واکنش در یک محیط اسیدی انجام می شود، نیمه واکنش ها را تشکیل می دهیم:
1 2I - - 2 = I 2 ,
1 H 2 O 2 + 2H + + 2® 2H 2 O.
معادله نهایی: 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.
چهار نوع واکنش ردوکس وجود دارد:
1 . بین مولکولیواکنش های ردوکس که در آن حالت های اکسیداسیون اتم های عناصر سازنده مواد مختلف تغییر می کند. واکنش های مورد بحث در مثال های 2-6 از این نوع هستند.
2 . درون مولکولیواکنش های ردوکس که در آن حالت اکسیداسیون توسط اتم های عناصر مختلف یک ماده تغییر می کند. بر اساس این مکانیسم، واکنش های تجزیه حرارتی ترکیبات انجام می شود. مثلاً در واکنش
Pb(NO 3) 2 ® PbO + NO 2 + O 2
حالت اکسیداسیون نیتروژن (N + 5 ® N + 4) و اتم اکسیژن (O - 2 ® O 2 0) واقع در داخل مولکول Pb(NO 3) 2 را تغییر می دهد.
3. واکنش های خود اکسیداسیون - خود ترمیمی(عدم تناسب، عدم تناسب). در این حالت، حالت اکسیداسیون همان عنصر هم افزایش می یابد و هم کاهش می یابد. واکنش های عدم تناسب مشخصه ترکیبات یا عناصر مواد مربوط به یکی از حالت های اکسیداسیون میانی عنصر است.
مثال 7با استفاده از تمام روش های فوق، واکنش را برابر کنید:
راه حل.
آ) روش تعادل حالت های اکسیداسیون.
اجازه دهید حالت های اکسیداسیون عناصر درگیر در فرآیند ردوکس را قبل و بعد از واکنش تعیین کنیم:
K 2 MnO 4 + H 2 O ® KMnO 4 + MnO 2 + KOH.
از مقایسه حالت های اکسیداسیون چنین برمی آید که منگنز به طور همزمان در فرآیند اکسیداسیون شرکت می کند و حالت اکسیداسیون را از 6+ به 7+ افزایش می دهد و در فرآیند احیا، حالت اکسیداسیون را از 6+ به 4.2+ Mn +6 ® Mn + کاهش می دهد. 7 ; Dw = 7-6 = +1 (فرایند اکسیداسیون، عامل کاهنده)،
1 Mn +6 ® Mn +4 ; Dw = 4-6 = -2 (فرایند احیا، عامل اکسید کننده).
از آنجایی که در این واکنش همان ماده (K 2 MnO 4 ) به عنوان یک عامل اکسید کننده و کاهنده عمل می کند، ضرایب مقابل آن خلاصه می شود. معادله را می نویسیم:
3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.
ب) روش نیمه واکنش ها.
واکنش در یک محیط خنثی انجام می شود. ما یک طرح واکنش یونی ترسیم می کنیم، با در نظر گرفتن اینکه H 2 O یک الکترولیت ضعیف است و MnO 2 یک اکسید است که در آب کم محلول است:
MnO 4 2 - + H 2 O ® MnO 4 - + ¯MnO 2 + OH - .
نیمه واکنش ها را می نویسیم:
2 MnO 4 2 - - ? ® MnO 4 - (اکسیداسیون)،
1 MnO 4 2 - + 2H 2 O + 2؟ ® MnO 2 + 4OH - (بازیابی).
ما در ضرایب ضرب می کنیم و هر دو نیمه واکنش را جمع می کنیم، معادله یونی کل را به دست می آوریم:
3MnO 4 2 - + 2H 2 O \u003d 2MnO 4 - + MnO 2 + 4OH -.
معادله مولکولی: 3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.
در این مورد، K 2 MnO 4 هم یک عامل اکسید کننده و هم یک عامل کاهنده است.
4. واکنش‌های کاهش اکسیداسیون درون مولکولی، که در آن حالت‌های اکسیداسیون اتم‌های یک عنصر در یک راستا قرار می‌گیرند (یعنی برعکس آنچه قبلاً در نظر گرفته شد)، فرآیندهایی هستند. عدم تناسب(سوئیچینگ)، به عنوان مثال
NH 4 NO 2 ® N 2 + 2H 2 O.
1 2N - 3 - 6؟ ® N 2 0 (فرایند اکسیداسیون، عامل کاهنده)،
1 2N +3 + 6?® N 2 0 (فرایند احیا، عامل اکسید کننده).
سخت ترین ها هستندواکنش های ردوکس که در آن اتم ها یا یون های نه یک، بلکه دو یا چند عنصر به طور همزمان اکسید یا احیا می شوند.
مثال 8با استفاده از روش های فوق واکنش را یکسان کنید:
3 -2 +5 +5 +6 +2
به عنوان 2 S 3 + HNO 3 ® H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO.
18. واکنش های ردوکس (ادامه 1)
18.5. پراکسید هیدروژن OVR
در مولکول های پراکسید هیدروژن H 2 O 2، اتم های اکسیژن در حالت اکسیداسیون –I هستند. این حالت میانی و نه پایدارترین حالت اکسیداسیون اتم های این عنصر است، بنابراین پراکسید هیدروژن هم خاصیت اکسید کننده و هم خاصیت کاهنده را از خود نشان می دهد.
فعالیت ردوکس این ماده به غلظت بستگی دارد. در محلول های رایج با کسر جرمی 20٪، پراکسید هیدروژن یک عامل اکسید کننده نسبتاً قوی است؛ در محلول های رقیق، فعالیت اکسید کننده آن کاهش می یابد. خواص احیا کنندگی پراکسید هیدروژن نسبت به اکسید کننده ها مشخصه کمتری دارد و به غلظت آن نیز بستگی دارد.
پراکسید هیدروژن یک اسید بسیار ضعیف است (به پیوست 13 مراجعه کنید)، بنابراین، در محلول های قلیایی قوی، مولکول های آن به یون های هیدروپراکسید تبدیل می شوند.
بسته به واکنش محیط و اینکه عامل اکسید کننده یا احیا کننده پراکسید هیدروژن در این واکنش باشد، محصولات حاصل از برهمکنش ردوکس متفاوت خواهد بود. معادلات نیمه واکنش برای همه این موارد در جدول 1 آورده شده است.
میز 1
معادلات نیمه واکنش های ردوکس H 2 O 2 در محلول ها
واکنش محیطی |
اکسید کننده H 2 O 2 |
عامل کاهنده H 2 O 2 |
| اسید | ||
| خنثی | H 2 O 2 + 2e - \u003d 2OH | H 2 O 2 + 2H 2 O - 2e - \u003d O 2 + 2H 3 O |
| قلیایی | HO 2 + H 2 O + 2e - \u003d 3OH |
اجازه دهید نمونه هایی از OVR را که شامل پراکسید هیدروژن است در نظر بگیریم.
مثال 1. معادله ای برای واکنشی بنویسید که وقتی محلول یدید پتاسیم به محلول پراکسید هیدروژن اسیدی شده با اسید سولفوریک اضافه می شود، روی می دهد.
| 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 \u003d 4H 2 O + I 2
H 2 O 2 + H 2 SO 4 + 2KI \u003d 2H 2 O + I 2 + K 2 SO 4
مثال 2. معادله ای برای واکنش بین پرمنگنات پتاسیم و پراکسید هیدروژن در محلول آبی اسیدی شده با اسید سولفوریک بنویسید.
| 2 | MnO 4 + 8H 3 O + 5e - \u003d Mn 2 + 12H 2 O |
| 5 | H 2 O 2 + 2H 2 O - 2e - \u003d 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
مثال 3 معادله ای برای واکنش پراکسید هیدروژن با یدید سدیم در محلول در حضور هیدروکسید سدیم بنویسید.
| 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 = 3 NaOH + NaIO 3
بدون در نظر گرفتن واکنش خنثی سازی بین هیدروکسید سدیم و پراکسید هیدروژن، این معادله اغلب به صورت زیر نوشته می شود:
3H 2 O 2 + NaI \u003d 3H 2 O + NaIO 3 (در حضور NaOH)
در صورتی که تشکیل یون های هیدروپراکسید بلافاصله (در مرحله تشکیل تراز) در نظر گرفته نشود، همین معادله به دست می آید.
مثال 4. یک معادله برای واکنشی که هنگام افزودن دی اکسید سرب به محلول پراکسید هیدروژن در حضور هیدروکسید پتاسیم رخ می دهد، بنویسید.
دی اکسید سرب PbO 2 یک عامل اکسید کننده بسیار قوی به ویژه در محیط اسیدی است. در این شرایط بهبود می یابد و یون سرب 2 را تشکیل می دهد. در یک محیط قلیایی، هنگامی که PbO 2 کاهش می یابد، یون ها تشکیل می شوند.
| 1 | PbO 2 + 2H 2 O + 2e - = + OH |
| 1 | HO 2 + OH - 2e - \u003d O 2 + H 2 O |
PbO 2 + H 2 O + HO 2 \u003d + O 2
بدون در نظر گرفتن تشکیل یون های هیدروپراکسید، معادله به صورت زیر نوشته می شود:
PbO 2 + H 2 O 2 + OH = + O 2 + 2H 2 O
اگر با توجه به شرایط تخصیص، محلول پراکسید هیدروژن اضافه شده قلیایی بود، معادله مولکولی باید به صورت زیر نوشته شود:
PbO 2 + H 2 O + KHO 2 \u003d K + O 2
اگر یک محلول خنثی از پراکسید هیدروژن به مخلوط واکنش حاوی قلیایی اضافه شود، می توان معادله مولکولی را بدون در نظر گرفتن تشکیل هیدروپراکسید پتاسیم نوشت:
PbO 2 + KOH + H 2 O 2 \u003d K + O 2
18.6. تغییرات OVR و OVR درون مولکولی
از جمله واکنش های ردوکس می توان به واکنش های تغییر شکل (عدم تناسب، خود اکسیداسیون- خود ترمیمی).
نمونه‌ای از واکنش تغییر شکلی که برای شما شناخته شده است، واکنش کلر با آب است:
Cl 2 + H 2 O HCl + HClO
در این واکنش، نیمی از اتم‌های کلر (0) به حالت اکسیداسیون +I اکسید می‌شوند و نیمی دیگر به حالت اکسیداسیون –I کاهش می‌یابند.
اجازه دهید از روش تعادل یون الکترون برای ایجاد معادله ای برای واکنش مشابهی استفاده کنیم که زمانی رخ می دهد که کلر از یک محلول قلیایی سرد عبور می کند، به عنوان مثال، KOH:
| 1 | Cl 2 + 2e - \u003d 2Cl |
| 1 | Cl 2 + 4OH - 2e - \u003d 2ClO + 2H 2 O |
2Cl 2 + 4OH = 2Cl + 2ClO + 2H 2 O
همه ضرایب در این معادله دارای یک مقسوم علیه مشترک هستند، از این رو:
Cl 2 + 2OH \u003d Cl + ClO + H 2 O
Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O
تغییر شکل کلر در محلول داغ تا حدودی متفاوت است:
| 5 | Cl 2 + 2e - \u003d 2Cl | |
| 1 | Cl 2 + 12OH - 10e - \u003d 2ClO 3 + 6H 2 O |
3Cl 2 + 6OH = 5Cl + ClO 3 + 3H 2 O
3Cl 2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
از اهمیت عملی زیادی برخوردار است که دی اکسید نیتروژن در طی واکنش آن با آب تغییر شکل می دهد. آ) و با محلول های قلیایی ( ب):
| آ) | NO 2 + 3H 2 O - e - \u003d NO 3 + 2H 3 O | NO 2 + 2OH - e - \u003d NO 3 + H 2 O | |||
| NO 2 + H 2 O + e - \u003d HNO 2 + OH | NO 2 + e - \u003d NO 2 | ||||
2NO 2 + 2H 2 O \u003d NO 3 + H 3 O + HNO 2 |
2NO 2 + 2OH \u003d NO 3 + NO 2 + H 2 O |
||||
2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 3 + HNO 2 |
2NO 2 + 2 NaOH \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O |
||||
واکنش‌های جهش نه تنها در محلول‌ها، بلکه هنگامی که جامدات گرم می‌شوند، به عنوان مثال، کلرات پتاسیم نیز رخ می‌دهد:
4KClO 3 \u003d KCl + 3KClO 4
یک مثال مشخص و بسیار موثر از OVR درون مولکولی، واکنش تجزیه حرارتی دی کرومات آمونیوم (NH 4) 2 Cr 2 O 7 است. در این ماده، اتم‌های نیتروژن در پایین‌ترین حالت اکسیداسیون (–III) و اتم‌های کروم در بالاترین حالت خود (+VI) قرار دارند. در دمای اتاق، این ترکیب کاملاً پایدار است، اما هنگامی که گرم می شود، به سرعت تجزیه می شود. در این حالت، کروم (VI) به کروم (III) که پایدارترین حالت کروم است، تبدیل می‌شود، در حالی که نیتروژن (-III) به نیتروژن (0) تبدیل می‌شود، که همچنین پایدارترین حالت است. با در نظر گرفتن تعداد اتم ها در واحد فرمول معادله تعادل الکترونیکی:
| 2Cr + VI + 6e - = 2Cr + III | |
| 2N -III - 6e - \u003d N 2، |
و خود معادله واکنش:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.
نمونه مهم دیگر OVR درون مولکولی، تجزیه حرارتی پرکلرات پتاسیم KClO 4 است. در این واکنش، کلر (VII)، مانند همیشه، هنگامی که به عنوان یک عامل اکسید کننده عمل می کند، به کلر (-I) منتقل می شود و اکسیژن (-II) را به یک ماده ساده اکسید می کند:
| 1 | Cl + VII + 8e – = Cl –I | |
| 2 | 2O -II - 4e - \u003d O 2 |
و از این رو معادله واکنش
KClO 4 \u003d KCl + 2O 2
به طور مشابه، کلرات پتاسیم KClO 3 در صورت گرم شدن تجزیه می شود، اگر تجزیه در حضور کاتالیزور (MnO 2) انجام شود: 2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2
در غیاب کاتالیزور، واکنش تغییر شکل ادامه می یابد.
گروه OVR درون مولکولی نیز شامل واکنش های تجزیه حرارتی نیترات ها است.
معمولاً فرآیندهایی که هنگام گرم شدن نیترات ها اتفاق می افتد، به خصوص در مورد هیدرات های کریستالی بسیار پیچیده هستند. اگر مولکول های آب ضعیف در هیدرات کریستالی حفظ شوند، با حرارت ضعیف، آبگیری نیترات رخ می دهد [به عنوان مثال، LiNO 3 . 3H 2 O و Ca(NO 3) 2 4H 2 O به LiNO 3 و Ca(NO 3) 2 ] کم آب می شوند، اگر آب قوی تر باشد [به عنوان مثال، در Mg(NO 3) 2 . 6H 2 O و Bi(NO 3) 3 . 5H 2 O]، سپس نوعی واکنش "هیدرولیز درون مولکولی" با تشکیل نمک های اساسی - نیترات های هیدروکسید رخ می دهد، که با حرارت دادن بیشتر، می تواند به نیترات اکسید (و (NO 3) 6) تبدیل شود، دومی در بالاترین سطح. دما به اکسیدها تجزیه می شود.
نیترات های بی آب، هنگامی که گرم می شوند، می توانند به نیتریت ها تجزیه شوند (اگر وجود داشته باشند و در این دما هنوز پایدار باشند)، و نیتریت ها می توانند به اکسید تجزیه شوند. اگر حرارت دادن تا دمای کافی بالا انجام شود، یا اکسید مربوطه ناپایدار باشد (Ag 2 O، HgO)، آنگاه فلز (Cu، Cd، Ag، Hg) نیز می تواند محصول تجزیه حرارتی باشد.
یک طرح تا حدودی ساده شده از تجزیه حرارتی نیترات ها در شکل نشان داده شده است. 5.
نمونه هایی از دگرگونی های متوالی که هنگام گرم شدن نیترات های خاص رخ می دهد (دما بر حسب درجه سانتیگراد آورده شده است):
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;
مس (NO 3) 2 . 6H 2 O Cu (NO 3) 2 CuO Cu 2 O Cu;
Bi(NO3)3. 5H 2 O Bi (NO 3) 2 (OH) Bi (NO 3) (OH) 2 (NO 3) 6 Bi 2 O 3 .
علیرغم پیچیدگی فرآیندهای در حال انجام، هنگام پاسخ به این سوال که وقتی نیترات بی آب مربوطه "کلسینه" شود (یعنی در دمای 400 - 500 درجه سانتیگراد) چه اتفاقی می افتد، معمولاً قوانین بسیار ساده زیر را هدایت می کنند. :
1) نیترات های فعال ترین فلزات (در سری ولتاژها - سمت چپ منیزیم) به نیتریت ها تجزیه می شوند.
2) نیترات های فلزات کمتر فعال (در یک سری ولتاژ - از منیزیم تا مس) به اکسیدها تجزیه می شوند.
3) نیترات های فلزات کم فعال (در سمت راست مس در سری ولتاژ) به فلز تجزیه می شوند.
هنگام استفاده از این قوانین، باید به خاطر داشت که در چنین شرایطی
LiNO 3 به اکسید تجزیه می شود،
Be (NO 3) 2 در دمای بالاتر به اکسید تجزیه می شود،
از Ni (NO 3) 2، علاوه بر NiO، Ni (NO 2) 2 نیز به دست می آید،
Mn(NO 3) 2 به Mn 2 O 3 تجزیه می شود،
Fe(NO 3) 2 به Fe 2 O 3 تجزیه می شود.
از جیوه (NO 3) 2 علاوه بر جیوه، اکسید آن را نیز می توان به دست آورد.
نمونه های معمولی از واکنش های مربوط به این سه نوع را در نظر بگیرید:
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 \u003d 2ZnO + 4NO 2 + O 2 |
AgNO 3 Ag + NO 2 + O 2 18.7. واکنش های سوئیچینگ ردوکس این واکنش ها می توانند هم بین مولکولی و هم درون مولکولی باشند. به عنوان مثال، OVR درون مولکولی که در طی تجزیه حرارتی نیترات آمونیوم و نیتریت رخ می دهد، متعلق به واکنش های کموتاسیون است، زیرا درجه اکسیداسیون اتم های نیتروژن در اینجا برابر است: NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2H 2 O (حدود 200 درجه سانتیگراد) در دمای بالاتر (250 - 300 درجه سانتیگراد)، نیترات آمونیوم به N 2 و NO تجزیه می شود و در دمای بالاتر (بالای 300 درجه سانتیگراد) به نیتروژن و اکسیژن، در هر دو مورد آب تشکیل می شود. نمونه ای از واکنش سوئیچینگ بین مولکولی واکنشی است که هنگام ریختن محلول های داغ نیتریت پتاسیم و کلرید آمونیوم رخ می دهد: NH 4 + NO 2 \u003d N 2 + 2H 2 O NH 4 Cl + KNO 2 \u003d KCl + N 2 + 2H 2 O اگر واکنش مشابهی با حرارت دادن مخلوطی از سولفات آمونیوم کریستالی و نیترات کلسیم انجام شود، بسته به شرایط، واکنش می تواند به روش های مختلفی ادامه یابد: (NH 4) 2 SO 4 + Ca(NO 3) 2 = 2N 2 O + 4H 2 O + CaSO 4 (t< 250 o C) اولین و سومین این واکنش‌ها، واکنش‌های کموتاسیون هستند، دومی واکنش پیچیده‌تری است، که هم تغییر اتم‌های نیتروژن و هم اکسیداسیون اتم‌های اکسیژن را شامل می‌شود. اینکه کدام یک از واکنش ها در دمای بالای 250 درجه سانتیگراد انجام می شود به نسبت معرف ها بستگی دارد. واکنش های سوئیچینگ منجر به تشکیل کلر زمانی رخ می دهد که نمک های اسیدهای کلر حاوی اکسیژن با اسید هیدروکلریک تصفیه شوند، به عنوان مثال: 6HCl + KClO 3 \u003d KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O همچنین، با واکنش سوئیچینگ، گوگرد از گاز سولفید هیدروژن و دی اکسید گوگرد تشکیل می شود: 2H 2 S + SO 2 \u003d 3S + 2H 2 O تغییر OVR بسیار متعدد و متنوع است - آنها حتی شامل برخی از واکنش های اسید-باز هستند، به عنوان مثال: NaH + H 2 O \u003d NaOH + H 2. هر دو تعادل الکترونی و الکترونیکی برای جمع‌آوری معادلات کموتاسیون OVR، بسته به اینکه یک واکنش معین در یک محلول اتفاق می‌افتد یا خیر، استفاده می‌شوند. 18.8. الکترولیز در مطالعه فصل نهم با الکترولیز مذاب مواد مختلف آشنا شدید. از آنجایی که یون های متحرک نیز در محلول ها وجود دارند، محلول های الکترولیت های مختلف نیز می توانند تحت الکترولیز قرار گیرند. هم در الکترولیز مذاب ها و هم در الکترولیز محلول ها، معمولاً از الکترودهایی استفاده می شود که از موادی که واکنشی ندارند (گرافیت، پلاتین و غیره) ساخته شده اند، اما گاهی اوقات الکترولیز با یک آند "محلول" نیز انجام می شود. آند "محلول" در مواردی استفاده می شود که لازم است اتصال الکتروشیمیایی عنصری که از آن آند ساخته شده است به دست آید. در طول الکترولیز، از اهمیت زیادی برخوردار است که فضای آند و کاتد از هم جدا شوند، یا الکترولیت در طول واکنش مخلوط شود - محصولات واکنش در این موارد ممکن است متفاوت باشند. مهم ترین موارد الکترولیز را در نظر بگیرید. 1. الکترولیز مذاب NaCl. الکترودها بی اثر هستند (گرافیت)، فضاهای آند و کاتد از هم جدا می شوند. همانطور که می دانید، در این مورد، واکنش ها روی کاتد و روی آند انجام می شود: ک: Na + e - = Na پس از نوشتن معادلات واکنش های رخ داده بر روی الکترودها، نیمه واکنش هایی به دست می آوریم که می توانیم دقیقاً به همان روشی که در مورد استفاده از روش موازنه یون الکترون انجام می شود عمل کنیم:
با اضافه کردن این معادلات نیمه واکنش، معادله الکترولیز یونی را به دست می آوریم 2Na + 2Cl 2Na + Cl2 و سپس مولکولی 2NaCl 2Na + Cl 2 در این حالت فضاهای کاتد و آند باید از هم جدا شوند تا محصولات واکنش با یکدیگر واکنش ندهند. در صنعت از این واکنش برای تولید سدیم فلزی استفاده می شود. 2. الکترولیز مذاب K 2 CO 3. الکترودها بی اثر (پلاتین) هستند. فضاهای کاتد و آند از هم جدا شده اند.
4K+ + 2CO 3 2 4K + 2CO 2 + O 2 3. الکترولیز آب (H 2 O). الکترودها بی اثر هستند.
4H 3 O + 4OH 2H 2 + O 2 + 6H 2 O 2H 2 O 2H 2 + O 2 آب یک الکترولیت بسیار ضعیف است، حاوی یون های بسیار کمی است، بنابراین الکترولیز آب خالص بسیار کند است. 4. الکترولیز محلول CuCl 2. الکترودهای گرافیت این سیستم حاوی کاتیون های Cu 2 و H 3 O و همچنین آنیون های Cl و OH است. یون های Cu 2 عوامل اکسید کننده قوی تری نسبت به یون های H 3 O هستند (به سری ولتاژها مراجعه کنید)، بنابراین، یون های مس ابتدا در کاتد تخلیه می شوند و تنها زمانی که تعداد بسیار کمی از آنها باقی مانده باشد، یون های اکسونیوم تخلیه می شوند. . برای آنیون ها می توانید از قانون زیر پیروی کنید: |
