Zanim podamy przykłady reakcji redoks z roztworem, wyróżnijmy główne definicje związane z tymi przemianami.
Te atomy lub jony, które podczas interakcji zmieniają swój stopień utlenienia wraz ze spadkiem (przyjmują elektrony), nazywane są utleniaczami. Wśród substancji o takich właściwościach można wymienić mocne kwasy nieorganiczne: siarkowy, solny, azotowy.
Utleniacz
Nadmanganiany i chromiany metali alkalicznych są również silnymi utleniaczami.
Utleniacz przyjmuje w trakcie reakcji ilość energii potrzebną do uzupełnienia poziomu energii (ustalenia zakończonej konfiguracji).
Środek redukujący
Każdy schemat reakcji redoks obejmuje identyfikację środka redukującego. Obejmuje jony lub atomy obojętne, które podczas interakcji mogą zwiększać stopień utlenienia (oddawać elektrony innym atomom).
Jako typowe środki redukujące można wymienić atomy metali.
Procesy w OVR
Co jeszcze charakteryzuje się zmianą stopni utlenienia substancji wyjściowych.
Utlenianie obejmuje proces wydzielania cząstek ujemnych. Przywrócenie polega na odebraniu ich innym atomom (jonom).
Algorytm analizowania
Przykłady reakcji redoks z roztworem są oferowane w różnych materiałach referencyjnych mających na celu przygotowanie uczniów szkół średnich do testów magisterskich z chemii.
Aby skutecznie poradzić sobie z zadaniami zaproponowanymi w OGE i USE, ważna jest znajomość algorytmu kompilacji i analizy procesów redoks.
- Przede wszystkim podaje się wartości ładunku wszystkich pierwiastków w substancjach proponowanych w schemacie.
- Atomy (jony) są wypisywane z lewej strony reakcji, które podczas interakcji zmieniły wskaźniki.
- Wraz ze wzrostem stopnia utlenienia stosuje się znak „-”, a przy spadku „+”.
- Pomiędzy oddanymi i odebranymi elektronami wyznaczana jest najmniejsza wspólna wielokrotność (liczba, przez którą są one dzielone bez reszty).
- Dzieląc LCM na elektrony, otrzymujemy współczynniki stereochemiczne.
- Umieszczamy je przed wzorami w równaniu.
Pierwszy przykład z OGE
W dziewiątej klasie nie wszyscy uczniowie wiedzą, jak rozwiązywać reakcje redoks. Dlatego popełniają wiele błędów, nie zdobywają wysokich wyników w OGE. Algorytm działań podano powyżej, teraz spróbujmy go rozpracować na konkretnych przykładach.
Specyfika zadań dotyczących rozmieszczenia współczynników w proponowanej reakcji, wydawanych absolwentom głównego etapu kształcenia, polega na tym, że podana jest zarówno lewa, jak i prawa część równania.
To znacznie upraszcza zadanie, ponieważ nie ma potrzeby samodzielnego wymyślania produktów interakcji, wybierania brakujących materiałów wyjściowych.
Na przykład proponuje się wykorzystanie wagi elektronicznej do identyfikacji współczynników reakcji:
Na pierwszy rzut oka reakcja ta nie wymaga współczynników stereochemicznych. Aby jednak potwierdzić jego punkt widzenia, konieczne jest, aby wszystkie elementy miały numery ładunków.
W związkach binarnych, które obejmują tlenek miedzi (2) i tlenek żelaza (2), suma stopni utlenienia wynosi zero, biorąc pod uwagę, że dla tlenu wynosi -2, dla miedzi i żelaza wskaźnik ten wynosi +2. Substancje proste nie dają (nie przyjmują) elektronów, dlatego charakteryzują się zerową wartością stopnia utlenienia.
Zróbmy wagę elektroniczną, pokazując znakami „+” i „-” liczbę otrzymanych i oddanych w trakcie oddziaływania elektronów.
Fe 0-2e \u003d Fe 2+.
Ponieważ liczba elektronów otrzymanych i oddanych podczas interakcji jest taka sama, nie ma sensu znajdować najmniejszej wspólnej wielokrotności, wyznaczać współczynników stereochemicznych i umieszczać ich w proponowanym schemacie interakcji.
Aby uzyskać maksymalną liczbę punktów za zadanie, należy nie tylko zapisać przykłady reakcji redoks z roztworem, ale także rozpisać osobno wzór na utleniacz (CuO) i reduktor (Fe).
Drugi przykład z OGE
Podajmy więcej przykładów reakcji redoks z rozwiązaniem, z którym mogą się spotkać dziewiątoklasiści, którzy jako swój egzamin końcowy wybrali chemię.
Załóżmy, że proponuje się uporządkowanie współczynników w równaniu:
Na+HCl=NaCl+H2.
Aby sprostać temu zadaniu, ważne jest w pierwszej kolejności określenie wskaźników stopni utlenienia dla każdej substancji prostej i złożonej. W przypadku sodu i wodoru będą one równe zeru, ponieważ są to proste substancje.
W kwasie solnym wodór ma dodatni, a chlor ujemny stopień utlenienia. Po umieszczeniu współczynników otrzymujemy reakcję ze współczynnikami.
Pierwszy z egzaminu
Jak uzupełnić reakcje redoks? Przykłady rozwiązań znalezionych w USE (klasa 11) polegają na dodaniu przerw, a także rozmieszczeniu współczynników.
Na przykład musisz uzupełnić reakcję wagą elektroniczną:
H 2 S+ HMnO 4 = S+ MnO 2 +…
Określ środek redukujący i utleniacz w proponowanym schemacie.
Jak nauczyć się komponować reakcje redoks? W przykładzie założono zastosowanie określonego algorytmu.
Po pierwsze, we wszystkich substancjach określonych w stanie problemu konieczne jest ustawienie stopni utlenienia.
Następnie należy przeanalizować, która substancja może w tym procesie stać się produktem nieznanym. Ponieważ występuje tu utleniacz (swą rolę pełni mangan), reduktor (jest to siarka), w pożądanym produkcie nie zmieniają się stopnie utlenienia, dlatego jest to woda.
Kłócąc się o to, jak poprawnie rozwiązać reakcje redoks, zauważamy, że następnym krokiem będzie sporządzenie współczynnika elektronicznego:
Mn +7 zajmuje 3 e= Mn +4 ;
S -2 daje 2e= S 0 .
Kation manganu jest reduktorem, natomiast anion siarki jest typowym utleniaczem. Ponieważ najmniejsza wielokrotność elektronów otrzymanych i oddanych wyniesie 6, otrzymamy współczynniki: 2, 3.
Ostatnim krokiem będzie ustawienie współczynników w pierwotnym równaniu.
3H 2 S + 2HMnO 4 = 3 S + 2MnO 2 + 4H 2 O.
Druga próbka OVR na egzaminie
Jak poprawnie pisać reakcje redoks? Przykłady z rozwiązaniem pomogą opracować algorytm działań.
Do uzupełnienia luk w reakcji proponuje się zastosowanie metody wagi elektronicznej:
PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…
Uporządkowujemy stopnie utlenienia wszystkich pierwiastków. W procesie tym właściwości utleniające objawia się wchodzącym w skład manganu, a reduktorem powinien być fosfor, zmieniający jego stopień utlenienia na dodatni w kwasie fosforowym.
Zgodnie z przyjętymi założeniami otrzymujemy schemat reakcji, następnie układamy równanie wagi elektronicznej.
P -3 daje 8 e i zamienia się w P +5 ;
Mn +7 zajmuje 3e, przechodząc do Mn +4.
LCM wyniesie 24, więc fosfor powinien mieć współczynnik stereometryczny 3, a mangan -8.
Umieszczamy współczynniki w wynikowym procesie, otrzymujemy:
3 PH 3 + 8 HMnO 4 = 8 MnO 2 + 4H 2 O+ 3 H 3 PO 4 .
Trzeci przykład z egzaminu
Korzystając z bilansu elektronowo-jonowego, należy ułożyć reakcję, wskazać środek redukujący i utleniacz.
KMnO 4 + MnSO 4 +…= MnO 2 +…+ H2SO 4 .
Zgodnie z algorytmem dla każdego pierwiastka umieszczamy stopnie utlenienia. Następnie określamy te substancje, które są pomijane w prawej i lewej części procesu. Podano tu środek redukujący i utleniacz, więc stopnie utlenienia nie zmieniają się w pominiętych związkach. Straconym produktem będzie woda, a związkiem wyjściowym będzie siarczan potasu. Otrzymujemy schemat reakcji, dla którego wykonamy wagę elektroniczną.
Mn +2 -2 e= Mn +4 3 środek redukujący;
Mn +7 +3e= Mn +4 2 środek utleniający.
Współczynniki piszemy w równaniu, sumując atomy manganu po prawej stronie procesu, ponieważ należy on do procesu dysproporcjonowania.
2KMnO 4 + 3MnSO 4 + 2H 2 O \u003d 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4.
Wniosek
Reakcje redoks mają szczególne znaczenie dla funkcjonowania organizmów żywych. Przykładami OVR są procesy gnicia, fermentacji, aktywności nerwowej, oddychania i metabolizmu.
Utlenianie i redukcja mają znaczenie w przemyśle metalurgicznym i chemicznym, dzięki takim procesom metale można odtworzyć ze związków, zabezpieczyć przed korozją chemiczną i poddać obróbce.
Aby sporządzić proces redoks w środowisku organicznym, konieczne jest zastosowanie określonego algorytmu działań. Najpierw w proponowanym schemacie układa się stopnie utlenienia, następnie określa się pierwiastki, które zwiększyły (obniżyły) wskaźnik i zarejestrowano wagę elektroniczną.
Jeśli zastosujesz się do zaproponowanej powyżej sekwencji działań, możesz łatwo poradzić sobie z zadaniami oferowanymi w testach.
Oprócz metody wagi elektronicznej możliwe jest również rozmieszczenie współczynników poprzez zestawienie reakcji połówkowych.
Reakcje zwane redoks (ORR) zachodzą wraz ze zmianą stopnia utlenienia atomów wchodzących w skład cząsteczek odczynników. Zmiany te zachodzą w związku z przejściem elektronów z atomów jednego pierwiastka do drugiego.
Procesy zachodzące w przyrodzie i przeprowadzane przez człowieka w większości reprezentują OVR. Tak ważne procesy jak oddychanie, metabolizm, fotosynteza (6CO2 + H2O = C6H12O6 + 6O2) to OVR.
W przemyśle za pomocą OVR uzyskuje się kwasy siarkowy, solny i wiele innych.
Odzyskiwanie metali z rud – w istocie podstawa całego przemysłu metalurgicznego – to także proces redoks. Przykładowo reakcja otrzymywania żelaza z hematytu: 2Fe2O3 + 3C = 4Fe + 3CO2.
Utleniacze i reduktory: charakterystyczne
Atomy oddające elektrony w procesie przemian chemicznych nazywane są reduktorami, w wyniku czego wzrasta ich stopień utlenienia (CO). Atomy przyjmujące elektrony nazywane są utleniaczami, a ich CO ulega redukcji.
Mówi się, że utleniacze przyjmując elektrony ulegają redukcji, a reduktory utleniają się w procesie oddawania elektronów.
Najważniejszych przedstawicieli środków utleniających i redukujących przedstawiono w poniższej tabeli:
| Typowe utleniacze | Typowe środki redukujące |
| Proste substancje składające się z pierwiastków o wysokiej elektroujemności (niemetale): jod, fluor, chlor, brom, tlen, ozon, siarka itp. | Proste substancje składające się z atomów pierwiastków o niskiej elektroujemności (metale lub niemetale): wodór H2, węgiel C ( grafit), cynk Zn, aluminium Al, wapń Ca, bar Ba, żelazo Fe, chrom Cr i tak dalej. |
Cząsteczki lub jony zawierające atomy metali lub niemetali o wysokim stopniu utlenienia:
|
Cząsteczki lub jony zawierające atomy metali lub niemetali o niskim stopniu utlenienia:
|
| Związki jonowe zawierające kationy niektórych metali o dużej zawartości CO: Pb3+, Au3+, Ag+, Fe3+ i inne. | Związki organiczne: alkohole, kwasy, aldehydy, cukry. |
Na podstawie prawa okresowości pierwiastków chemicznych najczęściej można założyć zdolności redoks atomów danego pierwiastka. Zgodnie z równaniem reakcji łatwo jest również zrozumieć, który z atomów jest środkiem utleniającym, a który redukującym.
Jak ustalić, czy atom jest utleniaczem, czy reduktorem: wystarczy zapisać CO i zrozumieć, które atomy zwiększyły go w trakcie reakcji (reduktory), a które zmniejszyły (utleniacze).
Substancje o podwójnej naturze
Atomy posiadające pośrednie CO są zdolne zarówno do przyjmowania, jak i oddawania elektronów, dzięki czemu substancje zawierające w swoim składzie takie atomy będą mogły działać zarówno jako środek utleniający, jak i reduktor.
Przykładem może być nadtlenek wodoru. Tlen zawarty w swoim składzie w CO -1 może zarówno przyjąć elektron, jak i go oddać.
Nadtlenek podczas interakcji ze środkiem redukującym wykazuje właściwości utleniające, a ze środkiem utleniającym wykazuje właściwości redukujące.
Możesz przyjrzeć się bliżej następującym przykładom:
- redukcja (nadtlenek działa jako środek utleniający) podczas interakcji ze środkiem redukującym;
SO2 + H2O2 = H2SO4
O-1 + 1e \u003d O-2
- utlenianie (nadtlenek jest w tym przypadku środkiem redukującym) podczas interakcji ze środkiem utleniającym.
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O
2O -1 -2e \u003d O2 0
Klasyfikacja OVR: przykłady
Wyróżnia się następujące rodzaje reakcji redoks:
- międzycząsteczkowa redukcja utleniania (utleniacz i reduktor występują w składzie różnych cząsteczek);
- wewnątrzcząsteczkowa redukcja utleniania (utleniacz znajduje się w tej samej cząsteczce, co reduktor);
- dysproporcja (atom tego samego pierwiastka jest czynnikiem utleniającym i redukującym);
- reproporcjonowanie (w wyniku reakcji środek utleniający i reduktor tworzą jeden produkt).
Przykłady przemian chemicznych związanych z różnymi typami OVR:
- Wewnątrzcząsteczkowe OVR to najczęściej reakcje rozkładu termicznego substancji:
2KCLO3 = 2KCl + 3O2
(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O
2NaNO3 = 2NaNO2 + O2
- Międzycząsteczkowy OVR:
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe
- Reakcje dysproporcjonowania:
3Br2 + 6KOH = 5KBr + KBrO3 + 6H2O
3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
4KClO3 = KCl + 3KClO4
- Reakcje reproporcjonowania:
2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
HOCl + HCl = H2O + Cl2
Bieżące i długoterminowe OVR
Reakcje redoks dzielą się również na prądowe i bezprądowe.
Pierwszy przypadek to produkcja energii elektrycznej w drodze reakcji chemicznej (takie źródła energii można zastosować w silnikach samochodowych, m.in urządzenia radiotechniczne, urządzenia sterujące) lub elektroliza, to znaczy, przeciwnie, reakcja chemiczna zachodzi z powodu elektryczności (za pomocą elektrolizy można uzyskać różne substancje, poddać obróbce powierzchnie metali i produkty z nich).
Przykłady bezprądowy OVR możemy nazwać procesy spalania, korozji metali, oddychania i fotosyntezy itp.
Metoda wagi elektronicznej OVR w chemii
Równania większości reakcji chemicznych wyrównuje się poprzez prosty wybór współczynniki stechiometryczne. Jednak przy doborze współczynników dla OVR można spotkać się z sytuacją, w której nie da się wyrównać liczby atomów jednych pierwiastków bez naruszenia równości liczb atomów innych. W równaniach takich reakcji współczynniki dobiera się metodą zestawiania wagi elektronicznej.
Metoda polega na tym, że suma elektronów przyjętych przez utleniacz i liczba elektronów oddanych przez środek redukujący zostaje doprowadzona do równowagi.
Metoda składa się z kilku etapów:
- Zapisano równanie reakcji.
- Określa się pierwiastki CO.
- Określa się pierwiastki, które w wyniku reakcji zmieniły stopień utlenienia. Półreakcje utleniania i redukcji rejestruje się oddzielnie.
- Współczynniki równań reakcji połówkowej dobiera się tak, aby zrównoważyć elektrony otrzymane w połowicznej reakcji redukcji i oddane w połowicznej reakcji utleniania.
- Wybrane współczynniki wprowadza się do równania reakcji.
- Wybrano pozostałe współczynniki reakcji.
Na prostym przykładzie interakcje aluminium w przypadku tlenu wygodnie jest zapisać równanie krok po kroku:
- Równanie: Al + O2 = Al2O3
- CO atomów w prostych substancjach glinu i tlenu wynosi 0.
Al 0 + O2 0 \u003d Al +3 2O -2 3
- Zróbmy reakcje połówkowe:
Al 0-3e \u003d Al +3;
O2 0 +4e = 2O -2
- Wybieramy współczynniki, przez które pomnożona liczba otrzymanych i oddanych elektronów będzie taka sama:
Al 0 -3e \u003d współczynnik Al +3 4;
O2 0 +4e = 2O -2 współczynnik 3.
- W schemacie reakcji zapisujemy współczynniki:
4 Al+ 3 O2 = Al2O3
- Można zauważyć, że aby wyrównać całą reakcję wystarczy przed produktem reakcji postawić współczynnik:
4Al + 3O2 = 2 Al2O3
Przykłady zadań do zestawiania wagi elektronicznej
Mogą wystąpić następujące zdarzenia zadania wyrównawcze OVR:
- Oddziaływanie nadmanganianu potasu z chlorkiem potasu w środowisku kwaśnym z wydzielaniem gazowego chloru.
Nadmanganian potasu KMnO4 (nadmanganian potasu, „nadmanganian potasu”) jest silnym utleniaczem ze względu na fakt, że w KMnO4 stopień utlenienia Mn wynosi +7. Dzięki niemu chlor gazowy często otrzymuje się w laboratorium w wyniku następującej reakcji:
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 +1O -2
Waga elektroniczna:
Jak widać po ułożeniu CO, atomy chloru oddają elektrony, zwiększając ich CO do 0, a atomy manganu przyjmują elektrony:
Mn +7 +5e = Mn +2 mnożnik dwa;
2Cl -1 -2e = Cl2 0 mnożnik pięć.
Współczynniki w równaniu umieszczamy zgodnie z wybranymi współczynnikami:
10 K +1Cl -1 + 2 K +1 Mn +7 O4 -2 + H2SO4 = 5 Cl2 0 + 2 Mn +2 S +6 O4 -2 + K2SO4 + H2O
Wyrównaj liczbę innych elementów:
10KCl + 2KMnO4+ 8 H2SO4 = 5Cl2 + 2MnSO4 + 6 K2SO4+ 8 H2O
- Oddziaływanie miedzi (Cu) ze stężonym kwasem azotowym (HNO3) z wydzielaniem gazowego tlenku azotu (NO2):
Cu + HNO3(stęż.) = 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
Waga elektroniczna:
Jak widać, atomy miedzi zwiększają swój CO od zera do dwóch, a atomy azotu zmniejszają się z +5 do +4
Cu 0 -2e \u003d Cu +2 współczynnik jeden;
N +5 +1e = N +4 mnożnik dwa.
Wstawiamy współczynniki do równania:
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(stęż.) = 2 NO2 + Cu(NO3)2 + 2 H2O
- Oddziaływanie dwuchromianu potasu z H2S w środowisku kwaśnym:
Zapiszmy schemat reakcji, ułóżmy CO:
K2 +1 Cr2 +6 O7 -2 + H2 +1 S -2 + H2 +1 S +6 O4 -2 = S 0 + Cr2 +3 (S +6 O4 -2) 3 + K2 +1 S +6 O4 -2 + H2O
S -2 -2e \u003d S 0 współczynnik 3;
2Cr +6 +6e = 2Cr +3 współczynnik 1.
Zastępujemy:
K2Cr2O7 + 3H2S + H2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
Wyrównaj pozostałe elementy:
К2Сr2О7 + 3Н2S + 4Н2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7Н2О
Wpływ środowiska reakcji
Charakter środowiska wpływa na przebieg niektórych OVR. Rolę środowiska reakcji można prześledzić na przykładzie oddziaływania nadmanganianu potasu (KMnO4) i siarczynu sodu (Na2SO3) przy różnych wartościach pH:
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 (pH<7 кислая среда);
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnO2 + KOH (pH = 7 środowisko obojętne);
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + K2MnO4 + H2O (pH>7 zasadowe).
Można zauważyć, że zmiana kwasowości ośrodka prowadzi do powstawania różnych produktów oddziaływania tych samych substancji. Gdy zmienia się kwasowość podłoża, występują one również w przypadku innych odczynników dostających się do OVR. Podobnie jak w przykładach pokazanych powyżej, reakcje z udziałem jonu dwuchromianowego Cr2O7 2- będą zachodzić z utworzeniem różnych produktów reakcji w różnych ośrodkach:
w środowisku kwaśnym produktem będzie Cr 3+;
w alkaliach - CrO2 -, CrO3 3+;
w neutralnym - Cr2O3.
Wraz ze wzrostem stopnia utlenienia zachodzi proces utleniania, a sama substancja jest reduktorem. Kiedy stopień utlenienia maleje, następuje proces redukcji, a sama substancja jest środkiem utleniającym.
Opisana metoda wyrównywania OVR nazywana jest „metodą równowagi stanu utlenienia”.
Podane w większości podręczników do chemii i szeroko stosowane w praktyce metoda wagi elektronicznej do wyrównania można zastosować OVR z zastrzeżeniem, że stopień utlenienia nie jest równy ładunkowi.
2. Metoda półreakcji.
W takich przypadkach, gdy reakcja przebiega w roztworze wodnym (stopie), przy sporządzaniu równań wynikają one nie ze zmiany stopnia utlenienia atomów tworzących reagenty, ale ze zmiany ładunków cząstek rzeczywistych, czyli uwzględniają formę istnienia substancji w roztworze (jon prosty lub złożony, atom lub cząsteczka substancji nierozpuszczonej lub słabo dysocjującej w wodzie).
W tym przypadku zestawiając równania jonowe reakcji redoks należy stosować się do takiej samej formy zapisu, jaką przyjmuje się dla równań jonowych o charakterze wymiennym, a mianowicie: związki słabo rozpuszczalne, słabo zdysocjowane i gazowe należy zapisywać w postaci molekularnej, a jony, które nie zmienić ich stan należy wykluczyć z równania. W tym przypadku procesy utleniania i redukcji rejestruje się jako oddzielne reakcje półreakcyjne. Po wyrównaniu ich według liczby atomów każdego rodzaju dodaje się reakcje półreakcyjne, mnożąc każdą przez współczynnik wyrównujący zmianę ładunku środka utleniającego i środka redukującego.
Metoda półreakcji dokładniej odzwierciedla rzeczywiste zmiany substancji w procesie reakcji redoks i ułatwia formułowanie równań tych procesów w postaci jonowo-molekularnej.
Ponieważ z tego samego odczynniki można otrzymać różne produkty w zależności od charakteru ośrodka (kwasowy, zasadowy, obojętny), dla takich reakcji w schemacie jonowym, oprócz cząstek pełniących funkcje utleniacza i reduktora, cząstka charakteryzująca reakcję ośrodka (tj. jonu H + lub jonu OH - lub cząsteczki H2O).
Przykład 5 Korzystając z metody półreakcji, uporządkuj współczynniki reakcji:
KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Rozwiązanie. Reakcję piszemy w formie jonowej, biorąc pod uwagę, że wszystkie substancje, z wyjątkiem wody, dysocjują na jony:
MnO 4 - + NO 2 - + 2H + ® Mn 2+ + NO 3 - + H 2 O
(K + i SO 4 2 - pozostają niezmienione, dlatego nie są wskazane na schemacie jonowym). Z diagramu jonowego widać, że utleniacz jon nadmanganianowy(MnO 4 -) przekształca się w jon Mn 2+ i uwalniane są cztery atomy tlenu.
W kwaśnym środowisku każdy atom tlenu uwolniony przez środek utleniający wiąże się z 2H +, tworząc cząsteczkę wody.
to oznacza: MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O .
Znajdujemy różnicę w ładunkach produktów i odczynników: Dq = +2-7 = -5 (znak „-” oznacza, że zachodzi proces redukcji, a do odczynników jest przyłączona liczba 5). W drugim procesie konwersja NO 2 - do NO 3 -, brakujący tlen przedostaje się z wody do środka redukującego, w efekcie czego powstaje nadmiar jonów H+, podczas gdy odczynniki tracą 2 :
NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + .
W ten sposób otrzymujemy:
2 | MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O (redukcja),
5 | NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + (utlenianie).
Mnożąc wyrazy pierwszego równania przez 2, a drugiego przez 5 i dodając je, otrzymujemy równanie jonowo-molekularne dla tej reakcji:
2MnO 4 - + 16H + + 5NO 2 - + 5H 2 O \u003d 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO 3 - + 10H +.
Po anulowaniu identycznych cząstek po lewej i prawej stronie równania otrzymujemy ostatecznie równanie jonowo-molekularne:
2MnO 4 - + 5NO 2 - + 6H + = 2Mn 2+ + 5NO 3 - + 3H 2 O.
Zgodnie z równaniem jonowym tworzymy równanie molekularne:
2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5KNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.
W środowisku zasadowym i neutralnym możesz kierować się następującymi zasadami: w środowisku zasadowym i obojętnym każdy atom tlenu uwolniony przez utleniacz łączy się z jedną cząsteczką wody, tworząc dwa jony wodorotlenkowe (2OH -), a każdy brakujący trafia do środka redukującego z Jony 2OH - z utworzeniem jednej cząsteczki wody w środowisku zasadowym, a w środowisku obojętnym pochodzą z wody z uwolnieniem jonów 2H +.
Jeśli biorących udział w reakcjach redoks nadtlenek wodoru(H 2 O 2), należy wziąć pod uwagę rolę H 2 O 2 w konkretnej reakcji. W H 2 O 2 tlen znajduje się na pośrednim stopniu utlenienia (-1), dlatego nadtlenek wodoru w reakcjach redoks wykazuje dualizm redoks. W przypadkach, gdy H 2 O 2 jest Środek utleniający, reakcje połówkowe mają następującą postać:
H2O2 + 2H + + 2? ® 2H 2 O (środowisko kwaśne);
H2O2+2? ® 2OH - (środowisko neutralne i zasadowe).
Jeśli nadtlenek wodoru Środek redukujący:
H2O2-2? ® O 2 + 2H + (środowisko kwaśne);
H 2 O 2 + 2OH - - 2? ® O 2 + 2H 2 O (zasadowy i obojętny).
Przykład 6 Wyrównaj reakcję: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Rozwiązanie. Reakcję zapisujemy w formie jonowej:
I - + H 2 O 2 + 2H + ® I 2 + SO 4 2 - + H 2 O.
Tworzymy reakcje półreakcyjne, biorąc pod uwagę, że H 2 O 2 w tej reakcji jest środkiem utleniającym, a reakcja przebiega w środowisku kwaśnym:
1 2I - - 2= Ja 2 ,
1 H 2 O 2 + 2H + + 2® 2H 2 O.
Równanie końcowe: 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.
Istnieją cztery typy reakcji redoks:
1 . Międzycząsteczkowy reakcje redoks, podczas których zmieniają się stopnie utlenienia atomów pierwiastków tworzących różne substancje. Reakcje omówione w przykładach 2-6 są tego typu.
2 . Wewnątrzcząsteczkowy reakcje redoks, w których stopień utlenienia zmienia się pod wpływem atomów różnych pierwiastków tej samej substancji. Zgodnie z tym mechanizmem zachodzą reakcje rozkładu termicznego związków. Na przykład w reakcji
Pb(NO 3) 2 ® PbO + NO 2 + O 2
zmienia stopień utlenienia azotu (N +5 ® N +4) i atomu tlenu (O - 2 ® O 2 0) znajdujących się wewnątrz cząsteczki Pb(NO 3) 2.
3. Reakcje samoutleniania i samoleczenia(dysproporcja, dysmutacja). W tym przypadku stopień utlenienia tego samego pierwiastka zarówno wzrasta, jak i maleje. Reakcje dysproporcjonowania są charakterystyczne dla związków lub pierwiastków substancji odpowiadających jednemu z pośrednich stopni utlenienia pierwiastka.
Przykład 7 Stosując wszystkie powyższe metody, wyrównaj reakcję:
Rozwiązanie.
A) Metoda bilansu stopni utlenienia.
Określmy stopnie utlenienia pierwiastków biorących udział w procesie redoks przed i po reakcji:
K 2 MnO 4 + H 2 O ® KMnO 4 + MnO 2 + KOH.
Z porównania stopni utlenienia wynika, że mangan uczestniczy jednocześnie w procesie utleniania podnosząc stopień utlenienia z +6 do +7 oraz w procesie redukcji obniżając stopień utlenienia z +6 do +4,2 Mn +6 ® Mn + 7; Dw = 7-6 = +1 (proces utleniania, środek redukujący),
1 Mn +6® Mn +4; Dw = 4-6 = -2 (proces redukcji, środek utleniający).
Ponieważ w tej reakcji ta sama substancja (K 2 MnO 4) działa jako środek utleniający i redukujący, współczynniki przed nią są sumowane. Zapisujemy równanie:
3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.
b) Metoda półreakcji.
Reakcja zachodzi w środowisku obojętnym. Opracowujemy schemat reakcji jonowej, biorąc pod uwagę, że H2O jest słabym elektrolitem, a MnO2 jest tlenkiem słabo rozpuszczalnym w wodzie:
MnO 4 2 - + H 2 O ® MnO 4 - + ¯MnO 2 + OH - .
Zapisujemy reakcje połówkowe:
2 MnO 4 2 - -? ® MnO 4 - (utlenianie),
1 MnO 4 2 - + 2H 2 O + 2? ® MnO 2 + 4OH - (odzysk).
Mnożymy przez współczynniki i dodajemy obie reakcje połówkowe, otrzymujemy całkowite równanie jonowe:
3MnO 4 2 - + 2H 2 O \u003d 2MnO 4 - + MnO 2 + 4OH -.
Równanie cząsteczkowe: 3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.
W tym przypadku K 2 MnO 4 jest zarówno środkiem utleniającym, jak i reduktorem.
4. Wewnątrzcząsteczkowe reakcje utleniania i redukcji, w których stopnie utlenienia atomów tego samego pierwiastka są wyrównane (czyli odwrotne do wcześniej rozważanych), to procesy przeciwdysproporcja(przełączanie), na przykład
NH 4NO 2 ® N 2 + 2H 2 O.
1 2BA - 3 - 6? ® N 2 0 (proces utleniania, środek redukujący),
1 2N +3 + 6?® N 2 0 (proces redukcji, środek utleniający).
Najtrudniejsze są reakcje redoks, w których atomy lub jony nie jednego, ale dwóch lub więcej pierwiastków są jednocześnie utleniane lub redukowane.
Przykład 8 Wyrównaj reakcję, stosując powyższe metody:
3 -2 +5 +5 +6 +2
As 2 S 3 + HNO 3 ® H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO.
18. Reakcje redoks (ciąg dalszy 1)
18,5. Nadtlenek wodoru OVR
W cząsteczkach nadtlenku wodoru H 2 O 2 atomy tlenu znajdują się na stopniu utlenienia –I. Jest to pośredni, a nie najbardziej stabilny stopień utlenienia atomów tego pierwiastka, dlatego nadtlenek wodoru wykazuje zarówno właściwości utleniające, jak i redukujące.
Aktywność redoks tej substancji zależy od stężenia. W powszechnie stosowanych roztworach o udziale masowym 20% nadtlenek wodoru jest dość silnym utleniaczem, w roztworach rozcieńczonych jego działanie utleniające maleje. Właściwości redukujące nadtlenku wodoru są mniej charakterystyczne niż utleniające i zależą także od stężenia.
Nadtlenek wodoru jest bardzo słabym kwasem (patrz dodatek 13), dlatego w roztworach silnie zasadowych jego cząsteczki przekształcają się w jony wodoronadtlenkowe.
W zależności od reakcji ośrodka oraz od tego, czy w tej reakcji środkiem utleniającym, czy redukującym jest nadtlenek wodoru, produkty oddziaływania redoks będą różne. Równania półreakcji dla wszystkich tych przypadków podano w tabeli 1.
Tabela 1
Równania półreakcji redoks H 2 O 2 w roztworach
Reakcja otoczenia |
Utleniacz H2O2 |
Środek redukujący H 2 O 2 |
| Kwas | ||
| Neutralny | H 2 O 2 + 2e - \u003d 2OH | H. 2 O 2 + 2H 2 O - 2e - \u003d O 2 + 2H 3 O |
| alkaliczny | HO 2 + H 2 O + 2e - \u003d 3OH |
Rozważmy przykłady OVR z udziałem nadtlenku wodoru.
Przykład 1. Napisz równanie reakcji zachodzącej po dodaniu roztworu jodku potasu do roztworu nadtlenku wodoru zakwaszonego kwasem siarkowym.
| 1 | H 2 O 2 + 2H 3 O + 2e - = 4H 2 O |
| 1 | 2I – 2e – = Ja 2 |
H 2 O 2 + 2H 3 O + 2I \u003d 4H 2 O + Ja 2
H 2 O 2 + H 2 SO 4 + 2KI \u003d 2H 2 O + I 2 + K 2 SO 4
Przykład 2. Napisz równanie reakcji nadmanganianu potasu i nadtlenku wodoru w roztworze wodnym zakwaszonym kwasem siarkowym.
| 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
Przykład 3 Napisz równanie reakcji nadtlenku wodoru z jodkiem sodu w roztworze w obecności wodorotlenku sodu.
| 3 | 6 | HO 2 + H 2 O + 2e - \u003d 3OH |
| 1 | 2 | I + 6OH - 6e - \u003d IO 3 + 3H 2O |
3HO2 + I = 3OH + IO 3
3NaHO2 + NaI = 3NaOH + NaIO3
Nie biorąc pod uwagę reakcji neutralizacji między wodorotlenkiem sodu i nadtlenkiem wodoru, równanie to często zapisuje się w następujący sposób:
3H 2 O 2 + NaI \u003d 3H 2 O + NaIO 3 (w obecności NaOH)
To samo równanie otrzymamy, jeśli nie uwzględnimy od razu powstawania jonów wodoronadtlenkowych (na etapie sporządzania bilansu).
Przykład 4. Napisz równanie reakcji zachodzącej po dodaniu dwutlenku ołowiu do roztworu nadtlenku wodoru w obecności wodorotlenku potasu.
Dwutlenek ołowiu PbO 2 jest bardzo silnym utleniaczem, szczególnie w środowisku kwaśnym. Odzyskując w tych warunkach, tworzy jony Pb2. W środowisku zasadowym, gdy PbO2 ulega redukcji, tworzą się jony.
| 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
Nie biorąc pod uwagę powstawania jonów wodoronadtlenkowych, równanie zapisuje się w następujący sposób:
PbO 2 + H 2 O 2 + OH = + O 2 + 2H 2 O
Jeżeli zgodnie z warunkiem przypisania dodany roztwór nadtlenku wodoru miał odczyn zasadowy, to równanie cząsteczkowe należy zapisać następująco:
PbO 2 + H 2 O + KHO 2 \u003d K + O 2
Jeśli do mieszaniny reakcyjnej zawierającej zasady doda się obojętny roztwór nadtlenku wodoru, wówczas równanie cząsteczkowe można zapisać bez uwzględnienia powstawania wodoronadtlenku potasu:
PbO 2 + KOH + H 2 O 2 \u003d K + O 2
18.6. Dysmutacje OVR i wewnątrzcząsteczkowe OVR
Wśród reakcji redoks są reakcje dysmutacyjne (dysproporcja, samoutlenianie-samoleczenie).
Przykładem znanej Ci reakcji dysmutacji jest reakcja chloru z wodą:
Cl2 + H2O HCl + HClO
W tej reakcji połowa atomów chloru (0) ulega utlenieniu do stopnia utlenienia +I, a druga połowa zostaje zredukowana do stopnia utlenienia –I:
Skorzystajmy z metody równowagi elektronowo-jonowej, aby ułożyć równanie podobnej reakcji, która zachodzi, gdy chlor przepuszcza się przez zimny roztwór alkaliczny, na przykład KOH:
| 1 | Cl 2 + 2e - \u003d 2Cl |
| 1 | Cl 2 + 4OH - 2e - \u003d 2ClO + 2H 2O |
2Cl2 + 4OH = 2Cl + 2ClO + 2H2O
Wszystkie współczynniki w tym równaniu mają wspólny dzielnik, stąd:
Cl 2 + 2OH \u003d Cl + ClO + H 2 O
Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O
Dysmutacja chloru w gorącym roztworze przebiega nieco inaczej:
| 5 | Cl 2 + 2e - \u003d 2Cl | |
| 1 | Cl 2 + 12OH - 10e - \u003d 2ClO 3 + 6H 2 O |
3Cl2 + 6OH = 5Cl + ClO3 + 3H2O
3Cl 2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO 3 + 3H 2O
Duże znaczenie praktyczne ma dysmutacja dwutlenku azotu podczas jego reakcji z wodą ( A) i roztworami alkalicznymi ( B):
| A) | 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 | NIE 2 + e - \u003d NIE 2 | ||||
2NO 2 + 2H 2 O \u003d NIE 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 + 2NaOH \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O |
||||
Reakcje dysmutacji zachodzą nie tylko w roztworach, ale także po podgrzaniu ciał stałych, na przykład chloranu potasu:
4KClO 3 \u003d KCl + 3KClO 4
Charakterystycznym i bardzo skutecznym przykładem wewnątrzcząsteczkowego OVR jest reakcja termicznego rozkładu dichromianu amonu (NH 4) 2 Cr 2 O 7 . W tej substancji atomy azotu znajdują się na najniższym stopniu utlenienia (–III), a atomy chromu na najwyższym (+VI). W temperaturze pokojowej związek ten jest dość stabilny, ale po podgrzaniu szybko się rozkłada. W tym przypadku chrom(VI) przekształca się w chrom(III), najbardziej stabilny stan chromu, natomiast azot(–III) przekształca się w azot(0), również w najbardziej stabilnym stanie. Uwzględniając liczbę atomów w jednostce wzoru równania wagi elektronicznej:
| 2Cr + VI + 6e – = 2Cr + III | |
| 2N -III - 6e - \u003d N 2, |
i samo równanie reakcji:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.
Innym ważnym przykładem wewnątrzcząsteczkowego OVR jest rozkład termiczny nadchloranu potasu KClO4. W tej reakcji chlor(VII), jak zawsze, pełniąc rolę utleniacza, przechodzi w chlor(–I), utleniając tlen(–II) do prostej substancji:
| 1 | Cl + VII + 8e – = Cl –I | |
| 2 | 2O -II - 4e - \u003d O 2 |
i stąd równanie reakcji
KClO 4 \u003d KCl + 2O 2
Podobnie chloran potasu KClO 3 rozkłada się po podgrzaniu, jeśli rozkład prowadzi się w obecności katalizatora (MnO 2): 2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2
W przypadku braku katalizatora zachodzi reakcja dysmutacji.
Do grupy wewnątrzcząsteczkowych OVR zaliczają się także reakcje termicznego rozkładu azotanów.
Zwykle procesy zachodzące podczas ogrzewania azotanów są dość złożone, zwłaszcza w przypadku hydratów krystalicznych. Jeśli cząsteczki wody są słabo zatrzymane w krystalicznym hydracie, to przy słabym ogrzewaniu następuje odwodnienie azotanu [na przykład LiNO 3 . 3H 2 O i Ca(NO 3) 2 4H 2 O ulegają odwodnieniu do LiNO 3 i Ca(NO 3) 2 ], jeśli woda jest silniej związana [jak np. w Mg(NO 3) 2 . 6H2O i Bi(NO3)3. 5H 2 O], następuje rodzaj reakcji „hydrolizy wewnątrzcząsteczkowej” z utworzeniem soli zasadowych - azotanów wodorotlenków, które po dalszym ogrzewaniu mogą przekształcić się w azotany tlenkowe ( i (NO 3) 6 ), te ostatnie przy wyższej temperatura rozkłada się na tlenki.
Bezwodne azotany po podgrzaniu mogą rozkładać się na azotyny (jeśli istnieją i są nadal stabilne w tej temperaturze), a azotyny mogą rozkładać się na tlenki. Jeśli ogrzewanie zostanie przeprowadzone do wystarczająco wysokiej temperatury lub odpowiedni tlenek jest niestabilny (Ag 2 O, HgO), wówczas metal (Cu, Cd, Ag, Hg) może również być produktem rozkładu termicznego.
Nieco uproszczony schemat rozkładu termicznego azotanów pokazano na ryc. 5.
Przykłady kolejnych przemian zachodzących podczas ogrzewania niektórych azotanów (temperatury podawane są w stopniach Celsjusza):
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 2O Mg(NO 3)(OH) MgO;
Cu(NO 3) 2 . 6H 2 O Cu(NO 3) 2 CuO Cu 2 O Cu;
Bi(NO3)3. 5H 2O Bi(NO 3) 2 (OH) Bi(NO 3) (OH) 2 (NO 3) 6 Bi 2 O 3 .
Pomimo złożoności zachodzących procesów, odpowiadając na pytanie, co się stanie, gdy odpowiedni bezwodny azotan zostanie „wypalony” (czyli w temperaturze 400 – 500 o C), kierują się zwykle następującymi niezwykle uproszczonymi zasadami :
1) azotany najbardziej aktywnych metali (w szeregu napięć - na lewo od magnezu) rozkładają się do azotynów;
2) azotany metali mniej aktywnych (w szeregu napięć - od magnezu do miedzi) rozkładają się na tlenki;
3) azotany najmniej aktywnych metali (na prawo od miedzi w szeregu napięciowym) rozkładają się do metalu.
Korzystając z tych zasad należy pamiętać, że w takich warunkach
LiNO 3 rozkłada się do tlenku,
Be (NO 3) 2 rozkłada się w wyższej temperaturze na tlenek,
z Ni (NO 3) 2 oprócz NiO można otrzymać także Ni (NO 2) 2,
Mn(NO 3) 2 rozkłada się do Mn 2 O 3,
Fe(NO 3) 2 rozkłada się do Fe 2 O 3;
z Hg (NO 3) 2 oprócz rtęci można otrzymać także jej tlenek.
Rozważ typowe przykłady reakcji związanych z tymi trzema typami:
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. Reakcje przełączania redoks Reakcje te mogą być zarówno międzycząsteczkowe, jak i wewnątrzcząsteczkowe. Na przykład wewnątrzcząsteczkowe OVR występujące podczas rozkładu termicznego azotanu i azotynu amonu należą do reakcji przełączania, ponieważ stopień utlenienia atomów azotu jest tutaj wyrównany: NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2H 2 O (około 200 o C) W wyższej temperaturze (250 - 300 o C) azotan amonu rozkłada się na N 2 i NO, a w jeszcze wyższej (powyżej 300 o C) na azot i tlen, w obu przypadkach powstaje woda. Przykładem międzycząsteczkowej reakcji przełączania jest reakcja zachodząca po wlaniu gorących roztworów azotynu potasu i chlorku amonu: NH 4 + NO 2 \u003d N 2 + 2H 2 O NH 4Cl + KNO 2 \u003d KCl + N 2 + 2H 2 O Jeśli podobną reakcję przeprowadza się przez ogrzewanie mieszaniny krystalicznego siarczanu amonu i azotanu wapnia, wówczas w zależności od warunków reakcja może przebiegać na różne sposoby: (NH 4) 2 SO 4 + Ca(NO 3) 2 = 2N 2 O + 4H 2 O + CaSO 4 (t< 250 o C) Pierwsza i trzecia z tych reakcji to reakcje komutacji, druga to reakcja bardziej złożona, obejmująca zarówno komutację atomów azotu, jak i utlenianie atomów tlenu. To, która z reakcji będzie przebiegać w temperaturze powyżej 250 o C, zależy od proporcji reagentów. Reakcje przełączania prowadzące do powstania chloru zachodzą, gdy sole kwasów chlorowych zawierających tlen traktuje się kwasem solnym, na przykład: 6HCl + KClO 3 \u003d KCl + 3Cl 2 + 3H 2O Ponadto w wyniku reakcji przełączania siarka powstaje z gazowego siarkowodoru i dwutlenku siarki: 2H 2 S + SO 2 \u003d 3S + 2H 2 O Komutacje OVR są dość liczne i zróżnicowane - obejmują nawet niektóre reakcje kwasowo-zasadowe, na przykład: NaH + H 2 O \u003d NaOH + H 2. Zarówno wagi elektronowo-jonowe, jak i elektroniczne służą do zestawiania równań komutacji OVR w zależności od tego, czy dana reakcja zachodzi w roztworze, czy nie. 18.8. Elektroliza Studiując rozdział IX, zapoznałeś się z elektrolizą stopów różnych substancji. Ponieważ w roztworach obecne są również jony ruchome, elektrolizie można poddać również roztwory różnych elektrolitów. Zarówno w elektrolizie stopów, jak i w elektrolizie roztworów, zwykle stosuje się elektrody wykonane z materiału, który nie reaguje (grafit, platyna itp.), Ale czasami elektrolizę prowadzi się również za pomocą „rozpuszczalnej” anody. Anodę „rozpuszczalną” stosuje się w przypadkach, gdy konieczne jest uzyskanie elektrochemicznego połączenia elementu, z którego wykonana jest anoda. Podczas elektrolizy ogromne znaczenie ma oddzielenie przestrzeni anodowej i katodowej lub wymieszanie elektrolitu w trakcie reakcji – produkty reakcji w tych przypadkach mogą okazać się różne. Rozważ najważniejsze przypadki elektrolizy. 1. Elektroliza stopionego NaCl. Elektrody są obojętne (grafit), przestrzenie anodowe i katodowe są oddzielone. Jak już wiesz, w tym przypadku reakcje zachodzą na katodzie i anodzie: K: Na + e - = Na Zapisując w ten sposób równania reakcji zachodzących na elektrodach, otrzymujemy reakcje półreakcyjne, z którymi możemy postępować dokładnie tak samo, jak w przypadku stosowania metody równowagi elektronowo-jonowej:
Dodając te równania reakcji półreakcji, otrzymujemy równanie elektrolizy jonowej 2Na + 2Cl 2Na + Cl2 a następnie molekularny 2NaCl 2Na + Cl2 W takim przypadku przestrzenie katody i anody muszą być od siebie oddzielone, aby produkty reakcji nie reagowały ze sobą. W przemyśle reakcja ta wykorzystywana jest do produkcji metalicznego sodu. 2. Elektroliza stopionego K 2 CO 3. Elektrody są obojętne (platyna). Przestrzenie katodowe i anodowe są oddzielone.
4K+ + 2CO 3 2 4K + 2CO 2 + O2 3. Elektroliza wody (H 2 O). Elektrody są obojętne.
4H 3O + 4OH 2H 2 + O 2 + 6H 2 O 2H 2O 2H 2 + O2 Woda jest bardzo słabym elektrolitem, zawiera bardzo mało jonów, dlatego elektroliza czystej wody przebiega niezwykle wolno. 4. Elektroliza roztworu CuCl 2. Elektrody grafitowe. Układ zawiera kationy Cu 2 i H 3 O oraz aniony Cl i OH. Jony Cu 2 są silniejszymi utleniaczami niż jony H 3 O (patrz szereg napięć), dlatego jony miedzi zostaną wyładowane przede wszystkim na katodzie, a dopiero gdy zostanie ich już bardzo mało, jony oksoniowe zostaną wyładowane . W przypadku anionów możesz postępować zgodnie z następującą zasadą: |
