Para se të japim shembuj të reaksioneve redoks me një zgjidhje, le të veçojmë përkufizimet kryesore që lidhen me këto transformime.
Ato atome ose jone që gjatë bashkëveprimit ndryshojnë gjendjen e tyre të oksidimit me një rënie (pranojnë elektronet) quhen agjentë oksidues. Ndër substancat me veti të tilla, mund të vërehen acide të forta inorganike: sulfurik, klorhidrik, nitrik.
Oksidues
Permanganatet dhe kromatet e metaleve alkali janë gjithashtu agjentë të fortë oksidues.
Agjenti oksidues merr gjatë reaksionit që i nevojitet për të përfunduar nivelin e energjisë (vendosja e konfigurimit të përfunduar).
Agjent reduktues
Çdo skemë reaksioni redoks përfshin identifikimin e një agjenti reduktues. Ai përfshin jone ose atome neutrale që mund të rrisin gjendjen e oksidimit gjatë ndërveprimit (u japin elektrone atomeve të tjera).
Atomet e metaleve mund të citohen si agjentë reduktues tipikë.
Proceset në OVR
Çfarë tjetër karakterizohet nga një ndryshim në gjendjet e oksidimit të substancave fillestare.
Oksidimi përfshin procesin e lëshimit të grimcave negative. Restaurimi përfshin marrjen e tyre nga atomet e tjera (jonet).
Algoritmi i analizimit
Shembuj të reaksioneve redoks me një zgjidhje ofrohen në materiale të ndryshme referuese të krijuara për të përgatitur nxënësit e shkollave të mesme për testet pasuniversitare në kimi.
Për të përballuar me sukses detyrat e propozuara në OGE dhe USE, është e rëndësishme të njihni algoritmin për përpilimin dhe analizimin e proceseve redoks.
- Para së gjithash, jepen vlerat e ngarkimit të të gjithë elementëve në substancat e propozuara në skemë.
- Atomet (jonet) shkruhen nga ana e majtë e reaksionit, të cilët gjatë ndërveprimit ndryshuan tregues.
- Me një rritje të shkallës së oksidimit, përdoret shenja "-", dhe me një ulje në "+".
- Midis elektroneve të dhëna dhe të marra, përcaktohet shumëfishi më i vogël i përbashkët (numri me të cilin ato ndahen pa mbetje).
- Kur e ndajmë LCM në elektrone, marrim koeficientët stereokimikë.
- I vendosim para formulave në ekuacion.
Shembulli i parë nga OGE
Në klasën e nëntë, jo të gjithë nxënësit dinë të zgjidhin reaksionet redoks. Kjo është arsyeja pse ata bëjnë shumë gabime, nuk marrin rezultate të larta për OGE. Algoritmi i veprimeve është dhënë më lart, tani le të përpiqemi ta përpunojmë në shembuj specifikë.
E veçanta e detyrave në lidhje me vendosjen e koeficientëve në reagimin e propozuar, të lëshuar për të diplomuarit e fazës kryesore të arsimit, është se jepen si pjesa e majtë dhe e djathtë e ekuacionit.
Kjo thjeshton shumë detyrën, pasi nuk ka nevojë të shpikni në mënyrë të pavarur produkte ndërveprimi, zgjidhni materialet fillestare që mungojnë.
Për shembull, propozohet të përdoret bilanci elektronik për të identifikuar koeficientët në reagim:
Në pamje të parë, ky reagim nuk kërkon koeficientë stereokimikë. Por, për të konfirmuar këndvështrimin e tij, është e nevojshme që të gjithë elementët të kenë numra ngarkimi.
Në përbërjet binare, të cilat përfshijnë oksidin e bakrit (2) dhe oksidin e hekurit (2), shuma e gjendjeve të oksidimit është zero, duke qenë se për oksigjenin është -2, për bakrin dhe hekurin ky tregues është +2. Substancat e thjeshta nuk japin (nuk pranojnë) elektrone, prandaj ato karakterizohen nga një vlerë zero e gjendjes së oksidimit.
Le të bëjmë një bilanc elektronik, duke treguar shenjën "+" dhe "-" numrin e marrë dhe të dhënë në rrjedhën e bashkëveprimit të elektroneve.
Fe 0 -2e \u003d Fe 2+.
Meqenëse numri i elektroneve të marra dhe të dhëna gjatë ndërveprimit është i njëjtë, nuk ka kuptim të gjesh shumëfishin më të vogël të përbashkët, të përcaktosh koeficientët stereokimikë dhe t'i vendosësh ato në skemën e propozuar të ndërveprimit.
Për të marrë rezultatin maksimal për detyrën, është e nevojshme jo vetëm të shkruani shembuj të reaksioneve redoks me një zgjidhje, por edhe të shkruani veçmas formulën e agjentit oksidues (CuO) dhe agjentit reduktues (Fe).
Shembulli i dytë me OGE
Le të japim më shumë shembuj të reaksioneve redoks me një zgjidhje që mund të hasin nxënësit e klasës së nëntë që kanë zgjedhur kiminë si provim përfundimtar.
Supozoni se propozohet të rregulloni koeficientët në ekuacionin:
Na+HCl=NaCl+H2.
Për të përballuar detyrën, së pari është e rëndësishme të përcaktohen treguesit e gjendjeve të oksidimit për çdo substancë të thjeshtë dhe komplekse. Për natriumin dhe hidrogjenin, ato do të jenë të barabarta me zero, pasi janë substanca të thjeshta.
Në acidin klorhidrik, hidrogjeni ka një gjendje pozitive, dhe klori ka një gjendje oksidimi negativ. Pas vendosjes së koeficientëve, marrim reaksionin me koeficientët.
I pari i provimit
Si të plotësoni reaksionet redoks? Shembujt me një zgjidhje të gjetur në USE (klasa 11) përfshijnë shtimin e boshllëqeve, si dhe vendosjen e koeficientëve.
Për shembull, duhet të plotësoni reagimin me një bilanc elektronik:
H 2 S + HMnO 4 = S + MnO 2 +…
Përcaktoni agjentin reduktues dhe agjentin oksidues në skemën e propozuar.
Si të mësoni të kompozoni reaksione redoks? Mostra supozon përdorimin e një algoritmi specifik.
Së pari, në të gjitha substancat e dhëna nga gjendja e problemit, është e nevojshme të vendosen gjendjet e oksidimit.
Më pas, duhet të analizoni se cila substancë mund të bëhet një produkt i panjohur në këtë proces. Meqenëse këtu është i pranishëm një agjent oksidues (mangani luan rolin e tij), një agjent reduktues (është squfur), gjendjet e oksidimit nuk ndryshojnë në produktin e dëshiruar, prandaj është uji.
Duke argumentuar se si të zgjidhim saktë reaksionet redoks, vërejmë se hapi tjetër do të jetë hartimi i një raporti elektronik:
Mn +7 merr 3 e= Mn +4 ;
S -2 jep 2e= S 0 .
Kationi i manganit është një agjent reduktues, ndërsa anioni i squfurit është një agjent tipik oksidues. Meqenëse shumëfishi më i vogël midis elektroneve të marra dhe të dhëna do të jetë 6, marrim koeficientët: 2, 3.
Hapi i fundit do të jetë vendosja e koeficientëve në ekuacionin origjinal.
3H 2 S+ 2HMnO 4 = 3S+ 2MnO 2 + 4H 2 O.
Mostra e dytë e OVR në provim
Si të shkruani saktë reaksionet redoks? Shembujt me një zgjidhje do të ndihmojnë në përpunimin e algoritmit të veprimeve.
Propozohet të përdoret metoda e bilancit elektronik për të plotësuar boshllëqet në reagim:
PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…
Ne rregullojmë gjendjet e oksidimit të të gjithë elementëve. Në këtë proces, vetitë oksiduese manifestohen nga mangani, i cili është pjesë e përbërjes dhe agjenti reduktues duhet të jetë fosfori, duke ndryshuar gjendjen e tij të oksidimit në pozitiv në acid fosforik.
Sipas supozimit të bërë, marrim skemën e reaksionit, më pas hartojmë ekuacionin e bilancit elektronik.
P -3 jep 8 e dhe kthehet në P +5 ;
Mn +7 merr 3e, duke shkuar në Mn +4 .
LCM do të jetë 24, kështu që fosfori duhet të ketë një koeficient stereometrik prej 3, dhe mangani -8.
Ne vendosim koeficientët në procesin që rezulton, marrim:
3 PH 3 + 8 HMnO 4 = 8 MnO 2 + 4H 2 O+ 3 H 3 PO 4 .
Shembulli i tretë nga provimi
Duke përdorur ekuilibrin elektron-jon, duhet të përpiloni një reagim, të tregoni agjentin reduktues dhe agjentin oksidues.
KMnO 4 + MnSO 4 +…= MnO 2 +…+ H2SO 4 .
Sipas algoritmit vendosim gjendje oksidimi për çdo element. Tjetra, ne përcaktojmë ato substanca që janë lënë jashtë në pjesët e djathta dhe të majta të procesit. Këtu jepen një agjent reduktues dhe një agjent oksidues, kështu që gjendjet e oksidimit nuk ndryshojnë në përbërjet e hequra. Produkti i humbur do të jetë uji, dhe përbërësi fillestar do të jetë sulfati i kaliumit. Marrim skemën e reagimit për të cilën do të bëjmë një bilanc elektronik.
Mn +2 -2 e= Mn +4 3 agjent reduktues;
Mn +7 +3e= Mn +4 2 agjent oksidues.
Ne i shkruajmë koeficientët në ekuacion, duke përmbledhur atomet e manganit në anën e djathtë të procesit, pasi ai i përket procesit të disproporcionit.
2KMnO 4 + 3MnSO 4 + 2H 2 O \u003d 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4.
konkluzioni
Reaksionet redoks janë të një rëndësie të veçantë për funksionimin e organizmave të gjallë. Shembuj të OVR janë proceset e kalbëzimit, fermentimit, aktivitetit nervor, frymëmarrjes dhe metabolizmit.
Oksidimi dhe reduktimi janë të rëndësishme për industrinë metalurgjike dhe kimike, falë proceseve të tilla, metalet mund të restaurohen nga përbërjet e tyre, të mbrohen nga korrozioni kimik dhe të përpunohen.
Për të hartuar një proces redoks në organik ose është e nevojshme të përdorni një algoritëm të caktuar veprimesh. Së pari, në skemën e propozuar, rregullohen gjendjet e oksidimit, më pas përcaktohen ato elemente që rritën (ulën) treguesin dhe regjistrohet bilanci elektronik.
Nëse ndiqni sekuencën e veprimeve të propozuara më sipër, mund të përballeni lehtësisht me detyrat e ofruara në teste.
Përveç metodës së bilancit elektronik, vendosja e koeficientëve është e mundur edhe me përpilimin e gjysmëreaksioneve.
Reaksionet, të cilat quhen redoks (ORR), ndodhin me një ndryshim në gjendjet e oksidimit të atomeve që janë pjesë e molekulave të reagentëve. Këto ndryshime ndodhin në lidhje me kalimin e elektroneve nga atomet e një elementi në tjetrin.
Proceset që ndodhin në natyrë dhe kryhen nga njeriu, në pjesën më të madhe, përfaqësojnë OVR. Procese të tilla të rëndësishme si frymëmarrja, metabolizmi, fotosinteza (6CO2 + H2O = C6H12O6 + 6O2) janë të gjitha OVR.
Në industri, me ndihmën e OVR, fitohen acide sulfurik, klorhidrik dhe shumë më tepër.
Rikuperimi i metaleve nga xehet - në fakt, baza e të gjithë industrisë metalurgjike - është gjithashtu një proces redoks. Për shembull, reaksioni për marrjen e hekurit nga hematiti: 2Fe2O3 + 3C = 4Fe + 3CO2.
Agjentët oksidues dhe reduktues: karakteristik
Atomet që heqin dorë nga elektronet në procesin e transformimit kimik quhen agjentë reduktues, gjendja e tyre e oksidimit (CO) rritet si rezultat. Atomet që pranojnë elektrone quhen agjentë oksidues dhe CO i tyre reduktohet.
Thuhet se agjentët oksidues reduktohen duke pranuar elektrone, dhe agjentët reduktues oksidohen duke dhuruar elektrone.
Përfaqësuesit më të rëndësishëm të agjentëve oksidues dhe reduktues janë paraqitur në tabelën e mëposhtme:
| Oksidues tipikë | Agjentët tipikë reduktues |
| Substanca të thjeshta të përbëra nga elementë me elektronegativitet të lartë (jometale): jod, fluor, klor, brom, oksigjen, ozon, squfur etj. | Substanca të thjeshta të përbëra nga atome të elementeve me elektronegativitet të ulët (metale ose jometale): hidrogjen H2, karboni C ( grafit), zink Zn, alumin Al, kalcium Ca, barium Ba, hekur Fe, krom Cr etj. |
Molekulat ose jonet që përmbajnë atome metalike ose jometale me gjendje të lartë oksidimi:
|
Molekulat ose jonet që përmbajnë atome metalike ose jometale me gjendje të ulët oksidimi:
|
| Përbërjet jonike që përmbajnë katione të disa metaleve me CO të lartë: Pb3+, Au3+, Ag+, Fe3+ dhe të tjera. | Përbërjet organike: alkoolet, acidet, aldehidet, sheqernat. |
Në bazë të ligjit periodik të elementeve kimike, më së shpeshti është e mundur të supozohen aftësitë redoks të atomeve të një elementi të caktuar. Sipas ekuacionit të reaksionit, është gjithashtu e lehtë të kuptohet se cilët nga atomet janë agjenti oksidues dhe agjenti reduktues.
Si të përcaktoni nëse një atom është një agjent oksidues ose reduktues: mjafton të shkruani CO dhe të kuptoni se cilët atome e rritën atë gjatë reaksionit (agjentët reduktues) dhe cilët e ulën atë (agjentët oksidues).
Substancat me natyrë të dyfishtë
Atomet që kanë CO të ndërmjetme janë të afta të pranojnë dhe dhurojnë elektrone, si rezultat i të cilave substancat që përmbajnë atome të tilla në përbërjen e tyre do të jenë në gjendje të veprojnë si një agjent oksidues dhe një agjent reduktues.
Një shembull do të ishte peroksidi i hidrogjenit. Oksigjeni që përmbahet në përbërjen e tij në CO-1 mund të pranojë një elektron dhe ta japë atë.
Kur ndërvepron me një agjent reduktues, peroksidi shfaq veti oksiduese, dhe me një agjent oksidues, ai shfaq veti reduktuese.
Ju mund t'i hidhni një vështrim më të afërt shembujve të mëposhtëm:
- reduktimi (peroksidi vepron si një agjent oksidues) kur ndërvepron me një agjent reduktues;
SO2 + H2O2 = H2SO4
O -1 + 1e \u003d O -2
- oksidimi (peroksidi është në këtë rast një agjent reduktues) kur ndërvepron me një agjent oksidues.
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O
2O -1 -2e \u003d O2 0
Klasifikimi OVR: shembuj
Ekzistojnë llojet e mëposhtme të reaksioneve redoks:
- oksidim-reduktim ndërmolekular (agjenti oksidues dhe agjenti reduktues janë në përbërje të molekulave të ndryshme);
- oksidim-reduktim intramolekular (agjenti oksidues është pjesë e së njëjtës molekulë si agjenti reduktues);
- disproporcioni (një atom i të njëjtit element është një agjent oksidues dhe reduktues);
- riproporcionimi (agjenti oksidues dhe agjenti reduktues formojnë një produkt si rezultat i reaksionit).
Shembuj të transformimeve kimike që lidhen me lloje të ndryshme të OVR:
- OVR intramolekulare janë më shpesh reaksione të dekompozimit termik të një substance:
2KCLO3 = 2KCl + 3O2
(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O
2NaNO3 = 2NaNO2 + O2
- OVR ndërmolekulare:
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe
- Reagimet e disproporcionit:
3Br2 + 6KOH = 5KBr + KBrO3 + 6H2O
3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
4KClO3 = KCl + 3KClO4
- Reagimet e riproporcionit:
2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
HOCl + HCl = H2O + Cl2
OVR aktuale dhe jo aktuale
Reaksionet redoks ndahen gjithashtu në aktuale dhe pa rrymë.
Rasti i parë është prodhimi i energjisë elektrike nëpërmjet një reaksioni kimik (burime të tilla energjie mund të përdoren në motorët e makinave, në pajisje radio inxhinierike, pajisjet e kontrollit), ose elektroliza, domethënë një reaksion kimik, përkundrazi, ndodh për shkak të energjisë elektrike (duke përdorur elektrolizën, mund të merrni substanca të ndryshme, të trajtoni sipërfaqet e metaleve dhe produkteve prej tyre).
Shembuj OVR pa rrymë mund të emërtojmë proceset e djegies, korrozionit të metaleve, frymëmarrjes dhe fotosintezës etj.
Metoda e bilancit elektronik OVR në kimi
Ekuacionet e shumicës së reaksioneve kimike barazohen me një përzgjedhje të thjeshtë koeficientët stekiometrikë. Sidoqoftë, kur zgjidhni koeficientët për OVR, mund të hasni në një situatë ku numri i atomeve të disa elementeve nuk mund të barazohet pa shkelur barazinë e numrit të atomeve të të tjerëve. Në ekuacionet e reaksioneve të tilla, koeficientët përzgjidhen me metodën e përpilimit të një bilanc elektronik.
Metoda bazohet në faktin se shuma e elektroneve të pranuara nga agjenti oksidues dhe numri i elektroneve të dhëna nga agjenti reduktues është sjellë në ekuilibër.
Metoda përbëhet nga disa faza:
- Shkruhet ekuacioni i reaksionit.
- Përcaktohen elementët e CO.
- Përcaktohen elementët që kanë ndryshuar gjendjen e oksidimit si rezultat i reaksionit. Gjysmë-reaksionet e oksidimit dhe reduktimit regjistrohen veçmas.
- Faktorët për ekuacionet e gjysmëreaksionit janë zgjedhur në mënyrë që të barazojnë elektronet e marra në gjysmëreaksionin e reduktimit dhe të dhëna në gjysmëreaksionin e oksidimit.
- Koeficientët e përzgjedhur futen në ekuacionin e reaksionit.
- Përzgjidhen koeficientët e mbetur të reagimit.
Në një shembull të thjeshtë ndërveprimet e aluminit me oksigjen, është e përshtatshme të shkruani ekuacionin hap pas hapi:
- Ekuacioni: Al + O2 = Al2O3
- CO i atomeve në substancat e thjeshta të aluminit dhe oksigjenit është 0.
Al 0 + O2 0 \u003d Al +3 2O -2 3
- Le të bëjmë gjysmëreagime:
Al 0 -3e \u003d Al +3;
O2 0 +4e = 2O -2
- Ne zgjedhim koeficientët, kur shumëzohen me të cilët, numri i elektroneve të marra dhe numri i elektroneve të dhëna do të jenë të njëjta:
Al 0 -3e \u003d Al +3 koeficienti 4;
O2 0 +4e = 2O -2 koeficienti 3.
- Ne vendosim koeficientët në skemën e reagimit:
4 Al+ 3 O2 = Al2O3
- Mund të shihet se për të barazuar të gjithë reagimin, mjafton të vendosni një koeficient përpara produktit të reagimit:
4Al + 3O2 = 2 Al2O3
Shembuj të detyrave për përpilimin e një bilanc elektronik
Mund të ndodhin sa vijon detyrat e barazimit OVR:
- Ndërveprimi i permanganatit të kaliumit me klorurin e kaliumit në një mjedis acid me çlirimin e klorit të gaztë.
Permanganati i kaliumit KMnO4 (permanganat kaliumi, "permanganat kaliumi") është një agjent i fortë oksidues për faktin se në KMnO4 gjendja e oksidimit të Mn është +7. Me të, gazi i klorit shpesh merret në laborator nga reagimi i mëposhtëm:
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
Bilanci elektronik:
Siç mund të shihet pas rregullimit të CO, atomet e klorit dhurojnë elektrone, duke rritur CO-në e tyre në 0, dhe atomet e manganit pranojnë elektrone:
Mn +7 +5e = Mn +2 shumëzues dy;
2Cl -1 -2e = Cl2 0 shumëzuesi pesë.
Ne vendosim koeficientët në ekuacion në përputhje me faktorët e zgjedhur:
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
Barazoni numrin e elementeve të tjerë:
10KCl + 2KMnO4 + 8 H2SO4 = 5Cl2 + 2MnSO4 + 6 K2SO4+ 8 H2O
- Ndërveprimi i bakrit (Cu) me acidin nitrik të koncentruar (HNO3) me çlirimin e oksidit nitrik të gaztë (NO2):
Cu + HNO3(konc.) = NO2 + Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu 0 + H +1 N +5 O3 -2 = N +4 O2 + Cu +2 (N +5 O3 -2) 2 + H2 +1 O -2
Bilanci elektronik:
Siç mund ta shihni, atomet e bakrit rrisin CO-në e tyre nga zero në dy, dhe atomet e azotit zvogëlohen nga +5 në +4
Cu 0 -2e \u003d Cu +2 faktori një;
N +5 +1e = N +4 shumëzues dy.
I vendosim koeficientët në ekuacion:
Cu 0 + 4 H +1 N +5 O3 -2 = 2 N +4 O2 + Cu +2 (N +5 O3 -2)2 + H2 +1 O -2
Cu+ 4 HNO3(konc.) = 2 NO2 + Cu(NO3)2 + 2 H2O
- Ndërveprimi i dikromatit të kaliumit me H2S në një mjedis acid:
Le të shkruajmë skemën e reagimit, rregullojmë 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 koeficienti 3;
2Cr +6 +6e = 2Cr +3 koeficienti 1.
Ne zëvendësojmë:
K2Cr2O7 + 3H2S + H2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
Barazoni pjesën tjetër të elementeve:
К2Сr2О7 + 3Н2S + 4Н2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7Н2О
Ndikimi i mjedisit të reaksionit
Natyra e mjedisit ndikon në rrjedhën e disa OVR. Roli i mjedisit të reagimit mund të gjurmohet me shembullin e ndërveprimit të permanganatit të kaliumit (KMnO4) dhe sulfitit të natriumit (Na2SO3) në vlera të ndryshme pH:
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 (pH<7 кислая среда);
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnO2 + KOH (pH = 7 mjedis neutral);
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + K2MnO4 + H2O (pH>7 alkaline).
Mund të shihet se një ndryshim në aciditetin e mediumit çon në formimin e produkteve të ndryshme të ndërveprimit të të njëjtave substanca. Kur aciditeti i mediumit ndryshon, ato ndodhin edhe për reagentët e tjerë që hyjnë në OVR. Ngjashëm me shembujt e treguar më lart, reaksionet që përfshijnë jonin dikromat Cr2O7 2- do të ndodhin me formimin e produkteve të ndryshme të reagimit në media të ndryshme:
në një mjedis acid, produkti do të jetë Cr 3+;
në alkaline - CrO2 -, CrO3 3+;
në neutral - Cr2O3.
Me rritjen e shkallës së oksidimit zhvillohet një proces oksidimi dhe vetë substanca është një agjent reduktues. Kur gjendja e oksidimit zvogëlohet, procesi i reduktimit vazhdon, dhe vetë substanca është një agjent oksidues.
Metoda e përshkruar e barazimit OVR quhet "metoda e bilancit të gjendjes së oksidimit".
Deklaruar në shumicën e teksteve të kimisë dhe përdoret gjerësisht në praktikë Metoda e bilancit elektronik për barazimin, OVR mund të përdoret me paralajmërimin se gjendja e oksidimit nuk është e barabartë me ngarkesën.
2. Metoda e gjysmëreaksioneve.
Në ato raste, kur reaksioni vazhdon në një tretësirë ujore (shkrirë), kur përpilohen ekuacione, ato nuk rrjedhin nga një ndryshim në gjendjen e oksidimit të atomeve që përbëjnë reaktantët, por nga një ndryshim në ngarkesat e grimcave reale, d.m.th. , ata marrin parasysh formën e ekzistencës së substancave në një tretësirë (jon, atom ose molekulë të një lënde të patretur ose të dobët të shpërbërjes së thjeshtë ose komplekse në ujë).
Në këtë rast kur përpilohen ekuacionet jonike të reaksioneve redoks, duhet t'i përmbahen të njëjtës formë shënimi që është miratuar për ekuacionet jonike të natyrës shkëmbyese, përkatësisht: komponimet e tretshme dobët, të disociuara dobët dhe të gazta duhet të shkruhen në formë molekulare, dhe jonet që nuk ndryshojnë gjendjen e tyre duhet të përjashtohen nga ekuacioni . Në këtë rast, proceset e oksidimit dhe reduktimit regjistrohen si gjysmë-reaksione të veçanta. Pasi i barazojnë ato sipas numrit të atomeve të secilit lloj, shtohen gjysmëreaksionet, duke e shumëzuar secilin me një koeficient që barazon ndryshimin e ngarkesës së agjentit oksidues dhe agjentit reduktues.
Metoda e gjysmë-reaksionit pasqyron më saktë ndryshimet e vërteta të substancave në procesin e reaksioneve redoks dhe lehtëson formulimin e ekuacioneve për këto procese në formë jonike-molekulare.
Sepse nga e njëjta reagentët produkte të ndryshme mund të merren në varësi të natyrës së mjedisit (acid, alkalik, neutral), për reaksione të tilla në skemën jonike, përveç grimcave që kryejnë funksionet e një agjenti oksidues dhe një agjenti reduktues, një grimcë që karakterizon reaksionin. të mjedisit (d.m.th., një jon H + ose një jon OH -, ose një molekulë H 2 O).
Shembulli 5 Duke përdorur metodën e gjysmë-reaksionit, renditni koeficientët në reaksion:
KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Zgjidhje. Reaksionin e shkruajmë në formë jonike, duke qenë se të gjitha substancat, përveç ujit, shpërbëhen në jone:
MnO 4 - + NO 2 - + 2H + ® Mn 2+ + NO 3 - + H 2 O
(K + dhe SO 4 2 - mbeten të pandryshuara, prandaj ato nuk tregohen në skemën jonike). Nga diagrami jonik shihet se agjenti oksidues jon permanganat(MnO 4 -) shndërrohet në -jon Mn 2+ dhe lirohen katër atome oksigjeni.
Në një mjedis acidçdo atom oksigjeni i çliruar nga agjenti oksidues lidhet me 2H + për të formuar një molekulë uji.
kjo nënkupton: MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O .
Dallimin në ngarkesat e produkteve dhe reagentëve e gjejmë: Dq = +2-7 = -5 (shenja "-" tregon që procesi i reduktimit është duke u zhvilluar dhe 5 është ngjitur me reagentët). Për procesin e dytë, konvertimi i NO 2 - në NO 3 - , oksigjeni i munguar vjen nga uji në agjentin reduktues, dhe si rezultat, formohet një tepricë e joneve H +, ndërsa reagentët humbasin 2 :
NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + .
Kështu marrim:
2 | MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O (reduktim),
5 | NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + (oksidim).
Duke shumëzuar termat e ekuacionit të parë me 2, dhe të dytën - me 5 dhe duke i shtuar ato, marrim ekuacionin jon-molekular për këtë reagim:
2MnO 4 - + 16H + + 5NO 2 - + 5H 2 O \u003d 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO 3 - + 10H +.
Duke anuluar grimcat identike në anën e majtë dhe të djathtë të ekuacionit, më në fund marrim ekuacionin jon-molekular:
2MnO 4 - + 5NO 2 - + 6H + = 2Mn 2+ + 5NO 3 - + 3H 2 O.
Sipas ekuacionit jonik, ne përpilojmë një ekuacion molekular:
2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5KNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.
Në mjedise alkaline dhe neutrale ju mund të udhëhiqeni nga rregullat e mëposhtme: në një mjedis alkalik dhe neutral, çdo atom oksigjeni i lëshuar nga agjenti oksidues kombinohet me një molekulë uji, duke formuar dy jone hidroksid (2OH -), dhe secili që mungon shkon te agjenti reduktues nga 2. OH - jonet me formimin e një molekule uji në një mjedis alkalik, dhe në një neutral vjen nga uji me lëshimin e 2 joneve H +.
Nese nje të përfshirë në reaksionet redoks peroksid hidrogjeni(H 2 O 2), është e nevojshme të merret parasysh roli i H 2 O 2 në një reagim të veçantë. Në H 2 O 2, oksigjeni është në një gjendje të ndërmjetme oksidimi (-1), prandaj, peroksidi i hidrogjenit në reaksionet redoks shfaq dualitet redoks. Në rastet kur H 2 O 2 është agjent oksidues, gjysmëreaksionet kanë formën e mëposhtme:
H 2 O 2 + 2H + + 2? ® 2H2O (medium acid);
H 2 O 2 +2? ® 2OH - (mjedise neutrale dhe alkaline).
Nëse peroksidi i hidrogjenit është agjent reduktues:
H 2 O 2 - 2? ® O 2 + 2H + (medium acid);
H 2 O 2 + 2OH - - 2? ® O 2 + 2H 2 O (alkaline dhe neutrale).
Shembulli 6 Barazoni reaksionin: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Zgjidhje. Reaksionin e shkruajmë në formë jonike:
I - + H 2 O 2 + 2H + ® I 2 + SO 4 2 - + H 2 O.
Ne përpilojmë gjysmëreaksione, duke pasur parasysh se H 2 O 2 në këtë reaksion është një agjent oksidues dhe reaksioni vazhdon në një mjedis acid:
1 2I - - 2= I 2,
1 H 2 O 2 + 2H + + 2® 2H 2 O.
Ekuacioni përfundimtar: 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.
Ekzistojnë katër lloje të reaksioneve redoks:
1 . Ndërmolekulare reaksionet redoks, në të cilat ndryshojnë gjendjet e oksidimit të atomeve të elementeve që përbëjnë substanca të ndryshme. Reagimet e diskutuara në shembujt 2-6 janë të këtij lloji.
2 . Intramolekulare reaksionet redoks në të cilat gjendja e oksidimit ndryshohet nga atomet e elementeve të ndryshëm të së njëjtës substancë. Sipas këtij mekanizmi, zhvillohen reaksionet e zbërthimit termik të përbërjeve. Për shembull, në reagim
Pb(NO 3) 2 ® PbO + NO 2 + O 2
ndryshon gjendjen e oksidimit të azotit (N +5 ® N +4) dhe atomit të oksigjenit (O - 2 ® O 2 0) të vendosura brenda molekulës Pb(NO 3) 2.
3. Reaksionet e vetëoksidimit-vetë-shërimit(shpërpjestim, shpërbërje). Në këtë rast, gjendja e oksidimit të të njëjtit element rritet dhe zvogëlohet. Reaksionet e disproporcionit janë karakteristikë e përbërjeve ose elementeve të substancave që korrespondojnë me një nga gjendjet e ndërmjetme të oksidimit të elementit.
Shembulli 7 Duke përdorur të gjitha metodat e mësipërme, barazoni reagimin:
Zgjidhje.
a) Metoda e balancimit të gjendjeve të oksidimit.
Le të përcaktojmë gjendjet e oksidimit të elementeve të përfshirë në procesin redoks para dhe pas reaksionit:
K 2 MnO 4 + H 2 O ® KMnO 4 + MnO 2 + KOH.
Nga një krahasim i gjendjeve të oksidimit rezulton se mangani merr pjesë njëkohësisht në procesin e oksidimit, duke rritur gjendjen e oksidimit nga +6 në +7, dhe në procesin e reduktimit, duke ulur gjendjen e oksidimit nga +6 në +4,2 Mn +6 ® Mn + 7 ; Dw = 7-6 = +1 (procesi i oksidimit, agjenti reduktues),
1 Mn +6 ® Mn +4; Dw = 4-6 = -2 (procesi i reduktimit, agjent oksidues).
Meqenëse në këtë reaksion e njëjta substancë (K 2 MnO 4) vepron si agjent oksidues dhe reduktues, përmblidhen koeficientët përballë saj. Ne shkruajmë ekuacionin:
3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.
b) Metoda e gjysmëreaksioneve.
Reagimi zhvillohet në një mjedis neutral. Ne hartojmë një skemë reaksioni jonik, duke marrë parasysh që H 2 O është një elektrolit i dobët, dhe MnO 2 është një oksid që është dobët i tretshëm në ujë:
MnO 4 2 - + H 2 O ® MnO 4 - + ¯MnO 2 + OH - .
Ne shkruajmë gjysmëreaksionet:
2 MnO 4 2 - - ? ® MnO 4 - (oksidim),
1 MnO 4 2 - + 2H 2 O + 2? ® MnO 2 + 4OH - (rikuperim).
Ne shumëzojmë me koeficientët dhe shtojmë të dy gjysmëreaksionet, marrim ekuacionin total jonik:
3MnO 4 2 - + 2H 2 O \u003d 2MnO 4 - + MnO 2 + 4OH -.
Ekuacioni molekular: 3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.
Në këtë rast, K 2 MnO 4 është njëkohësisht një agjent oksidues dhe një agjent reduktues.
4. Reaksionet intramolekulare të reduktimit të oksidimit, në të cilat gjendjet e oksidimit të atomeve të të njëjtit element janë në linjë (d.m.th., e kundërta e atyre të konsideruara më parë), janë procese kundërdisproporcioni(ndërrimi), për shembull
NH 4 NO 2 ® N 2 + 2H 2 O.
1 2N - 3 - 6? ® N 2 0 (procesi i oksidimit, agjenti reduktues),
1 2N +3 + 6?® N 2 0 (procesi i reduktimit, agjent oksidues).
Më të vështirat janë reaksionet redoks në të cilat atomet ose jonet e jo një, por dy ose më shumë elementeve oksidohen ose reduktohen njëkohësisht.
Shembulli 8 Barazoni reagimin duke përdorur metodat e mësipërme:
3 -2 +5 +5 +6 +2
Si 2 S 3 + HNO 3 ® H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO.
18. Reaksionet redoks (vazhdim 1)
18.5. OVR peroksid hidrogjeni
Në molekulat e peroksidit të hidrogjenit H 2 O 2, atomet e oksigjenit janë në gjendjen e oksidimit –I. Kjo është një gjendje e ndërmjetme dhe jo më e qëndrueshme e oksidimit të atomeve të këtij elementi, kështu që peroksidi i hidrogjenit shfaq veti oksiduese dhe reduktuese.
Aktiviteti redoks i kësaj substance varet nga përqendrimi. Në solucionet e përdorura zakonisht me një pjesë masive prej 20%, peroksidi i hidrogjenit është një agjent mjaft i fortë oksidues; në tretësirat e holluara, aktiviteti i tij oksidues zvogëlohet. Vetitë reduktuese të peroksidit të hidrogjenit janë më pak karakteristike se ato oksiduese dhe varen edhe nga përqendrimi.
Peroksidi i hidrogjenit është një acid shumë i dobët (shih Shtojcën 13), prandaj, në solucione fort alkaline, molekulat e tij shndërrohen në jone hidroperoksid.
Në varësi të reagimit të mediumit dhe nëse agjenti oksidues ose reduktues është peroksid hidrogjeni në këtë reaksion, produktet e ndërveprimit redoks do të jenë të ndryshëm. Ekuacionet e gjysmë-reaksionit për të gjitha këto raste janë dhënë në tabelën 1.
Tabela 1
Ekuacionet për gjysmëreaksionet redoks të H 2 O 2 në tretësirë
Reagimi i mjedisit |
H 2 O 2 oksidues |
Agjent reduktues H 2 O 2 |
| Acidi | ||
| Neutral | H 2 O 2 + 2e - \u003d 2OH | H 2 O 2 + 2H 2 O - 2e - \u003d O 2 + 2H 3 O |
| alkaline | HO 2 + H 2 O + 2e - \u003d 3OH |
Le të shqyrtojmë shembuj të OVR që përfshin peroksid hidrogjeni.
Shembulli 1. Shkruani një ekuacion për reaksionin që ndodh kur një tretësirë e jodidit të kaliumit i shtohet një tretësire e peroksidit të hidrogjenit, të acidifikuar me acid sulfurik.
| 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
Shembulli 2. Shkruani një ekuacion për reaksionin ndërmjet permanganatit të kaliumit dhe peroksidit të hidrogjenit në një tretësirë ujore të acidifikuar me acid sulfurik.
| 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
Shembulli 3 Shkruani një ekuacion për reaksionin e peroksidit të hidrogjenit me jodur natriumi në tretësirë në prani të hidroksidit të natriumit.
| 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
Pa marrë parasysh reagimin e neutralizimit midis hidroksidit të natriumit dhe peroksidit të hidrogjenit, ky ekuacion shpesh shkruhet si më poshtë:
3H 2 O 2 + NaI \u003d 3H 2 O + NaIO 3 (në prani të NaOH)
I njëjti ekuacion do të merret nëse formimi i joneve hidroperoksid nuk merret parasysh menjëherë (në fazën e përpilimit të bilancit).
Shembulli 4. Shkruani një ekuacion për reaksionin që ndodh kur dioksidi i plumbit shtohet në një tretësirë të peroksidit të hidrogjenit në prani të hidroksidit të kaliumit.
Dioksidi i plumbit PbO 2 është një agjent oksidues shumë i fortë, veçanërisht në një mjedis acid. Duke u rikuperuar në këto kushte, ai formon jone Pb 2. Në një mjedis alkalik, kur PbO 2 reduktohet, formohen jone.
| 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
Pa marrë parasysh formimin e joneve hidroperoksid, ekuacioni shkruhet si më poshtë:
PbO 2 + H 2 O 2 + OH = + O 2 + 2H 2 O
Nëse, sipas kushtit të caktimit, zgjidhja e shtuar e peroksidit të hidrogjenit ishte alkaline, atëherë ekuacioni molekular duhet të shkruhet si më poshtë:
PbO 2 + H 2 O + KHO 2 \u003d K + O 2
Nëse një zgjidhje neutrale e peroksidit të hidrogjenit i shtohet përzierjes së reaksionit që përmban alkali, atëherë ekuacioni molekular mund të shkruhet pa marrë parasysh formimin e hidroperoksidit të kaliumit:
PbO 2 + KOH + H 2 O 2 \u003d K + O 2
18.6. Dismutacionet e OVR dhe OVR intramolekulare
Ndër reaksionet redoks janë reaksionet e dismutimit (disproporcioni, vetë-oksidimi-vetë-shërimi).
Një shembull i një reaksioni dismutimi të njohur për ju është reagimi i klorit me ujë:
Cl 2 + H 2 O HCl + HClO
Në këtë reaksion, gjysma e atomeve të klorit (0) oksidohen në gjendjen e oksidimit +I, dhe gjysma tjetër reduktohet në gjendjen e oksidimit –I:
Le të përdorim metodën e bilancit elektron-jon për të hartuar një ekuacion për një reaksion të ngjashëm që ndodh kur klori kalon përmes një zgjidhjeje të ftohtë alkali, për shembull, 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
Të gjithë koeficientët në këtë ekuacion kanë një pjesëtues të përbashkët, pra:
Cl 2 + 2OH \u003d Cl + ClO + H 2 O
Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O
Shpërbërja e klorit në një zgjidhje të nxehtë vazhdon disi ndryshe:
| 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
Me rëndësi të madhe praktike është shpërbërja e dioksidit të azotit gjatë reagimit të tij me ujë ( a) dhe me solucione alkali ( b):
| a) | NO 2 + 3H 2 O - e - \u003d JO 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 JO 2 | ||||
2NO 2 + 2H 2 O \u003d JO 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 |
||||
Reaksionet e dismutimit ndodhin jo vetëm në solucione, por edhe kur lëndët e ngurta nxehen, për shembull, klorati i kaliumit:
4KClO 3 \u003d KCl + 3KClO 4
Një shembull karakteristik dhe shumë efektiv i OVR intramolekulare është reaksioni i zbërthimit termik të dikromatit të amonit (NH 4) 2 Cr 2 O 7 . Në këtë substancë, atomet e azotit janë në gjendjen e tyre më të ulët të oksidimit (–III), dhe atomet e kromit janë në nivelin më të lartë (+VI). Në temperaturën e dhomës, kjo përbërje është mjaft e qëndrueshme, por kur nxehet, dekompozohet me shpejtësi. Në këtë rast, kromi (VI) shndërrohet në krom (III), gjendja më e qëndrueshme e kromit, ndërsa azoti (–III) shndërrohet në azot (0), gjithashtu gjendja më e qëndrueshme. Duke marrë parasysh numrin e atomeve në njësinë e formulës së ekuacionit të bilancit elektronik:
| 2Cr + VI + 6e – = 2Cr + III | |
| 2N -III - 6e - \u003d N 2, |
dhe vetë ekuacioni i reagimit:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.
Një shembull tjetër i rëndësishëm i OVR intramolekular është zbërthimi termik i perkloratit të kaliumit KClO 4 . Në këtë reagim, klori (VII), si gjithmonë, kur vepron si një agjent oksidues, kalon në klor (–I), duke oksiduar oksigjenin (–II) në një substancë të thjeshtë:
| 1 | Cl + VII + 8e – = Cl –I | |
| 2 | 2O -II - 4e - \u003d O 2 |
dhe rrjedhimisht ekuacioni i reaksionit
KClO 4 \u003d KCl + 2O 2
Në mënyrë të ngjashme, klorati i kaliumit KClO 3 dekompozohet kur nxehet, nëse dekompozimi kryhet në prani të një katalizatori (MnO 2): 2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2
Në mungesë të një katalizatori, reaksioni i dismutimit vazhdon.
Në grupin e OVR intramolekulare përfshihen edhe reaksionet e dekompozimit termik të nitrateve.
Zakonisht, proceset që ndodhin kur nitratet nxehen janë mjaft komplekse, veçanërisht në rastin e hidrateve kristalore. Nëse molekulat e ujit mbahen dobët në hidratin kristalor, atëherë me ngrohje të dobët, ndodh dehidrimi i nitratit [për shembull, LiNO 3 . 3H 2 O dhe Ca(NO 3) 2 4H 2 O dehidratohen në LiNO 3 dhe Ca(NO 3) 2 ], nëse uji është i lidhur më fort [si, për shembull, në Mg(NO 3) 2 . 6H 2 O dhe Bi(NO 3) 3 . 5H 2 O], atëherë ndodh një lloj reaksioni "hidrolize intramolekulare" me formimin e kripërave bazë - nitrateve hidroksid, të cilat, pas ngrohjes së mëtejshme, mund të kthehen në nitrate oksidi ( dhe (NO 3) 6 ), këto të fundit në një nivel më të lartë. temperatura zbërthehet në okside.
Nitratet anhidër, kur nxehen, mund të dekompozohen në nitrite (nëse ekzistojnë dhe janë ende të qëndrueshme në këtë temperaturë), dhe nitritet mund të dekompozohen në okside. Nëse ngrohja kryhet në një temperaturë mjaft të lartë, ose oksidi përkatës është i paqëndrueshëm (Ag 2 O, HgO), atëherë metali (Cu, Cd, Ag, Hg) mund të jetë gjithashtu një produkt i dekompozimit termik.
Një skemë disi e thjeshtuar e dekompozimit termik të nitrateve është paraqitur në fig. 5.
Shembuj të transformimeve të njëpasnjëshme që ndodhin kur disa nitrate nxehen (temperaturat janë dhënë në gradë Celsius):
KNO 3 KNO 2 K 2 O;
Ca(NO3)2. 4H2O Ca(NO 3) 2 Ca(NO 2) 2 CaO;
Mg(NO3)2. 6H2O 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 2 O Bi(NO 3) 2 (OH) Bi(NO 3) (OH) 2 (NO 3) 6 Bi 2 O 3 .
Megjithë kompleksitetin e proceseve në vazhdim, kur i përgjigjen pyetjes se çfarë do të ndodhë kur nitrat anhidër përkatës "kalcinohet" (d.m.th., në një temperaturë prej 400 - 500 o C), ata zakonisht udhëhiqen nga rregullat e mëposhtme jashtëzakonisht të thjeshtuara. :
1) nitratet e metaleve më aktive (në serinë e tensioneve - në të majtë të magnezit) dekompozohen në nitrite;
2) nitratet e metaleve më pak aktive (në një seri tensionesh - nga magnezi në bakër) dekompozohen në okside;
3) nitratet e metaleve më pak aktive (në të djathtë të bakrit në serinë e tensionit) dekompozohen në metal.
Kur përdorni këto rregulla, duhet të mbahet mend se në kushte të tilla
LiNO 3 dekompozohet në oksid,
Be (NO 3) 2 zbërthehet në oksid në një temperaturë më të lartë,
nga Ni (NO 3) 2, përveç NiO, mund të merret edhe Ni (NO 2) 2,
Mn(NO 3) 2 zbërthehet në Mn 2 O 3,
Fe(NO 3) 2 zbërthehet në Fe 2 O 3;
nga Hg (NO 3) 2, përveç merkurit, mund të merret edhe oksidi i tij.
Konsideroni shembuj tipikë të reagimeve që lidhen me këto tre lloje:
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. Reaksionet e ndërrimit redoks Këto reaksione mund të jenë ndërmolekulare dhe intramolekulare. Për shembull, OVR intramolekulare që ndodh gjatë dekompozimit termik të nitratit të amonit dhe nitritit i përkasin reaksioneve të komutimit, pasi shkalla e oksidimit të atomeve të azotit barazohet këtu: NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2H 2 O (rreth 200 o C) Në një temperaturë më të lartë (250 - 300 o C), nitrati i amonit zbërthehet në N 2 dhe NO, dhe në një temperaturë akoma më të lartë (mbi 300 o C) në azot dhe oksigjen, në të dyja rastet formohet ujë. Një shembull i një reaksioni ndërmolekular është reaksioni që ndodh kur derdhen zgjidhje të nxehta të nitritit të kaliumit dhe klorurit të amonit: NH 4 + NO 2 \u003d N 2 + 2H 2 O NH 4 Cl + KNO 2 \u003d KCl + N 2 + 2H 2 O Nëse një reagim i ngjashëm kryhet duke ngrohur një përzierje të sulfatit kristalor të amonit dhe nitratit të kalciumit, atëherë, në varësi të kushteve, reagimi mund të vazhdojë në mënyra të ndryshme: (NH 4) 2 SO 4 + Ca(NO 3) 2 = 2N 2 O + 4H 2 O + CaSO 4 (t< 250 o C) E para dhe e treta e këtyre reaksioneve janë reaksionet e komutimit, e dyta është një reaksion më kompleks, duke përfshirë si komutimin e atomeve të azotit ashtu edhe oksidimin e atomeve të oksigjenit. Cili nga reaksionet do të vazhdojë në temperaturë mbi 250 o C varet nga raporti i reagentëve. Reaksionet e ndërrimit që çojnë në formimin e klorit ndodhin kur kripërat e acideve të klorit që përmbajnë oksigjen trajtohen me acid klorhidrik, për shembull: 6HCl + KClO 3 \u003d KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O Gjithashtu, nga reaksioni i kalimit, squfuri formohet nga sulfuri i gaztë i hidrogjenit dhe dioksidi i squfurit: 2H 2 S + SO 2 \u003d 3S + 2H 2 O Komutimet e OVR janë mjaft të shumta dhe të ndryshme - ato madje përfshijnë disa reaksione acid-bazë, për shembull: NaH + H 2 O \u003d NaOH + H 2. Të dy balancat elektron-jonike dhe elektronike përdoren për të përpiluar ekuacionet e komutacionit OVR, në varësi të faktit nëse një reaksion i caktuar ndodh në një zgjidhje apo jo. 18.8. Elektroliza Duke studiuar kapitullin IX, u njohët me elektrolizën e shkrirjeve të substancave të ndryshme. Meqenëse jonet e lëvizshme janë gjithashtu të pranishme në tretësirë, tretësirat e elektroliteve të ndryshme gjithashtu mund t'i nënshtrohen elektrolizës. Si në elektrolizën e shkrirjeve ashtu edhe në elektrolizën e tretësirave zakonisht përdoren elektroda të bëra nga një material që nuk reagon (grafit, platin etj.), por ndonjëherë elektroliza kryhet edhe me një anodë "të tretshme". Anoda "e tretshme" përdoret në ato raste kur është e nevojshme të merret një lidhje elektrokimike e elementit nga i cili është bërë anoda. Gjatë elektrolizës, është shumë e rëndësishme që hapësirat e anodës dhe katodës të ndahen, ose elektroliti të përzihet gjatë reaksionit - produktet e reaksionit në këto raste mund të rezultojnë të jenë të ndryshëm. Konsideroni rastet më të rëndësishme të elektrolizës. 1. Elektroliza e shkrirjes së NaCl. Elektrodat janë inerte (grafit), hapësirat e anodës dhe katodës janë të ndara. Siç e dini tashmë, në këtë rast, reagimet ndodhin në katodë dhe në anodë: K: Na + e - = Na Duke shkruar kështu ekuacionet e reaksioneve që ndodhin në elektroda, marrim gjysmëreaksione me të cilat mund të veprojmë saktësisht në të njëjtën mënyrë si në rastin e përdorimit të metodës së bilancit elektron-jon:
Duke shtuar këto ekuacione të gjysmë-reaksionit, marrim ekuacionin e elektrolizës jonike 2Na + 2Cl 2Na + Cl2 dhe më pas molekulare 2NaCl 2Na + Cl 2 Në këtë rast, hapësirat e katodës dhe anodës duhet të ndahen në mënyrë që produktet e reaksionit të mos reagojnë me njëri-tjetrin. Në industri, ky reagim përdoret për të prodhuar natrium metalik. 2. Elektroliza e shkrirjes së K 2 CO 3. Elektrodat janë inerte (platin). Hapësirat e katodës dhe anodës janë të ndara.
4K+ + 2CO 3 2 4K + 2CO 2 + O 2 3. Elektroliza e ujit (H 2 O). Elektrodat janë inerte.
4H 3 O + 4OH 2H 2 + O 2 + 6H 2 O 2H 2 O 2H 2 + O 2 Uji është një elektrolit shumë i dobët, përmban shumë pak jone, kështu që elektroliza e ujit të pastër është jashtëzakonisht e ngadaltë. 4. Elektroliza e tretësirës CuCl 2. Elektroda grafiti. Sistemi përmban katione Cu 2 dhe H 3 O, si dhe anione Cl dhe OH. Jonet Cu 2 janë agjentë oksidues më të fortë se jonet H 3 O (shih serinë e tensioneve), prandaj, jonet e bakrit do të shkarkohen para së gjithash në katodë dhe vetëm kur të mbeten shumë pak prej tyre, jonet e oksoniumit do të shkarkohen. . Për anionet, mund të ndiqni rregullin e mëposhtëm: |
