Innan vi ger exempel på redoxreaktioner med en lösning lyfter vi fram de viktigaste definitionerna som är förknippade med dessa transformationer.
De atomer eller joner som under interaktion ändrar sitt oxidationstillstånd med en minskning (accepterar elektroner) kallas oxidationsmedel. Bland ämnen med sådana egenskaper finns starka oorganiska syror: svavelsyra, saltsyra, salpetersyra.
Oxidationsmedel
Alkalimetallpermanganater och kromater är också starka oxidationsmedel.
Oxidatorn accepterar under reaktionen vad den behöver innan den fullbordar energinivån (etablerar den färdiga konfigurationen).
Reduktionsmedel
Varje redoxreaktionsschema innefattar identifiering av ett reduktionsmedel. Det inkluderar joner eller neutrala atomer som kan öka deras oxidationstillstånd under interaktion (de donerar elektroner till andra atomer).
Typiska reduktionsmedel inkluderar metallatomer.
Processer i OVR
Vad mer kännetecknas de av en förändring i oxidationstillstånden för utgångsämnena.
Oxidation innebär processen att frigöra negativa partiklar. Reduktion innebär att de accepteras från andra atomer (joner).
Parsningsalgoritm
Exempel på redoxreaktioner med lösningar erbjuds i olika referensmaterial utformade för att förbereda gymnasieelever för slutliga kemiprov.
För att framgångsrikt klara av de uppgifter som föreslås i OGE och Unified State Exam är det viktigt att behärska algoritmen för att kompilera och analysera redoxprocesser.
- Först och främst tilldelas laddningsvärden till alla element i de ämnen som föreslås i diagrammet.
- Atomer (joner) från vänster sida av reaktionen skrivs ut, som under interaktionen ändrade sina indikatorer.
- När oxidationstillståndet ökar används tecknet "-" och när oxidationstillståndet minskar, "+".
- Den minsta gemensamma multipeln (talet med vilket de delas utan rest) bestäms mellan de givna och accepterade elektronerna.
- När vi dividerar NOC med elektroner får vi stereokemiska koefficienter.
- Vi placerar dem framför formlerna i ekvationen.
Det första exemplet från OGE
I nian vet inte alla elever hur man löser redoxreaktioner. Det är därför de gör många misstag och inte får höga poäng för OGE. Algoritmen för åtgärder ges ovan, låt oss nu försöka räkna ut det med hjälp av specifika exempel.
Det speciella med uppgifterna om arrangemanget av koefficienter i den föreslagna reaktionen, som ges till utexaminerade från det grundläggande utbildningsstadiet, är att både vänster och höger sida av ekvationen ges.
Detta förenklar uppgiften avsevärt, eftersom du inte behöver självständigt uppfinna interaktionsprodukter eller välja saknade utgångsämnen.
Till exempel föreslås det att använda en elektronisk våg för att identifiera koefficienterna i reaktionen:
Vid första anblicken kräver denna reaktion inte stereokemiska koefficienter. Men för att bekräfta din åsikt är det nödvändigt att alla element har avgiftsnummer.
I binära föreningar, som inkluderar kopparoxid (2) och järnoxid (2), är summan av oxidationstillstånd noll, givet att för syre är det -2, för koppar och järn är denna indikator +2. Enkla ämnen ger inte upp (accepterar inte) elektroner, så de kännetecknas av ett nolloxidationstillstånd.
Låt oss rita upp en elektronisk våg som visar med ett "+" och "-" tecken antalet elektroner som tas emot och ges under interaktionen.
Feo -2e=Fe2+.
Eftersom antalet elektroner som accepteras och doneras under interaktionen är detsamma, är det ingen mening att hitta den minsta gemensamma multipeln, bestämma stereokemiska koefficienter och lägga in dem i det föreslagna interaktionsschemat.
För att få maximal poäng för uppgiften är det nödvändigt att inte bara skriva ner exempel på redoxreaktioner med lösningar, utan också att separat skriva ut formeln för oxidationsmedlet (CuO) och reduktionsmedlet (Fe).
Andra exemplet med OGE
Låt oss ge fler exempel på redoxreaktioner med lösningar som kan mötas av niondeklassare som har valt kemi som slutprov.
Antag att det föreslås att koefficienterna ska placeras i ekvationen:
Na+HCl=NaCl+H2.
För att klara uppgiften är det först viktigt att bestämma oxidationstillstånden för varje enkel och komplex substans. För natrium och väte kommer de att vara lika med noll, eftersom de är enkla ämnen.
I saltsyra har väte ett positivt oxidationstillstånd och klor har ett negativt oxidationstillstånd. Efter att ha ordnat koefficienterna får vi en reaktion med koefficienter.
Den första från Unified State Exam
Hur kompletterar man redoxreaktioner? Exempel med lösningar som finns på Unified State Exam (betyg 11) kräver att luckor fylls i, såväl som placering av koefficienter.
Till exempel måste du komplettera reaktionen med en elektronisk balans:
H 2 S+ HMnO 4 = S+ MnO 2 +…
Identifiera reduktionsmedlet och oxidationsmedlet i det föreslagna schemat.
Hur lär man sig att skriva redoxreaktioner? Provet förutsätter användningen av en specifik algoritm.
För det första är det nödvändigt att ställa in oxidationstillstånden i alla ämnen som ges enligt villkoren för problemet.
Därefter måste du analysera vilket ämne som kan bli en okänd produkt i denna process. Eftersom det finns ett oxidationsmedel (mangan spelar sin roll) och ett reduktionsmedel (svavel är dess roll), ändras inte oxidationstillstånden i den önskade produkten, därför är det vatten.
När vi diskuterar hur man korrekt löser redoxreaktioner, noterar vi att nästa steg kommer att vara att kompilera en elektronisk relation:
Mn+7 tar 3 e= Mn+4;
S-2 ger 2e= So.
Mangankatjonen är ett reduktionsmedel och svavelanjonen är ett typiskt oxidationsmedel. Eftersom den minsta multipeln mellan de mottagna och donerade elektronerna kommer att vara 6, får vi koefficienterna: 2, 3.
Det sista steget kommer att vara att infoga koefficienterna i den ursprungliga ekvationen.
3H2S+ 2HMnO4 = 3S+ 2MnO2 + 4H2O.
Det andra provet av OVR i Unified State Exam
Hur formulerar man redoxreaktioner korrekt? Exempel med lösningar hjälper dig att räkna ut algoritmen för åtgärder.
Det föreslås att använda den elektroniska balansmetoden för att fylla i luckorna i reaktionen:
PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…
Vi ordnar oxidationstillstånden för alla grundämnen. I denna process manifesteras oxiderande egenskaper av mangan, som är en del av kompositionen och reduktionsmedlet måste vara fosfor, vilket ändrar dess oxidationstillstånd till positivt i fosforsyra.
Enligt det gjorda antagandet får vi reaktionsschemat, sedan komponerar vi elektronbalansekvationen.
P -3 ger 8 e och förvandlas till P +5;
Mn +7 tar 3e, blir Mn +4.
LOC kommer att vara 24, så fosfor måste ha en stereometrisk koefficient på 3 och mangan -8.
Vi lägger in koefficienterna i den resulterande processen, vi får:
3 PH3 + 8 HMnO4 = 8 MnO2 + 4H2O+ 3 H3PO4.
Tredje exemplet från Unified State Exam
Med hjälp av elektronjonbalans måste du skapa en reaktion, ange reduktionsmedel och oxidationsmedel.
KMnO4 + MnSO4 +…= MnO2 +…+ H2SO4.
Enligt algoritmen ordnar vi oxidationstillstånden för varje element. Därefter bestämmer vi vilka ämnen som saknas i den högra och vänstra delen av processen. Här anges ett reduktionsmedel och ett oxidationsmedel, så de saknade föreningarnas oxidationstillstånd ändras inte. Den förlorade produkten kommer att vara vatten, och utgångsföreningen kommer att vara kaliumsulfat. Vi får ett reaktionsschema för vilket vi upprättar en elektronisk balans.
Mn+2-2 e= Mn+43-reduktionsmedel;
Mn +7 +3e= Mn +4 2 oxidationsmedel.
Vi skriver in koefficienterna i ekvationen och summerar manganatomerna på höger sida av processen, eftersom det relaterar till disproportioneringsprocessen.
2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O= 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4.
Slutsats
Redoxreaktioner är av särskild betydelse för levande organismers funktion. Exempel på OVR är processerna av ruttnande, jäsning, nervös aktivitet, andning och metabolism.
Oxidation och reduktion är relevant för den metallurgiska och kemiska industrin; tack vare sådana processer är det möjligt att återställa metaller från deras föreningar, skydda dem från kemisk korrosion och bearbeta dem.
För att sammanställa en redoxprocess i organiskt material är det nödvändigt att använda en viss algoritm för åtgärder. Först, i det föreslagna schemat, ställs oxidationstillstånden in, sedan bestäms de element som ökade (minskade) indikatorn och den elektroniska balansen registreras.
Om du följer sekvensen av åtgärder som föreslagits ovan kan du enkelt klara av de uppgifter som erbjuds i testerna.
Förutom den elektroniska balansmetoden är arrangemanget av koefficienter också möjligt genom att sammansätta halvreaktioner.
Reaktioner, som kallas redoxreaktioner (ORR), inträffar med en förändring i oxidationstillstånden för atomerna som finns i reagensmolekylerna. Dessa förändringar uppstår på grund av överföringen av elektroner från atomer av ett element till ett annat.
Processer som förekommer i naturen och utförs av människor representerar mestadels OVR. Sådana viktiga processer som andning, metabolism, fotosyntes (6CO2 + H2O = C6H12O6 + 6O2) är alla OVR.
Inom industrin produceras med hjälp av ORR svavelsyra, saltsyra och mycket mer.
Utvinningen av metaller från malmer - i själva verket grunden för hela den metallurgiska industrin - är också en oxidations-reduktionsprocess. Till exempel, reaktionen för att producera järn från hematit: 2Fe2O3 + 3C = 4Fe+3CO2.
Oxidationsmedel och reduktionsmedel: egenskaper
Atomer som donerar elektroner under en kemisk omvandling kallas reduktionsmedel, och deras oxidationstillstånd (CO) ökar som ett resultat. Atomer som tar emot elektroner kallas oxidationsmedel och deras CO minskar.
De säger att oxidationsmedel reduceras genom att ta emot elektroner, och reduktionsmedel oxideras genom att elektroner förloras.
De viktigaste representanterna för oxiderande och reducerande medel presenteras i följande tabell:
| Typiska oxidationsmedel | Typiska reduktionsmedel |
| Enkla ämnen som består av grundämnen med hög elektronegativitet (icke-metaller): jod, fluor, klor, brom, syre, ozon, svavel, etc. | Enkla ämnen som består av atomer av element med låg elektronegativitet (metaller eller icke-metaller): väte H2, kol C ( grafit), zink Zn, aluminium Al, kalcium Ca, barium Ba, järn Fe, krom Cr och så vidare. |
Molekyler eller joner som innehåller metall- eller icke-metallatomer med höga oxidationstillstånd:
|
Molekyler eller joner som innehåller atomer av metaller eller icke-metaller med låga oxidationstillstånd:
|
| Joniska föreningar som innehåller katjoner av vissa metaller med hög CO: Pb3+, Au3+, Ag+, Fe3+ och andra. | Organiska föreningar: alkoholer, syror, aldehyder, sockerarter. |
Baserat på kemiska grundämnens periodiska lag kan man oftast anta redoxförmågan hos ett visst grundämnes atomer. Från reaktionsekvationen är det också lätt att förstå vilka atomer som är oxidationsmedlet och reduktionsmedlet.
Hur man avgör om en atom är ett oxidationsmedel eller ett reduktionsmedel: det räcker med att skriva ner CO och förstå vilka atomer som ökade det under reaktionen (reduktionsmedel) och vilka som minskade det (oxidationsmedel).
Ämnen med dubbel natur
Atomer med mellanliggande CO kan både ta emot och donera elektroner, som ett resultat kommer ämnen som innehåller sådana atomer i sin sammansättning att ha möjlighet att fungera som både ett oxidationsmedel och ett reduktionsmedel.
Ett exempel skulle vara väteperoxid. Syret som finns i CO -1 kan antingen ta emot en elektron eller ge bort den.
När den interagerar med ett reduktionsmedel uppvisar peroxid oxiderande egenskaper och när den interagerar med ett oxidationsmedel uppvisar den reducerande egenskaper.
Du kan ta en närmare titt med hjälp av följande exempel:
- reduktion (peroxid fungerar som ett oxidationsmedel) när den interagerar med ett reduktionsmedel;
SO2 + H2O2 = H2SO4
O-1 +le = O-2
- oxidation (peroxid är ett reduktionsmedel i detta fall) när den interagerar med ett oxidationsmedel.
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O
2О -1 -2е = О2 0
OVR-klassificering: exempel
Följande typer av redoxreaktioner särskiljs:
- intermolekylär oxidationsreduktion (oxidationsmedlet och reduktionsmedlet finns i olika molekyler);
- intramolekylär oxidationsreduktion (oxidationsmedlet är en del av samma molekyl som reduktionsmedlet);
- disproportionering (oxidationsmedlet och reduktionsmedlet är en atom av samma grundämne);
- reproportionering (oxidationsmedlet och reduktionsmedlet bildar en produkt som ett resultat av reaktionen).
Exempel på kemiska omvandlingar relaterade till olika typer av ORR:
- Intramolekylära ORR är oftast reaktioner av termisk nedbrytning av ett ämne:
2KCLO3 = 2KCl + 3O2
(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O
2NaNO3 = 2NaNO2 + O2
- Intermolekylär OVR:
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe
- Disproportionella reaktioner:
3Br2 + 6KOH = 5KBr + KBrO3 + 6H2O
3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
4KClO3 = KCl + 3KClO4
- Reaktioner på proportionering:
2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
HOCl + HCl = H2O + Cl2
Aktuell och icke-ström OVR
Redoxreaktioner är också indelade i nuvarande och icke-ström.
Det första fallet är produktionen av elektrisk energi genom en kemisk reaktion (sådana energikällor kan användas i maskinmotorer, i radioenheter, kontrollanordningar), eller elektrolys, det vill säga en kemisk reaktion, tvärtom, uppstår på grund av elektricitet (med hjälp av elektrolys kan du få olika ämnen, behandla ytorna på metaller och produkter gjorda av dem).
Exempel strömlös OVR vi kan nämna processerna för förbränning, korrosion av metaller, andning och fotosyntes, etc.
Elektronbalansmetod för ORR i kemi
Ekvationerna för de flesta kemiska reaktioner kan utjämnas genom ett enkelt urval stökiometriska koefficienter. Men när du väljer koefficienter för ORR, kan du stöta på en situation där antalet atomer för vissa element inte kan utjämnas utan att bryta mot likheten mellan antalet atomer i andra. I ekvationerna för sådana reaktioner väljs koefficienter med hjälp av den elektroniska balansmetoden.
Metoden bygger på att summan av elektroner som accepteras av oxidationsmedlet och antalet som avges av reduktionsmedlet bringas till jämvikt.
Metoden består av flera steg:
- Reaktionsekvationen skrivs.
- Referensvärdena för elementen bestäms.
- Grundämnen som har ändrat sina oxidationstillstånd till följd av reaktionen bestäms. Oxidations- och reduktionshalvreaktionerna registreras separat.
- Faktorerna för halvreaktionsekvationerna väljs så att de utjämnar de elektroner som accepteras i reduktionshalvreaktionen och de elektroner som doneras i oxidationshalvreaktionen.
- De valda koefficienterna matas in i reaktionsekvationen.
- De återstående reaktionskoefficienterna väljs.
Med ett enkelt exempel aluminiuminteraktioner med syre är det bekvämt att skriva ekvationen steg för steg:
- Ekvation: Al + O2 = Al2O3
- CO för atomer i enkla ämnen aluminium och syre är lika med 0.
Al 0 + O2 0 = Al +3 2O -2 3
- Låt oss komponera halvreaktionerna:
Alo-3e = Al+3;
O20 +4e = 2O -2
- Vi väljer koefficienter, när de multipliceras med vilka antalet mottagna elektroner och antalet givna elektroner kommer att vara lika:
Alo-3е = Al+3 koefficient 4;
O2 0 +4e = 2O -2 koefficient 3.
- Vi sätter in koefficienterna i reaktionsdiagrammet:
4 Al+ 3 O2 = Al2O3
- Det kan ses att för att utjämna hela reaktionen räcker det att sätta en koefficient framför reaktionsprodukten:
4Al + 3O2 = 2 Al2O3
Exempel på uppgifter för att upprätta en elektronisk balans
Följande kan inträffa anpassningsuppgifter OVR:
- Interaktionen mellan kaliumpermanganat och kaliumklorid i en sur miljö med frisättning av klorgas.
Kaliumpermanganat KMnO4 (kaliumpermanganat, "kaliumpermanganat") är ett starkt oxidationsmedel på grund av att i KMnO4 är oxidationstillståndet för Mn +7. Det används ofta för att producera klorgas i laboratoriet med hjälp av följande reaktion:
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+10-2
Elektronisk balans:
Som kan ses efter arrangemanget av CO, ger kloratomer upp elektroner, ökar deras CO till 0, och manganatomer accepterar elektroner:
Mn +7 +5е = Mn +2 faktor två;
2Cl-1-2е = Cl20 multiplikator fem.
Vi matar in koefficienterna i ekvationen i enlighet med de valda faktorerna:
10 K+1 Cl-1+ 2 K +1 Mn +704-2 +H2SO4 = 5 Cl20+ 2 Mn +2S +604-2 + K2SO4 + H2O
Vi utjämnar antalet återstående element:
10 KCl + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 = 5Cl2 + 2MnS04+ 6 K2SO4+ 8 H2O
- Samspelet mellan koppar (Cu) och koncentrerad salpetersyra (HNO3) med frigöring av gasformig kväveoxid (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
Elektronisk balans:
Som du kan se ökar kopparatomer sin CO från noll till två, och kväveatomer minskar från +5 till +4
Cuo-2e = Cu +2 faktor ett;
N +5 +1e = N +4 faktor två.
Vi lägger in koefficienterna i ekvationen:
Cu 0+ 4 H+1N+503-2 = 2 N+402 + Cu+2 (N+503-2)2 + H2+10-2
Cu+ 4 HNO3(konc.) = 2 NO2 + Cu (NO3)2+ 2 H2O
- Interaktion av kaliumdikromat med H2S i en sur miljö:
Låt oss skriva ner reaktionsschemat och ordna COs:
K2 +1 Cr2 +6 O7 -2 + H2 +1 S -2 + H2 +1 S +6 O4 -2 = S 0 + Cr2 +3 (S +6 O4 -2)3 + K2 +1 S +6 O4 -2 + H2O
S -2 –2e = S 0 koefficient 3;
2Cr +6 +6e = 2Cr +3 koefficient 1.
Låt oss ersätta:
К2Сr2О7 + 3Н2S + Н2SO4 = 3S + Сr2(SO4)3 + K2SO4 + Н2О
Låt oss utjämna de återstående elementen:
К2Сr2О7 + 3Н2S + 4Н2SO4 = 3S + Сr2(SO4)3 + K2SO4 + 7Н2О
Påverkan av reaktionsmiljön
Miljöns natur påverkar förloppet av vissa OVR:er. Reaktionsmediets roll kan ses med hjälp av exemplet på interaktionen av kaliumpermanganat (KMnO4) och natriumsulfit (Na2SO3) vid olika pH-värden:
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 (pH<7 кислая среда);
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnO2 + KOH (pH = 7 neutral miljö);
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + K2MnO4 + H2O (pH >7 alkalisk miljö).
Det kan ses att en förändring i surheten i mediet leder till bildandet av olika produkter av interaktionen mellan samma ämnen. När surheten i mediet ändras uppstår de även för andra reagens som kommer in i ORR. I likhet med exemplen som visas ovan kommer reaktioner som involverar dikromatjonen Cr2O7 2- att inträffa med bildning av olika reaktionsprodukter i olika miljöer:
i en sur miljö kommer produkten att vara Cr 3+;
i alkaliskt - Cr02-, Cr033+;
i neutral - Cr2O3.
Med ökande oxidationstillstånd en oxidationsprocess inträffar, och ämnet i sig är ett reduktionsmedel. När oxidationstillståndet minskar sker en reduktionsprocess, och ämnet i sig är ett oxidationsmedel.
Den beskrivna metoden för att utjämna ORR kallas "metoden för balansering av oxidationstillstånd."
Presenteras i de flesta läroböcker i kemi och används ofta i praktiken elektronisk balansmetod att utjämna ORR kan användas med förbehållen att oxidationstillståndet inte är lika med laddningen.
2. Halvreaktionsmetod.
I de fallen, när en reaktion sker i en vattenlösning (smälta), när man upprättar ekvationer, utgår de inte från förändringar i oxidationstillståndet för atomerna som utgör de reagerande ämnena, utan från förändringar i laddningarna av verkliga partiklar, dvs. , de tar hänsyn till formen av existens av ämnen i lösning (enkel eller komplex jon, atom eller en molekyl av ett olöst eller svagt dissocierande ämne i vatten).
I detta fall när man upprättar joniska ekvationer för redoxreaktioner bör man hålla sig till samma skriftform som är accepterad för joniska ekvationer av utbyteskaraktär, nämligen: dåligt lösliga, lätt dissocierade och gasformiga föreningar ska skrivas i molekylform, och joner som gör det. inte ändra deras tillstånd bör uteslutas från ekvationen. I detta fall registreras processerna för oxidation och reduktion i form av separata halvreaktioner. Efter att ha utjämnat dem med antalet atomer av varje typ, läggs halvreaktionerna till, multiplicera var och en med en koefficient som utjämnar förändringen i laddningen av oxidationsmedlet och reduktionsmedlet.
Halvreaktionsmetoden återspeglar mer exakt de verkliga förändringarna i ämnen under redoxreaktioner och underlättar sammanställningen av ekvationer för dessa processer i jonmolekylär form.
Eftersom den från densamma reagenser olika produkter kan erhållas beroende på mediets natur (sura, alkaliska, neutrala); för sådana reaktioner i jonschemat, förutom partiklar som utför funktionerna av ett oxidationsmedel och ett reduktionsmedel, en partikel som karakteriserar reaktionen av mediet måste anges (det vill säga H+-jonen eller OH-jon- eller H 2 O-molekylen).
Exempel 5. Använd halvreaktionsmetoden, ordna koefficienterna i reaktionen:
KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Lösning. Vi skriver reaktionen i jonform, med hänsyn till att alla ämnen utom vatten dissocierar till joner:
MnO 4 - + NO 2 - + 2H + ® Mn 2+ + NO 3 - + H 2 O
(K + och SO 4 2 - förblir oförändrade, därför är de inte indikerade i jonschemat). Från jondiagrammet är det tydligt att oxidationsmedlet permanganatjon(MnO 4 -) förvandlas till Mn 2+ jon och fyra syreatomer frigörs.
I en sur miljö Varje syreatom som frigörs av oxidationsmedlet binder till 2H+ för att bilda en vattenmolekyl.
detta innebär: MnO4- + 8H + + 5® Mn2+ + 4H2O.
Vi finner skillnaden i laddningen av produkterna och reagenserna: Dq = +2-7 = -5 (tecknet "-" indikerar att reduktionsprocessen äger rum och 5 läggs till reagenserna). För den andra processen, omvandlingen av NO 2 - till NO 3 -, det saknade syret kommer från vattnet till reduktionsmedlet, och som ett resultat bildas ett överskott av H+-joner, i detta fall förlorar reagensen 2 :
NO2- + H2O-2® NO3- + 2H+.
Så vi får:
2 | MnO4 - + 8H + + 5® Mn2+ + 4H2O (reduktion),
5 | NO2- + H2O-2® NO3- + 2H+ (oxidation).
Genom att multiplicera termerna i den första ekvationen med 2 och den andra med 5 och addera dem, får vi den jonmolekylära ekvationen för denna reaktion:
2MnO4- + 16H + + 5N02- + 5H2O = 2Mn2+ + 8H2O + 5N03- + 10H+.
Genom att avbryta identiska partiklar på vänster och höger sida av ekvationen får vi slutligen den jonmolekylära ekvationen:
2MnO4- + 5NO2- + 6H+ = 2Mn2+ + 5NO3- + 3H2O.
Med hjälp av joniska ekvationen skapar vi en molekylekvation:
2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5KNO3 + K2SO4 + 3H2O.
I alkaliska och neutrala miljöer du kan vägledas av följande regler: i en alkalisk och neutral miljö kombineras varje syreatom som frigörs av oxidationsmedlet med en molekyl vatten och bildar två hydroxidjoner (2OH -), och varje saknad går till reduktionsmedlet från 2 OH - joner för att bilda en molekyl vatten i en alkalisk miljö, och i en neutral miljö kommer det från vatten med frisättning av 2 H + joner.
Om deltar i redoxreaktionen Väteperoxid(H 2 O 2), måste H 2 O 2:s roll i en specifik reaktion beaktas. I H 2 O 2 är syre i ett mellanliggande oxidationstillstånd (-1), därför uppvisar väteperoxid redoxdualitet i redoxreaktioner. I de fall H 2 O 2 är oxidationsmedel, halvreaktionerna har följande form:
H2O2 + 2H + + 2? ® 2H2O (sur miljö);
H2O2+2? ® 2OH - (neutrala och alkaliska miljöer).
Om väteperoxid är reduktionsmedel:
H2O2-2? ® O2 + 2H+ (sur miljö);
H2O2 + 2OH - - 2? ® O2 + 2H2O (alkalisk och neutral).
Exempel 6. Utjämna reaktionen: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Lösning. Vi skriver reaktionen i jonform:
I - + H2O2 + 2H +® I2 + SO42- + H2O.
Vi komponerar halvreaktioner, med hänsyn till att H2O2 i denna reaktion är ett oxidationsmedel och reaktionen fortsätter i en sur miljö:
1 2I - - 2= I 2,
1 H2O2 + 2H + + 2® 2H2O.
Den slutliga ekvationen är: 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.
Det finns fyra typer av redoxreaktioner:
1 . Intermolekylär redoxreaktioner där oxidationstillstånden för atomer av grundämnen som utgör olika ämnen förändras. De reaktioner som diskuteras i exempel 2-6 tillhör denna typ.
2 . Intramolekylär redoxreaktioner där oxidationstillståndet förändrar atomerna i olika grundämnen av samma ämne. Reaktioner av termisk nedbrytning av föreningar fortskrider genom denna mekanism. Till exempel i reaktionen
Pb(NO 3) 2® PbO + NO 2 + O 2
ändrar oxidationstillståndet för kväve (N +5 ® N +4) och syreatomen (O - 2 ® O 2 0) som finns inuti Pb(NO 3) 2-molekylen.
3. Självoxidation-självläkande reaktioner(disproportionering, dismutation). I detta fall både ökar och minskar oxidationstillståndet för samma grundämne. Disproportioneringsreaktioner är karakteristiska för föreningar eller element av ämnen som motsvarar ett av grundämnets mellanliggande oxidationstillstånd.
Exempel 7. Använd alla ovanstående metoder för att utjämna reaktionen:
Lösning.
A) Balansmetoden för oxidationstillstånd.
Låt oss bestämma oxidationsgraderna för de element som är involverade i redoxprocessen före och efter reaktionen:
K2MnO4 + H2O® KMnO4 + MnO2 + KOH.
Av en jämförelse av oxidationstillstånd följer att mangan samtidigt deltar i oxidationsprocessen, vilket ökar oxidationstillståndet från +6 till +7, och i reduktionsprocessen, minskar oxidationstillståndet från +6 till +4,2 Mn +6 ® Mn +7; Dw = 7-6 = +1 (oxidationsprocess, reduktionsmedel),
1 Mn+6® Mn+4; Dw = 4-6 = -2 (reduktionsprocess, oxidationsmedel).
Eftersom oxidationsmedlet och reduktionsmedlet i denna reaktion är samma substans (K 2 MnO 4), summeras koefficienterna framför det. Vi skriver ekvationen:
3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH.
b) Halvreaktionsmetod.
Reaktionen sker i en neutral miljö. Vi upprättar ett joniskt reaktionsschema, med hänsyn till att H 2 O är en svag elektrolyt och MnO 2 är en dåligt löslig oxid i vatten:
MnO 4 2 - + H 2 O ® MnO 4 - + ¯MnO 2 + OH - .
Vi skriver ner halvreaktionerna:
2 MnO 4 2 - - ? ® MnO 4 - (oxidation),
1 MnO42- + 2H2O + 2? MnO2 + 4OH - (reduktion).
Vi multiplicerar med koefficienterna och adderar båda halvreaktionerna, vi får den totala joniska ekvationen:
3MnO42- + 2H2O = 2MnO4- + MnO2 + 4OH-.
Molekylär ekvation: 3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH.
I detta fall är K2MnO4 både ett oxidationsmedel och ett reduktionsmedel.
4. Intramolekylära oxidations-reduktionsreaktioner, där oxidationstillstånden för atomer av samma grundämne utjämnas (det vill säga motsatsen till de tidigare diskuterade), är processer mot-oproportionering(byte), till exempel
NH4NO2® N2 + 2H2O.
1 2N - 3 - 6? ® N 2 0 (oxidationsprocess, reduktionsmedel),
1 2N +3 + 6?® N 2 0 (reduktionsprocess, oxidationsmedel).
De svåraste är redoxreaktioner där atomer eller joner av inte ett, utan två eller flera grundämnen samtidigt oxideras eller reduceras.
Exempel 8. Använd ovanstående metoder för att utjämna reaktionen:
3 -2 +5 +5 +6 +2
As 2S3 + HNO3® H3 AsO4 + H2SO4 + NO.
18. Redoxreaktioner (fortsättning 1)
18.5. ORR för väteperoxid
I molekyler av väteperoxid H 2 O 2 är syreatomer i oxidationstillståndet -I. Detta är ett mellanliggande och inte det mest stabila oxidationstillståndet för atomerna i detta element, därför uppvisar väteperoxid både oxiderande och reducerande egenskaper.
Redoxaktiviteten för detta ämne beror på koncentrationen. I vanliga lösningar med en massandel på 20 % är väteperoxid ett ganska starkt oxidationsmedel, i utspädda lösningar minskar dess oxiderande aktivitet. Väteperoxidens reducerande egenskaper är mindre karakteristiska än de oxiderande egenskaperna och beror även på koncentrationen.
Väteperoxid är en mycket svag syra (se bilaga 13), därför omvandlas dess molekyler till hydroperoxidjoner i starkt alkaliska lösningar.
Beroende på reaktionen av mediet och om väteperoxid är oxidations- eller reduktionsmedlet i denna reaktion, kommer produkterna av redoxinteraktionen att vara olika. Halvreaktionsekvationerna för alla dessa fall ges i tabell 1.
bord 1
Ekvationer för redoxhalvreaktioner av H 2 O 2 i lösningar
Miljöreaktion |
H 2 O 2 oxidationsmedel |
H2O2-reduktionsmedel |
| Surt | ||
| Neutral | H2O2 + 2e – = 2OH | H 2 O 2 + 2H 2 O – 2e – = O 2 + 2H 3 O |
| Alkalisk | HO2 + H2O + 2e - = 3OH |
Låt oss överväga exempel på ORR som involverar väteperoxid.
Exempel 1. Skriv en ekvation för reaktionen som uppstår när en lösning av kaliumjodid tillsätts till en lösning av väteperoxid surgjord med svavelsyra.
| 1 | H2O2 + 2H3O + 2e – = 4H2O |
| 1 | 2I – 2e – = I 2 |
H2O2 + 2H3O +2I = 4H2O + I2
H 2 O 2 + H 2 SO 4 + 2KI = 2H 2 O + I 2 + K 2 SO 4
Exempel 2. Skriv en ekvation för reaktionen mellan kaliumpermanganat och väteperoxid i en vattenlösning surgjord med svavelsyra.
| 2 | MnO 4 + 8H 3 O + 5e – = Mn 2 + 12H 2 O |
| 5 | H 2 O 2 + 2H 2 O – 2e – = O 2 + 2H 3 O |
2MnO4 + 6H3O+ + 5H2O2 = 2Mn2 + 14H2O + 5O2
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2O2 = 2MnSO4 + 8H2O + 5O2 + K2SO4
Exempel 3. Skriv en ekvation för reaktionen mellan väteperoxid och natriumjodid i lösning i närvaro av natriumhydroxid.
| 3 | 6 | HO2 + H2O + 2e - = 3OH |
| 1 | 2 | I + 6OH – 6e – = IO3 + 3H2O |
3HO2 + I = 3OH + IO3
3NaHO2 + NaI = 3NaOH + NaIO3
Utan att ta hänsyn till neutraliseringsreaktionen mellan natriumhydroxid och väteperoxid, skrivs denna ekvation ofta på följande sätt:
3H 2 O 2 + NaI = 3H 2 O + NaIO 3 (i närvaro av NaOH)
Samma ekvation kommer att erhållas om vi inte omedelbart (vid utformningen av balansen) tar hänsyn till bildningen av hydroperoxidjoner.
Exempel 4. Skriv en ekvation för reaktionen som sker när blydioxid tillsätts till en lösning av väteperoxid i närvaro av kaliumhydroxid.
Blydioxid PbO 2 är ett mycket starkt oxidationsmedel, speciellt i en sur miljö. Reducerande under dessa förhållanden bildar det Pb2-joner. I en alkalisk miljö, när PbO 2 reduceras, bildas joner.
| 1 | PbO2 + 2H2O + 2e – = + OH |
| 1 | HO 2 + OH – 2e – = O 2 + H 2 O |
PbO2 + H2O + HO2 = + O2
Utan att ta hänsyn till bildandet av hydroperoxidjoner skrivs ekvationen enligt följande:
PbO2 + H2O2 + OH = + O2 + 2H2O
Om, enligt villkoren för uppgiften, den tillsatta lösningen av väteperoxid var alkalisk, bör den molekylära ekvationen skrivas enligt följande:
PbO2 + H2O + KHO2 = K + O2
Om en neutral lösning av väteperoxid tillsätts till en reaktionsblandning som innehåller en alkali, kan molekylekvationen skrivas utan att ta hänsyn till bildningen av kaliumhydroperoxid:
PbO2 + KOH + H2O2 = K + O2
18.6. ORR-dismutation och intramolekylär ORR
Bland redoxreaktionerna finns dismutationsreaktioner (disproportionering, självoxidation-självreduktion).
Ett exempel på en dismutationsreaktion som du känner till är reaktionen mellan klor och vatten:
Cl2 + H2O HCl + HClO
I denna reaktion oxideras hälften av klor(0)-atomerna till +I-oxidationstillståndet och den andra hälften reduceras till –I-oxidationstillståndet:
Med hjälp av elektron-jonbalansmetoden, låt oss komponera en ekvation för en liknande reaktion som inträffar när klor passerar genom en kall alkalilösning, till exempel KOH:
| 1 | Cl2 + 2e – = 2Cl |
| 1 | Cl2 + 4OH – 2e – = 2ClO + 2H2O |
2Cl2 + 4OH = 2Cl + 2ClO + 2H2O
Alla koefficienter i denna ekvation har en gemensam divisor, därför:
Cl2 + 2OH = Cl + ClO + H2O
Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H2O
Dismutationen av klor i en het lösning förlöper något annorlunda:
| 5 | Cl2 + 2e – = 2Cl | |
| 1 | Cl2 + 12OH – 10e – = 2ClO3 + 6H2O |
3Cl2 + 6OH = 5Cl + ClO3 + 3H2O
3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O
Av stor praktisk betydelse är dismutationen av kvävedioxid under dess reaktion med vatten ( A) och med alkaliska lösningar ( b):
| A) | NO 2 + 3H 2 O – e – = NO 3 + 2H 3 O | NO 2 + 2OH – e – = NO 3 + H 2 O | |||
| NO2 + H2O + e – = HNO2 + OH | NO 2 + e – = NO 2 | ||||
2NO2 + 2H2O = NO3 + H3O + HNO2 |
2NO2 + 2OH = NO3 + NO2 + H2O |
||||
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2 |
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O |
||||
Dismutationsreaktioner förekommer inte bara i lösningar, utan också vid uppvärmning av fasta ämnen, till exempel kaliumklorat:
4KClO3 = KCl + 3KClO4
Ett typiskt och mycket effektivt exempel på intramolekylär ORR är reaktionen av termisk nedbrytning av ammoniumdikromat (NH 4) 2 Cr 2 O 7. I detta ämne är kväveatomer i sitt lägsta oxidationstillstånd (–III), och kromatomer i sitt högsta (+VI). Vid rumstemperatur är denna förening ganska stabil, men när den värms upp sönderdelas den intensivt. I detta fall omvandlas krom(VI) till krom(III) - det mest stabila tillståndet av krom, och kväve(–III) - till kväve(0) - också det mest stabila tillståndet. Med hänsyn till antalet atomer i formelenheten i elektronbalansekvationen:
| 2Cr +VI + 6e - = 2Cr +III | |
| 2N –III – 6e – = N 2, |
och själva reaktionsekvationen:
(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O.
Ett annat viktigt exempel på intramolekylär ORR är den termiska nedbrytningen av kaliumperklorat KClO 4 . I denna reaktion förvandlas klor(VII), som alltid när det fungerar som ett oxidationsmedel, till klor(–I), vilket oxiderar syre(–II) till ett enkelt ämne:
| 1 | Cl +VII + 8e - = Cl -I | |
| 2 | 2O –II – 4e – = O 2 |
och därför reaktionsekvationen
KClO4 = KCl + 2O2
Kaliumklorat KClO 3 sönderdelas på liknande sätt vid upphettning, om sönderdelningen utförs i närvaro av en katalysator (MnO 2): 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2
I frånvaro av en katalysator inträffar en dismutationsreaktion.
Gruppen av intramolekylära redoxreaktioner inkluderar även reaktioner av termisk nedbrytning av nitrater.
Vanligtvis är processerna som inträffar när nitrater värms upp ganska komplexa, särskilt när det gäller kristallina hydrater. Om vattenmolekyler hålls svagt kvar i det kristallina hydratet, torkar nitratet vid låg uppvärmning [till exempel LiNO3. 3H 2 O och Ca(NO 3) 2 4H 2 O dehydratiseras till LiNO 3 och Ca(NO 3) 2 ], men om vatten binds hårdare [som till exempel i Mg(NO 3) 2. 6H2O och Bi(NO3)3. 5H 2 O], så uppstår en slags "intramolekylär hydrolys"-reaktion med bildning av basiska salter - hydroxidnitrater, som vid ytterligare uppvärmning kan omvandlas till oxidnitrater (och (NO 3) 6), de senare sönderdelas till oxider vid en högre temperatur.
Vid upphettning kan vattenfria nitrater sönderdelas till nitriter (om de finns och fortfarande är stabila vid denna temperatur), och nitriter kan sönderdelas till oxider. Om uppvärmning utförs till en tillräckligt hög temperatur, eller motsvarande oxid är instabil (Ag 2 O, HgO), kan produkten av termisk sönderdelning också vara en metall (Cu, Cd, Ag, Hg).
Ett något förenklat diagram över den termiska nedbrytningen av nitrater visas i fig. 5.
Exempel på sekventiella omvandlingar som sker när vissa nitrater värms upp (temperaturer anges i grader Celsius):
KNO 3 KNO 2 K 2 O;
Ca(NO3)2. 4H2O Ca(NO3)2 Ca(NO2)2CaO;
Mg(NO3)2. 6H2O Mg(NO3)(OH)MgO;
Cu(NO3)2. 6H2O Cu(NO3)2CuO Cu2O Cu;
Bi(NO3)3. 5H 2 O Bi(NO 3) 2 (OH) Bi(NO 3) (OH) 2 (NO 3) 6 Bi 2 O 3.
Trots komplexiteten i de processer som äger rum, när man svarar på frågan om vad som händer när motsvarande vattenfria nitrat "bränns" (det vill säga vid en temperatur på 400 – 500 o C), styrs man vanligtvis av följande extremt förenklade regler :
1) nitrater av de mest aktiva metallerna (i serien av spänningar - till vänster om magnesium) sönderdelas till nitriter;
2) nitrater av mindre aktiva metaller (i intervallet av spänningar - från magnesium till koppar) sönderdelas till oxider;
3) nitrater av de minst aktiva metallerna (i serien av spänningar - till höger om koppar) sönderdelas till metall.
När du använder dessa regler bör man komma ihåg att under sådana förhållanden
LiNO3 sönderdelas till oxid,
Be(NO 3) 2 sönderdelas till oxid vid högre temperatur,
från Ni(NO 3) 2 kan förutom NiO även Ni(NO 2) 2 erhållas,
Mn(NO 3) 2 sönderdelas till Mn 2 O 3,
Fe(NO3)2 sönderdelas till Fe2O3;
från Hg(NO 3) 2 kan förutom kvicksilver även dess oxid erhållas.
Låt oss titta på typiska exempel på reaktioner som tillhör dessa tre typer:
KNO 3 KNO 2 + O 2
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 |
Zn(NO 3) 2 ZnO + NO 2 + O 2
2Zn(NO 3) 2 = 2ZnO + 4NO 2 + O 2 |
AgNO3 Ag + NO2 + O2 18.7. Redox-kommuteringsreaktioner Dessa reaktioner kan vara antingen intermolekylära eller intramolekylära. Till exempel hör intramolekylära ORR som uppstår under den termiska nedbrytningen av ammoniumnitrat och nitrit till kommuteringsreaktioner, eftersom här oxidationstillståndet för kväveatomer utjämnas: NH4NO3 = N2O + 2H2O (cirka 200 o C) Vid högre temperatur (250 - 300 o C) sönderfaller ammoniumnitrat till N 2 och NO, och vid en ännu högre temperatur (över 300 o C) - till kväve och syre, och i båda fallen bildas vatten. Ett exempel på en intermolekylär kommuteringsreaktion är reaktionen som uppstår när heta lösningar av kaliumnitrit och ammoniumklorid kombineras: NH4 + NO2 = N2 + 2H2O NH4Cl + KNO2 = KCl + N2 + 2H2O Om en liknande reaktion utförs genom att värma en blandning av kristallint ammoniumsulfat och kalciumnitrat, kan reaktionen, beroende på förhållandena, fortgå på olika sätt: (NH 4) 2 SO 4 + Ca(NO 3) 2 = 2N 2 O + 4H 2 O + CaSO 4 (t< 250 o C) Den första och tredje av dessa reaktioner är kommuteringsreaktioner, den andra är en mer komplex reaktion, inklusive både kommutering av kväveatomer och oxidation av syreatomer. Vilken reaktion som kommer att inträffa vid temperaturer över 250 o C beror på förhållandet mellan reagenserna. Omvandlingsreaktioner som leder till bildning av klor uppstår när salter av syrehaltiga klorsyror behandlas med saltsyra, till exempel: 6HCl + KClO3 = KCl + 3Cl2 + 3H2O Vid kommuteringsreaktionen bildas också svavel från gasformig svavelväte och svaveldioxid: 2H2S + SO2 = 3S + 2H2O OVR-kommutationer är ganska många och varierande - de inkluderar till och med några syra-basreaktioner, till exempel: NaH + H2O = NaOH + H2. För att sammanställa ORR-kommuteringsekvationer används både elektron-jon- och elektronbalanser, beroende på om reaktionen sker i lösning eller inte. 18.8. Elektrolys När du studerade kapitel IX blev du bekant med elektrolysen av smältor av olika ämnen. Eftersom mobila joner också finns i lösningar kan även lösningar av olika elektrolyter utsättas för elektrolys. Både vid elektrolys av smältor och vid elektrolys av lösningar används vanligtvis elektroder gjorda av icke-reaktivt material (grafit, platina, etc.), men ibland utförs elektrolys med en "löslig" anod. En "löslig" anod används i de fall där det är nödvändigt att få en elektrokemisk anslutning av det element som anoden är tillverkad av. Vid elektrolys är det av stor betydelse om anod- och katodutrymmena är separerade, eller om elektrolyten blandas under reaktionen - reaktionsprodukterna kan i dessa fall visa sig vara olika. Låt oss överväga de viktigaste fallen av elektrolys. 1. Elektrolys av NaCl-smältan. Elektroderna är inerta (grafit), anod- och katodutrymmena är separerade. Som du redan vet inträffar i detta fall följande reaktioner vid katoden och anoden: K: Na + e – = Na Efter att ha skrivit ekvationerna för de reaktioner som sker på elektroderna på detta sätt får vi halvreaktioner, som vi kan hantera på exakt samma sätt som när vi använder elektron-jonbalansmetoden:
Genom att lägga till dessa halvreaktionsekvationer får vi joniska ekvationen för elektrolys 2Na + 2Cl 2Na + Cl2 och sedan molekylär 2NaCl 2Na + Cl2 I detta fall måste katod- och anodutrymmena separeras så att reaktionsprodukterna inte reagerar med varandra. Industriellt används denna reaktion för att producera natriummetall. 2. Elektrolys av K2CO3-smältan. Elektroder är inerta (platina). Katod- och anodutrymmena är separerade.
4K+ + 2CO 3 2 4K + 2CO 2 + O 2 3. Elektrolys av vatten (H 2 O). Elektroderna är inerta.
4H3O + 4OH 2H2 + O2 + 6H2O 2H2O 2H2 + O2 Vatten är en mycket svag elektrolyt, den innehåller väldigt få joner, så elektrolysen av rent vatten går extremt långsamt. 4. Elektrolys av CuCl2-lösning. Grafitelektroder. Systemet innehåller Cu 2 och H 3 O-katjoner, samt Cl- och OH-anjoner. Cu 2 -joner är starkare oxidationsmedel än H 3 O-joner (se spänningsserien), därför kommer kopparjoner att urladdas vid katoden först, och först när det finns mycket få av dem kvar kommer oxoniumjoner att urladdas. För anjoner kan du följa följande regel: |
