Dazu gehören Reaktionen, bei denen reagierende Stoffe Elektronen austauschen und dadurch die Oxidationsstufen der Atome der Elemente ändern, aus denen die reagierenden Stoffe bestehen.

Zum Beispiel:

Zn + 2H + → Zn 2+ + H 2 ,

FeS 2 + 8HNO 3 (konz.) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O,

Die allermeisten chemischen Reaktionen sind Redoxreaktionen, sie spielen eine äußerst wichtige Rolle.

Oxidation ist der Prozess, bei dem ein Atom, Molekül oder Ion Elektronen verliert.

Gibt ein Atom seine Elektronen ab, erhält es eine positive Ladung:

Zum Beispiel:

Al - 3e - = Al 3+

H 2 - 2e - = 2H +

Bei der Oxidation erhöht sich die Oxidationsstufe.

Gibt ein negativ geladenes Ion (Ladung -1), zum Beispiel Cl -, 1 Elektron ab, dann wird es zu einem neutralen Atom:

2Cl - - 2e - = Cl 2

Wenn ein positiv geladenes Ion oder Atom Elektronen abgibt, dann erhöht sich die Größe seiner positiven Ladung entsprechend der Anzahl der abgegebenen Elektronen:

Fe 2+ - e - = Fe 3+

Reduktion ist der Prozess der Elektronengewinnung durch ein Atom, Molekül oder Ion.

Wenn ein Atom Elektronen aufnimmt, wird es zu einem negativ geladenen Ion:

Zum Beispiel:

Сl 2 + 2е- = 2Сl -

S + 2е - = S 2-

Nimmt ein positiv geladenes Ion Elektronen auf, nimmt seine Ladung ab:

Fe 3+ + e- = Fe 2+

oder es kann in ein neutrales Atom gehen:

Fe 2+ + 2e- = Fe 0

Ein Oxidationsmittel ist ein Atom, Molekül oder Ion, das Elektronen aufnimmt. Ein Reduktionsmittel ist ein Atom, Molekül oder Ion, das Elektronen abgibt.

Das Oxidationsmittel wird während der Reaktion reduziert, das Reduktionsmittel wird oxidiert.

Oxidation geht immer mit Reduktion einher und umgekehrt ist Reduktion immer mit Oxidation verbunden, was durch die Gleichungen ausgedrückt werden kann:

Reduktionsmittel - e - ↔ Oxidationsmittel

Oxidationsmittel + e - ↔ Reduktionsmittel

Daher stellen Redoxreaktionen die Einheit zweier gegensätzlicher Prozesse dar – Oxidation und Reduktion

Die wichtigsten Reduktions- und Oxidationsmittel

Restauratoren

Oxidationsmittel

Metalle, Wasserstoff, Kohle Kohlenmonoxid CO Schwefelwasserstoff H 2 S, Schwefeloxid (IV) SO 2, schweflige Säure H 2 SO 3 und ihre Salze Jodwasserstoffsäure HI, Bromwasserstoffsäure HBr, Salzsäure HCl Zinn(II)-chlorid SnCl2, Eisen(II)-sulfat FeSO4, Mangan(II)-sulfat MnSO4, Chrom(III)-sulfat Cr2 (SO4) 3 Salpetrige Säure HNO 2, Ammoniak NH 3, Hydrazin N 2 H 4, Stickoxid (II) NO Phosphorige Säure H 3 PO 3 Aldehyde, Alkohole, Ameisen- und Oxalsäure, Glucose Kathode während der Elektrolyse

Halogene Kaliumpermanganat KMnO 4, Kaliummanganat K 2 MnO 4, Mangan(IV)-oxid MnO 2 Kaliumdichromat K 2 Cr 2 O 7 , Kaliumchromat K 2 CrO 4 Salpetersäure HNO 3 Sauerstoff O 2, Ozon O 3, Wasserstoffperoxid H 2 O 2 Schwefelsäure H 2 SO 4 (konz.), Selensäure H 2 SeO 4 Kupfer(II)-oxid CuO, Silber(I)-oxid Ag 2 O, Blei(IV)-oxid PbO 2 Edelmetallionen (Ag +, Au 3+ usw.) Eisen(III)-chlorid FeCl 3 Hypochlorite, Chlorate und Perchlorate Königswasser, eine Mischung aus konzentrierter Salpeter- und Flusssäure Anode während der Elektrolyse

Elektronische Waage-Methode.

Um den OVR auszugleichen, werden mehrere Methoden verwendet, von denen wir nun eine betrachten – die Methode der elektronischen Waage.

Schreiben wir die Gleichung für die Reaktion zwischen Aluminium und Sauerstoff:

Al + O 2 = Al 2 O 3

Lassen Sie sich nicht von der Einfachheit dieser Gleichung täuschen. Unsere Aufgabe ist es, eine Methode zu verstehen, mit der Sie in Zukunft viel komplexere Reaktionen ausgleichen können.

Was ist also die Methode der elektronischen Waage? Ausgeglichenheit ist Gleichheit. Daher sollte die Anzahl der Elektronen, die ein Element in einer bestimmten Reaktion abgibt und die das andere Element aufnimmt, gleich sein. Diese Menge sieht zunächst anders aus, was an den unterschiedlichen Oxidationsstufen von Aluminium und Sauerstoff zu erkennen ist:

Al 0 + O 2 0 = Al 2 +3 O 3 -2

Aluminium gibt Elektronen ab (nimmt eine positive Oxidationsstufe an) und Sauerstoff nimmt Elektronen auf (nimmt eine negative Oxidationsstufe an). Um die Oxidationsstufe +3 zu erreichen, muss ein Aluminiumatom 3 Elektronen abgeben. Um sich in Sauerstoffatome mit der Oxidationsstufe -2 umzuwandeln, muss ein Sauerstoffmolekül 4 Elektronen aufnehmen:

Al 0 - 3e- = Al +3

O 2 0 + 4e- = 2O -2

Damit die Anzahl der abgegebenen und empfangenen Elektronen gleich ist, muss die erste Gleichung mit 4 und die zweite mit 3 multipliziert werden. Dazu reicht es aus, die Anzahl der abgegebenen und empfangenen Elektronen nach oben und unten zu verschieben Linien wie im Diagramm oben gezeigt.

Wenn wir nun in der Gleichung den Koeffizienten 4, den wir gefunden haben, vor dem Reduktionsmittel (Al) und den Koeffizienten 3, den wir gefunden haben, vor dem Oxidationsmittel (O 2) einsetzen, dann ist die Anzahl der abgegebenen und empfangenen Elektronen ausgeglichen und wird gleich 12. Das elektronische Gleichgewicht wurde erreicht. Es ist ersichtlich, dass vor dem Reaktionsprodukt Al 2 O 3 ein Koeffizient von 2 erforderlich ist. Nun wird die Gleichung der Redoxreaktion angeglichen:

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3

Alle Vorteile der Methode des elektronischen Gleichgewichts kommen in komplexeren Fällen zum Tragen als bei der Oxidation von Aluminium mit Sauerstoff.

Beispielsweise ist das bekannte „Kaliumpermanganat“ – Kaliumpermanganat KMnO 4 – aufgrund des Mn-Atoms in der Oxidationsstufe +7 ein starkes Oxidationsmittel. Sogar das Chloranion Cl – gibt ihm ein Elektron und verwandelt sich in ein Chloratom. Dies wird manchmal zur Herstellung von Chlorgas im Labor verwendet:

K + Mn +7 O 4 -2 + K + Cl - + H 2 SO 4 = Cl 2 0 + Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Lassen Sie uns ein elektronisches Bilanzdiagramm erstellen:

Mn +7 + 5e- = Mn +2

2Cl - - 2e- = Cl 2 0

Zwei und fünf sind die Hauptkoeffizienten der Gleichung, wodurch alle anderen Koeffizienten problemlos ausgewählt werden können. Vor Cl 2 sollten Sie einen Koeffizienten von 5 (oder 2 × 5 = 10 vor KСl) und vor KMnO 4 einen Koeffizienten von 2 eingeben. Alle anderen Koeffizienten sind an diese beiden Koeffizienten gebunden. Dies ist viel einfacher, als durch einfaches Rechnen mit Zahlen zu handeln.

2 KMnO 4 + 10KCl + 8H 2 SO 4 = 5 Cl 2 + 2MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O

Um die Anzahl der K-Atome (12 Atome auf der linken Seite) auszugleichen, muss auf der rechten Seite der Gleichung ein Koeffizient von 6 vor K 2 SO 4 gesetzt werden. Schließlich reicht es aus, um Sauerstoff und Wasserstoff auszugleichen einen Koeffizienten von 8 vor H 2 SO 4 und H 2 O zu setzen. Wir erhalten die Gleichung in ihrer endgültigen Form.

Wie wir sehen, schließt die Methode der elektronischen Bilanz die übliche Auswahl von Koeffizienten in den Gleichungen von Redoxreaktionen nicht aus, kann diese jedoch erheblich erleichtern.

Aufstellung einer Gleichung für die Reaktion von Kupfer mit einer Lösung von Palladium(II)-nitrat. Schreiben wir die Formeln der Ausgangs- und Endstoffe der Reaktion auf und zeigen die Änderungen der Oxidationsstufen:

Daraus folgt, dass bei einem Reduktionsmittel und einem Oxidationsmittel die Koeffizienten gleich 1 sind. Die endgültige Reaktionsgleichung lautet:

Cu + Pd(NO 3) 2 = Cu(NO 3) 2 + Pd

Wie Sie sehen, kommen Elektronen in der Gesamtreaktionsgleichung nicht vor.

Um die Richtigkeit der Gleichung zu überprüfen, zählen wir die Anzahl der Atome jedes Elements auf seiner rechten und linken Seite. Auf der rechten Seite befinden sich beispielsweise 6 Sauerstoffatome, auf der linken Seite ebenfalls 6 Atome; Palladium 1 und 1; Kupfer ist ebenfalls 1 und 1. Dies bedeutet, dass die Gleichung korrekt geschrieben ist.

Schreiben wir diese Gleichung in ionischer Form um:

Cu + Pd 2+ + 2NO 3 - = Cu 2+ + 2NO 3 - + Pd

Und nach der Reduktion identischer Ionen erhalten wir

Cu + Pd 2+ = Cu 2+ + Pd

Aufstellung einer Reaktionsgleichung für die Wechselwirkung von Mangan(IV)-oxid mit konzentrierter Salzsäure

(Durch diese Reaktion wird im Labor Chlor hergestellt).

Schreiben wir die Formeln der Ausgangs- und Endstoffe der Reaktion auf:

HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Lassen Sie uns die Änderung der Oxidationsstufen von Atomen vor und nach der Reaktion zeigen:

Bei dieser Reaktion handelt es sich um eine Redoxreaktion, da sich die Oxidationsstufen der Chlor- und Manganatome ändern. HCl ist ein Reduktionsmittel, MnO 2 ist ein Oxidationsmittel. Wir stellen elektronische Gleichungen auf:

und ermitteln Sie die Koeffizienten für das Reduktionsmittel und das Oxidationsmittel. Sie sind jeweils gleich 2 und 1. Der Koeffizient 2 (und nicht 1) wird festgelegt, weil 2 Chloratome mit der Oxidationsstufe -1 2 Elektronen abgeben. Dieser Koeffizient ist bereits in der elektronischen Gleichung enthalten:

2HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Wir finden Koeffizienten für andere reagierende Stoffe. Aus den elektronischen Gleichungen geht hervor, dass auf 2 Mol HCl 1 Mol MnO 2 kommt. Berücksichtigt man jedoch, dass zur Bindung des entstehenden doppelt geladenen Mangan-Ions weitere 2 Mol Säure benötigt werden, sollte man dem Reduktionsmittel einen Koeffizienten von 4 voranstellen. Dann erhält man 2 Mol Wasser. Die endgültige Gleichung lautet

4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O

Die Überprüfung der korrekten Schreibweise der Gleichung kann auf das Zählen der Anzahl der Atome eines Elements, zum Beispiel Chlor, beschränkt werden: Auf der linken Seite sind es 4 und auf der rechten Seite 2 + 2 = 4.

Da die Elektronenbilanzmethode Reaktionsgleichungen in molekularer Form darstellt, sollten sie nach der Zusammenstellung und Überprüfung in ionischer Form geschrieben werden.

Schreiben wir die kompilierte Gleichung in ionischer Form um:

4Н + + 4Сl - + МnО 2 = Сl 2 + Мn 2 + + 2Сl - + 2Н 2 О

und nachdem wir identische Ionen auf beiden Seiten der Gleichung gestrichen haben, erhalten wir

4H + + 2Cl - + MnO 2 = Cl 2 + Mn 2 + + 2H 2 O

Aufstellung einer Reaktionsgleichung für die Wechselwirkung von Schwefelwasserstoff mit einer angesäuerten Kaliumpermanganatlösung.

Schreiben wir das Reaktionsschema – die Formeln der Ausgangs- und resultierenden Stoffe:

H 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 → S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Dann zeigen wir die Änderung der Oxidationsstufen von Atomen vor und nach der Reaktion:

Die Oxidationsstufen von Schwefel- und Manganatomen ändern sich (H 2 S ist ein Reduktionsmittel, KMnO 4 ist ein Oxidationsmittel). Wir stellen elektronische Gleichungen auf, d.h. Wir stellen die Prozesse des Elektronenverlusts und -gewinns dar:

Und schließlich finden wir die Koeffizienten für das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel und dann für die anderen Reaktanten. Aus den elektronischen Gleichungen ist klar, dass wir 5 Mol H 2 S und 2 Mol KMnO 4 nehmen müssen, dann erhalten wir 5 Mol S-Atome und 2 Mol MnSO 4. Darüber hinaus stellen wir beim Vergleich der Atome auf der linken und rechten Seite der Gleichung fest, dass auch 1 Mol K 2 SO 4 und 8 Mol Wasser gebildet werden. Die endgültige Reaktionsgleichung lautet

5Н 2 S + 2КМnО 4 + ЗН 2 SO 4 = 5S + 2МnSO 4 + К 2 SO 4 + 8Н 2 О

Die Richtigkeit der Gleichung wird durch die Zählung der Atome eines Elements, beispielsweise Sauerstoff, bestätigt; Auf der linken Seite sind 2 4 + 3 4 = 20 und auf der rechten Seite sind 2 4 + 4 + 8 = 20.

Wir schreiben die Gleichung in ionischer Form um:

5H 2 S + 2MnO 4 - + 6H + = 5S + 2Mn 2+ + 8H 2 O

Es ist bekannt, dass eine korrekt geschriebene Reaktionsgleichung Ausdruck des Massenerhaltungssatzes von Stoffen ist. Daher muss die Anzahl gleicher Atome in den Ausgangsstoffen und Reaktionsprodukten gleich sein. Auch die Ladungen müssen erhalten bleiben. Die Summe der Ladungen der Ausgangsstoffe muss immer gleich der Summe der Ladungen der Reaktionsprodukte sein.

Die Methode des Elektron-Ionen-Gleichgewichts ist im Vergleich zur Methode des elektronischen Gleichgewichts universeller und bietet einen unbestreitbaren Vorteil bei der Auswahl der Koeffizienten bei vielen Redoxreaktionen, insbesondere bei organischen Verbindungen, bei denen selbst das Verfahren zur Bestimmung der Oxidationsstufen sehr komplex ist.

OVR-Klassifizierung

Es gibt drei Haupttypen von Redoxreaktionen:

1) Intermolekulare Oxidations-Reduktions-Reaktionen
(wenn das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel unterschiedliche Substanzen sind);

2) Disproportionierungsreaktionen
(wenn derselbe Stoff als Oxidationsmittel und Reduktionsmittel dienen kann);

3) Intramolekulare Oxidations-Reduktions-Reaktionen
(wenn ein Teil des Moleküls als Oxidationsmittel und der andere als Reduktionsmittel fungiert).>

Schauen wir uns Beispiele für drei Arten von Reaktionen an.

1. Intermolekulare Oxidations-Reduktions-Reaktionen sind alle Reaktionen, die wir bereits in diesem Absatz besprochen haben.
Betrachten wir einen etwas komplexeren Fall, bei dem nicht das gesamte Oxidationsmittel bei der Reaktion verbraucht werden kann, da ein Teil davon an einer gewöhnlichen Nicht-Redox-Austauschreaktion beteiligt ist:

Cu 0 + H + N +5 O 3 -2 = Cu +2 (N +5 O 3 -2) 2 + N +2 O -2 + H 2 O

Einige NO 3 - Partikel nehmen als Oxidationsmittel an der Reaktion teil und erzeugen Stickoxid NO, und einige NO 3 - Ionen gehen unverändert in die Kupferverbindung Cu(NO 3) 2 über. Erstellen wir eine elektronische Waage:

Cu 0 - 2e- = Cu +2

N +5 + 3e- = N +2

Setzen wir den für Kupfer gefundenen Koeffizienten 3 vor Cu und Cu(NO 3) 2. Der Koeffizient 2 sollte jedoch nur vor NO platziert werden, da der gesamte darin enthaltene Stickstoff an der Redoxreaktion beteiligt ist. Es wäre ein Fehler, den Faktor 2 vor HNO 3 zu setzen, da dieser Stoff auch solche Stickstoffatome umfasst, die nicht an der Oxidations-Reduktion teilnehmen und Teil des Produkts Cu(NO 3) 2 (NO 3-Partikel - hier manchmal auch „Ionen“-Beobachter genannt).

Die übrigen Koeffizienten lassen sich leicht anhand der bereits gefundenen auswählen:

3 Cu + 8HNO 3 = 3 Cu(NO 3) 2 + 2 NO + 4H 2 O

2. Disproportionierungsreaktionen treten auf, wenn Moleküle derselben Substanz in der Lage sind, sich gegenseitig zu oxidieren und zu reduzieren. Dies wird möglich, wenn der Stoff Atome eines beliebigen Elements in einer mittleren Oxidationsstufe enthält.

Folglich kann die Oxidationsstufe entweder abnehmen oder zunehmen. Zum Beispiel:

HN +3 O 2 = HN +5 O 3 + N +2 O + H 2 O

Man kann sich diese Reaktion als eine Reaktion zwischen HNO 2 und HNO 2 als Oxidationsmittel und Reduktionsmittel unter Verwendung der Elektronengleichgewichtsmethode vorstellen:

HN +3 O 2 + HN +3 O 2 = HN +5 O3 + N +2 O + H 2 O

N +3 - 2e- = N +5

N +3 + e- = N +2

Wir erhalten die Gleichung:

2HNO 2 + 1HNO 2 = 1 HNO 3 + 2 NO + H 2 O

Oder addieren Sie die Mole HNO 2:

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

Intramolekulare Oxidations-Reduktions-Reaktionen treten auf, wenn oxidierende Atome und reduzierende Atome in einem Molekül benachbart sind. Betrachten wir die Zersetzung des Berthollet-Salzes KClO 3 beim Erhitzen:

KCl +5 O 3 -2 = KCl - + O 2 0

Diese Gleichung erfüllt auch die Anforderung des elektronischen Gleichgewichts:

Cl +5 + 6e- = Cl -

2O -2 - 2e- = O 2 0

Hier entsteht eine Schwierigkeit – welcher der beiden gefundenen Koeffizienten ist vor KClO 3 zu setzen – schließlich enthält dieses Molekül sowohl ein Oxidationsmittel als auch ein Reduktionsmittel?

In solchen Fällen werden die gefundenen Koeffizienten den Produkten vorangestellt:

KClO 3 = 2KCl + 3O 2

Nun ist klar, dass KClO 3 um den Faktor 2 vorangestellt werden muss.

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2

Die intramolekulare Reaktion der Zersetzung von Berthollet-Salz beim Erhitzen wird bei der Sauerstoffproduktion im Labor genutzt.

Halbreaktionsmethode

Wie der Name schon sagt, basiert diese Methode darauf, Ionengleichungen für den Oxidationsprozess und den Reduktionsprozess aufzustellen und diese dann zu einer Gesamtgleichung zu summieren.
Lassen Sie uns als Beispiel eine Gleichung für dieselbe Reaktion erstellen, die zur Erklärung der Methode der elektronischen Waage verwendet wurde.
Wenn Schwefelwasserstoff H 2 S durch eine angesäuerte Lösung von Kaliumpermanganat KMnO 4 geleitet wird, verschwindet die purpurrote Farbe und die Lösung wird trüb.
Erfahrungsgemäß entsteht eine Trübung der Lösung durch die Bildung von elementarem Schwefel, d.h. Prozessablauf:

H 2 S → S + 2H +

Dieses Schema wird durch die Anzahl der Atome ausgeglichen. Um die Anzahl der Ladungen auszugleichen, müssen Sie zwei Elektronen von der linken Seite des Diagramms abziehen. Anschließend können Sie den Pfeil durch ein Gleichheitszeichen ersetzen:

H 2 S - 2е - = S + 2H +

Dies ist die erste Halbreaktion – der Prozess der Oxidation des Reduktionsmittels H 2 S.

Die Verfärbung der Lösung ist mit dem Übergang des MnO 4 - -Ions (es hat eine purpurrote Farbe) in das Mn 2+ -Ion (fast farblos und nur bei hohen Konzentrationen hat es eine schwache rosa Farbe) verbunden, was durch ausgedrückt werden kann Diagramm

MnO 4 - → Mn 2+

In einer sauren Lösung bildet Sauerstoff, der Teil der MnO 4 -Ionen ist, zusammen mit Wasserstoffionen letztendlich Wasser. Daher schreiben wir den Übergangsprozess wie folgt:

MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O

Um den Pfeil durch ein Gleichheitszeichen zu ersetzen, müssen auch die Ladungen ausgeglichen werden. Da die Ausgangssubstanzen sieben positive Ladungen (7+) und die Endsubstanzen zwei positive Ladungen (2+) haben, müssen zur Erfüllung der Ladungserhaltungsbedingung fünf Elektronen auf der linken Seite des Diagramms hinzugefügt werden:

MnO 4 - + 8H + + 5e - = Mn 2+ + 4H 2 O

Dies ist die zweite Halbreaktion – der Prozess der Reduktion des Oxidationsmittels, d.h. Permanganation

Um eine allgemeine Reaktionsgleichung zu erstellen, ist es notwendig, die Halbreaktionsgleichungen Term für Term zu addieren, nachdem zuvor die Anzahl der abgegebenen und empfangenen Elektronen ausgeglichen wurde. In diesem Fall werden nach den Regeln zur Ermittlung des kleinsten Vielfachen die entsprechenden Faktoren bestimmt, mit denen die Halbreaktionsgleichungen multipliziert werden. Die Kurzform lautet wie folgt:

Und wenn wir es um 10H+ reduzieren, erhalten wir endlich

5H 2 S + 2MnO 4 - + 6H + = 5S + 2Mn 2+ + 8H 2 O

Wir überprüfen die Richtigkeit der in ionischer Form zusammengestellten Gleichung: Die Anzahl der Sauerstoffatome auf der linken Seite beträgt 8, auf der rechten Seite 8; Anzahl der Ladungen: auf der linken Seite (2-)+(6+) = 4+, auf der rechten Seite 2(2+) = 4+. Die Gleichung ist korrekt geschrieben, da Atome und Ladungen gleich sind.

Mithilfe der Halbreaktionsmethode wird die Reaktionsgleichung in ionischer Form erstellt. Um davon zur Gleichung in molekularer Form zu gelangen, gehen wir folgendermaßen vor: Auf der linken Seite der Ionengleichung wählen wir für jedes Anion das entsprechende Kation und für jedes Kation ein Anion aus. Dann schreiben wir die gleichen Ionen in der gleichen Zahl auf die rechte Seite der Gleichung und kombinieren die Ionen anschließend zu Molekülen:

Somit führt die Aufstellung von Gleichungen für Redoxreaktionen mit der Halbreaktionsmethode zum gleichen Ergebnis wie mit der Elektronenbilanzmethode.

Vergleichen wir beide Methoden. Der Vorteil der Halbreaktionsmethode gegenüber der Methode der elektronischen Waage besteht darin. dass es keine hypothetischen, sondern tatsächlich existierende Ionen verwendet. Tatsächlich gibt es in einer Lösung keine Ionen, aber es gibt Ionen.

Bei der Halbreaktionsmethode ist es nicht notwendig, den Oxidationszustand von Atomen zu kennen.

Das Schreiben individueller ionischer Halbreaktionsgleichungen ist notwendig, um die chemischen Prozesse in einer galvanischen Zelle und bei der Elektrolyse zu verstehen. Mit dieser Methode wird die Rolle der Umwelt als aktiver Teilnehmer am gesamten Prozess sichtbar. Schließlich müssen Sie bei der Halbreaktionsmethode nicht alle entstehenden Stoffe kennen; diese tauchen bei der Ableitung der Reaktionsgleichung auf. Bei der Gleichungsaufstellung für alle in wässrigen Lösungen ablaufenden Redoxreaktionen sollte daher der Methode der Halbreaktionen der Vorzug gegeben werden.

Restauratoren		Oxidationsmittel
Wasserstoff, Kohlenstoff Kohlenmonoxid Schwefelwasserstoff Schwefel(IV)-oxid Schwefelige Säure und ihre Salze Halogenwasserstoffe Metallkationen in niedrigeren Graden Oxidation: Salpetersäure Hydrazin Kathode bei Elektrolyse	SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3	Halogene Permanganate Manganate Mangan(IV)-oxid Dichromaten Salpetersäure Schwefelsäure Blei(IV)-oxid Wasserstoffperoxid Mononaschwefelsäure Diperschwefelsäuren Metallkationen in höheren Graden Oxidation: Kaliumchlorat Anode während der Elektrolyse	F2; Cl2; Ich 2 ; Br 2 KMnO 4 K 2 Cr 2 O 7 K 2 CrO 4 H 2 SO 4 konz. PbO2 TlCl 3 , Au(CNS) 3

Verbindungen, die Atome von Elementen mit mittleren Oxidationsstufen enthalten, können je nach Reaktionspartner und Reaktionsbedingungen sowohl Oxidations- als auch Reduktionsmittel sein. So erweist sich das typische Oxidationsmittel Wasserstoffperoxid bei Wechselwirkung in einer sauren Umgebung mit Kaliumpermanganat als Reduktionsmittel:

5 H 2 O 2 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5 O 2 + 8 H 2 O,

und das typische Reduktionsmittel Natriumsulfit oxidiert Alkalimetallsulfide:

Na 2 SO 3 + 2 Na 2 S+ 3 H 2 O = 3 S  + 6 NaOH.

Darüber hinaus können Reduktionsmittel, die Atome in der niedrigsten Oxidationsstufe enthalten, auf Kosten eines anderen Elements Oxidationsmittel sein. Beispielsweise kann ein typisches Reduktionsmittel Ammoniak Alkalimetalle auf Kosten von Wasserstoffatomen oxidieren:

NH 3 + Na = NaH 2 N + 1/2 H 2.

Zusammenstellung von OVR-Gleichungen

Redoxreaktionen werden durch Reaktionsgleichungen beschrieben, die die Mengen der interagierenden Substanzen und die resultierenden Produkte widerspiegeln. Um ORR-Gleichungen zu erstellen, verwenden Sie oder Elektronische Waage-Methode (Schema-Methode), oder Elektron-Ionen-Gleichgewicht (Halbreaktionsmethode).

Die elektronische Bilanzmethode ist universeller, da sie es ermöglicht, stöchiometrische Verhältnisse in der ORR in beliebigen homo- und heterogenen Systemen festzulegen.

Elektronische Waage-Methode‑ eine Methode zur Ermittlung von Koeffizienten in den Gleichungen von Redoxreaktionen, die den Elektronenaustausch zwischen Atomen von Elementen berücksichtigt, die ihren Oxidationszustand ändern. Die Anzahl der vom Reduktionsmittel abgegebenen Elektronen ist gleich der Anzahl der vom Oxidationsmittel aufgenommenen Elektronen.

Die Gleichung wird in mehreren Schritten erstellt:

1. Notieren Sie das Reaktionsschema:

KMnO 4 + HCl → KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O.

2. Platzieren Sie Oxidationsstufen über den Zeichen von Elementen, die die Oxidationsstufe ändern:

KMn +7 O 4 + HCl -1 → KCl + Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + H 2 O.

3. Identifizieren Sie Elemente, die den Oxidationszustand ändern, und bestimmen Sie die Anzahl der Elektronen, die vom Oxidationsmittel aufgenommen und vom Reduktionsmittel abgegeben werden:

Mn +7 + 5ē → Mn +2.

2Cl -1 - 2ē → Cl 2 0.

4. Gleichen Sie die Anzahl der aufgenommenen und abgegebenen Elektronen aus und legen Sie so Koeffizienten für Verbindungen fest, die Elemente enthalten, die den Oxidationszustand ändern:

Mn +7 + 5ē → Mn +2
2Cl -1 – 2ē → Cl 2 0

––––––––––––––––––––––––

2Mn +7 + 10Cl -1 → 2Mn +2 + 5Cl 2 0.

5. Wählen Sie Koeffizienten für die verbleibenden Teilnehmer der Reaktion aus:

2KMn +7 O 4 + 16HCl -1 → 2KCl + 2Mn +2 Cl 2 + 5Cl 2 0 + 8H 2 O.

Um Koeffizienten für Reaktionsgleichungen in wässrigen Lösungen auszuwählen, ist die Halbreaktionsmethode vorzuziehen.

Erstens können Sie damit auf die Bestimmung des Oxidationszustands von Elementen verzichten.

Zweitens erhält man bei der Anwendung sofort eine verkürzte Ionengleichung der Redoxreaktion.

Drittens ist es mithilfe der Halbreaktionsgleichung möglich, den Einfluss der Umgebung auf die Art des Prozesses festzustellen.

Darüber hinaus wird bei der Erstellung einer Elektronen-Ionen-Bilanz mit Ionen gearbeitet, die tatsächlich in einer wässrigen Lösung vorhanden sind, im Gegensatz zur Elektronenbilanz-Methode, bei der es um hypothetische Teilchen wie Mn +7, Cr +6 geht.

Elektronen-Ionen-Balance-Methode (Halbreaktionsmethode).

Diese Methode berücksichtigt die Übertragung von Elektronen von einem Atom oder Ion auf ein anderes und berücksichtigt dabei die Art des Mediums (sauer, alkalisch oder neutral), in dem die Reaktion stattfindet. Bei der Aufstellung von Gleichungen für Oxidations- und Reduktionsprozesse werden zur Angleichung der Anzahl der Wasserstoff- und Sauerstoffatome entweder Wassermoleküle oder Wasserstoffionen eingeführt (je nach Medium). (wenn die Umgebung sauer ist), oder Wassermoleküle und Hydroxidionen (wenn die Umgebung alkalisch ist). Dementsprechend befinden sich in den resultierenden Produkten auf der rechten Seite der Elektron-Ionen-Gleichung Wasserstoffionen und Wassermoleküle (saures Milieu) bzw. Hydroxidionen und Wassermoleküle (alkalisches Milieu).

Das heißt, beim Schreiben von Elektronen-Ionen-Gleichungen muss man von der Zusammensetzung der tatsächlich in der Lösung vorhandenen Ionen ausgehen . Darüber hinaus sollten Substanzen, die schlecht dissoziieren, schlecht löslich sind oder als Gas freigesetzt werden, wie beim Schreiben abgekürzter Ionengleichungen in molekularer Form geschrieben werden.

Betrachten Sie zum Beispiel die folgende Reaktion:

H 2 O 2 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + O 2 + H 2 O + K 2 SO 4.

Beim Ermitteln der stöchiometrischen Koeffizienten der Redoxprozessgleichung müssen die folgenden Operationen durchgeführt werden.

1. Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel unter den reagierenden Substanzen. In unserem Beispiel ist das Oxidationsmittel KMnO 4, das Reduktionsmittel H 2 O 2 und die Produkte ihrer Wechselwirkung sind Mn 2+ und O 2.

2. Schreiben Sie die Halbreaktionsschemata auf:

H 2 O 2 → O 2-Oxidation;

MnO → Mn 2+. Erholung.

3. Gleichen Sie die Schemata an:

a) durch ein Element, das die Oxidationsstufe ändert (in unserem Beispiel ist dies nicht erforderlich);

b) durch Sauerstoff, bei Bedarf in Form von Wassermolekülen hinzufügen, wenn die Reaktion in einer sauren Umgebung stattfindet, und in Form eines Hydroxidions, wenn die Reaktion in einer alkalischen Umgebung stattfindet:

H 2 O 2 → O 2;

MnO → Mn 2+ + 4 H 2 O;

c) durch Wasserstoff, Zugabe in Form von Wasserstoffionen, wenn die Reaktion in einer sauren Umgebung stattfindet, und in Form von Wassermolekülen, wenn die Reaktion in einer alkalischen Umgebung stattfindet, wenn:

H 2 O 2 → O 2 + 2 H +;

MnO+ 8 H + → Mn 2+ + 4 H 2 O;

d) durch die Gesamtladung der Ionen, Addieren oder Subtrahieren der erforderlichen Elektronenzahl:

H 2 O 2 - 2ē → O 2 + 2 H +;

MnO 4 - + 8 H + + 5 ē → Mn 2+ + 4H 2 O.

4. Gleichen Sie unter Berücksichtigung des Gesetzes der elektrischen Neutralität die Anzahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen aus und summieren Sie den linken und rechten Teil der Halbreaktionen getrennt:

H 2 O 2 - 2ē → O 2 + 2 H + | 2| 5

MnO+ 8 H + + 5 ē →Mn 2+ + 4 H 2 O | 5| 2

____________________________________________

5 H 2 O 2 + 2 MnO+ 16 H + = 5 O 2 + 10 H + + 2 Mn 2+ +8 H 2 O.

Durch Reduzieren erhalten wir die Gleichung dieses Redoxprozesses in ionischer Form:

5 H 2 O 2 + 2 MnO+ 6 H + = 5 O 2 + 2 Mn 2+ +8 H 2 O.

5. Gehen Sie zur molekularen Form der Gleichung und fügen Sie Kationen und Anionen hinzu, die durch die Reaktion unverändert bleiben, also salzbildende Ionen (in unserem Beispiel K + und SO 4 2- Ionen):

5 H 2 O 2 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 5 O 2 + 8 H 2 O + K 2 SO 4.

Betrachten wir ein weiteres Beispiel – den Prozess der Pyritoxidation mit konzentrierter Salpetersäure.

1. Bestimmen wir das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel unter den reagierenden Stoffen. In unserem Beispiel ist das Oxidationsmittel HNO 3, das Reduktionsmittel FeS 2. Bestimmen wir die Reaktionsprodukte. Salpetersäure HNO 3 ist ein starkes Oxidationsmittel, daher wird Schwefel zur maximalen Oxidationsstufe S 6+ und Eisen zu Fe 3+ oxidiert, während HNO 3 zu NO reduziert werden kann:

FeS 2 +HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + H 2 SO 4 + NO.

2. Schreiben wir die Halbreaktionsschemata auf

FeS 2 → Fe 3+ +SO-Oxidation;

NEIN→KEINE Erholung.

3. Wir gleichen die Schemata aus:

FeS 2 + 8H 2 O - 15ē → Fe 3+ + 2SO + 16H + ;

NO+4H + +3 ē → NO + 2H 2 O.

4. Unter Berücksichtigung des Gesetzes der elektrischen Neutralität gleichen wir die Anzahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen aus und summieren den linken und rechten Teil der Halbreaktionen getrennt:

FeS 2 + 8H 2 O - 15ē → Fe 3+ + 2SO+ 16H + | 15 | 1

NO+ 4H + +3 ē → NO + 2H 2 O | 3 | 5

FeS 2 + 8H 2 O +5NO+ 20H + =Fe 3+ +2SO+16H + + 5NO + 10H 2 O.

5. Durch Reduzieren erhalten wir die Gleichung in Ionenform:

FeS 2 + 5NO+ 4H + = Fe 3+ + 2SO + 5NO + 2H 2 O.

6. Schreiben wir die Gleichung in molekularer Form und berücksichtigen dabei, dass einige der Nitrationen nicht reduziert wurden, sondern an der Austauschreaktion teilnahmen und einige der H + -Ionen in den Reaktionsprodukten (H 2 SO 4) vorhanden sind:

Beachten Sie, dass Sie nie den Oxidationszustand der Elemente bestimmen mussten, um die Anzahl der abgegebenen und empfangenen Elektronen zu bestimmen. Darüber hinaus haben wir den Einfluss der Umgebung berücksichtigt und automatisch ermittelt, dass H 2 O auf der rechten Seite der Gleichung steht. Es besteht kein Zweifel, dass diese Methode der chemischen Bedeutung viel besser entspricht als die Standardmethode der elektronischen Waage.

1. Wie definiert man eine Redoxreaktion?

Es gibt verschiedene Klassifizierungen chemischer Reaktionen. Eine davon umfasst solche, bei denen Substanzen, die miteinander (oder mit der Substanz selbst) interagieren, die Oxidationsstufen von Elementen ändern.

Betrachten Sie als Beispiel zwei Reaktionen:

Zn 0 + 2Н +1 С1 -1 = Zn +2 Cl 2 -1 + Н 2 0 (1)
H +1 Cl -1 + K +1 O -2 H +1 = K +1 Cl -1 + H 2 +1 O -2 (2)

An Reaktion (1) sind Zink und beteiligt Salzsäure. Zink und Wasserstoff ändern ihre Oxidationsstufe, Chlor lässt seine Oxidationsstufe unverändert:

Zn 0 - 2е = Zn 2+
2Н +1 + 2е = H 2 0
2Сl -1 = 2 Сl -1

Und in Reaktion (2), ( Neutralisierungsreaktion), Chlor, Wasserstoff, Kalium und Sauerstoff ändern ihre Oxidationsstufen nicht: Cl -1 = Cl -1, H +1 = H +1, K +1 = K +1, O -2 = O -2; Reaktion (1) gehört zum Redoxtyp und Reaktion (2) gehört zu einem anderen Typ.

Chemische Reaktionen, die Veränderungen mit sich bringenOxidationsstufen von Elementen, werden Redox genannt.

Um die Redoxreaktion zu bestimmen, ist es notwendig, sie zu etablieren Steppekeine Oxidation von Elementen auf der linken und rechten Seite der Gleichung. Dazu müssen Sie wissen, wie Sie den Oxidationszustand eines bestimmten Elements bestimmen.

Bei der Reaktion (1) ändern die Elemente Zn und H ihren Zustand, indem sie Elektronen verlieren oder gewinnen. Zink gibt 2 Elektronen ab und geht in einen ionischen Zustand über – es wird zu einem Zn 2+-Kation. In diesem Fall findet der Prozess statt Erholung und Zink wird oxidiert. Wasserstoff nimmt 2 Elektronen auf, zeigt oxidativ Eigenschaften, selbst im Reaktionsprozess wird wiederhergestellt.

2. DefinitionOxidationsstufen von Elementen.

Oxidationszustand von Elementen in seinen Verbindungen wird auf der Grundlage der Position bestimmt, dass die Gesamtladung der Oxidationsstufen aller Elemente einer bestimmten Verbindung gleich Null ist. Beispielsweise sind in der Verbindung H 3 PO 4 die Oxidationsstufen +1 für Wasserstoff, +5 für Phosphor und -2 für Sauerstoff; Nachdem wir eine mathematische Gleichung aufgestellt haben, ermitteln wir diese insgesamt Anzahl der Teilchen(Atome oder Ionen) bilden eine Ladung gleich Null: (+1)x3+(+5)+(-2)x4 = 0

In diesem Beispiel sind die Oxidationsstufen der Elemente jedoch bereits angegeben. Wie kann man beispielsweise den Oxidationszustand von Schwefel in der Verbindung bestimmen? Natriumthiosulfat Na 2 S 2 O 3 oder Mangan in der Verbindung Kaliumpermanganat- KMnO 4? Dazu müssen Sie es wissen konstante Oxidationsstufen einer Reihe von Elementen. Sie haben folgende Bedeutung:

1) Elemente der Gruppe I des Periodensystems (einschließlich Wasserstoff in Kombination mit Nichtmetallen) +1;
2) Elemente der Gruppe II des Periodensystems +2;
3) Elemente der Gruppe III des Periodensystems +3;
4) Sauerstoff (außer in Kombination mit Fluor- oder Peroxidverbindungen) -2;

Basierend auf diesen konstanten Werten der Oxidationsstufen (für Natrium und Sauerstoff) bestimmen wir Oxidationszustand Schwefel in der Na 2 S 2 O 3 -Verbindung. Da die Gesamtladung aller Oxidationsstufen der Elemente deren Zusammensetzung durch eine gegebene widerspiegelt zusammengesetzte Formel, ist gleich Null und bezeichnet dann die unbekannte Ladung auf Schwefel „ 2X„(da es in der Formel zwei Schwefelatome gibt), erstellen wir folgende mathematische Gleichheit:

(+1) x 2 + 2X+ (-2) x 3 = 0

Wenn wir diese Gleichung nach 2 x auflösen, erhalten wir

2X= (-1) x 2 + (+2) x 3
oder
X = [(-2) + (+6)] : 2 = +2;

Daher ist die Oxidationsstufe von Schwefel in der Na 2 S 2 O 3-Verbindung gleich (+2). Aber wird es wirklich immer notwendig sein, eine so umständliche Methode zur Bestimmung der Oxidationsstufen bestimmter Elemente in Verbindungen zu verwenden? Natürlich nicht immer. Beispielsweise können Sie für binäre Verbindungen: Oxide, Sulfide, Nitride usw. die sogenannte „Cross-on-Cross“-Methode zur Bestimmung der Oxidationsstufen verwenden. Sagen wir gegeben zusammengesetzte Formel:Titanoxid– Ti 2 O 3 . Mit einer einfachen mathematischen Analyse, basierend auf der Tatsache, dass der Oxidationszustand von Sauerstoff uns bekannt ist und gleich (-2): Ti 2 O 3 ist, ist es nicht schwer festzustellen, dass der Oxidationszustand von Titan gleich sein wird (+3). Oder zum Beispiel im Zusammenhang Methan CH 4 ist bekannt, dass die Oxidationsstufe von Wasserstoff (+1) ist, dann ist es nicht schwierig, die Oxidationsstufe von Kohlenstoff zu bestimmen. Es entspricht der Formel dieser Verbindung (-4). Mit der „Cross-on-Cross“-Methode ist es außerdem nicht schwierig, Folgendes festzustellen zusammengesetzte Formel Cr 4 Si 3, dann ist die Oxidationsstufe von Chrom darin (+3) und Silizium (-4).
Bei Salzen ist dies auch nicht schwierig. Dabei spielt es keine Rolle, ob es gegeben ist oder mittleres Salz oder saures Salz. In diesen Fällen muss von einer salzbildenden Säure ausgegangen werden. Zum Beispiel wird Salz gegeben Natriumnitrat(NaNO 3). Es ist bekannt, dass es sich um ein Derivat der Salpetersäure (HNO 3) handelt und in dieser Verbindung die Oxidationsstufe von Stickstoff (+5) beträgt, daher ist in ihrem Salz - Natriumnitrat - die Oxidationsstufe von Stickstoff auch gleich ( +5). Natriumbicarbonat(NaHCO 3) ist das saure Salz der Kohlensäure (H 2 CO 3). Genau wie bei einer Säure beträgt die Oxidationsstufe des Kohlenstoffs in diesem Salz (+4).

Es ist zu beachten, dass die Oxidationsstufen in Verbindungen: Metalle und Nichtmetalle (bei der Zusammenstellung) Elektronische Gleichgewichtsgleichungen) sind gleich Null: K 0, Ca 0, Al 0, H 2 0, Cl 2 0, N 2 0 Als Beispiel geben wir die Oxidationsstufen der typischsten Elemente an:

Nur Oxidationsmittel sind Stoffe, die eine maximale, meist positive Oxidationsstufe haben, zum Beispiel: KCl +7 O 4, H 2 S +6 O 4, K 2 Cr +6 O 4, HN +5 O 3, KMn +7 O 4 . Dies ist leicht zu beweisen. Wenn diese Verbindungen Reduktionsmittel sein könnten, müssten sie in diesen Zuständen Elektronen abgeben:

Cl +7 – e = Cl +8
S +6 – e = S +7

Aber die Elemente Chlor und Schwefel können mit solchen Oxidationsstufen nicht existieren. Ebenso sind nur Reduktionsmittel Stoffe mit einer minimalen, meist negativen Oxidationsstufe, zum Beispiel: H 2 S -2, HJ -, N -3 H 3. Bei Redoxreaktionen können solche Verbindungen keine Oxidationsmittel sein, da sie wären, müssten wir Elektronen hinzufügen:

S -2 + e = S -3
J - + e = J -2

Für Schwefel und Jod sind Ionen mit solchen Oxidationsstufen jedoch nicht typisch. Elemente mit mittleren Oxidationsstufen, zum Beispiel N +1, N +4, S +4, Cl +3, C +2, können sowohl oxidierende als auch reduzierende Eigenschaften aufweisen.

3 . Arten von Redoxreaktionen.

Es gibt vier Arten von Redoxreaktionen.

1) Intermolekulare Redoxreaktionen.
Die häufigste Art der Reaktion. Diese Reaktionen ändern sich OxidationsstufenElemente in verschiedenen Molekülen, zum Beispiel:

2Bi +3 Cl 3 + 3Sn +2 Cl 2 = 2Bi 0 + 3Sn +4 Cl 4

Bi +3 - 3 e= Bi 0

Sn +2 + 2 e= Sn +4

2) Eine Art intermolekularer Redoxreaktion ist die Reaktion Proportionalität, bei dem das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel Atome desselben Elements sind: Bei dieser Reaktion bilden zwei Atome eines Elements mit unterschiedlichen Oxidationsstufen ein Atom mit unterschiedlicher Oxidationsstufe:

SO 2 +4 + 2H 2 S -2 = 3S 0 + 2H 2 O

S -2 - 2 e= S 0

S+4+4 e= S 0

3) Reaktionen Unverhältnismäßigkeit werden durchgeführt, wenn das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel Atome desselben Elements sind oder ein Atom eines Elements mit einer Oxidationsstufe eine Verbindung mit zwei Oxidationsstufen bildet:

N +4 O 2 + NaOH = NaN +5 O 3 + NaN +3 O 2 + H 2 O

N +4 - e= N +5

N +4 + e= N +3

4) Intramolekular Redoxreaktionen treten auf, wenn sich ein oxidierendes Atom und ein reduzierendes Atom in derselben Substanz befinden, zum Beispiel:

N -3 H 4 N +5 O 3 = N +1 2 O + 2H 2 O

2N -3 - 8 e=2N +1

2N +5 + 8 e= 2N +1

4 . Der Mechanismus von Redoxreaktionen.

Redoxreaktionen werden durch die Übertragung von Elektronen von den Atomen eines Elements auf ein anderes durchgeführt. Wenn ein Atom oder Molekül Elektronen verliert, nennt man diesen Vorgang Oxidation, und dieses Atom ist ein Reduktionsmittel, zum Beispiel:

Al 0 - 3 e= Al 3+

2Cl - - 2 e= Cl 2 0

Fe 2+ - e= Fe 3+

In diesen Beispielen sind Al 0, Cl -, Fe 2+ Reduktionsmittel, und die Prozesse ihrer Umwandlung in Verbindungen Al 3+, Cl 2 0, Fe 3+ werden als oxidativ bezeichnet. Wenn ein Atom oder Molekül Elektronen aufnimmt, nennt man diesen Vorgang Reduktion, und dieses Atom ist ein Oxidationsmittel, zum Beispiel:

Ca 2+ + 2 e= Ca 0

Cl 2 0 + 2 e= 2Cl -

Fe 3+ + e= Fe 2+

Oxidationsmittel sind in der Regel Nichtmetalle (S, Cl 2, F 2, O 2) oder Metallverbindungen mit der maximalen Oxidationsstufe (Mn +7, Cr +6, Fe +3). Reduktionsmittel sind Metalle (K, Ca, Al) oder Verbindungen von Nichtmetallen mit einer minimalen Oxidationsstufe (S -2, Cl -1, N -3, P -3);

Redoxgleichungen unterscheiden sich von molekulare Gleichungen andere Reaktionen aufgrund der Komplexität der Auswahl der Koeffizienten für Reaktanten und Reaktionsprodukte. Dafür verwenden sie Elektronische Waage-Methode, oder Methode der Elektronen-Ionen-Gleichung(Letzteres wird manchmal auch „ Halbreaktionsmethode"). Betrachten Sie als Beispiel für die Zusammenstellung von Gleichungen für Redoxreaktionen einen Prozess, bei dem konzentrierte Schwefelsäure(H 2 SO 4) reagiert mit Jodwasserstoff (HJ):

H 2 SO 4 (konz.) + HJ → H 2 S + J 2 + H 2 O

Lassen Sie uns das zunächst einmal feststellen Oxidationszustand Jod in Jodwasserstoff ist (-1) und Schwefel in Schwefelsäure: (+6). Während der Reaktion wird Jod (-1) in einen molekularen Zustand oxidiert und Schwefel (+6) wird in die Oxidationsstufe (-2) reduziert – Schwefelwasserstoff:

J - → J 0 2
S +6 → S -2

Beim Komponieren muss man das berücksichtigen MengePartikel Die Atome auf der linken und rechten Seite der Halbreaktionen sollten gleich sein

2J - - 2 e→ J 0 2
S +6 + 8 e→ S -2

Indem wir rechts von diesem Halbreaktionsdiagramm eine vertikale Linie platzieren, bestimmen wir die Reaktionskoeffizienten:

2J - - 2 e→ J 0 2 |8
S +6 + 8 e→ S -2 |2

Durch Reduzierung um „2“ erhalten wir die endgültigen Koeffizientenwerte:

2J - - 2 e→ J 0 2 |4
S +6 + 8 e→ S -2 |1

Lassen Sie uns unter diesem Diagramm zusammenfassen Halbreaktionen Zeichnen Sie eine horizontale Linie und fassen Sie zusammen, was an der Reaktion beteiligt ist Anzahl der Teilchen Atome:

2J - - 2 e→ J 0 2 |4
S +6 + 8 e→ S -2 |1
____________________
8J - + S +6 → 4 J 0 2 + S -2

Danach ist es notwendig. Indem wir die erhaltenen Werte der Koeffizienten in die Molekülgleichung einsetzen, reduzieren wir sie auf diese Form:

8HJ + H 2 SO 4 = 4J 2 + H 2 S + H 2 O

Indem wir die Anzahl der Wasserstoffatome auf der linken und rechten Seite der Gleichung zählen, werden wir von der Notwendigkeit überzeugt, den Koeffizienten „4“ vor Wasser zu korrigieren, und wir erhalten die vollständige Gleichung:

8HJ + H 2 SO 4 = 4J 2 + H 2 S + 4H 2 O

Diese Gleichung kann mit erstellt werden elektronische MethodeIonengleichgewicht. In diesem Fall besteht keine Notwendigkeit, den Koeffizienten vor den Wassermolekülen zu korrigieren. Die Gleichung basiert auf der Dissoziation von Ionen der an der Reaktion beteiligten Verbindungen: Beispielsweise Dissoziation von Schwefelsäure führt zur Bildung von zwei Wasserstoffprotonen und einem Sulfatanion:

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-

Die Dissoziation von Jodwasserstoff und Schwefelwasserstoff kann auf ähnliche Weise geschrieben werden:

HJ ↔ N + + J -
H 2 S ↔ 2Н + + S 2-

J 2 dissoziiert nicht. Auch H 2 O dissoziiert praktisch nicht. Zusammensetzung Halbreaktionsgleichungen für Jod bleibt gleich:

2J - - 2 e→ J 0 2
Die Halbreaktion an Schwefelatomen nimmt die folgende Form an:

SO 4 -2 → S -2

Da auf der rechten Seite der Halbreaktion vier Sauerstoffatome fehlen, muss diese Menge mit Wasser ausgeglichen werden:

SO 4 -2 → S -2 + 4H 2 O

Dann ist es auf der linken Seite der Halbreaktion notwendig, die Wasserstoffatome auf Kosten der Protonen zu kompensieren (da die Reaktion des Mediums sauer ist):

SO 4 2- + 8H + → S -2 + 4H 2 O

Durch Zählen der Anzahl der übertragenen Elektronen erhalten wir eine vollständige Darstellung der Gleichung nach Halbreaktionsmethode:

SO 4 2- + 8Н + + 8 e→ S -2 + 4H 2 O

Wenn wir beide Halbreaktionen summieren, erhalten wir elektronische Gleichgewichtsgleichung:

2J - - 2 e→ J 0 2 |8 4
SO 4 2- + 8Н + + 8 e→ S -2 + 4H 2 O |2 1

8J - + SO 4 2- +8H + → 4J 2 0 + S 0 + 4H 2 O

Aus diesem Eintrag folgt, dass die Methode Elektron-Ionen-Gleichung gibt ein vollständigeres Bild der Redoxreaktion als Elektronische Waage-Methode. Die Anzahl der am Prozess beteiligten Elektronen ist bei beiden Bilanzierungsmethoden gleich, im letzteren Fall stellt sich jedoch die Anzahl der am Redoxprozess beteiligten Protonen und Wassermoleküle quasi „automatisch“ ein.

Schauen wir uns einige konkrete Fälle von Redoxreaktionen an, die mit der Methode zusammengestellt werden können Elektron-Ionen-Gleichgewicht. Einige Redoxprozesse werden unter Beteiligung einer alkalischen Umgebung durchgeführt, zum Beispiel:

KCrO 2 + Br 2 + KOH → KBr + K 2 CrO 4 +H 2 O

Bei dieser Reaktion ist das Reduktionsmittel Chromition (CrO 2 -), das zu Chromation (CrO -2 4) oxidiert wird. Das Oxidationsmittel Brom (Br 0 2) wird zum Bromidion (Br -) reduziert:
CrO 2 - → CrO 4 2-
Br 0 2 → 2 Br -

Da die Reaktion in einem alkalischen Medium abläuft, muss die erste Halbreaktion unter Berücksichtigung von Hydroxidionen (OH-) zusammengesetzt werden:
CrO 2 - + 4OH - - 3 e= CrO 2- 4 + 2H 2 O

Wir setzen die zweite Halbreaktion auf bekannte Weise zusammen:
CrO 2 - + 4OH - -3 e= CrO 4 2 - + 2H 2 O |2
Br 0 2 + 2 e= Br - |3
__________
2CrO 2 - + 3Br 2 0 + 8OH - = 2CrO 2- 4 + 6Br - + 4H 2 O

Danach gilt es endlich Ordnen Sie Koeffizienten in der Reaktionsgleichung zu und zwar vollständig Molekülgleichung Dieser Redoxprozess wird die Form annehmen:

2KCrO 2 + 3Br 2 + 8KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KBr + 4H 2 O.

In manchen Fällen sind auch nicht dissoziierbare Stoffe an der Redoxreaktion beteiligt. Zum Beispiel:

AsH 3 + HNO 3 = H 3 AsO 4 + NO 2 + 4H 2 O

Dann Halbreaktionsmethode wird unter Berücksichtigung dieses Prozesses zusammengestellt:

AsH 3 + 4H 2 O – 8 e= AsO 4 3- + 11H + |1
NEIN 3 + 2H + + e= NO 2 + H 2 O |8

AsH 3 + 8NO 3 + 4H 2 O + 2H + = AsO 4 3- + 8NO 2 + 11H + O

Molekulare Gleichung wird die Form annehmen:

AsH 3 + 8HNO 3 = H 3 AsO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O.

Redoxreaktionen gehen manchmal mit dem gleichzeitigen Oxidations-Reduktionsprozess mehrerer Substanzen einher. Beispielsweise tritt bei einer Reaktion mit Kupfersulfid eine Wechselwirkung ein konzentrierte Salpetersäure:

Cu 2 S + HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + H 2 SO 4 + NO + H 2 O

Am Redoxprozess sind Kupfer-, Schwefel- und Stickstoffatome beteiligt. Beim Zusammenstellen der Gleichung Halbreaktionsmethode Es ist notwendig, die Phasen dieses Prozesses zu berücksichtigen:

Cu+ → Cu2+
S 2- → S +6
N 5+ → N +2

In dieser Situation ist es notwendig, Oxidations- und Reduktionsprozesse in einer Stufe zu kombinieren:

2Cu + - 2 e→ 2Cu 2+ | 10 e
S 2- - 8 e→ S 6+
_______________________
N 5+ + 3 e→ N 2+ | 3 e

Dabei nimmt die Redox-Halbreaktion die Form an:

2Cu + - 2 e→ 2Cu 2+
S 2- - 8 e→ S 6+ 3 ( Wiederherstellungsprozesse)
_______________________
N 5+ + 3 e→ N 2+ 10 (Oxidationsprozess)
_____________________________________

6Cu + + 3S 2- + 10N 5+ → 6Cu 2+ + 3S 6+ + 10N 2+

Zusammenfassend molekulare Reaktionsgleichung wird die Form annehmen:

3Cu 2 S + 22HNO 3 = 6Cu(NO 3) 2 + 3H 2 SO 4 + 10NO + 8H 2 O.

Besonderes Augenmerk sollte auf Redoxreaktionen organischer Substanzen gelegt werden. Zum Beispiel bei der Oxidation von Glukose Kaliumpermanganat In einer sauren Umgebung kommt es zu folgender Reaktion:

C 6 H 12 O 6 + KMnO 4 + H 2 SO 4 > CO 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Bei der Erstellung einer Bilanz Halbreaktionsmethode Bei der Umwandlung von Glukose wird das Fehlen ihrer Dissoziation berücksichtigt, die Korrektur der Anzahl der Wasserstoffatome erfolgt jedoch aufgrund von Protonen und Wassermolekülen:

C 6 H 12 O 6 + 6H 2 O - 24 e= 6CO 2 + 24H +

Halbreaktion beteiligt Kaliumpermanganat wird die Form annehmen:

MnO 4 - + 8H + + 5 e= Mn 2+ +4H 2 O

Als Ergebnis erhalten wir das folgende Schema des Redoxprozesses:

C 6 H 12 O 6 + 6H 2 O - 24 e= 6CO 2 + 24H + | 5
MnО 4 - +8H + + 5 e= Mn +2 + 4H 2 O |24
___________________________________________________

5C 6 H 12 O 6 + 30H 2 O + 24MnO 4 - + 192H + = 30CO 2 + 120H + + 24Mn 2+ + 96H 2 O

Durch die Reduzierung der Anzahl der Protonen und Wassermoleküle auf der linken und rechten Seite Halbreaktionen, wir bekommen das Finale Molekülgleichung:

5C 6 H 12 O 6 + 24KMnO 4 + 36H 2 SO 4 = 30CO 2 + 24MnSO 4 + 12K 2 SO 4 + 66H 2 O

5. Der Einfluss der Umgebung auf die Art von Redoxreaktionen.

Abhängig von der Umgebung (überschüssiges H +, neutral, überschüssiges OH -) kann sich die Art der Reaktion zwischen denselben Substanzen ändern. Wird normalerweise verwendet, um eine saure Umgebung zu schaffen Schwefelsäure(H 2 SO 4), Salpetersäure Als OH-Medium wird Salzsäure (HCl), Natriumhydroxid (NaOH) oder Kaliumhydroxid (KOH) verwendet. Wir zeigen zum Beispiel, wie sich die Umwelt auswirkt Kaliumpermanganat(КMnO 4) . und seine Reaktionsprodukte:

Nehmen wir zum Beispiel Na 2 SO 3 als Reduktionsmittel und KMnO 4 als Oxidationsmittel.

In einer sauren Umgebung:

5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

SO 3 2- + H 2 O - 2 e→ SO 4 2- + 2H + |5
MnO 4 - + 8H + + 5 e→ Mn 2+ + 4H 2 O |2
________________________________________________
5SO 3 2- + 2MnO 4 - + 6H + → 5SO 4 2- + 2Mn 2+ + 3H 2 O

Im neutralen (oder leicht alkalischen) Zustand:

3Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O → 3Na 2 SO 4 + 2MnO 2 + 2KOH

SO 3 2- + H 2 O - 2 e→ SO 4 2- + 2H + |3
MnO 4 - + 2H 2 O + 3 e→ MnO 2 + 4OH |2
_____________________________________
3SO 3 2- + 2 MnO 4 - + H 2 O → 3SO 4 2- + 2MnO 2 + 2OH

In einer stark alkalischen Umgebung:

Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + Na 2 MnO + H 2 O

SO 3 2- + 2 OH - - 2 e→ SO 4 2- + H 2 O |1
MnO 4 - + e→ MnO 4 2 |2
____________________________________

SO 3 2- + 2 MnO 4 - + 2OH → SO 4 2- + 2MnO 4 2- + H 2 O

Wasserstoffperoxid(H 2 O 2) wird je nach Umgebung nach dem Schema reduziert:

1) Saure Umgebung (H +) H 2 O 2 + 2H + + 2 e→ 2H 2 O

2) Neutrales Medium (H 2 O) H 2 O 2 + 2 e→ 2OH

3) Alkalische Umgebung (OH -) H 2 O 2 + 2 e→ 2OH

Wasserstoffperoxid(H 2 O 2) wirkt als Oxidationsmittel:

2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O

Fe 2+ - e= Fe 3+ |2
H 2 O 2 + 2H + + 2 e= 2H 2 O |1
________________________________
2Fe 2+ + H 2 O 2 + 2H + → 2Fe 3+ + 2 H 2 O

Bei der Begegnung mit sehr starken Oxidationsmitteln (KMnO 4) Wasserstoffperoxid(H 2 O 2) fungiert als Reduktionsmittel:

5H 2 O 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

H 2 O 2 – 2 e→ O 2 + 2H + |5
MnO 4 - + 8H + + 5 e→ Mn 2+ + 4H 2 O |2
_________________________________
5H 2 O + 2 MnO 4 - + 6H + → 5O 2 + 2Mn 2+ + 8H 2 O

6. Bestimmung von Produkten von Redoxreaktionen.

Der praktische Teil dieses Themas befasst sich mit Redoxprozessen und gibt nur die Ausgangsreagenzien an. In der Regel müssen Reaktionsprodukte bestimmt werden. Beispielsweise beinhaltet die Reaktion Eisenchlorid(FeCl 3) und Kaliumjodid(KJ):

FeCl 3 + KJ = A + B + C

zur Installation erforderlich zusammengesetzte Formeln A, B, C, entstehen durch den Redoxprozess.

Die anfänglichen Oxidationsstufen der Reagenzien sind wie folgt: Fe 3+, Cl -, K +, J -. Es ist leicht anzunehmen, dass Fe 3+ als Oxidationsmittel (mit einer maximalen Oxidationsstufe) seine Oxidationsstufe nur auf Fe 2+ reduzieren kann:

Fe 3+ + e= Fe 2+

Das Chloridion und das Kaliumion ändern bei der Reaktion ihre Oxidationsstufe nicht, das Jodidion kann jedoch nur seine Oxidationsstufe erhöhen, d. h. Gehe zu Zustand J 2 0:

2J - - 2 e= J 2 0

Als Ergebnis der Reaktion kommt es zusätzlich zum Redoxprozess zu Austauschreaktion zwischen FeCl 3 und KJ, aber unter Berücksichtigung der Änderung der Oxidationsstufen wird die Reaktion nicht nach diesem Schema bestimmt:

FeCl 3 + KJ = FeJ 3 + KCl,

aber werde die Form annehmen

FeCl 3 + KJ = FeJ 2 + KCl,

wobei das Produkt C die Verbindung J 2 0 ist:

FeCl 3 + 6KJ = 2FeJ 2 + 6KJ + J 2

Fe 3+ + e═> Fe 2+ |2

2J - - 2 e═> J 2 0 |1

________________________________

2Fe +3 + 2J - = 2Fe 2+ + J 2 0

Zukünftig kann bei der Bestimmung der Produkte des Redoxprozesses das sogenannte „Aufzugssystem“ eingesetzt werden. Sein Prinzip besteht darin, dass jede Redoxreaktion als Bewegung von Aufzügen in einem mehrstöckigen Gebäude in zwei einander entgegengesetzte Richtungen dargestellt werden kann. Darüber hinaus werden die „Böden“ sein Oxidationsstufen entsprechende Elemente. Denn jede der beiden Halbreaktionen im Redoxprozess geht entweder mit einer Abnahme oder einer Zunahme einher Oxidationsstufen B. des einen oder anderen Elements, können wir durch einfache Überlegungen deren mögliche Oxidationsstufen in den resultierenden Reaktionsprodukten annehmen.

Betrachten Sie als Beispiel eine Reaktion, bei der Schwefel mit reagiert konzentrierte Natriumhydroxidlösung ( NaOH):

S + NaOH(konz.) = (A) + (B) + H 2 O

Da sich bei dieser Reaktion nur die Oxidationsstufen des Schwefels ändern, erstellen wir der Übersichtlichkeit halber ein Diagramm seiner möglichen Zustände:

Die Verbindungen (A) und (B) können nicht gleichzeitig die Schwefelzustände S +4 und S +6 sein, da in diesem Fall der Prozess nur unter Freisetzung von Elektronen ablaufen würde, d.h. wäre erholsam:

S 0 - 4 e= S +4

S 0 - 6 e= S +6

Dies würde aber dem Prinzip von Redoxprozessen widersprechen. Dann ist davon auszugehen, dass der Prozess im einen Fall unter Freisetzung von Elektronen ablaufen sollte und im anderen Fall in die entgegengesetzte Richtung, d.h. oxidierend sein:

S 0 - 4 e= S +4

S0+2 e= S -2

Wie wahrscheinlich ist es andererseits, dass der Wiederherstellungsprozess bis zum Zustand S+4 oder bis zum Zustand S+6 durchgeführt wird? Da die Reaktion eher in einer alkalischen als in einer sauren Umgebung abläuft, ist ihr Oxidationspotential viel geringer, weshalb die Bildung der S+4-Verbindung bei dieser Reaktion der S+6-Verbindung vorzuziehen ist. Daher wird die endgültige Reaktion die Form annehmen:

4S + 6NaOH(konz.) = Na 2 SO 3 + 2Na 2 S + 3H 2 O

S 0 +2 e= S - 2 | 4 | 2

S 0 + 6OH - - 4 e= SO 3 2 - + 3H 2 O | 2 | 1

3S 0 + 6OH - = 2S - 2 + SO 3 2 - + 3H 2 O

Betrachten Sie als weiteres Beispiel die folgende Reaktion zwischen Phosphin und konzentrierte Salpetersäure(HNO3) :

PH 3 + HNO 3 = (A) + (B) + H 2 O

In diesem Fall haben wir wechselnde Oxidationsstufen von Phosphor und Stickstoff. Der Übersichtlichkeit halber präsentieren wir Zustandsdiagramme ihrer Oxidationsstufen.

Phosphor Im Oxidationszustand (-3) weist es nur reduzierende Eigenschaften auf, sodass es bei der Reaktion seinen Oxidationszustand erhöht. Salpetersäure selbst ist ein starkes Oxidationsmittel und erzeugt ein saures Milieu, sodass Phosphor ab einem Zustand von (-3) seinen maximalen Oxidationszustand (+5) erreicht.

Im Gegensatz dazu verringert Stickstoff seinen Oxidationszustand. Bei Reaktionen dieser Art erfolgt üblicherweise ein Zustand von (+4).

Darüber hinaus ist es nicht schwer anzunehmen, dass Phosphor im (+5)-Zustand als Produkt (A) nur Orthophosphorsäure H 3 PO 4 sein kann, da das Reaktionsmedium stark sauer ist. Stickstoff nimmt in solchen Fällen meist die Oxidationsstufe (+2) oder (+4), häufiger (+4), an. Daher wird das Produkt (B) sein Stickoxid NO2. Es bleibt nur noch, diese Gleichung mit der Bilanzmethode zu lösen:

P - 3 – 8 e= P +5 | 1
N+ 5 + e= N +4 | 8

P - 3 + 8N +5 = P +5 + 8N +4

PH 3 + 8HNO 3 = H 3 PO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O

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Oxidations-Reduktions-Reaktionen (ORR)- Reaktionen, die mit der Hinzufügung oder dem Verlust von Elektronen oder einer Umverteilung der Elektronendichte auf Atomen (Änderung des Oxidationszustands) einhergehen.

Phasen der OVR

Oxidation- Abgabe von Elektronen durch Atome, Moleküle oder Ionen. Dadurch erhöht sich die Oxidationsstufe. Reduktionsmittel geben Elektronen ab.

Erholung- Zugabe von Elektronen. Dadurch nimmt die Oxidationsstufe ab. Oxidationsmittel nehmen Elektronen auf.

OVR- ein gekoppelter Prozess: Wenn es eine Reduktion gibt, dann gibt es eine Oxidation.

OVR-Regeln

Äquivalenter Elektronenaustausch und Atomgleichgewicht.

Saure Umgebung

In einer sauren Umgebung verbinden sich die freigesetzten Oxidionen mit Protonen und bilden Wassermoleküle; Die fehlenden Oxidionen werden von Wassermolekülen zugeführt, aus denen dann Protonen freigesetzt werden.

Wo nicht genügend Sauerstoffatome vorhanden sind, schreiben wir so viele Wassermoleküle, wie nicht genügend Oxidionen vorhanden sind.

Schwefel in Kaliumsulfit hat eine Oxidationsstufe von +4, Mangan in Kaliumpermanganat hat eine Oxidationsstufe von +7, Schwefelsäure ist das Reaktionsmedium.
Mangan in der höchsten Oxidationsstufe ist ein Oxidationsmittel, daher ist Kaliumsulfit ein Reduktionsmittel.

Hinweis: +4 ist eine mittlere Oxidationsstufe für Schwefel, sodass er sowohl als Reduktionsmittel als auch als Oxidationsmittel wirken kann. Bei starken Oxidationsmitteln (Permanganat, Dichromat) ist Sulfit ein Reduktionsmittel (oxidiert zu Sulfat); bei starken Reduktionsmitteln (Halogenide, Chalkogenide) ist Sulfit ein Oxidationsmittel (reduziert zu Schwefel oder Sulfid).

Schwefel geht von der Oxidationsstufe +4 auf +6 über – Sulfit wird zu Sulfat oxidiert. Mangan geht von der Oxidationsstufe +7 auf +2 (saures Milieu) über – das Permanganat-Ion wird zu Mn 2+ reduziert.

2. Verfassen Sie Halbreaktionen. Ausgleichendes Mangan: Aus Permanganat werden 4 Oxidionen freigesetzt, die durch Wasserstoffionen (saures Medium) in Wassermoleküle gebunden werden. Somit binden 4 Oxidionen an 8 Protonen in 4 Wassermolekülen.

Mit anderen Worten, auf der rechten Seite der Gleichung fehlen 4 Sauerstoffmoleküle, also schreiben wir 4 Wassermoleküle und 8 Protonen auf der linken Seite der Gleichung.

Sieben minus zwei ist plus fünf Elektronen. Sie können nach Gesamtladung ausgleichen: Auf der linken Seite der Gleichung stehen acht Protonen minus ein Permanganat = 7+, auf der rechten Seite steht Mangan mit einer Ladung von 2+, Wasser ist elektrisch neutral. Sieben minus zwei ist plus fünf Elektronen. Alles ist ausgeglichen.

Gleichsetzung des Schwefels: Das fehlende Oxid-Ion auf der linken Seite der Gleichung wird von einem Wassermolekül geliefert, das anschließend auf der rechten Seite zwei Protonen freisetzt.
Links beträgt die Ladung 2-, rechts 0 (-2+2). Minus zwei Elektronen.

Multiplizieren Sie die obere Halbreaktion mit 2, die untere Halbreaktion mit 5.

Wir reduzieren Protonen und Wasser.

Sulfationen binden an Kalium- und Manganionen.

Alkalische Umgebung

In einer alkalischen Umgebung werden die freigesetzten Oxidionen von Wassermolekülen gebunden und bilden Hydroxidionen (OH - Gruppen). Die fehlenden Oxidionen werden durch Hydroxogruppen zugeführt, die in doppelter Menge aufgenommen werden müssen.

Wenn nicht genügend Oxidionen vorhanden sind, schreiben wir doppelt so viele Hydroxogruppen als das, was andererseits fehlt - Wasser.

Beispiel. Erstellen Sie mit der Elektronenbilanzmethode eine Reaktionsgleichung und bestimmen Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel:

Bestimmen Sie den Oxidationsgrad:

Wismut (III) zeigt mit starken Oxidationsmitteln (z. B. Cl 2) in alkalischer Umgebung reduzierende Eigenschaften (oxidiert zu Wismut V):

Da auf der linken Seite der Gleichung nicht genügend 3 Sauerstoffatome für das Gleichgewicht vorhanden sind, schreiben wir 6 Hydroxogruppen und auf der rechten Seite 3 Wasseratome.

Die endgültige Reaktionsgleichung lautet:

Neutrale Umgebung

In einer neutralen Umgebung werden die freigesetzten Oxidionen von Wassermolekülen zu Hydroxidionen (OH-Gruppen) gebunden. Die fehlenden Oxidionen werden durch Wassermoleküle nachgeliefert. Aus ihnen werden H+-Ionen freigesetzt.

Erstellen Sie mit der Elektronenbilanzmethode eine Reaktionsgleichung und bestimmen Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel:

1. Bestimmen Sie die Oxidationsstufe: Schwefel in Kaliumpersulfat hat eine Oxidationsstufe von +7 (es ist ein Oxidationsmittel, weil es die höchste Oxidationsstufe hat), Brom in Kaliumbromid hat eine Oxidationsstufe von -1 (es ist ein Reduktionsmittel, weil es die niedrigste hat). Oxidationsstufe) ist Wasser das Reaktionsmedium.

Schwefel geht von der Oxidationsstufe +7 auf +6 über – Persulfat wird zu Sulfat reduziert. Brom geht von der Oxidationsstufe -1 in die Oxidationsstufe 0 über – das Bromidion wird zu Brom oxidiert.

2. Verfassen Sie Halbreaktionen. Wir gleichen Schwefel aus (Koeffizient 2 vor Sulfat). Sauerstoffäq.
Auf der linken Seite gibt es eine Ladung von 2-, auf der rechten Seite gibt es eine Ladung von 4-, es sind 2 Elektronen angehängt, also schreiben wir +2

Wir gleichen das Brom aus (Koeffizient 2 vor dem Bromidion). Auf der linken Seite ist die Ladung 2-, auf der rechten Seite ist die Ladung 0, es sind 2 Elektronen gegeben, wir schreiben also -2

3. Zusammenfassende Gleichung der elektronischen Waage.

4. Endgültige Reaktionsgleichung: Sulfationen verbinden sich mit Kaliumionen zu Kaliumsulfat, also um den Faktor 2 vor KBr und vor K2SO4. Wasser erwies sich als unnötig – setzen Sie es in eckige Klammern.

OVR-Klassifizierung

1. Oxidationsmittel und Reduktionsmittel- verschiedene Substanzen
2. Selbstoxidierende Mittel, selbstreduzierende Mittel (Disproportionierung, Dismutation). Ein Element in einer mittleren Oxidationsstufe.
3. Oxidationsmittel oder Reduktionsmittel – Medium für den Prozess
4. Intramolekulare Oxidations-Reduktion. Derselbe Stoff enthält ein Oxidationsmittel und ein Reduktionsmittel.
   Festphasen-Hochtemperaturreaktionen.

Quantitative Merkmale der ORR

Standard-Redoxpotential, E 0- Elektrodenpotential relativ zum Standard-Wasserstoffpotential. Mehr über.

Um eine ORR durchzuführen, muss die Potentialdifferenz größer als Null sein, d. h. das Potential des Oxidationsmittels muss größer sein als das Potential des Reduktionsmittels:

,

Zum Beispiel:

Je niedriger das Potenzial, desto stärker das Reduktionsmittel; Je höher das Potential, desto stärker das Oxidationsmittel.
Die oxidierenden Eigenschaften sind in einer sauren Umgebung stärker, während die reduzierenden Eigenschaften in einer alkalischen Umgebung stärker sind.

Viele Stoffe haben besondere Eigenschaften, die in der Chemie meist als oxidierend oder reduzierend bezeichnet werden.

Einige chemische Substanzen weisen die Eigenschaften von Oxidationsmitteln auf, andere von Reduktionsmitteln, während einige Verbindungen beide Eigenschaften gleichzeitig aufweisen können (z. B. Wasserstoffperoxid H 2 O 2).

Was sind Oxidations- und Reduktionsmittel, Oxidation und Reduktion?

Die Redoxeigenschaften einer Substanz hängen mit dem Prozess der Abgabe und Aufnahme von Elektronen durch Atome, Ionen oder Moleküle zusammen.

Ein Oxidationsmittel ist ein Stoff, der bei einer Reaktion Elektronen aufnimmt, also reduziert wird; Reduktionsmittel – gibt Elektronen ab, d. h. oxidiert. Die Prozesse der Elektronenübertragung von einem Stoff auf einen anderen werden üblicherweise Redoxreaktionen genannt.

Verbindungen, die Atome von Elementen mit der maximalen Oxidationsstufe enthalten, können nur aufgrund dieser Atome Oxidationsmittel sein, weil Sie haben bereits alle ihre Valenzelektronen abgegeben und können nur noch Elektronen aufnehmen. Der maximale Oxidationszustand eines Elementatoms entspricht der Nummer der Gruppe im Periodensystem, zu der das Element gehört. Verbindungen, die Atome von Elementen mit einer minimalen Oxidationsstufe enthalten, können nur als Reduktionsmittel dienen, da sie nur zur Elektronenabgabe fähig sind, da das äußere Energieniveau solcher Atome durch acht Elektronen vervollständigt wird