Ini termasuk reaksi di mana zat yang bereaksi bertukar elektron, sehingga mengubah bilangan oksidasi atom unsur-unsur yang membentuk zat yang bereaksi.
Misalnya:
Zn + 2H + → Zn 2+ + H 2 ,
FeS 2 + 8HNO 3 (konsentrasi) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O,
Sebagian besar reaksi kimia adalah reaksi redoks; reaksi ini memainkan peranan yang sangat penting.
Oksidasi adalah proses kehilangan elektron oleh suatu atom, molekul atau ion.
Jika sebuah atom melepaskan elektronnya, ia memperoleh muatan positif:
Misalnya:
Al - 3e - = Al 3+
H 2 - 2e - = 2H +
Selama oksidasi, bilangan oksidasi meningkat.
Jika ion bermuatan negatif (muatan -1), misalnya Cl -, melepaskan 1 elektron, maka ia menjadi atom netral:
2Cl - - 2e - = Cl 2
Jika ion atau atom bermuatan positif melepaskan elektron, maka besar muatan positifnya bertambah sesuai dengan jumlah elektron yang dilepaskan:
Fe 2+ - e - = Fe 3+
Reduksi adalah proses perolehan elektron oleh atom, molekul, atau ion.
Jika sebuah atom memperoleh elektron, ia menjadi ion bermuatan negatif:
Misalnya:
Сl 2 + 2е- = 2Сl -
S + 2е - = S 2-
Jika ion bermuatan positif menerima elektron, muatannya berkurang:
Fe 3+ + e- = Fe 2+
atau bisa menjadi atom netral:
Fe 2+ + 2e- = Fe 0
Agen pengoksidasi adalah atom, molekul, atau ion yang menerima elektron. Zat pereduksi adalah atom, molekul, atau ion yang menyumbangkan elektron.
Zat pengoksidasi tereduksi selama reaksi, zat pereduksi teroksidasi.
Oksidasi selalu disertai reduksi, begitu pula sebaliknya reduksi selalu disertai oksidasi, yang dapat dinyatakan dengan persamaan:
Agen pereduksi - e - ↔ Agen pengoksidasi
Zat pengoksidasi + e - ↔ Zat pereduksi
Oleh karena itu, reaksi redoks mewakili kesatuan dua proses yang berlawanan - oksidasi dan reduksi
Agen pereduksi dan pengoksidasi yang paling penting
|
Pemulih |
Agen pengoksidasi |
Logam, hidrogen, batu bara Karbon(II) monoksida CO Hidrogen sulfida H 2 S, sulfur oksida (IV) SO 2, asam sulfat H 2 SO 3 dan garamnya Asam hidroiodik HI, asam hidrobromat HBr, asam klorida HCl Timah(II) klorida SnCl2, besi(II) sulfat FeSO4, mangan(II) sulfat MnSO4, kromium(III) sulfat Cr2 (SO4) 3 Asam nitrat HNO 2, amonia NH 3, hidrazin N 2 H 4, oksida nitrat (II) NO Asam fosfat H 3 PO 3 Aldehida, alkohol, asam format dan oksalat, glukosa Katoda selama elektrolisis |
Halogen Kalium permanganat KMnO 4, kalium manganat K 2 MnO 4, mangan(IV) oksida MnO 2 Kalium dikromat K 2 Cr 2 O 7 , kalium kromat K 2 CrO 4 Asam nitrat HNO3 Oksigen O 2, ozon O 3, hidrogen peroksida H 2 O 2 Asam sulfat H 2 SO 4 (konsentrasi), asam selenat H 2 SeO 4 Tembaga(II) oksida CuO, perak(I) oksida Ag 2 O, timbal(IV) oksida PbO 2 Ion logam mulia (Ag +, Au 3+, dll.) Besi(III) klorida FeCl 3 Hipoklorit, klorat dan perklorat Aqua regia, campuran asam nitrat dan asam fluorida pekat Anoda selama elektrolisis |
Metode saldo elektronik.
Untuk menyamakan OVR, beberapa metode digunakan, salah satunya sekarang akan kita pertimbangkan - metode keseimbangan elektronik.
Mari kita tulis persamaan reaksi antara aluminium dan oksigen:
Al + O 2 = Al 2 O 3
Jangan tertipu oleh kesederhanaan persamaan ini. Tugas kita adalah memahami metode yang di masa depan akan memungkinkan kita menyamakan reaksi yang jauh lebih kompleks.
Lantas, apa itu metode saldo elektronik? Keseimbangan adalah kesetaraan. Oleh karena itu, jumlah elektron yang dilepaskan oleh suatu unsur dan diterima oleh unsur lainnya dalam suatu reaksi harus dibuat sama. Awalnya, jumlah ini terlihat berbeda, seperti terlihat dari perbedaan bilangan oksidasi aluminium dan oksigen:
Al 0 + O 2 0 = Al 2 +3 O 3 -2
Aluminium melepaskan elektron (memperoleh bilangan oksidasi positif), dan oksigen menerima elektron (memperoleh bilangan oksidasi negatif). Untuk memperoleh bilangan oksidasi +3, atom aluminium harus melepaskan 3 elektron. Molekul oksigen, untuk berubah menjadi atom oksigen dengan bilangan oksidasi -2, harus menerima 4 elektron:
Al 0 - 3e- = Al +3
O 2 0 + 4e- = 2O -2
Agar jumlah elektron yang diberikan dan diterima sama, persamaan pertama harus dikalikan 4, dan persamaan kedua dengan 3. Caranya, cukup dengan memindahkan jumlah elektron yang diberikan dan diterima ke atas dan ke bawah. garis seperti yang ditunjukkan pada diagram di atas.
Jika sekarang dalam persamaan kita letakkan koefisien 4 yang kita temukan di depan zat pereduksi (Al), dan koefisien 3 yang kita temukan di depan zat pengoksidasi (O 2), maka jumlah elektron yang diberikan dan diterima adalah sama dan menjadi sama dengan 12. Keseimbangan elektronik telah tercapai. Terlihat bahwa diperlukan koefisien 2 sebelum produk reaksi Al 2 O 3. Sekarang persamaan reaksi redoks disamakan:
4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3
Semua keuntungan dari metode keseimbangan elektronik muncul dalam kasus yang lebih kompleks daripada oksidasi aluminium dengan oksigen.
Misalnya, “kalium permanganat” yang terkenal - kalium permanganat KMnO 4 - adalah zat pengoksidasi kuat karena atom Mn dalam bilangan oksidasi +7. Bahkan anion klor Cl – memberinya elektron, berubah menjadi atom klor. Ini kadang-kadang digunakan untuk menghasilkan gas klor di laboratorium:
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
Mari kita membuat diagram keseimbangan elektronik:
Mn +7 + 5e- = Mn +2
2Cl - - 2e- = Cl 2 0
Dua dan lima adalah koefisien utama persamaan, sehingga semua koefisien lainnya dapat dengan mudah dipilih. Sebelum Cl 2 Anda harus meletakkan koefisien 5 (atau 2 × 5 = 10 sebelum KСl), dan sebelum KMnO 4 - koefisien 2. Semua koefisien lainnya terikat pada kedua koefisien ini. Ini jauh lebih mudah daripada bertindak hanya dengan menghitung angka-angka.
2 KMnO 4 + 10KCl + 8H 2 SO 4 = 5 Cl 2 + 2MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O
Untuk menyamakan jumlah atom K (12 atom di sebelah kiri), perlu meletakkan koefisien 6 di depan K 2 SO 4 di sisi kanan persamaan. Terakhir, untuk menyamakan oksigen dan hidrogen, cukup letakkan koefisien 8 di depan H 2 SO 4 dan H 2 O. Kita mendapatkan persamaan dalam bentuk akhirnya.
Metode keseimbangan elektronik, seperti yang bisa kita lihat, tidak mengecualikan pemilihan koefisien yang biasa dalam persamaan reaksi redoks, namun dapat sangat memfasilitasi pemilihan tersebut.
Menyusun persamaan reaksi tembaga dengan larutan paladium (II) nitrat. Mari kita tuliskan rumus zat awal dan akhir reaksi dan tunjukkan perubahan bilangan oksidasi:
maka dengan zat pereduksi dan zat pengoksidasi, koefisiennya sama dengan 1. Persamaan reaksi akhirnya adalah:
Cu + Pd(NO 3) 2 = Cu(NO 3) 2 + Pd
Seperti yang Anda lihat, elektron tidak muncul dalam persamaan reaksi keseluruhan.
Untuk memeriksa kebenaran persamaan tersebut, kita menghitung jumlah atom setiap unsur di sisi kanan dan kirinya. Misalnya di sebelah kanan ada 6 atom oksigen, di sebelah kiri juga ada 6 atom; paladium 1 dan 1; tembaga juga 1 dan 1. Artinya persamaan ditulis dengan benar.
Mari kita tulis ulang persamaan ini dalam bentuk ionik:
Cu + Pd 2+ + 2NO 3 - = Cu 2+ + 2NO 3 - + Pd
Dan setelah reduksi ion identik kita peroleh
Cu + Pd 2+ = Cu 2+ + Pd
Menyusun persamaan reaksi interaksi mangan (IV) oksida dengan asam klorida pekat
(klorin diproduksi menggunakan reaksi ini di laboratorium).
Mari kita tuliskan rumus zat awal dan akhir reaksi:
HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O
Mari kita tunjukkan perubahan bilangan oksidasi atom sebelum dan sesudah reaksi:
Reaksi ini adalah redoks, karena bilangan oksidasi atom klor dan mangan berubah. HCl adalah zat pereduksi, MnO 2 adalah zat pengoksidasi. Kami membuat persamaan elektronik:
dan tentukan koefisien zat pereduksi dan zat pengoksidasi. Keduanya masing-masing sama dengan 2 dan 1. Koefisien 2 (dan bukan 1) ditetapkan karena 2 atom klor dengan bilangan oksidasi -1 melepaskan 2 elektron. Koefisien ini sudah ada dalam persamaan elektronik:
2HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O
Kami menemukan koefisien untuk zat lain yang bereaksi. Dari persamaan elektronik jelas bahwa untuk 2 mol HCl terdapat 1 mol MnO 2. Namun, dengan mempertimbangkan bahwa 2 mol asam lagi diperlukan untuk mengikat ion mangan bermuatan ganda yang dihasilkan, koefisien 4 harus ditempatkan di depan zat pereduksi, sehingga diperoleh 2 mol air. Persamaan terakhirnya adalah
4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O
Pengecekan kebenaran penulisan persamaan dapat dibatasi dengan menghitung jumlah atom suatu unsur, misalnya klor: di ruas kiri ada 4 dan di ruas kanan 2 + 2 = 4.
Karena metode keseimbangan elektron menggambarkan persamaan reaksi dalam bentuk molekul, setelah kompilasi dan verifikasi persamaan tersebut harus ditulis dalam bentuk ion.
Mari kita tulis ulang persamaan yang dikompilasi dalam bentuk ionik:
4Н + + 4Сl - + МnО 2 = Сl 2 + Мn 2 + + 2Сl - + 2Н 2 О
dan setelah menghilangkan ion-ion identik pada kedua ruas persamaan kita peroleh
4H + + 2Cl - + MnO 2 = Cl 2 + Mn 2 + + 2H 2 O
Menyusun persamaan reaksi interaksi hidrogen sulfida dengan larutan kalium permanganat yang diasamkan.
Mari kita tulis skema reaksi - rumus zat awal dan zat hasil:
H 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 → S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Kemudian kita tunjukkan perubahan bilangan oksidasi atom sebelum dan sesudah reaksi:
Bilangan oksidasi atom belerang dan mangan berubah (H 2 S adalah zat pereduksi, KMnO 4 adalah zat pengoksidasi). Kami menyusun persamaan elektronik, mis. Kami menggambarkan proses kehilangan dan perolehan elektron:
Dan terakhir, kita mencari koefisien zat pengoksidasi dan zat pereduksi, dan kemudian untuk reaktan lainnya. Dari persamaan elektronik terlihat jelas bahwa kita perlu mengambil 5 mol H 2 S dan 2 mol KMnO 4, maka kita mendapatkan 5 mol atom S dan 2 mol MnSO 4. Selain itu, dari perbandingan atom-atom di ruas kiri dan kanan persamaan diperoleh pula 1 mol K 2 SO 4 dan 8 mol air. Persamaan reaksi akhirnya adalah
5Н 2 S + 2КМnО 4 + ЗН 2 SO 4 = 5S + 2МnSO 4 + К 2 SO 4 + 8Н 2 О
Kebenaran penulisan persamaan dipastikan dengan menghitung atom suatu unsur, misalnya oksigen; di ruas kiri ada 2 4 + 3 4 = 20 dan di ruas kanan ada 2 4 + 4 + 8 = 20.
Kami menulis ulang persamaan dalam bentuk ionik:
5H 2 S + 2MnO 4 - + 6H + = 5S + 2Mn 2+ + 8H 2 O
Diketahui bahwa persamaan reaksi yang ditulis dengan benar merupakan ekspresi hukum kekekalan massa zat. Oleh karena itu, jumlah atom yang sama pada bahan awal dan produk reaksi harus sama. Biaya juga harus dihemat. Jumlah muatan zat awal harus selalu sama dengan jumlah muatan produk reaksi.
Metode keseimbangan elektron-ion lebih universal dibandingkan dengan metode keseimbangan elektronik dan memiliki keunggulan yang tidak dapat disangkal dalam memilih koefisien dalam banyak reaksi redoks, khususnya yang melibatkan senyawa organik, yang bahkan prosedur untuk menentukan bilangan oksidasinya pun sangat kompleks.
Klasifikasi OVR
Ada tiga jenis utama reaksi redoks:
1) Reaksi oksidasi-reduksi antarmolekul
(bila zat pengoksidasi dan zat pereduksi adalah zat yang berbeda);
2) Reaksi disproporsionasi
(bila zat yang sama dapat berfungsi sebagai zat pengoksidasi dan zat pereduksi);
3) Reaksi oksidasi-reduksi intramolekul
(ketika satu bagian molekul bertindak sebagai zat pengoksidasi dan bagian lainnya sebagai zat pereduksi).>
Mari kita lihat contoh tiga jenis reaksi.
1. Reaksi oksidasi-reduksi antarmolekul adalah semua reaksi yang telah kita bahas pada paragraf ini.
Mari kita pertimbangkan kasus yang sedikit lebih kompleks, ketika tidak semua zat pengoksidasi dapat digunakan dalam reaksi, karena sebagian dari zat tersebut terlibat dalam reaksi pertukaran non-redoks biasa:
Cu 0 + H + N +5 O 3 -2 = Cu +2 (N +5 O 3 -2) 2 + N +2 O -2 + H 2 O
Beberapa partikel NO 3 - berpartisipasi dalam reaksi sebagai zat pengoksidasi, menghasilkan oksida nitrat NO, dan beberapa ion NO 3 - lolos tanpa perubahan ke dalam senyawa tembaga Cu(NO 3) 2. Mari membuat saldo elektronik:
Cu 0 - 2e- = Cu +2
N +5 + 3e- = N +2
Mari kita letakkan koefisien 3 untuk tembaga di depan Cu dan Cu(NO 3) 2. Tetapi koefisien 2 sebaiknya ditempatkan hanya di depan NO, karena semua nitrogen yang ada di dalamnya ikut serta dalam reaksi redoks. Adalah suatu kesalahan untuk menempatkan faktor 2 di depan HNO 3, karena zat ini juga termasuk atom nitrogen yang tidak ikut serta dalam oksidasi-reduksi dan merupakan bagian dari produk Cu(NO 3) 2 (partikel NO 3 - di sini kadang-kadang disebut "ion" -observer").
Koefisien yang tersisa dapat dengan mudah dipilih menggunakan koefisien yang telah ditemukan:
3 Cu + 8HNO 3 = 3 Cu(NO 3) 2 + 2 NO + 4H 2 O
2. Reaksi disproporsionasi terjadi ketika molekul-molekul zat yang sama mampu saling mengoksidasi dan mereduksi. Hal ini menjadi mungkin jika suatu zat mengandung atom dari unsur apa pun yang berada dalam keadaan oksidasi antara.
Akibatnya, bilangan oksidasi dapat menurun atau meningkat. Misalnya:
HN +3 O 2 = HN +5 O 3 + N +2 O + H 2 O
Reaksi ini dapat dianggap sebagai reaksi antara HNO 2 dan HNO 2 sebagai zat pengoksidasi dan zat pereduksi dan menggunakan metode keseimbangan elektron:
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
Kami mendapatkan persamaan:
2HNO 2 + 1HNO 2 = 1 HNO 3 + 2 NO + H 2 O
Atau dengan menjumlahkan mol HNO 2:
3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O
Reaksi oksidasi-reduksi intramolekul terjadi ketika atom pengoksidasi dan atom pereduksi berdekatan dalam suatu molekul. Mari kita perhatikan penguraian garam Berthollet KClO 3 ketika dipanaskan:
KCl +5 O 3 -2 = KCl - + O 2 0
Persamaan ini juga memenuhi persyaratan keseimbangan elektronik:
Cl +5 + 6e- = Cl -
2O -2 - 2e- = O 2 0
Di sini timbul kesulitan - manakah dari dua koefisien yang ditemukan yang harus didahulukan dari KClO 3 - lagipula, molekul ini mengandung zat pengoksidasi dan zat pereduksi?
Dalam kasus seperti itu, koefisien yang ditemukan ditempatkan di depan produk:
KClO 3 = 2KCl + 3O 2
Sekarang jelas bahwa KClO 3 harus didahului dengan faktor 2.
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2
Reaksi intramolekul penguraian garam berthollet ketika dipanaskan digunakan dalam produksi oksigen di laboratorium.
Metode setengah reaksi
Seperti namanya, metode ini didasarkan pada penyusunan persamaan ionik untuk proses oksidasi dan proses reduksi kemudian menjumlahkannya menjadi persamaan keseluruhan.
Sebagai contoh, mari kita buat persamaan reaksi yang sama yang digunakan untuk menjelaskan metode keseimbangan elektronik.
Ketika hidrogen sulfida H 2 S dilewatkan melalui larutan kalium permanganat KMnO 4 yang diasamkan, warna merah tua menghilang dan larutan menjadi keruh.
Pengalaman menunjukkan bahwa kekeruhan larutan terjadi sebagai akibat dari pembentukan unsur belerang, yaitu. alur proses:
H 2 S → S + 2H +
Skema ini disamakan dengan jumlah atom. Untuk menyamakan jumlah muatan, Anda perlu mengurangi dua elektron dari sisi kiri diagram, setelah itu Anda dapat mengganti panah dengan tanda sama dengan:
H 2 S - 2е - = S + 2H +
Ini adalah setengah reaksi pertama - proses oksidasi zat pereduksi H 2 S.
Perubahan warna larutan dikaitkan dengan transisi ion MnO 4 - (memiliki warna merah tua) menjadi ion Mn 2+ (hampir tidak berwarna dan hanya pada konsentrasi tinggi memiliki warna merah muda samar), yang dapat dinyatakan dengan diagram
MnO 4 - → Mn 2+
Dalam larutan asam, oksigen yang merupakan bagian dari ion MnO 4 bersama dengan ion hidrogen akhirnya membentuk air. Oleh karena itu, kami menulis proses transisi seperti ini:
MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O
Untuk mengganti tanda panah dengan tanda sama dengan, muatannya juga harus disamakan. Karena zat awal mempunyai tujuh muatan positif (7+), dan zat akhir mempunyai dua muatan positif (2+), maka untuk memenuhi syarat kekekalan muatan, harus ditambahkan lima elektron pada sisi kiri diagram:
MnO 4 - + 8H + + 5e - = Mn 2+ + 4H 2 O
Ini adalah setengah reaksi kedua - proses reduksi zat pengoksidasi, yaitu. ion permanganat
Untuk menyusun persamaan reaksi umum, perlu menjumlahkan persamaan setengah reaksi suku demi suku, setelah sebelumnya menyamakan jumlah elektron yang diberikan dan diterima. Dalam hal ini, menurut aturan untuk mencari kelipatan terkecil, faktor-faktor yang bersesuaian ditentukan dengan mengalikan persamaan setengah reaksi. Bentuk singkatannya adalah sebagai berikut:
Dan, dikurangi 10H+, kita akhirnya mendapatkannya
5H 2 S + 2MnO 4 - + 6H + = 5S + 2Mn 2+ + 8H 2 O
Kami memeriksa kebenaran persamaan yang disusun dalam bentuk ion: jumlah atom oksigen di ruas kiri adalah 8, di ruas kanan 8; banyaknya muatan: di ruas kiri (2-)+(6+) = 4+, di ruas kanan 2(2+) = 4+. Persamaannya ditulis dengan benar karena atom dan muatannya sama.
Dengan menggunakan metode setengah reaksi, persamaan reaksi disusun dalam bentuk ionik. Untuk berpindah dari persamaan tersebut ke persamaan dalam bentuk molekul, kita melakukan ini: di sisi kiri persamaan ion, kita memilih kation yang sesuai untuk setiap anion, dan untuk setiap kation - anion. Kemudian kita tuliskan ion-ion yang sama dengan nomor yang sama di ruas kanan persamaan, setelah itu kita gabungkan ion-ion tersebut menjadi molekul:
Dengan demikian, penyusunan persamaan reaksi redoks menggunakan metode setengah reaksi memberikan hasil yang sama dengan metode keseimbangan elektron.
Mari kita bandingkan kedua metode tersebut. Kelebihan metode setengah reaksi dibandingkan metode keseimbangan elektronik adalah. bahwa ia tidak menggunakan ion hipotetis, tetapi ion yang sebenarnya sudah ada. Faktanya, tidak ada ion dalam suatu larutan, tetapi ada ion.
Dengan metode setengah reaksi, bilangan oksidasi atom tidak perlu diketahui.
Menulis persamaan setengah reaksi ionik diperlukan untuk memahami proses kimia dalam sel galvanik dan elektrolisis. Dengan metode ini terlihat peran lingkungan sebagai partisipan aktif dalam keseluruhan proses. Terakhir, saat menggunakan metode setengah reaksi, Anda tidak perlu mengetahui semua zat yang dihasilkan; zat tersebut muncul dalam persamaan reaksi saat diturunkan. Oleh karena itu, metode setengah reaksi harus diutamakan dan digunakan ketika menyusun persamaan untuk semua reaksi redoks yang terjadi dalam larutan air.
|
Pemulih |
Agen pengoksidasi |
||
|
Hidrogen, karbon Karbon monoksida Hidrogen sulfida Belerang(IV) oksida Asam sulfat dan garamnya Hidrogen halida Kation logam dalam derajat yang lebih rendah oksidasi: Asam nitrat Hidrazin Katoda di elektrolisa |
SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3 |
Halogen Permanganat Manganat Mangan(IV) oksida Dikromat Asam sendawa Asam sulfat Timbal(IV) oksida Hidrogen peroksida Asam mononasulfat Asam dipersulfat Kation logam dalam derajat yang lebih tinggi oksidasi: Potasium klorat Anoda selama elektrolisis |
F 2 ; Cl2; saya 2 ; Br 2 KMnO 4 K 2 Cr 2 O 7 K 2 CrO 4 H 2 JADI 4 konsentrasi. PbO2 TlCl 3 , Au(SSP) 3 |
Senyawa yang mengandung atom unsur dengan bilangan oksidasi antara dapat menjadi zat pengoksidasi dan pereduksi, bergantung pada pasangannya dalam bereaksi dan kondisi reaksi. Jadi, zat pengoksidasi khas hidrogen peroksida, ketika berinteraksi dalam lingkungan asam dengan kalium permanganat, berubah menjadi zat pereduksi:
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,
dan zat pereduksi khas natrium sulfit mengoksidasi sulfida logam alkali:
Na 2 SO 3 + 2 Na 2 S+ 3 H 2 O = 3 S + 6 NaOH.
Selain itu, zat pereduksi yang mengandung atom dengan bilangan oksidasi paling rendah dapat menjadi zat pengoksidasi dengan mengorbankan unsur lain. Misalnya, zat pereduksi amonia dapat mengoksidasi logam alkali dengan mengorbankan atom hidrogen:
NH 3 + Na = NaH 2 N + 1/2 H 2.
Kompilasi persamaan OVR
Reaksi redoks digambarkan dengan persamaan reaksi yang mencerminkan jumlah zat yang berinteraksi dan produk yang dihasilkan. Untuk mengkompilasi persamaan ORR, gunakan atau metode saldo elektronik (metode skema), atau keseimbangan elektron-ion (metode setengah reaksi).
Metode keseimbangan elektronik lebih universal, karena memungkinkan seseorang untuk menetapkan rasio stoikiometri dalam ORR dalam sistem homo dan heterogen.
Metode saldo elektronik‑ metode mencari koefisien dalam persamaan reaksi redoks, yang mempertimbangkan pertukaran elektron antara atom unsur yang mengubah bilangan oksidasinya. Jumlah elektron yang dilepaskan oleh zat pereduksi sama dengan jumlah elektron yang diperoleh zat pengoksidasi.
Persamaan tersebut disusun dalam beberapa tahap:
1. Tuliskan skema reaksinya:
KMnO 4 + HCl → KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O.
2. Tempatkan bilangan oksidasi di atas tanda unsur yang mengubah bilangan oksidasi:
KMn +7 O 4 + HCl -1 → KCl + Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + H 2 O.
3. Identifikasi unsur-unsur yang mengubah bilangan oksidasi dan menentukan jumlah elektron yang diperoleh zat pengoksidasi dan dilepaskan oleh zat pereduksi:
Mn +7 + 5ē → Mn +2.
2Cl -1 - 2ē → Cl 2 0.
4. Menyamakan jumlah elektron yang diperoleh dan disumbangkan, sehingga menetapkan koefisien untuk senyawa yang mengandung unsur-unsur yang mengubah bilangan oksidasi:
|
Mn +7 + 5ē → Mn +2 | |
|
2Cl -1 – 2ē → Cl 2 0 |
––––––––––––––––––––––––
2Mn +7 + 10Cl -1 → 2Mn +2 + 5Cl 2 0.
5. Pilih koefisien untuk sisa peserta reaksi:
2KMn +7 O 4 + 16HCl -1 → 2KCl + 2Mn +2 Cl 2 + 5Cl 2 0 + 8H 2 O.
Untuk memilih koefisien persamaan reaksi yang terjadi dalam larutan air, metode setengah reaksi lebih disukai.
Pertama, ini memungkinkan Anda untuk menghilangkan operasi penentuan bilangan oksidasi unsur.
Kedua, dalam proses penggunaannya, persamaan ionik reaksi redoks yang disingkat segera diperoleh.
Ketiga, dengan menggunakan persamaan setengah reaksi, dimungkinkan untuk menetapkan pengaruh lingkungan terhadap sifat proses.
Selain itu, ketika menyusun keseimbangan elektron-ion, metode ini beroperasi dengan ion-ion yang benar-benar ada dalam larutan berair, berbeda dengan metode keseimbangan elektron, yang menangani partikel hipotetis seperti Mn+7, Cr+6.
Metode keseimbangan elektron-ion (metode setengah reaksi).
Metode ini mempertimbangkan perpindahan elektron dari satu atom atau ion ke atom atau ion lainnya, dengan mempertimbangkan sifat medium (asam, basa, atau netral) di mana reaksi terjadi. Saat menyusun persamaan proses oksidasi dan reduksi, untuk menyamakan jumlah atom hidrogen dan oksigen, baik molekul air maupun ion hidrogen dimasukkan (tergantung medianya) (jika lingkungannya asam), atau molekul air dan ion hidroksida (jika lingkungan bersifat basa). Oleh karena itu, dalam produk yang dihasilkan, di sisi kanan persamaan elektron-ion akan terdapat ion hidrogen dan molekul air (lingkungan asam) atau ion hidroksida dan molekul air (lingkungan basa).
Artinya, ketika menulis persamaan elektron-ion, kita harus melanjutkan dari komposisi ion-ion yang sebenarnya ada dalam larutan . Selain itu, seperti dalam penulisan persamaan ionik yang disingkat, zat yang sulit terdisosiasi, sukar larut, atau dilepaskan sebagai gas harus ditulis dalam bentuk molekul.
Misalnya saja reaksi berikut:
H 2 O 2 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + O 2 + H 2 O + K 2 SO 4.
Saat mencari koefisien stoikiometri persamaan proses redoks, operasi berikut harus dilakukan.
1. Identifikasi zat pengoksidasi dan zat pereduksi di antara zat-zat yang bereaksi. Dalam contoh kita, zat pengoksidasi adalah KMnO 4, zat pereduksi adalah H 2 O 2 dan produk interaksinya adalah Mn 2+ dan O 2.
2. Tuliskan skema setengah reaksi:
H 2 O 2 → oksidasi O 2;
MnO → Mn 2+. pemulihan.
3. Menyamakan skema:
a) berdasarkan unsur yang mengubah bilangan oksidasi (dalam contoh kita hal ini tidak diperlukan);
b) dengan oksigen, ditambahkan bila diperlukan dalam bentuk molekul air jika reaksi terjadi dalam lingkungan asam, dan dalam bentuk ion hidroksida jika reaksi terjadi dalam lingkungan basa:
H 2 O 2 → O 2;
MnO → Mn 2+ + 4 H 2 O;
c) oleh hidrogen, penambahannya dalam bentuk ion hidrogen jika reaksi terjadi dalam suasana asam, dan dalam bentuk molekul air jika reaksi terjadi dalam suasana basa jika:
H 2 O 2 → O 2 + 2 H +;
MnO+ 8 H + → Mn 2+ + 4 H 2 O;
d) dengan muatan total ion, menambah atau mengurangi jumlah elektron yang diperlukan:
H 2 O 2 - 2ē → O 2 + 2 H +;
MnO 4 - + 8 H + + 5 ē → Mn 2+ + 4H 2 O.
4. Dengan memperhatikan hukum netralitas listrik, samakan jumlah elektron yang disumbangkan dan diterima dan jumlahkan bagian kiri dan kanan setengah reaksi secara terpisah:
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.
Dengan mereduksinya, kita memperoleh persamaan proses redoks ini dalam bentuk ionik:
5 H 2 O 2 + 2 MnO+ 6 H + = 5 O 2 + 2 Mn 2+ +8 H 2 O.
5. Lanjutkan ke bentuk persamaan molekul dengan menambahkan kation dan anion yang tetap tidak berubah sebagai hasil reaksi, yaitu ion pembentuk garam (dalam contoh kita, ion K + dan SO 4 2-):
5 H 2 O 2 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 5 O 2 + 8 H 2 O + K 2 SO 4.
Mari kita perhatikan contoh lain - proses oksidasi pirit dengan asam nitrat pekat.
1. Mari kita tentukan zat pengoksidasi dan zat pereduksi di antara zat-zat yang bereaksi. Dalam contoh kita, zat pengoksidasinya adalah HNO 3, zat pereduksinya adalah FeS 2. Mari kita tentukan produk reaksinya. Asam nitrat HNO 3 merupakan oksidator kuat, sehingga belerang akan teroksidasi hingga bilangan oksidasi maksimum S 6+, dan besi menjadi Fe 3+, sedangkan HNO 3 dapat direduksi menjadi NO:
FeS 2 +HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + H 2 SO 4 + NO.
2. Mari kita tuliskan skema setengah reaksi
FeS 2 → oksidasi Fe 3+ +SO;
TIDAK→TIDAK ada pemulihan.
3. Kami menyamakan skema:
FeS 2 + 8H 2 O - 15ē → Fe 3+ + 2SO + 16H + ;
TIDAK+4H + +3 ē → TIDAK + 2H 2 O.
4. Dengan memperhatikan hukum netralitas listrik, kita menyamakan jumlah elektron yang disumbangkan dan diterima dan menjumlahkan ruas kiri dan kanan setengah reaksi secara terpisah:
FeS 2 + 8H 2 O - 15ē → Fe 3+ + 2SO+ 16H + | 15 | 1
TIDAK+ 4H + +3 ē → TIDAK + 2H 2 O | 3 | 5
FeS 2 + 8H 2 O +5NO+ 20H + =Fe 3+ +2SO+16H + + 5NO + 10H 2 O.
5. Reduksi, kita memperoleh persamaan dalam bentuk ion:
FeS 2 + 5NO+ 4H + = Fe 3+ + 2SO + 5NO + 2H 2 O.
6. Mari kita tuliskan persamaan dalam bentuk molekul, dengan memperhatikan bahwa sebagian ion nitrat tidak tereduksi, tetapi ikut serta dalam reaksi pertukaran, dan sebagian ion H+ terdapat dalam produk reaksi (H 2 SO 4):
Perhatikan bahwa Anda tidak perlu menentukan bilangan oksidasi suatu unsur untuk menentukan jumlah elektron yang diberikan dan diterima. Selain itu, kami memperhitungkan pengaruh lingkungan dan secara otomatis menentukan bahwa H 2 O berada di sisi kanan persamaan. Tidak ada keraguan bahwa metode ini jauh lebih sesuai dengan pengertian kimia daripada metode keseimbangan elektronik standar.
1. Bagaimana cara mendefinisikan reaksi redoks?
Ada berbagai klasifikasi reaksi kimia. Salah satunya termasuk zat yang berinteraksi satu sama lain (atau zat itu sendiri) mengubah bilangan oksidasi unsur.
Sebagai contoh, perhatikan dua reaksi:
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)
Reaksi (1) melibatkan seng dan asam hidroklorik. Seng dan hidrogen mengubah bilangan oksidasinya, klorin membiarkan bilangan oksidasinya tidak berubah:
Zn 0 - 2е = Zn 2+
2Н +1 + 2е = H 2 0
2Сl -1 = 2 Сl -1
Dan dalam reaksi (2), ( reaksi netralisasi), klor, hidrogen, kalium, dan oksigen tidak mengubah bilangan oksidasinya: Cl -1 = Cl -1, H +1 = H +1, K +1 = K +1, O -2 = O -2; Reaksi (1) termasuk dalam tipe redoks, dan reaksi (2) termasuk dalam tipe lain.
Reaksi kimia yang melibatkan perubahankeadaan oksidasi unsur-unsur, disebut redoks. 
Untuk menentukan reaksi redoks perlu dilakukan penetapan padang rumputtidak ada oksidasi unsur di sisi kiri dan kanan persamaan. Untuk melakukan ini, Anda perlu mengetahui cara menentukan bilangan oksidasi suatu unsur tertentu.
Dalam kasus reaksi (1), unsur Zn dan H mengubah wujudnya, kehilangan atau memperoleh elektron. Seng, melepaskan 2 elektron, berubah menjadi keadaan ionik - menjadi kation Zn 2+. Dalam hal ini, proses tersebut terjadi pemulihan dan seng teroksidasi. Hidrogen memperoleh 2 elektron, pameran oksidatif sifat, dirinya sendiri dalam proses reaksi sedang dipulihkan.
2. Definisikeadaan oksidasi unsur-unsur.
Keadaan oksidasi unsur dalam senyawanya ditentukan berdasarkan posisi bahwa muatan total bilangan oksidasi semua unsur suatu senyawa sama dengan nol. Misalnya, dalam senyawa H 3 PO 4 bilangan oksidasinya adalah +1 untuk hidrogen, +5 untuk fosfor, dan -2 untuk oksigen; Setelah menyusun persamaan matematika, kami menentukan totalnya jumlah partikel(atom atau ion) akan membentuk muatan sama dengan nol: (+1)x3+(+5)+(-2)x4 = 0
Namun dalam contoh ini, bilangan oksidasi unsur-unsur sudah ditentukan. Bagaimana cara menentukan bilangan oksidasi belerang, misalnya dalam suatu senyawa natrium tiosulfat Na 2 S 2 O 3, atau mangan dalam senyawanya kalium permanganat- KMnO4? Untuk melakukan ini, Anda perlu mengetahuinya bilangan oksidasi konstan dari sejumlah unsur. Mereka memiliki arti sebagai berikut:
1) Unsur golongan I tabel periodik (termasuk hidrogen dalam kombinasi dengan nonlogam) +1;
2) Unsur golongan II tabel periodik +2;
3) Unsur golongan III tabel periodik +3;
4) Oksigen (kecuali dalam kombinasi dengan senyawa fluor atau peroksida) -2;
Berdasarkan nilai konstanta bilangan oksidasi (untuk natrium dan oksigen), kami menentukan keadaan oksidasi belerang dalam senyawa Na 2 S 2 O 3. Karena muatan total semua bilangan oksidasi unsur-unsur, yang komposisinya dicerminkan oleh suatu hal rumus majemuk, sama dengan nol, maka menyatakan muatan belerang yang tidak diketahui “ 2X"(karena ada dua atom belerang dalam rumusnya), kita buat persamaan matematika berikut:
(+1) x 2 + 2X+ (-2) x 3 = 0
Memecahkan persamaan ini untuk 2 x, kita mendapatkan
2X= (-1) x 2 + (+2) x 3
atau
X = [(-2) + (+6)] : 2 = +2;
Oleh karena itu, bilangan oksidasi belerang dalam senyawa Na 2 S 2 O 3 adalah (+2). Namun apakah metode yang tidak praktis ini harus selalu digunakan untuk menentukan bilangan oksidasi unsur-unsur tertentu dalam senyawa? Tentu saja tidak selalu. Misalnya, untuk senyawa biner: oksida, sulfida, nitrida, dll., Anda dapat menggunakan apa yang disebut metode “silang-silang” untuk menentukan bilangan oksidasi. Katakanlah diberikan rumus majemuk:titanium oksida– Ti 2 HAI 3 . Dengan menggunakan analisis matematis sederhana, berdasarkan fakta bahwa bilangan oksidasi oksigen diketahui oleh kita dan sama dengan (-2): Ti 2 O 3, tidak sulit untuk menetapkan bahwa bilangan oksidasi titanium akan sama dengan (+3). Atau, misalnya, dalam hubungan metana CH 4 diketahui bilangan oksidasi hidrogennya (+1), maka tidak sulit menentukan bilangan oksidasi karbon. Ini akan sesuai dengan rumus senyawa ini (-4). Selain itu, dengan menggunakan metode “cross-on-cross”, tidak sulit untuk menetapkan hal berikut ini rumus majemuk Cr 4 Si 3, maka bilangan oksidasi kromium di dalamnya adalah (+3), dan silikon (-4).
Untuk garam hal ini juga tidak sulit. Selain itu, tidak masalah apakah itu diberikan atau garam sedang atau garam asam. Dalam kasus ini, perlu untuk melanjutkan dari asam pembentuk garam. Misalnya diberi garam natrium nitrat(NaNO 3). Diketahui merupakan turunan asam nitrat (HNO 3), dan dalam senyawa ini bilangan oksidasi nitrogennya adalah (+5), oleh karena itu, dalam garamnya - natrium nitrat, bilangan oksidasi nitrogen juga sama dengan ( +5). Natrium bikarbonat(NaHCO 3) adalah garam asam dari asam karbonat (H 2 CO 3). Sama seperti dalam asam, bilangan oksidasi karbon dalam garam ini akan sama dengan (+4).
Perlu dicatat bahwa bilangan oksidasi dalam senyawa: logam dan non-logam (saat menyusun persamaan keseimbangan elektronik) sama dengan nol: K 0, Ca 0, Al 0, H 2 0, Cl 2 0, N 2 0 Sebagai contoh, kami berikan bilangan oksidasi unsur-unsur yang paling umum:
Hanya zat pengoksidasi saja yang mempunyai bilangan oksidasi maksimum, biasanya positif, contoh: KCl +7 O 4, H 2 S +6 O 4, K 2 Cr +6 O 4, HN +5 O 3, KMn +7 HAI 4 . Hal ini mudah untuk dibuktikan. Jika senyawa-senyawa ini dapat menjadi zat pereduksi, maka dalam keadaan berikut senyawa-senyawa tersebut harus melepaskan elektronnya:
Cl +7 – e = Cl +8
S +6 – e = S +7
Tetapi unsur klor dan belerang tidak dapat ada dengan keadaan oksidasi seperti itu. Demikian pula, hanya zat pereduksi yang merupakan zat yang mempunyai bilangan oksidasi minimal, biasanya negatif, misalnya: H 2 S -2, HJ -, N -3 H 3. Dalam proses reaksi redoks, senyawa tersebut tidak dapat menjadi zat pengoksidasi, karena kita harus menambahkan elektron:
S -2 + e = S -3
J - + e = J -2
Tetapi untuk belerang dan yodium, ion dengan bilangan oksidasi seperti itu bukanlah tipikal. Unsur-unsur dengan bilangan oksidasi antara, misalnya N +1, N +4, S +4, Cl +3, C +2, dapat menunjukkan sifat pengoksidasi dan pereduksi.
3
. Jenis reaksi redoks.
Ada empat jenis reaksi redoks.
1)
Reaksi redoks antarmolekul.
Jenis reaksi yang paling umum. Reaksi-reaksi ini berubah keadaan oksidasielemen dalam molekul yang berbeda, misalnya:
2Bi +3 Cl 3 + 3Sn +2 Cl 2 = 2Bi 0 + 3Sn +4 Cl 4
Bi +3 - 3 e= Bi 0
Layar +2 + 2 e= Layar +4
2) Salah satu jenis reaksi redoks antarmolekul adalah reaksi proporsi, di mana zat pengoksidasi dan zat pereduksi adalah atom dari unsur yang sama: dalam reaksi ini, dua atom dari satu unsur dengan bilangan oksidasi berbeda membentuk satu atom dengan bilangan oksidasi berbeda:
JADI 2 +4 + 2H 2 S -2 = 3S 0 + 2H 2 O
S -2 - 2 e= S 0
S+4+4 e= S 0
3) Reaksi disproporsionasi dilakukan jika zat pengoksidasi dan zat pereduksi adalah atom-atom dari unsur yang sama, atau satu atom suatu unsur dengan satu bilangan oksidasi membentuk senyawa dengan dua bilangan oksidasi:
N +4 O 2 + NaOH = NaN +5 O 3 + NaN +3 O 2 + H 2 O
T+4 - e= N +5
T+4+ e= N +3
4) Intramolekul Reaksi redoks terjadi ketika atom pengoksidasi dan atom pereduksi berada dalam zat yang sama, misalnya:
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 . Mekanisme reaksi redoks.
Reaksi redoks dilakukan melalui perpindahan elektron dari atom suatu unsur ke unsur lainnya. Jika suatu atom atau molekul kehilangan elektron, maka proses ini disebut oksidasi, dan atom tersebut merupakan zat pereduksi, misalnya:
Al 0 - 3 e= Al 3+
2Cl - - 2 e= Kl 2 0
Fe2+ - e= Fe3+
Dalam contoh ini, Al 0, Cl -, Fe 2+ merupakan zat pereduksi, dan proses transformasinya menjadi senyawa Al 3+, Cl 2 0, Fe 3+ disebut oksidatif. Jika suatu atom atau molekul memperoleh elektron, maka proses ini disebut reduksi, dan atom tersebut merupakan zat pengoksidasi, misalnya:
Ca 2+ + 2 e= Ca 0
Kl 2 0 + 2 e= 2Cl -
Fe3++ e= Fe2+
Zat pengoksidasi biasanya adalah non-logam (S, Cl 2, F 2, O 2) atau senyawa logam dengan bilangan oksidasi maksimum (Mn +7, Cr +6, Fe +3). Zat pereduksi adalah logam (K, Ca, Al) atau senyawa nonlogam dengan bilangan oksidasi minimum (S -2, Cl -1, N -3, P -3);
Persamaan redoks berbeda dari persamaan molekul reaksi lain karena rumitnya pemilihan koefisien reaktan dan produk reaksi. Untuk ini mereka menggunakan metode saldo elektronik, atau metode persamaan elektron-ion(terkadang yang terakhir disebut " metode setengah reaksi"). Sebagai contoh penyusunan persamaan reaksi redoks, perhatikan suatu proses di mana asam sulfat pekat(H 2 SO 4) akan bereaksi dengan hidrogen iodida (HJ):
H 2 SO 4 (konsentrasi) + HJ → H 2 S + J 2 + H 2 O
Pertama-tama, mari kita tentukan hal itu keadaan oksidasi yodium dalam hidrogen iodida adalah (-1), dan belerang dalam asam sulfat: (+6). Selama reaksi, yodium (-1) akan dioksidasi menjadi keadaan molekul, dan belerang (+6) akan direduksi menjadi keadaan oksidasi (-2) - hidrogen sulfida:
J - → J 0 2
S +6 → S -2
Untuk menyusunnya, perlu diperhitungkan hal itu kuantitaspartikel atom di sisi kiri dan kanan setengah reaksi harus sama
2J - - 2 e→ J 0 2
S+6+8 e→ S -2
Dengan menempatkan garis vertikal di sebelah kanan diagram setengah reaksi ini, kita menentukan koefisien reaksi:
2J - - 2 e→ J 0 2 |8
S+6+8 e→ S -2 |2
Mengurangi dengan “2”, kita mendapatkan nilai koefisien akhir:
2J - - 2 e→ J 0 2 |4
S+6+8 e→ S -2 |1
Mari kita rangkum di bawah diagram ini setengah reaksi garis horizontal dan rangkum apa yang terlibat dalam reaksi jumlah partikel atom:
2J - - 2 e→ J 0 2 |4
S+6+8 e→ S -2 |1
____________________
8J - + S +6 → 4 J 0 2 + S -2
Setelah itu perlu. Mengganti nilai koefisien yang diperoleh ke dalam persamaan molekuler, kami mereduksinya menjadi bentuk ini:
8HJ + H 2 SO 4 = 4J 2 + H 2 S + H 2 O
Dengan menghitung jumlah atom hidrogen di ruas kiri dan kanan persamaan, kita akan yakin akan perlunya mengoreksi koefisien “4” sebelum air, dan kita akan mendapatkan persamaan lengkapnya:
8HJ + H 2 SO 4 = 4J 2 + H 2 S + 4H 2 O
Persamaan ini dapat dibuat menggunakan metode elektronikkeseimbangan ion. Dalam hal ini, tidak perlu mengoreksi koefisien di depan molekul air. Persamaan ini didasarkan pada disosiasi ion-ion senyawa yang terlibat dalam reaksi: Misalnya, disosiasi asam sulfat menghasilkan pembentukan dua proton hidrogen dan anion sulfat:
H 2 JADI 4 ↔ 2H + + JADI 4 2-
Disosiasi hidrogen iodida dan hidrogen sulfida dapat ditulis dengan cara serupa:
HJ ↔ N++J -
H 2 S ↔ 2H + + S 2-
J 2 tidak berdisosiasi. H 2 O juga praktis tidak terdisosiasi.Komposisi persamaan setengah reaksi untuk yodium tetap sama:
2J - - 2 e→ J 0 2
Setengah reaksi pada atom belerang akan berbentuk sebagai berikut:
JADI 4 -2 → S -2
Karena sisi kanan setengah reaksi kehilangan empat atom oksigen, jumlah ini harus diimbangi dengan air:
JADI 4 -2 → S -2 + 4H 2 O
Kemudian, di sisi kiri setengah reaksi, atom hidrogen perlu dikompensasi dengan mengorbankan proton (karena reaksi mediumnya bersifat asam):
JADI 4 2- + 8H + → S -2 + 4H 2 O
Dengan menghitung jumlah elektron yang ditransfer, kita memperoleh representasi lengkap dari persamaan tersebut metode setengah reaksi:
JADI 4 2- + 8Н + + 8 e→ S -2 + 4H 2 O
Menjumlahkan kedua setengah reaksi, kita peroleh persamaan keseimbangan elektronik:
2J - - 2 e→ J 0 2 |8 4
JADI 4 2- + 8Н + + 8 e→ S -2 + 4H 2 O |2 1
8J - + JADI 4 2- +8H + → 4J 2 0 + S 0 + 4H 2 O
Dari entri ini berikut metodenya persamaan elektron-ion memberikan gambaran yang lebih lengkap tentang reaksi redoks daripada metode saldo elektronik. Jumlah elektron yang berpartisipasi dalam proses ini sama untuk kedua metode keseimbangan, namun dalam kasus terakhir, jumlah proton dan molekul air yang berpartisipasi dalam proses redoks seolah-olah “secara otomatis” terbentuk.
Mari kita lihat beberapa kasus spesifik reaksi redoks yang dapat disusun menggunakan metode ini keseimbangan elektron-ion. Beberapa proses redoks dilakukan dengan melibatkan lingkungan basa, misalnya:
KCrO 2 + Br 2 + KOH → KBr + K 2 CrO 4 +H 2 O
Dalam reaksi ini, zat pereduksinya adalah ion kromit (CrO 2 -), yang dioksidasi menjadi ion kromat (CrO -2 4). Zat pengoksidasi - brom (Br 0 2) direduksi menjadi ion bromida (Br -):
CrO 2 - → CrO 4 2-
Br 0 2 → 2 Br -
Karena reaksi terjadi dalam media basa, setengah reaksi pertama harus didasarkan pada ion hidroksida (OH -):
CrO 2 - + 4OH - - 3 e= CrO 2- 4 + 2H 2 O
Kami menyusun setengah reaksi kedua dengan cara yang terkenal:
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
Setelah ini perlu untuk akhirnya menetapkan koefisien dalam persamaan reaksi dan sepenuhnya persamaan molekul proses redoks ini akan berbentuk:
2KCrO 2 + 3Br 2 + 8KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KBr + 4H 2 O.
Dalam beberapa kasus, zat yang tidak dapat terdisosiasi juga ikut serta dalam reaksi redoks. Misalnya:
AsH 3 + HNO 3 = H 3 AsO 4 + NO 2 + 4H 2 O
Kemudian metode setengah reaksi dikompilasi dengan mempertimbangkan proses ini:
AsH 3 + 4H 2 O – 8 e= AsO 4 3- + 11H + |1
TIDAK 3 + 2H++ e= TIDAK 2 + H 2 O |8
AsH 3 + 8NO 3 + 4H 2 O + 2H + = AsO 4 3- + 8NO 2 + 11H + O
Persamaan molekul akan berbentuk:
AsH 3 + 8HNO 3 = H 3 AsO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O.
Reaksi redoks terkadang disertai dengan proses oksidasi-reduksi beberapa zat secara simultan. Misalnya, dalam reaksi dengan tembaga sulfida, ia berinteraksi asam nitrat pekat:
Cu 2 S + HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + H 2 SO 4 + NO + H 2 O
Proses redoks melibatkan atom tembaga, belerang dan nitrogen. Saat menyusun persamaan metode setengah reaksi Penting untuk memperhitungkan tahapan proses ini:
Cu+ → Cu2+
S 2- → S +6
N 5+ → N +2
Dalam situasi ini, proses oksidatif dan reduksi perlu digabungkan menjadi satu tahap:
2Cu + - 2 e→ 2Cu 2+ | 10 e
S 2- - 8 e→ S 6+
_______________________
N 5+ + 3 e→ N 2+ | 3 e
Bentuk setengah reaksi redoksnya adalah:
2Cu + - 2 e→ 2Cu 2+
S 2- - 8 e→ S 6+ 3 ( proses pemulihan)
_______________________
N 5+ + 3 e→ N 2+ 10 (proses oksidasi)
_____________________________________
6Cu + + 3S 2- + 10N 5+ → 6Cu 2+ + 3S 6+ + 10N 2+
Pada akhirnya persamaan reaksi molekul akan berbentuk:
3Cu 2 S + 22HNO 3 = 6Cu(NO 3) 2 + 3H 2 SO 4 + 10NO + 8H 2 O.
Perhatian khusus harus diberikan pada reaksi redoks yang melibatkan zat organik. Misalnya pada saat oksidasi glukosa kalium permanganat dalam lingkungan asam terjadi reaksi berikut:
C 6 H 12 O 6 + KMnO 4 + H 2 SO 4 > CO 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Saat menyusun saldo metode setengah reaksi transformasi glukosa, tidak adanya disosiasinya diperhitungkan, tetapi koreksi jumlah atom hidrogen dilakukan karena proton dan molekul air:
C 6 H 12 O 6 + 6H 2 O - 24 e= 6CO 2 + 24H +
Setengah reaksi melibatkan kalium permanganat akan berbentuk:
MnO 4 - + 8H + + 5 e= Mn 2+ +4H 2 O
Hasilnya, kita memperoleh skema proses redoks berikut:
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
Dengan mengurangi jumlah proton dan molekul air di sisi kiri dan kanan setengah reaksi, kita mendapatkan final persamaan molekul:
5C 6 H 12 O 6 + 24KMnO 4 + 36H 2 SO 4 = 30CO 2 + 24MnSO 4 + 12K 2 SO 4 + 66H 2 O
5. Pengaruh lingkungan terhadap sifat reaksi redoks.
Tergantung pada lingkungan (kelebihan H+, netral, kelebihan OH -), sifat reaksi antara zat yang sama dapat berubah. Biasanya digunakan untuk menciptakan lingkungan asam asam sulfat(H 2 JADI 4), Asam sendawa(HNO 3), asam klorida (HCl), natrium hidroksida (NaOH) atau kalium hidroksida (KOH) digunakan sebagai media OH. Misalnya, kami akan menunjukkan bagaimana pengaruh lingkungan kalium permanganat(КMnO 4) . dan produk reaksinya:
Misalnya saja Na 2 SO 3 sebagai zat pereduksi dan KMnO 4 sebagai zat pengoksidasi.
Dalam lingkungan asam:
5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
JADI 3 2- + H 2 O - 2 e→ JADI 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
Dalam keadaan netral (atau sedikit basa):
3Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O → 3Na 2 SO 4 + 2MnO 2 + 2KOH
JADI 3 2- + H 2 O - 2 e→ JADI 4 2- + 2H + |3
MnO 4 - + 2H 2 O + 3 e→ MnO2 + 4OH |2
_____________________________________
3SO 3 2- + 2 MnO 4 - + H 2 O → 3SO 4 2- + 2MnO 2 + 2OH
Dalam lingkungan yang sangat basa:
Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + Na 2 MnO + H 2 O
JADI 3 2- + 2 OH - - 2 e→ JADI 4 2- + H 2 O |1
MnO4-+ e→ MnO 4 2 |2
____________________________________
JADI 3 2- + 2 MnO 4 - + 2OH → JADI 4 2- + 2MnO 4 2- + H 2 O
Hidrogen peroksida(H 2 O 2) tergantung pada lingkungan direduksi menurut skema:
1) Lingkungan asam (H +) H 2 O 2 + 2H + + 2 e→ 2H 2 O
2) Media netral (H 2 O) H 2 O 2 + 2 e→ 2OH
3) Lingkungan basa (OH -) H 2 O 2 + 2 e→ 2OH
Hidrogen peroksida(H 2 O 2) bertindak sebagai zat pengoksidasi:
2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O
Fe2+ - e= Fe3+ |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
Namun, ketika bertemu dengan zat pengoksidasi yang sangat kuat (KMnO 4) Hidrogen peroksida(H 2 O 2) bertindak sebagai zat pereduksi:
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.
Penentuan produk reaksi redoks. 
Bagian praktis dari topik ini membahas proses redoks, hanya menunjukkan reagen awal. Produk reaksi biasanya perlu ditentukan. Misalnya saja reaksi yang melibatkan besi klorida(FeCl 3) dan kalium iodida(KJ):
FeCl 3 + KJ = A + B + C
diperlukan untuk menginstal rumus majemuk A, B, C, terbentuk sebagai hasil proses redoks.
Bilangan oksidasi awal reagen adalah sebagai berikut: Fe 3+, Cl -, K +, J -. Sangat mudah untuk berasumsi bahwa Fe 3+, sebagai zat pengoksidasi (memiliki bilangan oksidasi maksimum), hanya dapat mereduksi bilangan oksidasinya menjadi Fe 2+:
Fe3++ e= Fe2+
Ion klorida dan ion kalium tidak mengubah bilangan oksidasinya dalam reaksi, tetapi ion iodida hanya dapat meningkatkan bilangan oksidasinya, yaitu. pergi ke negara bagian J 2 0:
2J - - 2 e= J 2 0
Akibat reaksi tersebut, selain proses redoks juga akan terjadi reaksi pertukaran antara FeCl 3 dan KJ, tetapi dengan mempertimbangkan perubahan bilangan oksidasi, reaksi tidak ditentukan menurut skema berikut:
FeCl 3 + KJ = FeJ 3 + KCl,
tapi akan mengambil bentuk
FeCl 3 + KJ = FeJ 2 + KCl,
dimana hasil kali C adalah senyawa J 2 0:
FeCl 3 + 6KJ = 2FeJ 2 + 6KJ + J 2
Fe3++ e═> Fe 2+ |2
2J - - 2 e═> J 2 0 |1
________________________________
2Fe +3 + 2J - = 2Fe 2+ + J 2 0
Di masa depan, ketika menentukan produk dari proses redoks, apa yang disebut “sistem elevator” dapat digunakan. Prinsipnya adalah bahwa setiap reaksi redoks dapat direpresentasikan sebagai pergerakan elevator di gedung bertingkat dalam dua arah yang saling berlawanan. Terlebih lagi, "lantai" akan menjadi keadaan oksidasi elemen yang sesuai. Karena salah satu dari dua setengah reaksi dalam proses redoks disertai dengan penurunan atau peningkatan keadaan oksidasi suatu unsur tertentu, maka dengan penalaran sederhana kita dapat mengasumsikan kemungkinan bilangan oksidasinya dalam produk reaksi yang dihasilkan.
Sebagai contoh, perhatikan reaksi di mana belerang bereaksi larutan natrium hidroksida pekat ( NaOH):
S + NaOH(konsentrasi) = (A) + (B) + H 2 O
Karena dalam reaksi ini perubahan hanya akan terjadi pada bilangan oksidasi belerang, untuk kejelasan kita akan membuat diagram kemungkinan keadaannya:
Senyawa (A) dan (B) tidak dapat secara bersamaan menjadi wujud belerang S +4 dan S +6, karena dalam hal ini proses hanya akan terjadi dengan pelepasan elektron, yaitu. akan bersifat restoratif:
S 0 - 4 e= S +4
S 0 - 6 e= S +6
Namun hal ini bertentangan dengan prinsip proses redoks. Maka harus diasumsikan bahwa dalam satu kasus proses harus dilanjutkan dengan pelepasan elektron, dan di kasus lain proses harus bergerak ke arah yang berlawanan, yaitu. menjadi pengoksidasi:
S 0 - 4 e= S +4
S0+2 e= S -2
Sebaliknya, seberapa besar kemungkinan proses recovery akan dilakukan ke state S+4 atau ke S+6? Karena reaksi terjadi dalam lingkungan basa daripada asam, potensi oksidatifnya jauh lebih rendah, oleh karena itu pembentukan senyawa S+4 dalam reaksi ini lebih disukai daripada S+6. Oleh karena itu, reaksi akhirnya akan berbentuk:
4S + 6NaOH(konsentrasi) = Na 2 SO 3 + 2Na 2 S + 3H 2 O
S 0 +2 e= S - 2 | 4 | 2
S 0 + 6OH - - 4 e= JADI 3 2 - + 3H 2 O | 2 | 1
3S 0 + 6OH - = 2S - 2 + SO 3 2 - + 3H 2 O
Sebagai contoh lain, perhatikan reaksi berikut antara fosfin dan asam nitrat pekat(HNO3) :
PH 3 + HNO 3 = (A) + (B) + H 2 O
Dalam hal ini, kita mengalami perubahan bilangan oksidasi fosfor dan nitrogen. Untuk lebih jelasnya, kami menyajikan diagram keadaan bilangan oksidasinya.
Fosfor dalam keadaan oksidasi (-3) hanya akan menunjukkan sifat pereduksi, sehingga dalam reaksi akan meningkatkan keadaan oksidasinya. Asam sendawa sendiri merupakan oksidator kuat dan menciptakan lingkungan asam, sehingga fosfor dari keadaan (-3) akan mencapai keadaan oksidasi maksimum (+5).
Sebaliknya, nitrogen akan menurunkan bilangan oksidasinya. Pada reaksi jenis ini, biasanya pada keadaan (+4).
Lebih lanjut, tidak sulit untuk berasumsi bahwa fosfor dalam keadaan (+5), sebagai produk (A), hanya dapat berupa asam ortofosfat H 3 PO 4, karena media reaksinya sangat asam. Nitrogen dalam kasus seperti itu biasanya mengambil bilangan oksidasi (+2) atau (+4), lebih sering (+4). Oleh karena itu, produk (B) akan menjadi Oksida nitrat TIDAK 2. Yang tersisa hanyalah menyelesaikan persamaan ini menggunakan metode keseimbangan:
P - 3 – 8 e= P +5 | 1
Tidak+ 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
situs web, ketika menyalin materi secara keseluruhan atau sebagian, diperlukan tautan ke sumbernya.
Reaksi oksidasi-reduksi (ORR)- reaksi yang disertai penambahan atau kehilangan elektron, atau redistribusi kerapatan elektron pada atom (perubahan bilangan oksidasi).
Tahapan OVR
Oksidasi- sumbangan elektron oleh atom, molekul atau ion. Akibatnya bilangan oksidasi meningkat. Agen pereduksi melepaskan elektron.
Pemulihan- penambahan elektron. Akibatnya bilangan oksidasi menurun. Agen pengoksidasi menerima elektron.
OVR- proses berpasangan: jika terjadi reduksi maka terjadilah oksidasi.
aturan OVR
Pertukaran elektron yang setara dan keseimbangan atom.
Lingkungan asam
Dalam lingkungan asam, ion oksida yang dilepaskan berikatan dengan proton membentuk molekul air; ion oksida yang hilang disuplai oleh molekul air, kemudian proton dilepaskan darinya.
Jika jumlah atom oksigen tidak mencukupi, kita tuliskan jumlah molekul air sama banyaknya dengan jumlah ion oksida yang tidak mencukupi.
Belerang dalam kalium sulfit memiliki bilangan oksidasi +4, mangan dalam kalium permanganat memiliki bilangan oksidasi +7, asam sulfat adalah media reaksi.
Mangan dengan bilangan oksidasi tertinggi merupakan zat pengoksidasi, oleh karena itu kalium sulfit merupakan zat pereduksi.
Catatan: +4 merupakan bilangan oksidasi antara belerang, sehingga dapat bertindak sebagai zat pereduksi dan zat pengoksidasi. Dengan zat pengoksidasi kuat (permanganat, dikromat), sulfit merupakan zat pereduksi (dioksidasi menjadi sulfat); dengan zat pereduksi kuat (halogenida, kalkogenida), sulfit merupakan zat pengoksidasi (direduksi menjadi belerang atau sulfida).
Belerang berubah dari bilangan oksidasi +4 menjadi +6 - sulfit dioksidasi menjadi sulfat. Mangan berubah dari bilangan oksidasi +7 menjadi +2 (lingkungan asam) - ion permanganat tereduksi menjadi Mn 2+.
2. Buatlah setengah reaksi. Menyamakan mangan: 4 ion oksida dilepaskan dari permanganat, yang diikat oleh ion hidrogen (media asam) menjadi molekul air. Jadi, 4 ion oksida mengikat 8 proton dalam 4 molekul air.
Dengan kata lain, ada 4 oksigen yang hilang di ruas kanan persamaan, jadi kita tuliskan 4 molekul air, dan 8 proton di ruas kiri persamaan.
Tujuh dikurangi dua ditambah lima elektron. Dapat disamakan dengan muatan total: di ruas kiri persamaan ada delapan proton dikurangi satu permanganat = 7+, di ruas kanan ada mangan dengan muatan 2+, air netral secara listrik. Tujuh dikurangi dua ditambah lima elektron. Semuanya seimbang.
Menyamakan belerang: ion oksida yang hilang di sisi kiri persamaan disuplai oleh molekul air, yang kemudian melepaskan dua proton di sisi kanan.
Di sebelah kiri muatannya adalah 2-, di sebelah kanan adalah 0 (-2+2). Minus dua elektron.
Kalikan setengah reaksi atas dengan 2, setengah reaksi bawah dengan 5.
Kami mengurangi proton dan air.
Ion sulfat berikatan dengan ion kalium dan mangan.
Lingkungan basa
Dalam lingkungan basa, ion oksida yang dilepaskan diikat oleh molekul air, membentuk ion hidroksida (gugus OH -). Ion oksida yang hilang disuplai oleh gugus hidrokso, yang harus diambil dua kali lebih banyak.
Jika ion oksida tidak mencukupi, kita menulis gugus hidrokso 2 kali lebih banyak dari yang hilang, sebaliknya - air.
Contoh. Dengan menggunakan metode keseimbangan elektron, buat persamaan reaksi, tentukan zat pengoksidasi dan zat pereduksi:
Tentukan bilangan oksidasi:
Bismut (III) dengan zat pengoksidasi kuat (misalnya, Cl 2) dalam lingkungan basa menunjukkan sifat pereduksi (teroksidasi menjadi bismut V):
Karena di ruas kiri persamaan tidak ada cukup 3 oksigen untuk keseimbangan, kita tuliskan 6 gugus hidrokso, dan di ruas kanan - 3 perairan.
Persamaan reaksi akhirnya adalah:
Lingkungan netral
Dalam lingkungan netral, ion oksida yang dilepaskan diikat oleh molekul air membentuk ion hidroksida (gugus OH -). Ion oksida yang hilang disuplai oleh molekul air. Ion H+ dilepaskan darinya.
Dengan menggunakan metode keseimbangan elektron, buat persamaan reaksi, tentukan zat pengoksidasi dan zat pereduksi:
1. Tentukan bilangan oksidasi: belerang dalam kalium persulfat mempunyai bilangan oksidasi +7 (merupakan zat pengoksidasi, karena mempunyai bilangan oksidasi tertinggi), brom dalam kalium bromida mempunyai bilangan oksidasi -1 (merupakan zat pereduksi, karena mempunyai bilangan oksidasi paling rendah keadaan oksidasi), air adalah media reaksi.
Belerang berubah dari bilangan oksidasi +7 menjadi +6 - persulfat direduksi menjadi sulfat. Brom berubah dari bilangan oksidasi -1 menjadi 0 - ion bromida dioksidasi menjadi brom.
2. Buatlah setengah reaksi. Kami menyamakan belerang (koefisien 2 sebelum sulfat). Persamaan Oksigen.
Di sisi kiri ada muatan 2-, di sisi kanan ada muatan 4-, terikat 2 elektron, jadi kita tulis +2
Kami menyamakan brom (koefisien 2 sebelum ion bromida). Di sisi kiri muatannya 2-, di sisi kanan muatannya 0, diberikan 2 elektron, jadi kita tulis -2
3. Ringkasan persamaan keseimbangan elektronik.
4. Persamaan reaksi akhir: Ion sulfat bergabung dengan ion kalium membentuk kalium sulfat, faktor 2 sebelum KBr dan sebelum K2SO4. Air ternyata tidak diperlukan - masukkan ke dalam tanda kurung siku.
Klasifikasi OVR
- Agen pengoksidasi dan agen pereduksi- zat yang berbeda
- Zat pengoksidasi sendiri, zat pereduksi sendiri (disproporsionasi, dismutasi). Suatu unsur dalam keadaan oksidasi menengah.
- Zat pengoksidasi atau zat pereduksi merupakan media untuk proses tersebut
- Reduksi oksidasi intramolekul. Zat yang sama mengandung zat pengoksidasi dan zat pereduksi.
Reaksi fase padat dan suhu tinggi.
Karakteristik kuantitatif ORR
Potensi redoks standar, E 0- potensial elektroda relatif terhadap potensial hidrogen standar. Lebih tentang.
Untuk menjalani ORR, beda potensial harus lebih besar dari nol, yaitu potensial zat pengoksidasi harus lebih besar daripada potensial zat pereduksi:
, 
Misalnya:
Semakin rendah potensinya, semakin kuat zat pereduksinya; semakin tinggi potensinya, semakin kuat zat pengoksidasinya.
Sifat pengoksidasi lebih kuat pada lingkungan asam, sedangkan sifat pereduksi lebih kuat pada lingkungan basa.
Banyak zat yang mempunyai sifat khusus, yang dalam kimia biasa disebut pengoksidasi atau pereduksi.
Beberapa zat kimia menunjukkan sifat-sifat zat pengoksidasi, yang lain - zat pereduksi, sementara beberapa senyawa dapat menunjukkan kedua sifat tersebut secara bersamaan (misalnya, hidrogen peroksida H 2 O 2).
Apa yang dimaksud dengan zat pengoksidasi dan pereduksi, oksidasi dan reduksi?
Sifat redoks suatu zat berhubungan dengan proses pemberian dan penerimaan elektron oleh atom, ion atau molekul.
Zat pengoksidasi adalah zat yang menerima elektron selama reaksi, yaitu tereduksi; zat pereduksi - melepaskan elektron, mis. teroksidasi. Proses perpindahan elektron dari suatu zat ke zat lain biasa disebut reaksi redoks.
Senyawa yang mengandung atom unsur dengan bilangan oksidasi maksimum hanya dapat menjadi zat pengoksidasi karena atom tersebut, karena mereka telah melepaskan semua elektron valensinya dan hanya mampu menerima elektron. Bilangan oksidasi maksimum suatu atom suatu unsur sama dengan jumlah golongan dalam tabel periodik unsur tersebut. Senyawa yang mengandung atom unsur dengan bilangan oksidasi minimum hanya dapat berfungsi sebagai zat pereduksi, karena hanya mampu menyumbangkan elektron, karena tingkat energi terluar atom tersebut diselesaikan oleh delapan elektron.
