Estas incluem reações nas quais as substâncias reagentes trocam elétrons, alterando assim os estados de oxidação dos átomos dos elementos que constituem as substâncias reagentes.

Por exemplo:

Zn + 2H + → Zn 2+ + H 2 ,

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

A grande maioria das reações químicas são reações redox; elas desempenham um papel extremamente importante.

A oxidação é o processo de perda de elétrons por um átomo, molécula ou íon.

Se um átomo cede seus elétrons, ele adquire uma carga positiva:

Por exemplo:

Al - 3e - = Al 3+

H 2 - 2e - = 2H +

Durante a oxidação, o estado de oxidação aumenta.

Se um íon carregado negativamente (carga -1), por exemplo Cl -, cede 1 elétron, então ele se torna um átomo neutro:

2Cl - - 2e - = Cl 2

Se um íon ou átomo carregado positivamente cede elétrons, então a magnitude de sua carga positiva aumenta de acordo com o número de elétrons cedidos:

Fe 2+ - e - = Fe 3+

Redução é o processo de ganho de elétrons por um átomo, molécula ou íon.

Se um átomo ganhar elétrons, ele se tornará um íon com carga negativa:

Por exemplo:

Сl 2 + 2е- = 2Сl -

S + 2е - = S 2-

Se um íon carregado positivamente aceita elétrons, sua carga diminui:

Fe 3+ + e- = Fe 2+

ou pode entrar em um átomo neutro:

Fe 2+ + 2e- = Fe 0

Um agente oxidante é um átomo, molécula ou íon que aceita elétrons. Um agente redutor é um átomo, molécula ou íon que doa elétrons.

O agente oxidante é reduzido durante a reação, o agente redutor é oxidado.

A oxidação é sempre acompanhada de redução, e vice-versa, a redução está sempre associada à oxidação, o que pode ser expresso pelas equações:

Agente redutor - e - ↔ Agente oxidante

Agente oxidante + e - ↔ Agente redutor

Portanto, as reações redox representam a unidade de dois processos opostos - oxidação e redução

Os agentes redutores e oxidantes mais importantes

Restauradores

Agentes oxidantes

Metais, hidrogênio, carvão Monóxido de carbono (II) CO Sulfeto de hidrogênio H 2 S, óxido de enxofre (IV) SO 2, ácido sulfuroso H 2 SO 3 e seus sais Ácido iodídrico HI, ácido bromídrico HBr, ácido clorídrico HCl Cloreto de estanho (II) SnCl2, sulfato de ferro (II) FeSO4, sulfato de manganês (II) MnSO4, sulfato de cromo (III) Cr2 (SO4) 3 Ácido nitroso HNO 2, amônia NH 3, hidrazina N 2 H 4, óxido nítrico (II) NO Ácido fosforoso H 3 PO 3 Aldeídos, álcoois, ácidos fórmico e oxálico, glicose Cátodo durante eletrólise

Halogênios Permanganato de potássio KMnO 4, manganato de potássio K 2 MnO 4, óxido de manganês (IV) MnO 2 Dicromato de potássio K 2 Cr 2 O 7 , cromato de potássio K 2 CrO 4 Ácido nítrico HNO3 Oxigênio O 2, ozônio O 3, peróxido de hidrogênio H 2 O 2 Ácido sulfúrico H 2 SO 4 (conc.), ácido selênico H 2 SeO 4 Óxido de cobre (II) CuO, óxido de prata (I) Ag 2 O, óxido de chumbo (IV) PbO 2 Íons de metais nobres (Ag +, Au 3+, etc.) Cloreto de ferro (III) FeCl 3 Hipocloritos, cloratos e percloratos Aqua regia, uma mistura de ácidos nítrico e fluorídrico concentrados Ânodo durante eletrólise

Método de equilíbrio eletrônico.

Para equalizar o OVR, vários métodos são usados, dos quais consideraremos agora um - o método da balança eletrônica.

Vamos escrever a equação da reação entre o alumínio e o oxigênio:

Al + O 2 = Al 2 O 3

Não se deixe enganar pela simplicidade desta equação. Nossa tarefa é entender um método que no futuro permitirá equalizar reações muito mais complexas.

Então, qual é o método da balança eletrônica? Equilíbrio é igualdade. Portanto, o número de elétrons que um elemento cede e o outro elemento aceita em uma determinada reação deve ser igualado. Inicialmente, esta quantidade parece diferente, como pode ser visto nos diferentes estados de oxidação do alumínio e do oxigênio:

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

O alumínio cede elétrons (adquire um estado de oxidação positivo) e o oxigênio aceita elétrons (adquire um estado de oxidação negativo). Para obter o estado de oxidação +3, um átomo de alumínio deve ceder 3 elétrons. Uma molécula de oxigênio, para se transformar em átomos de oxigênio com estado de oxidação de -2, deve aceitar 4 elétrons:

Al 0 - 3e- = Al +3

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

Para que o número de elétrons dados e recebidos seja igual, a primeira equação deve ser multiplicada por 4 e a segunda por 3. Para isso, basta mover o número de elétrons dados e recebidos contra a parte superior e inferior linhas conforme mostrado no diagrama acima.

Se agora na equação colocarmos o coeficiente 4 que encontramos na frente do agente redutor (Al), e o coeficiente 3 que encontramos na frente do agente oxidante (O 2), então o número de elétrons dados e recebidos é equalizado e torna-se igual a 12. O equilíbrio eletrônico foi alcançado. Pode-se ver que um coeficiente de 2 é necessário antes do produto da reação Al 2 O 3. Agora a equação da reação redox está equalizada:

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

Todas as vantagens do método da balança eletrônica aparecem em casos mais complexos do que a oxidação do alumínio com oxigênio.

Por exemplo, o conhecido “permanganato de potássio” - permanganato de potássio KMnO 4 - é um forte agente oxidante devido ao átomo de Mn no estado de oxidação +7. Até o ânion cloro Cl – lhe dá um elétron, transformando-se em um átomo de cloro. Às vezes, isso é usado para produzir cloro gasoso em laboratório:

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

Vamos criar um diagrama de equilíbrio eletrônico:

Mn +7 + 5e- = Mn +2

2Cl - - 2e- = Cl 2 0

Dois e cinco são os coeficientes principais da equação, graças aos quais é possível selecionar facilmente todos os outros coeficientes. Antes de Cl 2 você deve colocar um coeficiente de 5 (ou 2 × 5 = 10 antes de KСl), e antes de KMnO 4 - um coeficiente de 2. Todos os outros coeficientes estão vinculados a esses dois coeficientes. Isso é muito mais fácil do que agir simplesmente calculando números.

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

Para equalizar o número de átomos de K (12 átomos à esquerda), é necessário colocar um coeficiente de 6 na frente do K 2 SO 4 do lado direito da equação. Finalmente, para equalizar o oxigênio e o hidrogênio, basta colocar um coeficiente de 8 na frente de H 2 SO 4 e H 2 O. Obtemos a equação em sua forma final.

O método da balança eletrônica, como vemos, não exclui a seleção usual de coeficientes nas equações das reações redox, mas pode facilitar significativamente tal seleção.

Elaboração de uma equação para a reação do cobre com uma solução de nitrato de paládio (II). Vamos anotar as fórmulas das substâncias iniciais e finais da reação e mostrar as mudanças nos estados de oxidação:

daí resulta que com um agente redutor e um agente oxidante, os coeficientes são iguais a 1. A equação final da reação é:

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

Como você pode ver, os elétrons não aparecem na equação geral da reação.

Para verificar a exatidão da equação, contamos o número de átomos de cada elemento nos lados direito e esquerdo. Por exemplo, no lado direito existem 6 átomos de oxigênio, no lado esquerdo também existem 6 átomos; paládio 1 e 1; cobre também é 1 e 1. Isso significa que a equação está escrita corretamente.

Vamos reescrever esta equação na forma iônica:

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

E após a redução de íons idênticos obtemos

Cu + Pd 2+ = Cu 2+ + Pd

Elaboração de uma equação de reação para a interação do óxido de manganês (IV) com ácido clorídrico concentrado

(o cloro é produzido usando esta reação em laboratório).

Vamos anotar as fórmulas das substâncias iniciais e finais da reação:

HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Vamos mostrar a mudança nos estados de oxidação dos átomos antes e depois da reação:

Esta reação é redox, à medida que os estados de oxidação dos átomos de cloro e manganês mudam. HCl é um agente redutor, MnO 2 é um agente oxidante. Compomos equações eletrônicas:

e encontre os coeficientes do agente redutor e do agente oxidante. Eles são respectivamente iguais a 2 e 1. O coeficiente 2 (e não 1) é definido porque 2 átomos de cloro com estado de oxidação de -1 cedem 2 elétrons. Este coeficiente já está na equação eletrônica:

2HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Encontramos coeficientes para outras substâncias reagentes. A partir das equações eletrônicas fica claro que para 2 mol de HCl existe 1 mol de MnO 2. No entanto, tendo em conta que são necessários mais 2 moles de ácido para ligar o ião manganês duplamente carregado resultante, deve-se colocar um coeficiente de 4 antes do agente redutor, obtendo-se então 2 moles de água. A equação final é

4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O

A verificação da exatidão da escrita da equação pode ser limitada à contagem do número de átomos de um elemento, por exemplo cloro: no lado esquerdo são 4 e no lado direito 2 + 2 = 4.

Como o método do balanço eletrônico representa as equações de reação na forma molecular, após compilação e verificação elas devem ser escritas na forma iônica.

Vamos reescrever a equação compilada na forma iônica:

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

e depois de cancelar íons idênticos em ambos os lados da equação, obtemos

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

Elaboração de uma equação de reação para a interação do sulfeto de hidrogênio com uma solução acidificada de permanganato de potássio.

Vamos escrever o esquema de reação - as fórmulas das substâncias iniciais e resultantes:

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

Em seguida, mostramos a mudança nos estados de oxidação dos átomos antes e depois da reação:

Os estados de oxidação dos átomos de enxofre e manganês mudam (H 2 S é um agente redutor, KMnO 4 é um agente oxidante). Compomos equações eletrônicas, ou seja, Descrevemos os processos de perda e ganho de elétrons:

E, finalmente, encontramos os coeficientes do agente oxidante e do agente redutor e, a seguir, dos demais reagentes. A partir das equações eletrônicas fica claro que precisamos pegar 5 mol de H 2 S e 2 mol de KMnO 4, então obtemos 5 mol de átomos de S e 2 mol de MnSO 4. Além disso, a partir de uma comparação dos átomos nos lados esquerdo e direito da equação, descobrimos que 1 mol de K 2 SO 4 e 8 mol de água também são formados. A equação final da reação será

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

A exatidão da escrita da equação é confirmada pela contagem dos átomos de um elemento, por exemplo, oxigênio; no lado esquerdo há 2 4 + 3 4 = 20 e no lado direito há 2 4 + 4 + 8 = 20.

Reescrevemos a equação na forma iônica:

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

Sabe-se que uma equação de reação escrita corretamente é uma expressão da lei de conservação da massa das substâncias. Portanto, o número dos mesmos átomos nos materiais de partida e nos produtos de reação deve ser o mesmo. As cobranças também devem ser conservadas. A soma das cargas das substâncias iniciais deve ser sempre igual à soma das cargas dos produtos da reação.

O método do balanço elétron-íon é mais universal comparado ao método do balanço eletrônico e tem uma vantagem inegável na seleção de coeficientes em muitas reações redox, em particular, envolvendo compostos orgânicos, nos quais até o procedimento de determinação dos estados de oxidação é muito complexo.

Classificação OVR

Existem três tipos principais de reações redox:

1) Reações de oxidação-redução intermoleculares
(quando o agente oxidante e o agente redutor são substâncias diferentes);

2) Reações de desproporção
(quando a mesma substância pode servir como agente oxidante e agente redutor);

3) Reações intramoleculares de oxidação-redução
(quando uma parte da molécula atua como agente oxidante e a outra como agente redutor).>

Vejamos exemplos de três tipos de reações.

1. As reações de oxidação-redução intermoleculares são todas as reações que já discutimos neste parágrafo.
Consideremos um caso um pouco mais complexo, quando nem todo o agente oxidante pode ser consumido na reação, uma vez que parte dele está envolvido em uma reação comum de troca não redox:

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

Algumas partículas de NO 3 - participam da reação como agente oxidante, produzindo óxido nítrico NO, e alguns íons NO 3 - passam inalterados para o composto de cobre Cu(NO 3) 2. Vamos criar uma balança eletrônica:

Cu 0 - 2e- = Cu +2

N +5 + 3e- = N +2

Coloquemos o coeficiente 3 encontrado para o cobre antes do Cu e do Cu(NO 3) 2. Mas o coeficiente 2 deve ser colocado apenas na frente do NO, pois todo o nitrogênio nele presente participou da reação redox. Seria um erro colocar um fator 2 antes do HNO 3, porque esta substância também inclui aqueles átomos de nitrogênio que não participam da oxidação-redução e fazem parte do produto Cu(NO 3) 2 (partículas de NO 3 - aqui às vezes chamado de "observador de íon").

Os demais coeficientes podem ser facilmente selecionados usando os já encontrados:

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

2. As reações de desproporção ocorrem quando moléculas da mesma substância são capazes de oxidar e reduzir umas às outras. Isso se torna possível se a substância contiver átomos de qualquer elemento em estado de oxidação intermediário.

Consequentemente, o estado de oxidação pode diminuir ou aumentar. Por exemplo:

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

Esta reação pode ser pensada como uma reação entre HNO 2 e HNO 2 como um agente oxidante e um agente redutor e usando o método do equilíbrio eletrônico:

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

Obtemos a equação:

2HNO 2 + 1HNO 2 = 1 HNO 3 + 2 NÃO + H 2 O

Ou, somando os mols de HNO 2:

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

As reações intramoleculares de oxidação-redução ocorrem quando átomos oxidantes e átomos redutores são adjacentes em uma molécula. Consideremos a decomposição do sal Berthollet KClO 3 quando aquecido:

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

Esta equação também obedece ao requisito da balança eletrônica:

Cl +5 + 6e- = Cl -

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

Aqui surge uma dificuldade - qual dos dois coeficientes encontrados deve ser colocado antes do KClO 3 - afinal, essa molécula contém um agente oxidante e um agente redutor?

Nesses casos, os coeficientes encontrados são colocados antes dos produtos:

KClO 3 = 2KCl + 3O 2

Agora está claro que o KClO 3 deve ser precedido por um fator de 2.

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2

A reação intramolecular de decomposição do sal Berthollet quando aquecido é utilizada na produção de oxigênio em laboratório.

Método de meia reação

Como o nome sugere, este método baseia-se na elaboração de equações iônicas para o processo de oxidação e o processo de redução e, em seguida, somando-as em uma equação geral.
Como exemplo, vamos criar uma equação para a mesma reação que foi usada para explicar o método da balança eletrônica.
Quando o sulfeto de hidrogênio H 2 S passa por uma solução acidificada de permanganato de potássio KMnO 4, a cor carmesim desaparece e a solução fica turva.
A experiência mostra que a turbidez da solução ocorre como resultado da formação de enxofre elementar, ou seja, fluxo de processo:

H 2 S → S + 2H +

Este esquema é equalizado pelo número de átomos. Para equalizar pelo número de cargas, você precisa subtrair dois elétrons do lado esquerdo do diagrama, após o que você pode substituir a seta por um sinal de igual:

H 2 S - 2е - = S + 2H +

Esta é a primeira semi-reação - o processo de oxidação do agente redutor H 2 S.

A descoloração da solução está associada à transição do íon MnO 4 - (tem cor carmesim) para o íon Mn 2+ (quase incolor e apenas em altas concentrações apresenta uma leve cor rosa), o que pode ser expresso pelo diagrama

MnO 4 - → Mn 2+

Em uma solução ácida, o oxigênio, que faz parte dos íons MnO 4, junto com os íons hidrogênio, finalmente forma água. Portanto, escrevemos o processo de transição assim:

MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O

Para substituir a seta por um sinal de igual, as cargas também devem ser equalizadas. Como as substâncias iniciais possuem sete cargas positivas (7+), e as substâncias finais possuem duas cargas positivas (2+), então, para cumprir a condição de conservação de cargas, cinco elétrons devem ser adicionados ao lado esquerdo do diagrama:

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

Esta é a segunda semi-reação - o processo de redução do agente oxidante, ou seja, íon permanganato

Para compilar uma equação geral de reação, é necessário somar as equações de meia reação termo a termo, tendo previamente equalizado o número de elétrons dados e recebidos. Neste caso, de acordo com as regras para encontrar o menor múltiplo, são determinados os fatores correspondentes pelos quais as equações de semi-reação são multiplicadas. A forma abreviada é a seguinte:

E, reduzindo em 10H+, finalmente obtemos

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

Verificamos a exatidão da equação compilada na forma iônica: o número de átomos de oxigênio no lado esquerdo é 8, no lado direito 8; número de cargas: no lado esquerdo (2-)+(6+) = 4+, no lado direito 2(2+) = 4+. A equação está escrita corretamente, pois os átomos e as cargas são iguais.

Usando o método da meia-reação, a equação da reação é compilada na forma iônica. Para passar dela para a equação na forma molecular, fazemos o seguinte: no lado esquerdo da equação iônica, selecionamos o cátion correspondente para cada ânion, e para cada cátion - um ânion. Em seguida, escrevemos os mesmos íons no mesmo número no lado direito da equação, após o que combinamos os íons em moléculas:

Assim, compilar equações para reações redox usando o método da meia-reação leva ao mesmo resultado que o método do balanço de elétrons.

Vamos comparar os dois métodos. A vantagem do método de meia reação em comparação com o método da balança eletrônica é essa. que não utiliza íons hipotéticos, mas sim íons realmente existentes. Na verdade, não existem íons em uma solução, mas existem íons.

Com o método da meia-reação, não é necessário conhecer o estado de oxidação dos átomos.

Escrever equações de meia-reação iônicas individuais é necessário para compreender os processos químicos em uma célula galvânica e na eletrólise. Com esse método, fica visível o papel do meio ambiente como participante ativo em todo o processo. Finalmente, ao usar o método da meia-reação, não é necessário conhecer todas as substâncias resultantes; elas aparecem na equação da reação quando ela é derivada. Portanto, o método das semi-reações deve ser preferido e utilizado na elaboração de equações para todas as reações redox que ocorrem em soluções aquosas.

Restauradores		Agentes oxidantes
Hidrogênio, carbono Monóxido de carbono Sulfato de hidrogênio Óxido de enxofre (IV) Ácido sulfuroso e seus sais Halogenetos de hidrogênio Cátions metálicos em graus mais baixos oxidação: Ácido nitroso Hidrazina Cátodo em eletrólise	SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3	Halogênios Permanganatos Manganatos Óxido de manganês (IV) Dicromatas Ácido nítrico Ácido sulfúrico Óxido de chumbo (IV) Peróxido de hidrogênio Ácido mononassulfúrico Ácidos dipersulfúricos Cátions metálicos em graus mais elevados oxidação: Cloreto de potássio Ânodo durante eletrólise	F2; Cl2; eu 2; Br 2 KMnO 4 K 2 Cr 2 O 7 K 2 CrO 4 H 2 SO 4 conc. PbO2 TlCl 3 , Au(SNC) 3

Compostos contendo átomos de elementos com estados de oxidação intermediários podem ser agentes oxidantes e redutores, dependendo do parceiro com o qual reagem e das condições de reação. Assim, o agente oxidante típico peróxido de hidrogênio, ao interagir em ambiente ácido com o permanganato de potássio, acaba sendo um agente redutor:

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,

e o agente redutor típico sulfito de sódio oxida sulfetos de metais alcalinos:

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

Além disso, os agentes redutores contendo átomos no estado de oxidação mais baixo podem ser agentes oxidantes às custas de outro elemento. Por exemplo, um agente redutor típico, amônia, pode oxidar metais alcalinos às custas de átomos de hidrogênio:

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

Compilação de equações OVR

As reações redox são descritas por equações de reação que refletem as quantidades de substâncias que interagem e os produtos resultantes. Para compilar equações ORR, use ou método de equilíbrio eletrônico (método do esquema), ou equilíbrio elétron-íon (método de meia reação).

O método da balança eletrônica é mais universal, pois permite estabelecer razões estequiométricas em ORR em quaisquer sistemas homogêneos e heterogêneos.

Método de equilíbrio eletrônico‑ um método para encontrar coeficientes nas equações de reações redox, que considera a troca de elétrons entre átomos de elementos que mudam seu estado de oxidação. O número de elétrons cedidos pelo agente redutor é igual ao número de elétrons ganhos pelo agente oxidante.

A equação é compilada em várias etapas:

1. Escreva o esquema de reação:

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

2. Coloque os estados de oxidação acima dos sinais dos elementos que alteram o estado de oxidação:

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

3. Identifique os elementos que alteram os estados de oxidação e determine o número de elétrons adquiridos pelo agente oxidante e cedidos pelo agente redutor:

Mn +7 + 5ē → Mn +2.

2Cl -1 - 2ē → Cl 2 0.

4. Equalize o número de elétrons adquiridos e doados, estabelecendo assim coeficientes para compostos que contenham elementos que alteram o estado de oxidação:

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

––––––––––––––––––––––––

2Mn +7 + 10Cl -1 → 2Mn +2 + 5Cl 2 0.

5. Selecione os coeficientes para os demais participantes da reação:

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

Para selecionar coeficientes para equações de reações que ocorrem em soluções aquosas, o método de meia reação é preferível.

Em primeiro lugar, permite omitir as operações de determinação do estado de oxidação dos elementos.

Em segundo lugar, no processo de utilização, uma equação iônica abreviada da reação redox é imediatamente obtida.

Em terceiro lugar, utilizando a equação da meia-reação, é possível estabelecer a influência do ambiente na natureza do processo.

Além disso, ao compilar um balanço elétron-íon, opera-se com íons que realmente existem em solução aquosa, em contraste com o método do balanço eletrônico, que trata de partículas hipotéticas como Mn +7, Cr +6.

Método de equilíbrio elétron-íon (método de meia reação).

Este método considera a transferência de elétrons de um átomo ou íon para outro, levando em consideração a natureza do meio (ácido, alcalino ou neutro) em que ocorre a reação. Ao compilar equações para processos de oxidação e redução, para equalizar o número de átomos de hidrogênio e oxigênio, são introduzidas moléculas de água e íons de hidrogênio (dependendo do meio) (se o ambiente for ácido), ou moléculas de água e íons hidróxido (se o ambiente for alcalino). Assim, nos produtos resultantes, no lado direito da equação elétron-íon estarão íons hidrogênio e moléculas de água (ambiente ácido) ou íons hidróxido e moléculas de água (ambiente alcalino).

Ou seja, ao escrever equações elétron-íon, deve-se proceder a partir da composição dos íons realmente presentes na solução . Além disso, como na escrita de equações iônicas abreviadas, as substâncias que se dissociam mal, são pouco solúveis ou são liberadas como gás devem ser escritas na forma molecular.

Considere por exemplo a seguinte reação:

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

Ao encontrar os coeficientes estequiométricos da equação do processo redox, as seguintes operações devem ser realizadas.

1. Identifique o agente oxidante e o agente redutor entre as substâncias reagentes. No nosso exemplo, o agente oxidante é KMnO 4, o agente redutor é H 2 O 2 e os produtos de sua interação são Mn 2+ e O 2.

2. Escreva os esquemas de meia reação:

Oxidação de H 2 O 2 → O 2;

MnO → Mn2+. recuperação.

3. Equalize os esquemas:

a) por elemento que altera o estado de oxidação (no nosso exemplo isso não é necessário);

b) pelo oxigênio, adicionando-o quando necessário na forma de moléculas de água se a reação ocorrer em ambiente ácido, e na forma de íon hidróxido se a reação ocorrer em ambiente alcalino:

H 2 O 2 → O 2;

MnO → Mn 2+ + 4 H 2 O;

c) por hidrogênio, adicionando-o na forma de íons hidrogênio se a reação ocorrer em ambiente ácido, e na forma de moléculas de água se a reação ocorrer em ambiente alcalino se:

H 2 O 2 → O 2 + 2 H +;

MnO+ 8 H + → Mn 2+ + 4 H 2 O;

d) pela carga total dos íons, somando ou subtraindo o número necessário de elétrons:

H 2 O 2 - 2ē → O 2 + 2 H +;

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

4. Levando em consideração a lei da neutralidade elétrica, equalize o número de elétrons doados e aceitos e some as partes esquerda e direita das semi-reações separadamente:

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.

Reduzindo, obtemos a equação deste processo redox na forma iônica:

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

5. Passamos para a forma molecular da equação, adicionando cátions e ânions que permanecem inalterados como resultado da reação, ou seja, íons formadores de sal (em nosso exemplo, íons K + e 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.

Consideremos outro exemplo - o processo de oxidação da pirita com ácido nítrico concentrado.

1. Vamos determinar o agente oxidante e o agente redutor entre as substâncias reagentes. No nosso exemplo, o agente oxidante é HNO 3, o agente redutor é FeS 2. Vamos determinar os produtos da reação. O ácido nítrico HNO 3 é um agente oxidante forte, então o enxofre será oxidado ao estado de oxidação máximo S 6+ e o ferro ao Fe 3+, enquanto o HNO 3 pode ser reduzido a NO:

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

2. Vamos escrever os esquemas de meia reação

FeS 2 → Fe 3+ +SO oxidação;

NÃO→NÃO recuperação.

3. Equalizamos os esquemas:

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

NÃO+4H + +3ē → NÃO + 2H 2 O.

4. Levando em consideração a lei da neutralidade elétrica, equalizamos o número de elétrons doados e aceitos e somamos as partes esquerda e direita das semi-reações separadamente:

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

NÃO+ 4H + +3ē → NÃO + 2H 2 O | 3 | 5

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

5. Reduzindo, obtemos a equação na forma iônica:

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

6. Vamos escrever a equação na forma molecular, levando em consideração que alguns dos íons nitrato não foram reduzidos, mas participaram da reação de troca, e alguns dos íons H + estão presentes nos produtos da reação (H 2 SO 4):

Observe que você nunca teve que determinar o estado de oxidação dos elementos para determinar o número de elétrons dados e recebidos. Além disso, levamos em consideração a influência do meio ambiente e determinamos automaticamente que H 2 O está no lado direito da equação. Não há dúvida de que este método é muito mais consistente com o significado químico do que o método padrão da balança eletrônica.

1. Como definir uma reação redox?

Existem várias classificações de reações químicas. Um deles inclui aqueles em que substâncias que interagem entre si (ou com a própria substância) alteram os estados de oxidação dos elementos.

Como exemplo, considere duas reações:

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)

A reação (1) envolve zinco e ácido clorídrico. O zinco e o hidrogênio mudam seus estados de oxidação, o cloro deixa seu estado de oxidação inalterado:

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

E na reação (2), ( reação neutralizadora), cloro, hidrogênio, potássio e oxigênio não alteram seus estados de oxidação: Cl -1 = Cl -1, H +1 = H +1, K +1 = K +1, O -2 = O -2; A reação (1) pertence ao tipo redox e a reação (2) pertence a outro tipo.

Reações químicas que envolvem mudançasestados de oxidação dos elementos, são chamados redox.

Para determinar a reação redox é necessário estabelecer estepesem oxidação de elementos nos lados esquerdo e direito da equação. Para fazer isso, você precisa saber como determinar o estado de oxidação de um determinado elemento.

No caso da reação (1), os elementos Zn e H mudam de estado, perdendo ou ganhando elétrons. O zinco, cedendo 2 elétrons, entra em um estado iônico - torna-se um cátion Zn 2+. Neste caso, o processo ocorre recuperação e o zinco é oxidado. O hidrogênio ganha 2 elétrons, exibe oxidativo propriedades, ela própria no processo de reação está sendo restaurado.

2. Definiçãoestados de oxidação dos elementos.

Estado de oxidação dos elementos em seus compostos é determinado com base na posição de que a carga total total dos estados de oxidação de todos os elementos de um determinado composto é igual a zero. Por exemplo, no composto H 3 PO 4 os estados de oxidação são +1 para hidrogênio, +5 para fósforo e -2 para oxigênio; Depois de compor uma equação matemática, determinamos que no total número de partículas(átomos ou íons) formarão uma carga igual a zero: (+1)x3+(+5)+(-2)x4 = 0

Mas neste exemplo, os estados de oxidação dos elementos já estão especificados. Como determinar o estado de oxidação do enxofre, por exemplo, no composto tiossulfato de sódio Na 2 S 2 O 3, ou manganês no composto permanganato de potássio- KMnO 4? Para fazer isso você precisa saber estados de oxidação constantes de vários elementos. Eles têm os seguintes significados:

1) Elementos do grupo I da tabela periódica (incluindo hidrogênio em combinação com não metais) +1;
2) Elementos do grupo II da tabela periódica +2;
3) Elementos do grupo III da tabela periódica +3;
4) Oxigênio (exceto em combinação com compostos de flúor ou peróxido) -2;

Com base nesses valores constantes dos estados de oxidação (para sódio e oxigênio), determinamos Estado de oxidação enxofre no composto Na 2 S 2 O 3. Uma vez que a carga total de todos os estados de oxidação dos elementos, cuja composição é refletida por um determinado fórmula composta, é igual a zero, denotando então a carga desconhecida no enxofre “ 2X"(já que existem dois átomos de enxofre na fórmula), criamos a seguinte igualdade matemática:

(+1)x2 + 2X+ (-2) x 3 = 0

Resolvendo esta equação para 2 x, obtemos

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

Portanto, o estado de oxidação do enxofre no composto Na 2 S 2 O 3 é (+2). Mas será sempre necessário utilizar um método tão inconveniente para determinar os estados de oxidação de certos elementos nos compostos? Claro que nem sempre. Por exemplo, para compostos binários: óxidos, sulfetos, nitretos, etc., você pode usar o chamado método “cruzado” para determinar os estados de oxidação. Digamos dado fórmula composta:óxido de titânio– Ti 2 O 3 . Usando uma análise matemática simples, baseada no fato de que o estado de oxidação do oxigênio é conhecido por nós e é igual a (-2): Ti 2 O 3, não é difícil estabelecer que o estado de oxidação do titânio será igual a (+3). Ou, por exemplo, em conexão metano CH 4 sabe-se que o estado de oxidação do hidrogênio é (+1), então não é difícil determinar o estado de oxidação do carbono. Corresponderá à fórmula deste composto (-4). Além disso, usando o método “cruzado”, não é difícil estabelecer que se os seguintes fórmula composta Cr 4 Si 3, então o estado de oxidação do cromo é (+3) e do silício (-4).
Para sais isso também não é difícil. Além disso, não importa se é dado ou sal médio ou sal ácido. Nestes casos, é necessário proceder a partir de um ácido formador de sal. Por exemplo, o sal é dado nitrato de sódio(NaNO3). Sabe-se que é um derivado do ácido nítrico (HNO 3), e neste composto o estado de oxidação do nitrogênio é (+5), portanto, em seu sal - nitrato de sódio, o estado de oxidação do nitrogênio também é igual a ( +5). Bicarbonato de Sódio(NaHCO 3) é o sal ácido do ácido carbônico (H 2 CO 3). Assim como num ácido, o estado de oxidação do carbono neste sal será igual a (+4).

Deve-se notar que os estados de oxidação em compostos: metais e não metais (ao compilar equações de equilíbrio eletrônico) são iguais a zero: K 0, Ca 0, Al 0, H 2 0, Cl 2 0, N 2 0 Como exemplo, damos os estados de oxidação dos elementos mais típicos:

Apenas agentes oxidantes são substâncias que apresentam estado de oxidação máximo, geralmente positivo, por exemplo: KCl +7 O 4, H 2 S +6 O 4, K 2 Cr +6 O 4, HN +5 O 3, KMn +7 Ó4. Isto é fácil de provar. Se esses compostos pudessem ser agentes redutores, então, nestes estados, eles teriam que abrir mão de elétrons:

Cl +7 – e = Cl +8
S +6 – e = S +7

Mas os elementos cloro e enxofre não podem existir com tais estados de oxidação. Da mesma forma, apenas agentes redutores são substâncias que apresentam um estado de oxidação mínimo, geralmente negativo, por exemplo: H 2 S -2, HJ -, N -3 H 3. No processo de reações redox, tais compostos não podem ser agentes oxidantes, já que teríamos que adicionar elétrons:

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

Mas para enxofre e iodo, íons com tais estados de oxidação não são típicos. Elementos com estados de oxidação intermediários, por exemplo N +1, N +4, S +4, Cl +3, C +2, podem exibir propriedades oxidantes e redutoras.

3 . Tipos de reações redox.

Existem quatro tipos de reações redox.

1) Reações redox intermoleculares.
O tipo de reação mais comum. Essas reações mudam estados de oxidaçãoelementos em diferentes moléculas, por exemplo:

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) Um tipo de reações redox intermoleculares é a reação proporção, em que o agente oxidante e o agente redutor são átomos do mesmo elemento: nesta reação, dois átomos de um elemento com diferentes estados de oxidação formam um átomo com um estado de oxidação diferente:

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

S -2 - 2 e= S 0

S+4+4 e= S 0

3) Reações desproporção são realizadas se o agente oxidante e o agente redutor forem átomos do mesmo elemento, ou se um átomo de um elemento com um estado de oxidação formar um composto com dois estados de oxidação:

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) Intramolecular As reações redox ocorrem nos casos em que um átomo oxidante e um átomo redutor estão na mesma substância, por exemplo:

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 . O mecanismo das reações redox.

As reações redox são realizadas pela transferência de elétrons dos átomos de um elemento para outro. Se um átomo ou molécula perde elétrons, esse processo é chamado de oxidação, e esse átomo é um agente redutor, por exemplo:

Al 0 - 3 e=Al3+

2Cl - - 2 e= Cl 2 0

Fe 2+ - e= Fe3+

Nestes exemplos, Al 0, Cl -, Fe 2+ são agentes redutores, e os processos de sua transformação em compostos Al 3+, Cl 2 0, Fe 3+ são chamados de oxidativos. Se um átomo ou molécula ganha elétrons, então esse processo é chamado de redução, e esse átomo é um agente oxidante, por exemplo:

Ca 2+ + 2 e=Ca0

Cl 2 0 + 2 e= 2Cl -

Fe 3+ + e= Fe2+

Os agentes oxidantes, via de regra, são não metais (S, Cl 2, F 2, O 2) ou compostos de metais com estado de oxidação máximo (Mn +7, Cr +6, Fe +3). Os agentes redutores são metais (K, Ca, Al) ou compostos de não metais com estado de oxidação mínimo (S -2, Cl -1, N -3, P -3);

As equações redox diferem de equações moleculares outras reações devido à complexidade de seleção de coeficientes para reagentes e produtos de reação. Para isso eles usam método de equilíbrio eletrônico, ou método da equação elétron-íon(às vezes o último é chamado de " método de meia reação"). Como exemplo de compilação de equações para reações redox, considere um processo no qual ácido sulfúrico concentrado(H 2 SO 4) reagirá com iodeto de hidrogênio (HJ):

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

Em primeiro lugar, vamos estabelecer que Estado de oxidação iodo em iodeto de hidrogênio é (-1) e enxofre em ácido sulfúrico: (+6). Durante a reação, o iodo (-1) será oxidado ao estado molecular e o enxofre (+6) será reduzido ao estado de oxidação (-2) - sulfeto de hidrogênio:

J - → J 0 2
S +6 → S -2

Para compor é preciso levar em conta que quantidadepartículas os átomos nos lados esquerdo e direito das semi-reações devem ser iguais

2J - - 2 e→ J 0 2
S +6 + 8 e→S-2

Colocando uma linha vertical à direita deste diagrama de semi-reação, determinamos os coeficientes de reação:

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

Reduzindo por “2”, obtemos os valores finais dos coeficientes:

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

Vamos resumir neste diagrama meias-reações linha horizontal e resumir o que está envolvido na reação número de partículasátomos:

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

Depois disso é necessário. Substituindo os valores obtidos dos coeficientes na equação molecular, reduzimos-a a esta forma:

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

Contando o número de átomos de hidrogênio nos lados esquerdo e direito da equação, estaremos convencidos da necessidade de corrigir o coeficiente “4” antes da água, e obteremos a equação completa:

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

Esta equação pode ser criada usando método eletrônicoequilíbrio iônico. Neste caso, não há necessidade de corrigir o coeficiente diante das moléculas de água. A equação é baseada na dissociação de íons dos compostos envolvidos na reação: Por exemplo, dissociação de ácido sulfúrico resulta na formação de dois prótons de hidrogênio e um ânion sulfato:

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-

A dissociação de iodeto de hidrogênio e sulfeto de hidrogênio pode ser escrita de forma semelhante:

HJ ↔ N + + J -
H 2 S ↔ 2Н + + S 2-

J 2 não se dissocia. H 2 O também praticamente não se dissocia. equações de meia reação para o iodo permanece o mesmo:

2J - - 2 e→ J 0 2
A semi-reação nos átomos de enxofre terá a seguinte forma:

SO 4 -2 → S -2

Como faltam quatro átomos de oxigênio no lado direito da semi-reação, essa quantidade deve ser equilibrada com água:

SO 4 -2 → S -2 + 4H 2 O

Então, no lado esquerdo da semi-reação, é necessário compensar os átomos de hidrogênio em detrimento dos prótons (já que a reação do meio é ácida):

SO 4 2- + 8H + → S -2 + 4H 2 O

Contando o número de elétrons transferidos, obtemos uma representação completa da equação de acordo com método de meia reação:

ASSIM 4 2- + 8H + + 8 e→ S -2 + 4H 2 O

Somando as duas semi-reações, obtemos equação de equilíbrio eletrônico:

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

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

Desta entrada segue-se que o método equação elétron-íon dá uma imagem mais completa da reação redox do que método de equilíbrio eletrônico. O número de elétrons participantes do processo é o mesmo para ambos os métodos de equilíbrio, mas no último caso, o número de prótons e moléculas de água participantes do processo redox é como se fosse estabelecido “automaticamente”.

Vejamos vários casos específicos de reações redox que podem ser compiladas usando o método equilíbrio elétron-íon. Alguns processos redox são realizados com a participação de um ambiente alcalino, por exemplo:

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

Nesta reação, o agente redutor é o íon cromita (CrO 2 -), que é oxidado a íon cromato (CrO -2 4). O agente oxidante - bromo (Br 0 2) é reduzido a íon brometo (Br -):
CrO 2 - → CrO 4 2-
Br 0 2 → 2 Br -

Como a reação ocorre em meio alcalino, a primeira semi-reação deve ser composta levando-se em consideração os íons hidróxido (OH -):
CrO 2 - + 4OH - - 3 e= CrO 2- 4 + 2H 2 O

Compomos a segunda semi-reação de uma forma bem conhecida:
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

Depois disso é necessário finalmente atribuir coeficientes na equação de reação e completamente equação molecular este processo redox assumirá a forma:

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

Em alguns casos, substâncias indissociáveis ​​também participam da reação redox. Por exemplo:

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

Então método de meia reaçãoé compilado levando em consideração este processo:

AsH 3 + 4H 2 O – 8 e= AsO 4 3- + 11H + |1
NÃO 3 + 2H + + e= NÃO 2 + H 2 O |8

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

Equação molecular assumirá a forma:

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

As reações redox às vezes são acompanhadas pelo processo simultâneo de oxidação-redução de várias substâncias. Por exemplo, numa reação com sulfeto de cobre ele interage ácido nítrico concentrado:

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

O processo redox envolve átomos de cobre, enxofre e nitrogênio. Ao compor a equação método de meia reaçãoÉ necessário levar em consideração as etapas deste processo:

Cu+ → Cu2+
S 2- → S +6
N 5+ → N +2

Nesta situação, é necessário combinar os processos oxidativos e redutores em uma única etapa:

2Cu + - 2 e→ 2Cu2+ | 10 e
S 2- - 8 e→S 6+
_______________________
N 5+ + 3 e→N2+ | 3 e

Em que a semi-reação redox assume a forma:

2Cu + - 2 e→ 2Cu 2+
S 2- - 8 e→ S 6+ 3 ( processos de recuperação)
_______________________
N 5+ + 3 e→ N 2+ 10 (processo de oxidação)
_____________________________________

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

Eventualmente equação de reação molecular assumirá a forma:

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

Deve ser dada especial atenção às reações redox envolvendo substâncias orgânicas. Por exemplo, durante a oxidação da glicose permanganato de potássio em um ambiente ácido ocorre a seguinte reação:

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

Ao fazer um balanço método de meia reação transformação da glicose, leva-se em consideração a ausência de sua dissociação, mas a correção do número de átomos de hidrogênio é realizada devido aos prótons e às moléculas de água:

C 6 H 12 O 6 + 6H 2 O - 24 e= 6CO2 + 24H +

Meia reação envolvendo permanganato de potássio assumirá a forma:

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

Como resultado, obtemos o seguinte esquema do processo redox:

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

Ao reduzir o número de prótons e moléculas de água nos lados esquerdo e direito meias-reações, obtemos o final equação molecular:

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

5. A influência do meio ambiente na natureza das reações redox.

Dependendo do ambiente (excesso de H +, neutro, excesso de OH -), a natureza da reação entre as mesmas substâncias pode mudar. Normalmente usado para criar um ambiente ácido ácido sulfúrico(H2SO4), Ácido nítrico(HNO 3), ácido clorídrico (HCl), hidróxido de sódio (NaOH) ou hidróxido de potássio (KOH) são usados ​​​​como meio OH. Por exemplo, mostraremos como o meio ambiente afeta permanganato de potássio(КMnO 4) . e seus produtos de reação:

Por exemplo, tomemos Na 2 SO 3 como agente redutor e KMnO 4 como agente oxidante.

Em um ambiente ácido:

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

Em neutro (ou ligeiramente alcalino):

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

Em um ambiente altamente alcalino:

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

ASSIM 3 2- + 2OH - - 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

Peróxido de hidrogênio(H 2 O 2) dependendo do ambiente é reduzido de acordo com o esquema:

1) Ambiente ácido (H +) H 2 O 2 + 2H + + 2 e→ 2H2O

2) Meio neutro (H 2 O) H 2 O 2 + 2 e→ 2OH

3) Ambiente alcalino (OH -) H 2 O 2 + 2 e→ 2OH

Peróxido de hidrogênio(H 2 O 2) atua como agente oxidante:

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

No entanto, ao encontrar agentes oxidantes muito fortes (KMnO 4) Peróxido de hidrogênio(H 2 O 2) atua como agente redutor:

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. Determinação de produtos de reações redox.

A parte prática deste tópico aborda os processos redox, indicando apenas os reagentes iniciais. Os produtos da reação geralmente precisam ser determinados. Por exemplo, a reação envolve cloreto férrico(FeCl3) e iodeto de potássio(KJ):

FeCl3 + KJ = A + B + C

necessário para instalar fórmulas compostas A, B, C, formados como resultado do processo redox.

Os estados de oxidação iniciais dos reagentes são os seguintes: Fe 3+, Cl -, K +, J -. É fácil supor que o Fe 3+, sendo um agente oxidante (tem um estado de oxidação máximo), só pode reduzir seu estado de oxidação para Fe 2+:

Fe 3+ + e= Fe2+

O íon cloreto e o íon potássio não alteram seu estado de oxidação na reação, mas o íon iodeto só pode aumentar seu estado de oxidação, ou seja, vá para o estado J 2 0:

2J - - 2 e= J 2 0

Como resultado da reação, além do processo redox, haverá reação de troca entre FeCl 3 e KJ, mas levando em consideração a mudança nos estados de oxidação, a reação não é determinada de acordo com este esquema:

FeCl3 + KJ = FeJ3 + KCl,

mas assumirá a forma

FeCl3 + KJ = FeJ2 + KCl,

onde o produto C é o composto J 2 0:

FeCl3 + 6KJ = 2FeJ2 + 6KJ + J2

Fe 3+ + e═> Fe 2+ |2

2J - - 2 e═> J 2 0 |1

________________________________

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

Futuramente, na determinação dos produtos do processo redox, poderá ser utilizado o chamado “sistema elevador”. Seu princípio é que qualquer reação redox pode ser representada como o movimento dos elevadores em um edifício de vários andares em duas direções mutuamente opostas. Além disso, os “pisos” serão estados de oxidação elementos correspondentes. Como qualquer uma das duas semi-reações no processo redox é acompanhada por uma diminuição ou um aumento estados de oxidação de um ou outro elemento, então por simples raciocínio podemos assumir seus possíveis estados de oxidação nos produtos de reação resultantes.

Como exemplo, considere uma reação na qual o enxofre reage com solução concentrada de hidróxido de sódio ( NaOH):

S + NaOH(conc) = (A) + (B) + H 2 O

Como nesta reação ocorrerão mudanças apenas com os estados de oxidação do enxofre, para maior clareza traçaremos um diagrama de seus possíveis estados:

Os compostos (A) e (B) não podem estar simultaneamente nos estados de enxofre S +4 e S +6, pois neste caso o processo ocorreria apenas com a liberação de elétrons, ou seja, seria restaurador:

S 0 - 4 e= S +4

S 0 - 6 e= S +6

Mas isto contradiria o princípio dos processos redox. Então deve-se supor que em um caso o processo deve prosseguir com a liberação de elétrons, e no outro deve se mover na direção oposta, ou seja, ser oxidante:

S 0 - 4 e= S +4

S0+2 e=S-2

Por outro lado, qual a probabilidade de o processo de recuperação ser realizado para o estado S+4 ou para S+6? Como a reação ocorre em ambiente alcalino e não ácido, seu potencial oxidativo é muito menor, portanto a formação do composto S +4 nesta reação é preferível ao S +6. Portanto, a reação final assumirá a forma:

4S + 6NaOH(conc) = 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

Como outro exemplo, considere a seguinte reação entre fosfina e ácido nítrico concentrado(HNO3) :

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

Neste caso, temos estados de oxidação variáveis ​​de fósforo e nitrogênio. Para maior clareza, apresentamos diagramas de estados de seus estados de oxidação.

Fósforo no estado de oxidação (-3) exibirá apenas propriedades redutoras, portanto na reação aumentará seu estado de oxidação. Ácido nítrico em si é um forte agente oxidante e cria um ambiente ácido, de modo que o fósforo de um estado de (-3) atingirá seu estado de oxidação máximo (+5).

Em contraste, o nitrogênio diminuirá seu estado de oxidação. Em reações deste tipo, geralmente até um estado de (+4).

Além disso, não é difícil assumir que o fósforo no estado (+5), sendo um produto (A), só pode ser ácido ortofosfórico H 3 PO 4, uma vez que o meio de reação é fortemente ácido. O nitrogênio, nesses casos, geralmente assume o estado de oxidação (+2) ou (+4), mais frequentemente (+4). Portanto, o produto (B) será Óxido nítrico NO2. Resta apenas resolver esta equação usando o método do equilíbrio:

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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Reações de oxidação-redução (ORR)- reações acompanhadas de adição ou perda de elétrons, ou redistribuição da densidade eletrônica nos átomos (mudança no estado de oxidação).

Estágios do OVR

Oxidação- doação de elétrons por átomos, moléculas ou íons. Como resultado, o estado de oxidação aumenta. Os agentes redutores cedem elétrons.

Recuperação- adição de elétrons. Como resultado, o estado de oxidação diminui. Os agentes oxidantes aceitam elétrons.

GER- um processo acoplado: se há redução, então há oxidação.

Regras OVR

Troca equivalente de elétrons e equilíbrio atômico.

Ambiente ácido

Num ambiente ácido, os íons óxido liberados ligam-se aos prótons para formar moléculas de água; os íons de óxido ausentes são fornecidos pelas moléculas de água e, em seguida, os prótons são liberados delas.

Onde não há átomos de oxigênio suficientes, escrevemos tantas moléculas de água quanto não há íons de óxido suficientes.

O enxofre no sulfito de potássio tem um estado de oxidação de +4, o manganês no permanganato de potássio tem um estado de oxidação de +7, o ácido sulfúrico é o meio de reação.
O managanês no estado de oxidação mais elevado é um agente oxidante, portanto, o sulfito de potássio é um agente redutor.

Nota: +4 é um estado de oxidação intermediário do enxofre, portanto pode atuar tanto como agente redutor quanto como agente oxidante. Com agentes oxidantes fortes (permanganato, dicromato), o sulfito é um agente redutor (oxidado a sulfato); com agentes redutores fortes (halogenetos, calcogenetos), o sulfito é um agente oxidante (reduzido a enxofre ou sulfeto).

O enxofre passa do estado de oxidação +4 para +6 - o sulfito é oxidado a sulfato. O manganês passa do estado de oxidação +7 para +2 (ambiente ácido) - o íon permanganato é reduzido a Mn 2+.

2. Componha semi-reações. Equalização do manganês: 4 íons de óxido são liberados do permanganato, que são ligados por íons de hidrogênio (meio ácido) em moléculas de água. Assim, 4 íons óxido se ligam a 8 prótons em 4 moléculas de água.

Por outras palavras, faltam 4 oxigénio no lado direito da equação, por isso escrevemos 4 moléculas de água e 8 protões no lado esquerdo da equação.

Sete menos dois é mais cinco elétrons. Você pode equalizar pela carga total: no lado esquerdo da equação há oito prótons menos um permanganato = 7+, no lado direito há manganês com carga 2+, a água é eletricamente neutra. Sete menos dois é mais cinco elétrons. Tudo está equalizado.

Igualando o enxofre: o íon óxido que falta no lado esquerdo da equação é fornecido por uma molécula de água, que posteriormente libera dois prótons no lado direito.
À esquerda a carga é 2-, à direita é 0 (-2+2). Menos dois elétrons.

Multiplique a meia reação superior por 2 e a meia reação inferior por 5.

Reduzimos prótons e água.

Os íons sulfato se ligam aos íons potássio e manganês.

Ambiente alcalino

Em um ambiente alcalino, os íons óxido liberados se ligam às moléculas de água, formando íons hidróxido (grupos OH). Os íons óxido ausentes são fornecidos por grupos hidroxo, que devem ser ingeridos em dobro.

Onde não há íons óxido suficientes, escrevemos grupos hidroxo 2 vezes mais do que falta, por outro lado - água.

Exemplo. Usando o método do equilíbrio eletrônico, crie uma equação de reação, determine o agente oxidante e o agente redutor:

Determine o grau de oxidação:

O bismuto (III) com agentes oxidantes fortes (por exemplo, Cl 2) em um ambiente alcalino exibe propriedades redutoras (oxida em bismuto V):

Como no lado esquerdo da equação não há 3 oxigênios suficientes para o equilíbrio, escrevemos 6 grupos hidroxo, e à direita - 3 águas.

A equação final da reação é:

Ambiente neutro

Em um ambiente neutro, os íons óxido liberados são ligados às moléculas de água para formar íons hidróxido (grupos OH). Os íons de óxido ausentes são fornecidos por moléculas de água. Íons H + são liberados deles.

Usando o método do equilíbrio eletrônico, crie uma equação de reação, determine o agente oxidante e o agente redutor:

1. Determine o estado de oxidação: o enxofre no persulfato de potássio tem um estado de oxidação de +7 (é um agente oxidante, porque tem o estado de oxidação mais alto), o bromo no brometo de potássio tem um estado de oxidação de -1 (é um agente redutor, porque tem o menor estado de oxidação). estado de oxidação), a água é o meio de reação.

O enxofre passa do estado de oxidação +7 para +6 - o persulfato é reduzido a sulfato. O bromo passa do estado de oxidação -1 para 0 - o íon brometo é oxidado em bromo.

2. Componha semi-reações. Equalizamos o enxofre (coeficiente 2 antes do sulfato). Equação de oxigênio
No lado esquerdo há uma carga de 2-, no lado direito há uma carga de 4-, 2 elétrons estão ligados, então escrevemos +2

Equalizamos o bromo (coeficiente 2 antes do íon brometo). No lado esquerdo a carga é 2-, no lado direito a carga é 0, são dados 2 elétrons, então escrevemos -2

3. Equação sumária da balança eletrónica.

4. Equação final da reação: Os íons sulfato combinam-se com os íons potássio para formar sulfato de potássio, um fator de 2 antes do KBr e antes do K2SO4. A água acabou sendo desnecessária - coloque-a entre colchetes.

Classificação OVR

1. Agente oxidante e agente redutor- substâncias diferentes
2. Agentes auto-oxidantes, agentes auto-redutores (desproporção, dismutação). Um elemento em estado de oxidação intermediário.
3. Agente oxidante ou agente redutor - meio para o processo
4. Redução de oxidação intramolecular. A mesma substância contém um agente oxidante e um agente redutor.
   Reações em fase sólida e alta temperatura.

Características quantitativas de ORR

Potencial redox padrão, E 0- potencial do eletrodo em relação ao potencial de hidrogênio padrão. Mais sobre.

Para passar pela ORR é necessário que a diferença de potencial seja maior que zero, ou seja, o potencial do agente oxidante deve ser maior que o potencial do agente redutor:

,

Por exemplo:

Quanto menor o potencial, mais forte é o agente redutor; quanto maior o potencial, mais forte é o agente oxidante.
As propriedades oxidantes são mais fortes em um ambiente ácido, enquanto as propriedades redutoras são mais fortes em um ambiente alcalino.

Muitas substâncias possuem propriedades especiais, que em química são geralmente chamadas de oxidantes ou redutoras.

Algumas substâncias químicas exibem propriedades de agentes oxidantes, outras - agentes redutores, enquanto alguns compostos podem exibir ambas as propriedades simultaneamente (por exemplo, peróxido de hidrogênio H 2 O 2).

O que são agentes oxidantes e redutores, oxidação e redução?

As propriedades redox de uma substância estão associadas ao processo de dar e receber elétrons por átomos, íons ou moléculas.

Um agente oxidante é uma substância que aceita elétrons durante uma reação, ou seja, é reduzido; agente redutor - cede elétrons, ou seja, oxida. Os processos de transferência de elétrons de uma substância para outra são geralmente chamados de reações redox.

Compostos contendo átomos de elementos com estado de oxidação máximo só podem ser agentes oxidantes devido a esses átomos, pois eles já desistiram de todos os seus elétrons de valência e só são capazes de aceitar elétrons. O estado de oxidação máximo do átomo de um elemento é igual ao número do grupo da tabela periódica ao qual o elemento pertence. Compostos contendo átomos de elementos com estado de oxidação mínimo só podem servir como agentes redutores, pois só são capazes de doar elétrons, pois o nível de energia externo desses átomos é completado por oito elétrons