Livro de tarefas em química geral e inorgânica
2.2. Reações redox
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As reações redox incluem reações químicas que são acompanhadas por uma mudança nos estados de oxidação dos elementos. Nas equações de tais reações, a seleção dos coeficientes é realizada pela compilação balanço eletrônico. O método de seleção de coeficientes usando a balança eletrônica consiste nas seguintes etapas:
a) escreva as fórmulas dos reagentes e produtos e, em seguida, encontre os elementos que aumentam e diminuem seus estados de oxidação, e escreva-os separadamente:
MnCO3 + KClO3 ® MnO2+ KCl + CO2
Cl V¼ = Cl - EU
MnII¼ = Mn IV
b) compor as equações das semi-reações de redução e oxidação, observando as leis de conservação do número de átomos e carga em cada semi-reação:
meia reação recuperação Cl V + 6 e - = Cl - EU
meia reação oxidação MnII- 2 e - = Mn IV
c) selecione fatores adicionais para a equação de semi-reação de modo que a lei de conservação de carga seja cumprida para a reação como um todo, para a qual o número de elétrons recebidos nas semi-reações de redução seja igual ao número de elétrons doados na reação. semi-reação de oxidação:
Cl V + 6 e - = Cl - eu 1
MnII- 2 e - = Mn IV 3
d) colocar (de acordo com os fatores encontrados) coeficientes estequiométricos no esquema de reação (o coeficiente 1 é omitido):
3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MNO 2 + KCl+CO2
d) equalize o número de átomos daqueles elementos que não mudam seu estado de oxidação durante o curso da reação (se houver dois desses elementos, basta igualar o número de átomos de um deles e verificar o segundo ). Obtenha a equação da reação química:
3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MNO 2 + KCl+ 3CO2
Exemplo 3. Coeficientes de Ajuste na Equação Redox
Fe 2 O 3 + CO ® Fe + CO2
Decisão
Fe 2 O 3 + 3 CO \u003d 2 Fe + 3 CO 2
FeIII + 3 e - = Fe 0 2
CII - 2 e - = CIV3
Com a oxidação (ou redução) simultânea de átomos de dois elementos de uma substância, o cálculo é realizado para uma unidade de fórmula dessa substância.
Exemplo 4 Coeficientes de Ajuste na Equação Redox
Fe(S ) 2 + O 2 = Fe 2 O 3 + SO 2
Decisão
4 Fe(S ) 2 + 11 O 2 = 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2
FeII- e - = FeIII
- 11 e - 4
2S - EU - 10 e - = 2SIV
O 2 0 + 4 e - = 2O - II + 4 e - 11
Nos exemplos 3 e 4, as funções do agente oxidante e redutor são divididas entre diferentes substâncias, Fe 2 O 3 e O 2 - agentes oxidantes, CO e Fe(S)2 - agentes redutores; tais reações são intermolecular reações redox.
Quando intramolecular oxidação-redução, quando na mesma substância os átomos de um elemento são oxidados e os átomos de outro elemento são reduzidos, o cálculo é realizado por uma unidade de fórmula da substância.
Exemplo 5 Encontre os coeficientes na equação da reação redox
(NH 4) 2 CrO 4 ® Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O + NH 3
Decisão
2 (NH 4) 2 CrO 4 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 +5 H 2 O + 2 NH 3
Cr VI + 3 e - = CrIII 2
2N - III - 6 e - = N 2 0 1
Para reações dismutações (desproporção, autooxidação- self-healing), em que os átomos do mesmo elemento no reagente são oxidados e reduzidos, fatores adicionais são colocados primeiro no lado direito da equação e, em seguida, o coeficiente para o reagente é encontrado.
Exemplo 6. Coeficientes de Ajuste na Equação de Reação de Dismutação
H2O2 ® H 2 O + O 2
Decisão
2 H 2 O 2 \u003d 2 H 2 O + O 2
O - eu + e - =O - II 2
2O - EU - 2 e - = O 2 0 1
Para a reação de comutação ( sinproporção), em que os átomos do mesmo elemento de diferentes reagentes, como resultado de sua oxidação e redução, recebem o mesmo estado de oxidação, fatores adicionais são colocados primeiro no lado esquerdo da equação.
Exemplo 7 Selecione os coeficientes na equação da reação de comutação:
H 2 S + SO 2 \u003d S + H 2 O
Decisão
2 H 2 S + SO 2 \u003d 3 S + 2H 2 O
S - II - 2 e - = S 0 2
SIV+4 e - = S 0 1
Para selecionar coeficientes nas equações de reações redox que ocorrem em uma solução aquosa com a participação de íons, o método é usado equilíbrio elétron-íon. O método de seleção de coeficientes usando o equilíbrio elétron-íon consiste nas seguintes etapas:
a) escreva as fórmulas dos reagentes desta reação redox
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + H 2 S
e estabelecer a função química de cada um deles (aqui K2Cr2O7 - agente oxidante, H 2 SO 4 - meio de reação ácido, H 2 S - agente redutor);
b) escreva (na próxima linha) as fórmulas dos reagentes na forma iônica, indicando apenas os íons (para eletrólitos fortes), moléculas (para eletrólitos e gases fracos) e unidades de fórmula (para sólidos) que farão parte do reação como um agente oxidante ( Cr2O72 - ), ambientes ( H+- mais precisamente, o cátion oxônio H3O+ ) e agente redutor ( H2S):
Cr2O72 - + H + + H 2 S
c) determinar a fórmula reduzida do agente oxidante e a forma oxidada do agente redutor, que deve ser conhecida ou especificada (por exemplo, aqui o íon dicromato passa cátions de cromo ( III), e sulfeto de hidrogênio - em enxofre); esses dados são escritos nas próximas duas linhas, as equações elétron-íon das semi-reações de redução e oxidação são compiladas e fatores adicionais são selecionados para as equações de semi-reação:
meia reação redução de Cr 2 O 7 2 - + 14 H + + 6 e - \u003d 2 Cr 3+ + 7 H 2 O 1
meia reação Oxidação de H 2 S - 2 e - = S(t) + 2H + 3
d) somando as equações das semi-reações, elas compõem a equação iônica desta reação, ou seja. entrada suplementar (b):
Cr2O72 - + 8 H + + 3 H 2 S = 2 Cr 3+ + 7 H 2 O + 3 S ( t)
d) com base na equação iônica compõem a equação molecular desta reação, ou seja, complete a entrada (a), e as fórmulas de cátions e ânions que estão ausentes na equação iônica são agrupadas em fórmulas de produtos adicionais ( K2SO4):
K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3H 2 S \u003d Cr 2 (SO 4) 3 + 7H 2 O + 3S ( m) + K 2 SO 4
f) verifique os coeficientes selecionados pelo número de átomos dos elementos nas partes esquerda e direita da equação (geralmente basta verificar apenas o número de átomos de oxigênio).
oxidadoe restaurado formas de agente oxidante e redutor muitas vezes diferem no conteúdo de oxigênio (compare Cr2O72 - e Cr3+ ). Portanto, ao compilar equações de semi-reação usando o método de equilíbrio elétron-íon, elas incluem pares H + / H 2 O (para um ambiente ácido) e OH - / H 2 O (para um ambiente alcalino). Se durante a transição de uma forma para outra, a forma original (geralmente - oxidado) perde seus íons de óxido (mostrados abaixo entre colchetes), então este último, uma vez que não existe na forma livre, deve ser combinado com cátions de hidrogênio em meio ácido e em meio alcalino - com moléculas de água, o que leva à formação de moléculas de água (em um ambiente ácido) e íons hidróxido (em um ambiente alcalino):
ambiente ácido[ O2 - ] + 2 H + = H 2 O
ambiente alcalino [ O 2 - ] + H 2 O \u003d 2 OH -
Falta de íons óxido em sua forma original (mais frequentemente- reduzida) em comparação com a forma final é compensada pela adição de moléculas de água (em meio ácido) ou íons hidróxido (em meio alcalino):
ambiente ácido H 2 O \u003d [ O 2 - ] + 2H+
ambiente alcalino2 OH - = [O2 - ] + H 2 O
Exemplo 8 Selecione os coeficientes usando o método de equilíbrio elétron-íon na equação de reação redox:
® MnSO 4 + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼
Decisão
2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 + 5 Na 2 SO 3 \u003d
2 MnSO 4 + 3 H 2 O + 5 Na 2 SO 4 + + K 2 SO 4
2MnO4 - + 6 H + + 5 SO 3 2 - = 2 Mn 2+ + 3 H 2 O + 5 SO 4 2 -
MnO4 - + 8H + + 5 e - = Mn 2+ + 4 H 2 O2
SO 3 2 - + H2O - 2 e - = SO 4 2 - + 2 H + 5
Exemplo 9. Selecione os coeficientes usando o método de equilíbrio elétron-íon na equação de reação redox:
Na 2 SO 3 + KOH + KMnO 4 ® Na 2 SO 4 + H 2 O + K 2 MnO 4
Decisão
Na 2 SO 3 + 2 KOH + 2 KMnO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + 2 K 2 MnO 4
SO 3 2 - + 2OH - + 2MnO4 - = SO 4 2 - + H 2 O + 2 MnO 4 2 -
MnO4 - + 1 e - = MnO 4 2 - 2
SO 3 2 - + 2OH - - 2 e - = SO 4 2 - + H 2 O 1
Se o íon permanganato for usado como agente oxidante em um ambiente fracamente ácido, então a equação da semi-reação de redução é:
MnO4 - + 4 H + + 3 e - = MnO 2( m) + 2H2O
e se em um meio fracamente alcalino, então
MNO 4 - + 2 H 2 O + 3 e - = MnO 2( m) + 4OH -
Muitas vezes, um meio fracamente ácido e fracamente alcalino é condicionalmente chamado de neutro, enquanto apenas moléculas de água são introduzidas nas equações de semi-reação à esquerda. Neste caso, ao compilar a equação, deve-se (após selecionar fatores adicionais) escrever uma equação adicional que reflita a formação de água a partir de íons H + e OH - .
Exemplo 10. Selecione os coeficientes na equação para a reação que ocorre em um meio neutro:
KMnO 4 + H 2 O + Na 2 SO 3 ® Mn O 2( t) + Na2SO4 ¼
Decisão
2 KMnO 4 + H 2 O + 3 Na 2 SO 3 \u003d 2 MnO 2( t) + 3 Na 2 SO 4 + 2 KOH
MnO4 - + H 2 O + 3 SO 3 2 - = 2 MnO 2( m) + 3 SO 4 2 - + 2OH -
MNO 4 - + 2 H 2 O + 3 e - = MnO 2( m) + 4OH -
SO 3 2 - + H2O - 2 e - = SO 4 2 - +2H+
8OH - + 6 H + = 6 H 2 O + 2 OH -
Assim, se a reação do exemplo 10 for realizada simplesmente drenando soluções aquosas de permanganato de potássio e sulfito de sódio, então ela prossegue em um ambiente condicionalmente neutro (e, de fato, em um ambiente levemente alcalino) devido à formação de hidróxido de potássio. Se a solução de permanganato de potássio for levemente acidificada, a reação ocorrerá em um meio levemente ácido (condicionalmente neutro).
Exemplo 11. Selecione os coeficientes na equação para a reação que ocorre em um ambiente fracamente ácido:
KMnO 4 + H 2 SO 4 + Na 2 SO 3 ® Mn O 2( t) + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼
Decisão
2KMnO 4 + H 2 SO 4 + 3Na 2 SO 3 \u003d 2Mn O 2( t) + H 2 O + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4
2MnO4 - + 2 H + + 3 SO 3 2 - = 2 MnO 2( t) + H 2 O + 3 SO 4 2 -
MnO4 - +4H + + 3 e - = Mn O2(t) + 2H2O2
SO 3 2 - + H2O - 2 e - = SO 4 2 - + 2 H + 3
Formas de existência de agentes oxidantes e agentes redutores antes e depois da reação, ou seja, suas formas oxidada e reduzida são chamadas casais redox. Assim, sabe-se da prática química (e isso precisa ser lembrado) que o íon permanganato em meio ácido forma um cátion manganês ( II) (par MNO 4 - + H + / Mn 2+ + H2O ), em meio levemente alcalino- óxido de manganês(IV) (par MNO 4 - +H+ ¤ Mn O 2 (t) + H 2 O ou MNO 4 - + H 2 O = Mn O 2(t) + OH - ). A composição das formas oxidada e reduzida é determinada, portanto, pelas propriedades químicas de um determinado elemento em vários graus de oxidação, ou seja, estabilidade desigual de formas específicas em vários meios de uma solução aquosa. Todos os pares redox usados nesta seção são dados nos problemas 2.15 e 2.16.
18. Reações redox (continuação 1)
18,5. OVR peróxido de hidrogênio
Nas moléculas de peróxido de hidrogênio H 2 O 2, os átomos de oxigênio estão no estado de oxidação –I. Este é um estado de oxidação intermediário e não mais estável dos átomos deste elemento, então o peróxido de hidrogênio exibe propriedades oxidantes e redutoras.
A atividade redox desta substância depende da concentração. Em soluções comumente usadas com uma fração de massa de 20%, o peróxido de hidrogênio é um agente oxidante bastante forte; em soluções diluídas, sua atividade oxidante diminui. As propriedades redutoras do peróxido de hidrogênio são menos características que as oxidantes e também dependem da concentração.
O peróxido de hidrogênio é um ácido muito fraco (ver Apêndice 13), portanto, em soluções fortemente alcalinas, suas moléculas são convertidas em íons hidroperóxido.
Dependendo da reação do meio e se o agente oxidante ou redutor é o peróxido de hidrogênio nesta reação, os produtos da interação redox serão diferentes. As equações de semi-reação para todos esses casos são dadas na Tabela 1.
tabela 1
Equações para semi-reações redox de H 2 O 2 em soluções
Reação do ambiente |
Oxidante de H 2 O 2 |
agente redutor de H 2 O 2 |
| Ácido | ||
| Neutro | H 2 O 2 + 2e - \u003d 2OH | H 2 O 2 + 2H 2 O - 2e - \u003d O 2 + 2H 3 O |
| alcalino | HO 2 + H 2 O + 2e - \u003d 3OH |
Vamos considerar exemplos de OVR envolvendo peróxido de hidrogênio.
Exemplo 1. Escreva uma equação para a reação que ocorre quando uma solução de iodeto de potássio é adicionada a uma solução de peróxido de hidrogênio, acidificada com ácido sulfúrico.
| 1 | H 2 O 2 + 2H 3 O + 2e - = 4H 2 O |
| 1 | 2I – 2e – = I 2 |
H 2 O 2 + 2H 3 O + 2I \u003d 4H 2 O + I 2
H 2 O 2 + H 2 SO 4 + 2KI \u003d 2H 2 O + I 2 + K 2 SO 4
Exemplo 2. Escreva uma equação para a reação entre permanganato de potássio e peróxido de hidrogênio em uma solução aquosa acidificada com ácido sulfúrico.
| 2 | MnO 4 + 8H 3 O + 5e - \u003d Mn 2 + 12H 2 O |
| 5 | H 2 O 2 + 2H 2 O - 2e - \u003d O 2 + 2H 3 O |
2MnO 4 + 6H 3 O+ + 5H 2 O 2 = 2Mn 2 + 14H 2 O + 5O 2
2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 + 5H 2 O 2 = 2MnSO 4 + 8H 2 O + 5O 2 + K 2 SO 4
Exemplo 3 Escreva uma equação para a reação de peróxido de hidrogênio com iodeto de sódio em solução na presença de hidróxido de sódio.
| 3 | 6 | HO 2 + H 2 O + 2e - \u003d 3OH |
| 1 | 2 | I + 6OH - 6e - \u003d IO 3 + 3H 2 O |
3HO 2 + I = 3OH + IO 3
3NaHO 2 + NaI = 3NaOH + NaIO 3
Sem levar em conta a reação de neutralização entre hidróxido de sódio e peróxido de hidrogênio, esta equação é frequentemente escrita da seguinte forma:
3H 2 O 2 + NaI \u003d 3H 2 O + NaIO 3 (na presença de NaOH)
A mesma equação será obtida se a formação de íons hidroperóxido não for levada em consideração imediatamente (na fase de compilação do balanço).
Exemplo 4. Escreva uma equação para a reação que ocorre quando o dióxido de chumbo é adicionado a uma solução de peróxido de hidrogênio na presença de hidróxido de potássio.
O dióxido de chumbo PbO 2 é um agente oxidante muito forte, especialmente em um ambiente ácido. Recuperando-se nessas condições, forma íons Pb 2 . Em um ambiente alcalino, quando o PbO 2 é reduzido, os íons são formados.
| 1 | PbO 2 + 2H 2 O + 2e - = + OH |
| 1 | HO 2 + OH - 2e - \u003d O 2 + H 2 O |
PbO 2 + H 2 O + HO 2 \u003d + O 2
Sem levar em conta a formação de íons hidroperóxido, a equação é escrita da seguinte forma:
PbO 2 + H 2 O 2 + OH = + O 2 + 2H 2 O
Se, de acordo com a condição de atribuição, a solução de peróxido de hidrogênio adicionada for alcalina, então a equação molecular deve ser escrita da seguinte forma:
PbO 2 + H 2 O + KHO 2 \u003d K + O 2
Se uma solução neutra de peróxido de hidrogênio for adicionada à mistura de reação contendo álcali, a equação molecular pode ser escrita sem levar em consideração a formação de hidroperóxido de potássio:
PbO 2 + KOH + H 2 O 2 \u003d K + O 2
18.6. Dismutações OVR e OVR intramolecular
Entre as reações redox estão reações de dismutação (desproporção, auto-oxidação-auto-cura).
Um exemplo de uma reação de dismutação conhecida por você é a reação do cloro com a água:
Cl 2 + H 2 O HCl + HClO
Nesta reação, metade dos átomos de cloro(0) são oxidados ao estado de oxidação +I, e a outra metade é reduzida ao estado de oxidação –I:
Vamos usar o método do balanço elétron-íon para compor uma equação para uma reação semelhante que ocorre quando o cloro é passado por uma solução alcalina fria, por exemplo, KOH:
| 1 | Cl 2 + 2e - \u003d 2Cl |
| 1 | Cl 2 + 4OH - 2e - \u003d 2ClO + 2H 2 O |
2Cl 2 + 4OH = 2Cl + 2ClO + 2H 2 O
Todos os coeficientes nesta equação têm um divisor comum, portanto:
Cl 2 + 2OH \u003d Cl + ClO + H 2 O
Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O
A dismutação do cloro em uma solução quente ocorre de maneira um pouco diferente:
| 5 | Cl 2 + 2e - \u003d 2Cl | |
| 1 | Cl 2 + 12OH - 10e - \u003d 2ClO 3 + 6H 2 O |
3Cl 2 + 6OH = 5Cl + ClO 3 + 3H 2 O
3Cl 2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
De grande importância prática é a dismutação do dióxido de nitrogênio durante sua reação com a água ( uma) e com soluções alcalinas ( b):
| uma) | NO 2 + 3H 2 O - e - \u003d NO 3 + 2H 3 O | NO 2 + 2OH - e - \u003d NO 3 + H 2O | |||
| NO 2 + H 2 O + e - \u003d HNO 2 + OH | NO 2 + e - \u003d NO 2 | ||||
2NO 2 + 2H 2 O \u003d NO 3 + H 3 O + HNO 2 |
2NO 2 + 2OH \u003d NO 3 + NO 2 + H 2 O |
||||
2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 3 + HNO 2 |
2NO 2 + 2NaOH \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O |
||||
As reações de dismutação ocorrem não apenas em soluções, mas também quando os sólidos são aquecidos, por exemplo, clorato de potássio:
4KClO 3 \u003d KCl + 3KClO 4
Um exemplo característico e muito eficaz de OVR intramolecular é a reação de decomposição térmica do dicromato de amônio (NH 4) 2 Cr 2 O 7 . Nesta substância, os átomos de nitrogênio estão em seu estado de oxidação mais baixo (-III) e os átomos de cromo estão em seu estado mais alto (+VI). À temperatura ambiente, este composto é bastante estável, mas quando aquecido, decompõe-se rapidamente. Neste caso, o cromo(VI) se transforma em cromo(III), o estado mais estável do cromo, enquanto o nitrogênio(–III) se transforma em nitrogênio(0), também o estado mais estável. Levando em conta o número de átomos na fórmula unitária da equação de equilíbrio eletrônico:
| 2Cr + VI + 6e – = 2Cr + III | |
| 2N -III - 6e - \u003d N 2, |
e a própria equação da reação:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.
Outro exemplo importante de RVO intramolecular é a decomposição térmica do perclorato de potássio KClO 4 . Nesta reação, o cloro(VII), como sempre, quando atua como agente oxidante, passa a cloro(–I), oxidando o oxigênio(–II) a uma substância simples:
| 1 | Cl + VII + 8e – = Cl –I | |
| 2 | 2O -II - 4e - \u003d O 2 |
e daí a equação da reação
KClO 4 \u003d KCl + 2O 2
Da mesma forma, o clorato de potássio KClO 3 se decompõe quando aquecido, se a decomposição for realizada na presença de um catalisador (MnO 2): 2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2
Na ausência de um catalisador, a reação de dismutação prossegue.
O grupo de OVR intramolecular também inclui reações de decomposição térmica de nitratos.
Normalmente, os processos que ocorrem quando os nitratos são aquecidos são bastante complexos, principalmente no caso dos hidratos cristalinos. Se as moléculas de água são fracamente retidas no hidrato cristalino, então, com aquecimento fraco, ocorre a desidratação do nitrato [por exemplo, LiNO 3 . 3H 2 O e Ca(NO 3) 2 4H 2 O são desidratados a LiNO 3 e Ca(NO 3) 2 ], se a água estiver mais fortemente ligada [como, por exemplo, em Mg(NO 3) 2 . 6H2O e Bi(NO3)3. 5H 2 O], então ocorre uma espécie de reação de “hidrólise intramolecular” com a formação de sais básicos - hidróxido nitratos, que, após aquecimento adicional, podem se transformar em óxido nitratos ( e (NO 3) 6 ), este último em maior temperatura se decompõe em óxidos.
Nitratos anidros, quando aquecidos, podem se decompor em nitritos (se existirem e ainda estiverem estáveis nessa temperatura), e os nitritos podem se decompor em óxidos. Se o aquecimento for realizado a uma temperatura suficientemente alta, ou o óxido correspondente for instável (Ag 2 O, HgO), então um metal (Cu, Cd, Ag, Hg) também pode ser um produto da decomposição térmica.
Um esquema um tanto simplificado da decomposição térmica de nitratos é mostrado na fig. 5.
Exemplos de transformações sucessivas que ocorrem quando certos nitratos são aquecidos (as temperaturas são dadas em graus Celsius):
KNO 3 KNO 2 K 2 O;
Ca(NO3)2. 4H 2 O Ca(NO 3) 2 Ca(NO 2) 2 CaO;
Mg(NO3)2. 6H2O Mg(NO3)(OH)MgO;
Cu(NO3)2. 6H 2 O Cu(NO 3) 2 CuO Cu 2 O Cu;
Bi(NO3)3. 5H 2 O Bi(NO 3) 2 (OH) Bi(NO 3)(OH) 2 (NO 3) 6 Bi 2 O 3 .
Apesar da complexidade dos processos em curso, ao responder à questão do que acontece quando o nitrato anidro correspondente é "calcinado" (ou seja, a uma temperatura de 400 - 500 o C), estes são normalmente guiados pelas seguintes regras extremamente simplificadas:
1) nitratos dos metais mais ativos (na série de voltagens - à esquerda do magnésio) se decompõem em nitritos;
2) nitratos de metais menos ativos (em uma série de voltagens - de magnésio a cobre) se decompõem em óxidos;
3) nitratos dos metais menos ativos (à direita do cobre na série de tensão) se decompõem em metal.
Ao usar essas regras, deve-se lembrar que em tais condições
LiNO 3 se decompõe em óxido,
Be (NO 3) 2 se decompõe em óxido a uma temperatura mais alta,
de Ni (NO 3) 2, além de NiO, Ni (NO 2) 2 também pode ser obtido,
Mn(NO 3) 2 se decompõe em Mn 2 O 3,
Fe(NO 3) 2 se decompõe em Fe 2 O 3;
a partir do Hg (NO 3) 2, além do mercúrio, também pode ser obtido seu óxido.
Considere exemplos típicos de reações relacionadas a esses três tipos:
KNO 3 KNO 2 + O 2
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2 |
Zn(NO 3) 2 ZnO + NO 2 + O 2
2Zn(NO 3) 2 \u003d 2ZnO + 4NO 2 + O 2 |
AgNO 3 Ag + NO 2 + O 2 18.7. Reações de comutação redox Essas reações podem ser tanto intermoleculares quanto intramoleculares. Por exemplo, o OVR intramolecular que ocorre durante a decomposição térmica do nitrato de amônio e do nitrito pertence a reações de comutação, uma vez que o estado de oxidação dos átomos de nitrogênio é equalizado aqui: NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2H 2 O (cerca de 200 o C) A uma temperatura mais elevada (250 - 300 o C), o nitrato de amónio decompõe-se em N 2 e NO, e a uma temperatura ainda mais elevada (acima de 300 o C) em azoto e oxigénio, em ambos os casos forma-se água. Um exemplo de uma reação de troca intermolecular é a reação que ocorre quando soluções quentes de nitrito de potássio e cloreto de amônio são derramadas: NH 4 + NO 2 \u003d N 2 + 2H 2 O NH 4 Cl + KNO 2 \u003d KCl + N 2 + 2H 2 O Se uma reação semelhante for realizada aquecendo uma mistura de sulfato de amônio cristalino e nitrato de cálcio, dependendo das condições, a reação pode ocorrer de diferentes maneiras: (NH 4) 2 SO 4 + Ca(NO 3) 2 = 2N 2 O + 4H 2 O + CaSO 4 (t< 250 o C) A primeira e a terceira dessas reações são reações de comutação, a segunda é uma reação mais complexa, incluindo tanto a comutação de átomos de nitrogênio quanto a oxidação de átomos de oxigênio. Qual das reações irá ocorrer a uma temperatura acima de 250 o C depende da proporção dos reagentes. As reações de troca que levam à formação de cloro ocorrem quando sais de ácidos de cloro contendo oxigênio são tratados com ácido clorídrico, por exemplo: 6HCl + KClO 3 \u003d KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O Além disso, pela reação de comutação, o enxofre é formado a partir de sulfeto de hidrogênio gasoso e dióxido de enxofre: 2H 2 S + SO 2 \u003d 3S + 2H 2 O As comutações OVR são bastante numerosas e variadas - incluem até algumas reações ácido-base, por exemplo: NaH + H 2 O \u003d NaOH + H 2. Tanto o balanço eletro-iônico quanto o eletrônico são usados para compilar as equações da comutação OVR, dependendo se uma determinada reação ocorre em uma solução ou não. 18.8. Eletrólise Ao estudar o Capítulo IX, você se familiarizou com a eletrólise de derretimentos de várias substâncias. Como os íons móveis também estão presentes em soluções, soluções de vários eletrólitos também podem ser submetidas à eletrólise. Tanto na eletrólise de fundidos quanto na eletrólise de soluções, geralmente são usados eletrodos feitos de um material que não reage (grafite, platina, etc.), mas às vezes a eletrólise também é realizada com um ânodo "solúvel". O ânodo "solúvel" é usado nos casos em que é necessário obter uma conexão eletroquímica do elemento do qual o ânodo é feito. Durante a eletrólise, é de grande importância que os espaços anódicos e catódicos sejam separados, ou o eletrólito seja misturado durante a reação - os produtos da reação nesses casos podem ser diferentes. Considere os casos mais importantes de eletrólise. 1. Eletrólise de fusão de NaCl. Os eletrodos são inertes (grafite), os espaços anódicos e catódicos são separados. Como você já sabe, neste caso, as reações ocorrem no cátodo e no ânodo: K: Na + e - = Na Tendo escrito as equações de reações que ocorrem nos eletrodos desta maneira, obtemos semi-reações com as quais podemos agir exatamente da mesma maneira que no caso de usar o método do equilíbrio elétron-íon:
Adicionando essas equações de semi-reação, obtemos a equação de eletrólise iônica 2Na + 2Cl 2Na + Cl2 e depois molecular 2NaCl 2Na + Cl 2 Neste caso, os espaços do cátodo e do ânodo devem ser separados para que os produtos da reação não reajam entre si. Na indústria, essa reação é usada para produzir sódio metálico. 2. Eletrólise de K 2 CO 3 fundido. Os eletrodos são inertes (platina). Os espaços do cátodo e do ânodo são separados.
4K+ + 2CO 3 2 4K + 2CO 2 + O 2 3. Eletrólise da água (H 2 O). Os eletrodos são inertes.
4H 3 O + 4OH 2H 2 + O 2 + 6H 2 O 2H 2 O 2H 2 + O 2 A água é um eletrólito muito fraco, contém muito poucos íons, então a eletrólise da água pura é extremamente lenta. 4. Eletrólise da solução de CuCl 2 . Eletrodos de grafite. O sistema contém cátions Cu 2 e H 3 O, bem como ânions Cl e OH. Os íons Cu 2 são agentes oxidantes mais fortes do que os íons H 3 O (veja a série de voltagens), portanto, os íons de cobre serão descarregados primeiro no cátodo e somente quando houver muito poucos deles, os íons oxônio serão descarregados . Para ânions, você pode seguir a seguinte regra: |
Tarefa número 1
Si + HNO 3 + HF → H 2 SiF 6 + NO + ...
N +5 + 3e → N +2 │4 reação de redução
Si 0 - 4e → Si +4 │3 reação de oxidação
N +5 (HNO 3) - agente oxidante, Si - agente redutor
3Si + 4HNO 3 + 18HF → 3H 2 SiF 6 + 4NO + 8H 2 O
Tarefa número 2
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
B+ HNO 3 + HF → HBF 4 + NO 2 + …
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
N +5 + 1e → N +4 │3 reação de redução
B 0 -3e → B +3 │1 reação de oxidação
N +5 (HNO 3) - agente oxidante, B 0 - agente redutor
B+ 3HNO 3 + 4HF → HBF 4 + 3NO 2 + 3H 2 O
Tarefa número 3
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
K 2 Cr 2 O 7 + HCl → Cl 2 + KCl + … + …
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
2Cl -1 -2e → Cl 2 0 │3 reação de oxidação
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - agente oxidante, Cl -1 (HCl) - agente redutor
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O
Tarefa número 4
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
Cr 2 (SO 4) 3 + ... + NaOH → Na 2 CrO 4 + NaBr + ... + H 2 O
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
Br 2 0 + 2e → 2Br -1 │3 reação de redução
2Cr +3 - 6e → 2Cr +6 │1 reação de oxidação
Br 2 - agente oxidante, Cr +3 (Cr 2 (SO 4) 3) - agente redutor
Cr 2 (SO 4) 3 + 3Br 2 + 16NaOH → 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 3Na 2 SO 4 + 8H 2 O
Tarefa número 5
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
K 2 Cr 2 O 7 + ... + H 2 SO 4 → l 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + ... + H 2 O
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 reação de redução
2I -1 -2e → l 2 0 │3 reação de oxidação
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - agente oxidante, l -1 (Hl) - agente redutor
K 2 Cr 2 O 7 + 6HI + 4H 2 SO 4 → 3l 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O
Tarefa número 6
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
H 2 S + HMnO 4 → S + MnO 2 + ...
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
3H 2 S + 2HMnO 4 → 3S + 2MnO 2 + 4H 2 O
Tarefa número 7
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
H 2 S + HClO 3 → S + HCl + ...
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
S -2 -2e → S 0 │3 reação de oxidação
Mn+7 (HMnO 4) - agente oxidante, S -2 (H 2 S) - agente redutor
3H 2 S + HClO 3 → 3S + HCl + 3H 2 O
Tarefa número 8
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
NO + HClO 4 + ... → HNO 3 + HCl
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
Cl +7 + 8e → Cl -1 │3 reação de redução
N +2 -3e → N +5 │8 reação de oxidação
Cl +7 (HClO 4) - agente oxidante, N +2 (NO) - agente redutor
8NO + 3HClO 4 + 4H 2 O → 8HNO 3 + 3HCl
Tarefa número 9
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4 → MnSO 4 + S + ... + ...
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
S -2 -2e → S 0 │5 reação de oxidação
Mn+7 (KMnO 4) - agente oxidante, S -2 (H 2 S) - agente redutor
2KMnO 4 + 5H 2 S + 3H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5S + K 2 SO 4 + 8H 2 O
Tarefa número 10
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
KMnO 4 + KBr + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Br 2 + ... + ...
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reação de redução
2Br -1 -2e → Br 2 0 │5 reação de oxidação
Mn+7 (KMnO 4) - agente oxidante, Br -1 (KBr) - agente redutor
2KMnO 4 + 10 KBr + 8H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5Br 2 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O
Tarefa número 11
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
PH 3 + HClO 3 → HCl + ...
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │4 reação de redução
Cl +5 (HClO 3) - agente oxidante, P -3 (H 3 PO 4) - agente redutor
3PH 3 + 4HClO 3 → 4HCl + 3H 3 PO 4
Tarefa número 12
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
PH 3 + HMnO 4 → MnO 2 + … + …
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │8 reação de redução
P -3 - 8e → P +5 │3 reação de oxidação
Mn+7 (HMnO 4) - agente oxidante, P -3 (H 3 PO 4) - agente redutor
3PH 3 + 8HMnO 4 → 8MnO 2 + 3H 3 PO 4 + 4H 2 O
Tarefa número 13
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
NO + KClO + … → KNO 3 + KCl + …
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
Cl +1 + 2e → Cl -1 │3 reação de redução
N +2 − 3e → N +5 │2 reação de oxidação
Cl +1 (KClO) - agente oxidante, N +2 (NO) - agente redutor
2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO 3 + 3KCl + H 2 O
Tarefa número 14
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
PH 3 + AgNO 3 + ... → Ag + ... + HNO 3
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
Ag +1 + 1e → Ag 0 │8 reação de redução
P -3 - 8e → P +5 │1 reação de oxidação
Ag +1 (AgNO 3) - agente oxidante, P -3 (PH 3) - agente redutor
PH 3 + 8AgNO 3 + 4H 2 O → 8Ag + H 3 PO 4 + 8HNO 3
Tarefa número 15
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
KNO 2 + ... + H 2 SO 4 → I 2 + NO + ... + ...
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
N +3 + 1e → N +2 │ 2 reação de redução
2I -1 - 2e → I 2 0 │ 1 reação de oxidação
N +3 (KNO 2) - agente oxidante, I -1 (HI) - agente redutor
2KNO 2 + 2HI + H 2 SO 4 → I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + 2H 2 O
Tarefa número 16
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
Na 2 SO 3 + Cl 2 + ... → Na 2 SO 4 + ...
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
Cl 2 0 + 2e → 2Cl -1 │1 reação de redução
Cl 2 0 - agente oxidante, S+4 (Na 2 SO 3) - agente redutor
Na 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O → Na 2 SO 4 + 2HCl
Tarefa número 17
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
KMnO 4 + MnSO 4 + H 2 O → MnO 2 + ... + ...
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 reação de redução
Mn +2 − 2e → Mn +4 │3 reação de oxidação
Mn +7 (KMnO 4) - agente oxidante, Mn +2 (MnSO 4) - agente redutor
2KMnO 4 + 3MnSO 4 + 2H 2 O → 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4
Tarefa número 18
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
KNO 2 + ... + H 2 O → MnO 2 + ... + KOH
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 reação de redução
N +3 − 2e → N +5 │3 reação de oxidação
Mn +7 (KMnO 4) - agente oxidante, N +3 (KNO 2) - agente redutor
3KNO 2 + 2KMnO 4 + H 2 O → 2MnO 2 + 3KNO 3 + 2KOH
Tarefa nº 19
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
Cr 2 O 3 + ... + KOH → KNO 2 + K 2 CrO 4 + ...
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
N +5 + 2e → N +3 │3 reação de redução
2Cr +3 − 6e → 2Cr +6 │1 reação de oxidação
N +5 (KNO 3) - agente oxidante, Cr +3 (Cr 2 O 3) - agente redutor
Cr 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH → 3KNO 2 + 2K 2 CrO 4 + 2H 2 O
Tarefa número 20
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
I 2 + K 2 SO 3 + ... → K 2 SO 4 + ... + H 2 O
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
I 2 0 + 2e → 2I -1 │1 reação de redução
S +4 - 2e → S +6 │1 reação de oxidação
I 2 - agente oxidante, S+4 (K 2 SO 3) - agente redutor
I 2 + K 2 SO 3 + 2KOH → K 2 SO 4 + 2KI + H 2 O
Tarefa número 21
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
KMnO 4 + NH 3 → MnO 2 +N 2 + ... + ...
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 reação de redução
2N -3 - 6e → N 2 0 │1 reação de oxidação
Mn+7 (KMnO 4) - agente oxidante, N -3 (NH 3) - agente redutor
2KMnO 4 + 2NH 3 → 2MnO 2 + N 2 + 2KOH + 2H 2 O
Tarefa #22
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
NO 2 + P 2 O 3 + ... → NO + K 2 HPO 4 + ...
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
N +4 + 2e → N +2 │2 reação de redução
2P +3 - 4e → 2P +5 │1 reação de oxidação
N +4 (NO 2) - agente oxidante, P +3 (P 2 O 3) - agente redutor
2NO 2 + P 2 O 3 + 4KOH → 2NO + 2K 2 HPO 4 + H 2 O
Tarefa nº 23
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
KI + H 2 SO 4 → I 2 + H 2 S + … + …
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
S +6 + 8e → S -2 │1 reação de redução
2I -1 - 2e → I 2 0 │4 reação de oxidação
S+6 (H 2 SO 4) - agente oxidante, I -1 (KI) - agente redutor
8KI + 5H 2 SO 4 → 4I 2 + H 2 S + 4K 2 SO 4 + 4H 2 O
Tarefa nº 24
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
FeSO 4 + ... + H 2 SO 4 → ... + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reação de redução
2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │5 reação de oxidação
Mn +7 (KMnO 4) - agente oxidante, Fe +2 (FeSO 4) - agente redutor
10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 → 5Fe 2 (SO 4) 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
Tarefa #25
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
Na 2 SO 3 + ... + KOH → K 2 MnO 4 + ... + H 2 O
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
Mn +7 + 1e → Mn +6 │2 reação de redução
S +4 − 2e → S +6 │1 reação de oxidação
Mn +7 (KMnO 4) - agente oxidante, S +4 (Na 2 SO 3) - agente redutor
Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2KOH → 2K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2O
Tarefa nº 26
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
H 2 O 2 + ... + H 2 SO 4 → O 2 + MnSO 4 + ... + ...
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reação de redução
2O -1 - 2e → O 2 0 │5 reação de oxidação
Mn+7 (KMnO 4) - agente oxidante, O -1 (H 2 O 2) - agente redutor
5H 2 O 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
Tarefa número 27
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + ... + ...
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 reação de redução
S -2 - 2e → S 0 │3 reação de oxidação
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - agente oxidante, S -2 (H 2 S) - agente redutor
K 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 S + 4H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 3S + 7H 2 O
Tarefa #28
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
KMnO 4 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + ... + ...
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reação de redução
2Cl -1 - 2e → Cl 2 0 │5 reação de oxidação
Mn+7 (KMnO 4) - agente oxidante, Cl -1 (HCl) - agente redutor
2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O
Tarefa nº 29
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
CrCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + ... → CrCl 3 + ... + H 2 O
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 reação de redução
Cr +2 − 1e → Cr +3 │6 reação de oxidação
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - agente oxidante, Cr +2 (CrCl 2) - agente redutor
6CrCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 8CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O
Tarefa número 30
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
K 2 CrO 4 + HCl → CrCl 3 + ... + ... + H 2 O
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
Cr +6 + 3e → Cr +3 │2 reação de redução
2Cl -1 - 2e → Cl 2 0 │3 reação de oxidação
Cr +6 (K 2 CrO 4) - agente oxidante, Cl -1 (HCl) - agente redutor
2K 2 CrO 4 + 16HCl → 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 4KCl + 8H 2 O
Tarefa número 31
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
KI + ... + H 2 SO 4 → I 2 + MnSO 4 + ... + H 2 O
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reação de redução
2l -1 − 2e → l 2 0 │5 reação de oxidação
Mn+7 (KMnO 4) - agente oxidante, l -1 (Kl) - agente redutor
10KI + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 → 5I 2 + 2MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O
Tarefa nº 32
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
FeSO 4 + KClO 3 + KOH → K 2 FeO 4 + KCl + K 2 SO 4 + H 2 O
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │2 reação de redução
Fe +2 − 4e → Fe +6 │3 reação de oxidação
3FeSO 4 + 2KClO 3 + 12KOH → 3K 2 FeO 4 + 2KCl + 3K 2 SO 4 + 6H 2 O
Tarefa número 33
Usando o método do balanço de elétrons, escreva a equação para a reação:
FeSO 4 + KClO 3 + ... → Fe 2 (SO 4) 3 + ... + H 2 O
Determine o agente oxidante e o agente redutor.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │1 reação de redução
2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │3 reação de oxidação
Cl +5 (KClO 3) - agente oxidante, Fe +2 (FeSO 4) - agente redutor
6FeSO 4 + KClO 3 + 3H 2 SO 4 → 3Fe 2 (SO 4) 3 + KCl + 3H 2 O
Tarefa número 34
Usando o método do balanço de elétrons, escreva uma equação para a reação.
As reações, que são chamadas de redox (ORR), ocorrem com uma mudança nos estados de oxidação dos átomos que fazem parte das moléculas dos reagentes. Essas mudanças ocorrem em conexão com a transição de elétrons de átomos de um elemento para outro.
Os processos que ocorrem na natureza e realizados pelo homem, em sua maioria, representam a OVR. Processos essenciais como respiração, metabolismo, fotossíntese(6CO2 + H2O = C6H12O6 + 6O2) - tudo isso é OVR.
Na indústria, com a ajuda de OVR, são obtidos ácidos sulfúrico, clorídrico e muito mais.
A recuperação de metais de minérios - na verdade, a base de toda a indústria metalúrgica - também é um processo redox. Por exemplo, a reação para obtenção de ferro a partir da hematita: 2Fe2O3 + 3C = 4Fe + 3CO2.
Agentes oxidantes e redutores: características
Os átomos que cedem elétrons no processo de transformação química são chamados de agentes redutores, seu estado de oxidação (CO) aumenta como resultado. Os átomos que aceitam elétrons são chamados de agentes oxidantes, e seu CO é reduzido.
Diz-se que os agentes oxidantes são reduzidos pela aceitação de elétrons, e os agentes redutores são oxidados pela doação de elétrons.
Os representantes mais importantes de agentes oxidantes e redutores são apresentados na tabela a seguir:
| Oxidantes típicos | Agentes redutores típicos |
| Substâncias simples constituídas por elementos com alta eletronegatividade (não metais): iodo, flúor, cloro, bromo, oxigênio, ozônio, enxofre, etc. | Substâncias simples constituídas por átomos de elementos com baixa eletronegatividade (metais ou não metais): hidrogênio H2 , carbono C (grafite), zinco Zn, alumínio Al, cálcio Ca, bário Ba, ferro Fe, cromo Cr e assim por diante. |
Moléculas ou íons contendo átomos metálicos ou não metálicos com altos estados de oxidação:
|
Moléculas ou íons contendo átomos metálicos ou não metálicos com baixos estados de oxidação:
|
| Compostos iônicos contendo cátions de alguns metais com alto teor de CO: Pb3+, Au3+, Ag+, Fe3+ e outros. | Compostos orgânicos: álcoois, ácidos, aldeídos, açúcares. |
Com base na lei periódica dos elementos químicos, na maioria das vezes é possível assumir as habilidades redox dos átomos de um elemento específico. De acordo com a equação da reação, também é fácil entender quais dos átomos são o agente oxidante e o agente redutor.
Como determinar se um átomo é um agente oxidante ou redutor: basta anotar o CO e entender quais átomos o aumentaram durante a reação (agentes redutores) e quais o diminuíram (agentes oxidantes).
Substâncias de dupla natureza
Átomos com COs intermediários são capazes de aceitar e doar elétrons, o que faz com que substâncias que contenham tais átomos em sua composição possam atuar tanto como agente oxidante quanto como agente redutor.
Um exemplo seria o peróxido de hidrogênio. O oxigênio contido em sua composição em CO -1 pode tanto aceitar um elétron quanto entregá-lo.
Ao interagir com um agente redutor, o peróxido exibe propriedades oxidantes e, com um agente oxidante, exibe propriedades redutoras.
Você pode dar uma olhada nos seguintes exemplos:
- redução (o peróxido atua como agente oxidante) ao interagir com um agente redutor;
SO2 + H2O2 = H2SO4
O -1 + 1e \u003d O -2
- oxidação (o peróxido é neste caso um agente redutor) ao interagir com um agente oxidante.
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O
2O -1 -2e \u003d O2 0
Classificação OVR: exemplos
Existem os seguintes tipos de reações redox:
- oxidação-redução intermolecular (o agente oxidante e o agente redutor estão na composição de moléculas diferentes);
- oxidação-redução intramolecular (o agente oxidante faz parte da mesma molécula que o agente redutor);
- desproporção (um átomo do mesmo elemento é um agente oxidante e redutor);
- reproporcionamento (agente oxidante e agente redutor formam um produto como resultado da reação).
Exemplos de transformações químicas relacionadas a vários tipos de OVR:
- OVR intramolecular são na maioria das vezes reações de decomposição térmica de uma substância:
2KCLO3 = 2KCl + 3O2
(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O
2NaNO3 = 2NaNO2 + O2
- OVR intermolecular:
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe
- Reações de desproporção:
3Br2 + 6KOH = 5KBr + KBrO3 + 6H2O
3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
4KClO3 = KCl + 3KClO4
- Reações de reproporção:
2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
HOCl + HCl = H2O + Cl2
OVR atual e não atual
As reações redox também são divididas em correntes e sem corrente.
O primeiro caso é a produção de energia elétrica por meio de uma reação química (essas fontes de energia podem ser utilizadas em motores de automóveis, em dispositivos de engenharia de rádio, dispositivos de controle) ou eletrólise, ou seja, uma reação química, pelo contrário, ocorre devido à eletricidade (usando eletrólise, você pode obter várias substâncias, tratar as superfícies de metais e produtos delas).
Exemplos OVR sem corrente podemos nomear os processos de combustão, corrosão de metais, respiração e fotossíntese, etc.
Método de balança eletrônica OVR em química
As equações da maioria das reações químicas são equalizadas por uma simples seleção coeficientes estequiométricos. No entanto, ao selecionar coeficientes para o OVR, pode-se encontrar uma situação em que o número de átomos de alguns elementos não pode ser equalizado sem violar a igualdade do número de átomos de outros. Nas equações de tais reações, os coeficientes são selecionados pelo método de compilação de uma balança eletrônica.
O método baseia-se no fato de que a soma dos elétrons aceitos pelo agente oxidante e o número de elétrons liberados pelo agente redutor são levados ao equilíbrio.
O método consiste em várias etapas:
- A equação da reação está escrita.
- Os elementos CO são determinados.
- Os elementos que mudaram seus estados de oxidação como resultado da reação são determinados. As semi-reações de oxidação e redução são registradas separadamente.
- Os fatores para as equações de semi-reação são escolhidos de modo a equalizar os elétrons recebidos na semi-reação de redução e liberados na semi-reação de oxidação.
- Os coeficientes selecionados são inseridos na equação da reação.
- Os coeficientes de reação restantes são selecionados.
Em um exemplo simples interações de alumínio com oxigênio, é conveniente escrever a equação passo a passo:
- Equação: Al + O2 = Al2O3
- O CO dos átomos em substâncias simples de alumínio e oxigênio é 0.
Al 0 + O2 0 \u003d Al +3 2O -2 3
- Vamos fazer meias reações:
Al 0 -3e \u003d Al +3;
O2 0 +4e = 2O -2
- Selecionamos os coeficientes, quando multiplicados pelos quais, o número de elétrons recebidos e o número de elétrons dados serão os mesmos:
Al 0 -3e \u003d Al +3 coeficiente 4;
O2 0 +4e = 2O -2 coeficiente 3.
- Colocamos os coeficientes no esquema de reação:
4 Al+ 3 O2 = Al2O3
- Pode-se ver que para equalizar toda a reação, basta colocar um coeficiente na frente do produto da reação:
4Al + 3O2 = 2 Al2O3
Exemplos de tarefas para compilar uma balança eletrônica
Pode ocorrer o seguinte tarefas de equalização GER:
- Interação do permanganato de potássio com cloreto de potássio em meio ácido com liberação de cloro gasoso.
O permanganato de potássio KMnO4 (permanganato de potássio, "permanganato de potássio") é um forte agente oxidante devido ao fato de que em KMnO4 o estado de oxidação do Mn é +7. Com ele, o gás cloro é frequentemente obtido em laboratório pela seguinte reação:
KCl + KMnO4 + H2SO4 = Cl2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
K +1 Cl -1 + K +1 Mn +7 O4 -2 + H2 +1 S +6 O4 -2 = Cl2 0 + Mn +2 S +6 O4 -2 + K2 +1 S +6 O4 -2 + H2+1O-2
Balanço eletrônico:
Como pode ser visto após o arranjo do CO, os átomos de cloro doam elétrons, aumentando seu CO para 0, e os átomos de manganês aceitam elétrons:
Mn +7 +5e = Mn +2 multiplicador dois;
2Cl -1 -2e = Cl2 0 multiplicador cinco.
Colocamos os coeficientes na equação de acordo com os fatores selecionados:
10 K +1 Cl -1 + 2 K +1 Mn +7 O4 -2 + H2SO4 = 5 Cl2 0 + 2 Mn +2 S +6 O4 -2 + K2SO4 + H2O
Equalize o número de outros elementos:
10KCl + 2KMnO4 + 8 H2SO4 = 5Cl2 + 2MnSO4 + 6 K2SO4 + 8 H2O
- A interação do cobre (Cu) com ácido nítrico concentrado (HNO3) com a liberação de óxido nítrico gasoso (NO2):
Cu + HNO3(conc.) = NO2 + Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu 0 + H +1 N +5 O3 -2 = N +4 O2 + Cu +2 (N +5 O3 -2) 2 + H2 +1 O -2
Balanço eletrônico:
Como você pode ver, os átomos de cobre aumentam seu CO de zero para dois, e os átomos de nitrogênio diminuem de +5 para +4
Cu 0 -2e \u003d Cu +2 fator um;
N +5 +1e = N +4 multiplicador dois.
Colocamos os coeficientes na equação:
Cu 0 + 4 H +1 N +5 O3 -2 = 2 N +4 O2 + Cu +2 (N +5 O3 -2)2 + H2 +1 O -2
Cu+ 4 HNO3(conc.) = 2 NO2 + Cu(NO3)2 + 2 H2O
- Interação do dicromato de potássio com H2S em meio ácido:
Vamos escrever o esquema de reação, organizar CO:
K2 +1 Cr2 +6 O7 -2 + H2 +1 S -2 + H2 +1 S +6 O4 -2 = S 0 + Cr2 +3 (S +6 O4 -2) 3 + K2 +1 S +6 O4 -2 + H2O
S -2 -2e \u003d S 0 coeficiente 3;
2Cr +6 +6e = 2Cr +3 coeficiente 1.
Substituímos:
K2Cr2O7 + 3H2S + H2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
Equalize o resto dos elementos:
К2Сr2О7 + 3Н2S + 4Н2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7Н2О
Influência do meio de reação
A natureza do ambiente afeta o curso de certos OVR. O papel do meio de reação pode ser traçado pelo exemplo da interação de permanganato de potássio (KMnO4) e sulfito de sódio (Na2SO3) em diferentes valores de pH:
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 (pH<7 кислая среда);
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnO2 + KOH (pH = 7 meio neutro);
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + K2MnO4 + H2O (pH>7 alcalino).
Pode-se observar que uma mudança na acidez do meio leva à formação de diferentes produtos da interação das mesmas substâncias. Quando a acidez do meio muda, elas também ocorrem para outros reagentes que entram no OVR. Da mesma forma que os exemplos mostrados acima, as reações envolvendo o íon dicromato Cr2O7 2- ocorrerão com a formação de diferentes produtos de reação em diferentes meios:
em ambiente ácido, o produto será Cr 3+ ;
em alcalino - CrO2-, CrO3 3+;
em neutro - Cr2O3.
