Acestea includ reacții în care substanțele care reacţionează fac schimb de electroni, modificând astfel stările de oxidare ale atomilor elementelor care alcătuiesc substanțele care reacţionează.
De exemplu:
Zn + 2H + → Zn 2+ + H2,
FeS2 + 8HNO3 (conc) = Fe(NO3)3 + 5NO + 2H2SO4 + 2H2O,
Marea majoritate a reacțiilor chimice sunt reacții redox; ele joacă un rol extrem de important.
Oxidarea este procesul de pierdere a electronilor de către un atom, moleculă sau ion.
Dacă un atom renunță la electroni, el capătă o sarcină pozitivă:
De exemplu:
Al - 3e - = Al 3+
H2-2e- = 2H+
În timpul oxidării, starea de oxidare crește.
Dacă un ion încărcat negativ (sarcină -1), de exemplu Cl -, cedează 1 electron, atunci devine un atom neutru:
2Cl - - 2e - = Cl 2
Dacă un ion sau un atom încărcat pozitiv cedează electroni, atunci mărimea sarcinii sale pozitive crește în funcție de numărul de electroni cedați:
Fe 2+ - e - = Fe 3+
Reducerea este procesul de obținere de electroni de către un atom, moleculă sau ion.
Dacă un atom câștigă electroni, el devine un ion încărcat negativ:
De exemplu:
Сl 2 + 2е- = 2Сl -
S + 2е - = S 2-
Dacă un ion încărcat pozitiv acceptă electroni, sarcina lui scade:
Fe 3+ + e- = Fe 2+
sau poate intra într-un atom neutru:
Fe 2+ + 2e- = Fe 0
Un agent oxidant este un atom, moleculă sau ion care acceptă electroni. Un agent reducător este un atom, moleculă sau ion care donează electroni.
Agentul de oxidare este redus în timpul reacției, agentul de reducere este oxidat.
Oxidarea este întotdeauna însoțită de reducere și invers, reducerea este întotdeauna asociată cu oxidarea, care poate fi exprimată prin ecuațiile:
Agent reducător - e - ↔ Agent oxidant
Agent oxidant + e - ↔ Agent reducător
Prin urmare, reacțiile redox reprezintă unitatea a două procese opuse - oxidarea și reducerea
Cei mai importanți agenți reducători și oxidanți
|
Restauratori |
Agenti oxidanti |
Metale, hidrogen, cărbune Monoxid de carbon (II) CO Hidrogen sulfurat H 2 S, oxid de sulf (IV) SO 2, acid sulfuros H 2 SO 3 și sărurile sale Acid iodhidric HI, acid bromhidric HBr, acid clorhidric HCl Clorură de staniu (II) SnCl2, sulfat de fier (II) FeSO4, sulfat de mangan (II) MnSO4, sulfat de crom (III) Cr2 (SO4) 3 Acid azot HNO 2, amoniac NH 3, hidrazină N 2 H 4, oxid nitric (II) NO Acid fosfor H3PO3 Aldehide, alcooli, acizi formic și oxalic, glucoză Catod în timpul electrolizei |
Halogeni Permanganat de potasiu KMnO 4, manganat de potasiu K 2 MnO 4, oxid de mangan(IV) MnO 2 Bicromat de potasiu K 2 Cr 2 O 7 , cromat de potasiu K 2 CrO 4 Acid azotic HNO3 Oxigen O 2, ozon O 3, peroxid de hidrogen H2O2 Acid sulfuric H2SO4 (conc.), acid selenic H2SeO4 Oxid de cupru (II) CuO, oxid de argint (I) Ag 2 O, oxid de plumb (IV) PbO 2 Ioni de metale nobile (Ag+, Au 3+ etc.) Clorura de fier (III) FeCl 3 Hipocloriti, clorati si perclorati Aqua regia, un amestec de acizi concentrați azotic și fluorhidric Anod în timpul electrolizei |
Metoda echilibrului electronic.
Pentru a egaliza OVR, sunt utilizate mai multe metode, dintre care acum vom lua în considerare una - metoda echilibrului electronic.
Să scriem ecuația pentru reacția dintre aluminiu și oxigen:
Al + O2 = Al2O3
Nu vă lăsați păcăliți de simplitatea acestei ecuații. Sarcina noastră este să înțelegem o metodă care în viitor vă va permite să egalizați reacții mult mai complexe.
Deci, care este metoda echilibrului electronic? Echilibrul este egalitate. Prin urmare, numărul de electroni pe care un element îi renunță și pe care îi acceptă celălalt element într-o reacție dată ar trebui să fie egal. Inițial, această cantitate arată diferit, așa cum se poate observa din diferitele stări de oxidare ale aluminiului și oxigenului:
Al 0 + O 2 0 = Al 2 + 3 O 3 -2
Aluminiul renunță la electroni (dobândește o stare de oxidare pozitivă), iar oxigenul acceptă electroni (dobândește o stare de oxidare negativă). Pentru a obține starea de oxidare +3, un atom de aluminiu trebuie să cedeze 3 electroni. O moleculă de oxigen, pentru a se transforma în atomi de oxigen cu o stare de oxidare de -2, trebuie să accepte 4 electroni:
Al 0 - 3e- = Al +3
O 2 0 + 4e- = 2O -2
Pentru ca numărul de electroni dați și primiți să fie egal, prima ecuație trebuie înmulțită cu 4, iar a doua cu 3. Pentru a face acest lucru, este suficient să mutați numărul de electroni dați și primiți în partea de sus și de jos. linii așa cum se arată în diagrama de mai sus.
Dacă acum în ecuație punem coeficientul 4 pe care l-am găsit în fața agentului reducător (Al), iar coeficientul 3 l-am găsit în fața agentului oxidant (O 2), atunci numărul de electroni dați și primiți este egalizat și devine egal cu 12. S-a realizat echilibrul electronic. Se poate observa că este necesar un coeficient de 2 înainte de produsul de reacție Al 2 O 3. Acum se egalizează ecuația reacției redox:
4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3
Toate avantajele metodei de echilibrare electronică apar în cazuri mai complexe decât oxidarea aluminiului cu oxigen.
De exemplu, binecunoscutul „permanganat de potasiu” - permanganat de potasiu KMnO 4 - este un agent oxidant puternic datorită atomului de Mn în starea de oxidare +7. Chiar și anionul de clor Cl – îi dă un electron, transformându-se într-un atom de clor. Acesta este uneori folosit pentru a produce clor gazos în laborator:
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
Să creăm o diagramă de echilibru electronic:
Mn +7 + 5e- = Mn +2
2Cl - - 2e- = CI20
Doi și cinci sunt principalii coeficienți ai ecuației, datorită cărora este posibil să se selecteze cu ușurință toți ceilalți coeficienți. Înainte de Cl 2 ar trebui să puneți un coeficient de 5 (sau 2 × 5 = 10 înainte de KСl) și înainte de KMnO 4 - un coeficient de 2. Toți ceilalți coeficienți sunt legați de acești doi coeficienți. Acest lucru este mult mai ușor decât să acționezi pur și simplu strângând numere.
2 KMnO 4 + 10KCl + 8H 2 SO 4 = 5 Cl 2 + 2MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O
Pentru a egaliza numărul de atomi de K (12 atomi în stânga), este necesar să puneți un coeficient de 6 în fața lui K 2 SO 4 din partea dreaptă a ecuației. În sfârșit, pentru a egaliza oxigenul și hidrogenul, este suficient pentru a pune un coeficient de 8 în fața lui H 2 SO 4 și H 2 O. Obținem ecuația în forma sa finală.
Metoda echilibrului electronic, după cum vedem, nu exclude selecția obișnuită a coeficienților în ecuațiile reacțiilor redox, dar poate facilita semnificativ o astfel de selecție.
Întocmirea unei ecuații pentru reacția cuprului cu o soluție de azotat de paladiu (II). Să notăm formulele substanțelor inițiale și finale ale reacției și să arătăm modificările stărilor de oxidare:
din care rezultă că la un agent reducător și un agent oxidant coeficienții sunt egali cu 1. Ecuația finală a reacției este:
Cu + Pd(NO3)2 = Cu(NO3)2 + Pd
După cum puteți vedea, electronii nu apar în ecuația generală a reacției.
Pentru a verifica corectitudinea ecuației, numărăm numărul de atomi ai fiecărui element din partea dreaptă și stângă. De exemplu, în partea dreaptă sunt 6 atomi de oxigen, în stânga sunt și 6 atomi; paladiu 1 și 1; cuprul este, de asemenea, 1 și 1. Aceasta înseamnă că ecuația este scrisă corect.
Să rescriem această ecuație în formă ionică:
Cu + Pd 2+ + 2NO 3 - = Cu 2+ + 2NO 3 - + Pd
Și după reducerea ionilor identici obținem
Cu + Pd 2+ = Cu 2+ + Pd
Elaborarea unei ecuații de reacție pentru interacțiunea oxidului de mangan (IV) cu acidul clorhidric concentrat
(clorul este produs folosind această reacție în laborator).
Să notăm formulele substanțelor inițiale și finale ale reacției:
HCI + MnO2 → CI2 + MnCl2 + H2O
Să arătăm schimbarea stărilor de oxidare ale atomilor înainte și după reacție:
Această reacție este redox, deoarece se modifică stările de oxidare ale atomilor de clor și mangan. HCI este un agent reducător, MnO 2 este un agent de oxidare. Compunem ecuații electronice:
și găsiți coeficienții agentului reducător și agentului oxidant. Ele sunt egale cu 2 și respectiv 1. Coeficientul 2 (și nu 1) este setat deoarece 2 atomi de clor cu o stare de oxidare de -1 cedează 2 electroni. Acest coeficient este deja în ecuația electronică:
2HCI + MnO2 → CI2 + MnCl2 + H2O
Găsim coeficienți pentru alte substanțe care reacţionează. Din ecuațiile electronice este clar că pentru 2 mol de HCl există 1 mol de MnO 2. Totuși, ținând cont de faptul că sunt necesari încă 2 moli de acid pentru a lega ionul de mangan dublu încărcat rezultat, în fața agentului reducător trebuie plasat un coeficient de 4. Apoi se vor obține 2 moli de apă. Ecuația finală este
4HCI + MnO2 = CI2 + MnCl2 + 2H2O
Verificarea corectitudinii scrierii ecuației poate fi limitată la numărarea numărului de atomi ai unui element, de exemplu clor: în partea stângă sunt 4 și în partea dreaptă 2 + 2 = 4.
Deoarece metoda echilibrului electronic descrie ecuațiile de reacție în formă moleculară, după compilare și verificare, acestea ar trebui scrise în formă ionică.
Să rescriem ecuația compilată în formă ionică:
4Н + + 4Сl - + МnО 2 = Сl 2 + Мn 2 + + 2Сl - + 2Н 2 О
iar după anularea ionilor identici de ambele părți ale ecuației obținem
4H + + 2Cl - + MnO 2 = Cl 2 + Mn 2 + + 2H 2 O
Elaborarea unei ecuații de reacție pentru interacțiunea hidrogenului sulfurat cu o soluție acidificată de permanganat de potasiu.
Să scriem schema de reacție - formulele substanțelor inițiale și rezultate:
H 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 → S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Apoi arătăm schimbarea stărilor de oxidare ale atomilor înainte și după reacție:
Se modifică stările de oxidare ale atomilor de sulf și mangan (H 2 S este un agent reducător, KMnO 4 este un agent de oxidare). Compunem ecuații electronice, adică Prezentăm procesele de pierdere și câștig de electroni:
Și, în final, găsim coeficienții pentru agentul de oxidare și pentru agentul de reducere și apoi pentru ceilalți reactanți. Din ecuațiile electronice este clar că trebuie să luăm 5 moli H 2 S și 2 moli KMnO 4, apoi obținem 5 moli atomi de S și 2 moli MnSO 4. În plus, dintr-o comparație a atomilor din partea stângă și dreaptă a ecuației, constatăm că se formează și 1 mol K 2 SO 4 și 8 mol de apă. Ecuația finală a reacției va fi
5Н 2 S + 2КМnО 4 + ЗН 2 SO 4 = 5S + 2МnSO 4 + К 2 SO 4 + 8Н 2 О
Corectitudinea scrierii ecuației este confirmată prin numărarea atomilor unui element, de exemplu oxigenul; în partea stângă sunt 2 4 + 3 4 = 20, iar în partea dreaptă sunt 2 4 + 4 + 8 = 20.
Rescriem ecuația în formă ionică:
5H 2 S + 2MnO 4 - + 6H + = 5S + 2Mn 2+ + 8H 2 O
Se știe că o ecuație de reacție scrisă corect este o expresie a legii conservării masei substanțelor. Prin urmare, numărul acelorași atomi din materiile prime și din produsele de reacție trebuie să fie același. Taxele trebuie de asemenea conservate. Suma încărcăturilor substanțelor inițiale trebuie să fie întotdeauna egală cu suma încărcăturilor produselor de reacție.
Metoda echilibrului electron-ion este mai universală în comparație cu metoda echilibrului electronic și are un avantaj incontestabil în selectarea coeficienților în multe reacții redox, în special, care implică compuși organici, în care chiar și procedura de determinare a stărilor de oxidare este foarte complexă.
Clasificarea OVR
Există trei tipuri principale de reacții redox:
1) Reacții intermoleculare de oxidare-reducere
(când agentul oxidant și agentul reducător sunt substanțe diferite);
2) Reacții de disproporționare
(când aceeași substanță poate servi ca agent oxidant și agent reducător);
3) Reacții intramoleculare de oxidare-reducere
(când o parte a moleculei acționează ca un agent oxidant, iar cealaltă ca un agent reducător).>
Să ne uităm la exemple de trei tipuri de reacții.
1. Reacțiile intermoleculare de oxidare-reducere sunt toate reacțiile pe care le-am discutat deja în acest paragraf.
Să luăm în considerare un caz puțin mai complex, când nu tot agentul de oxidare poate fi consumat în reacție, deoarece o parte din acesta este implicată într-o reacție de schimb obișnuită, non-redox:
Cu 0 + H + N +5 O 3 -2 = Cu +2 (N +5 O 3 -2) 2 + N +2 O -2 + H 2 O
Unele particule de NO 3 - participă la reacție ca agent de oxidare, producând oxid nitric NO, iar unii ioni de NO 3 - trec neschimbați în compusul de cupru Cu(NO 3) 2. Să creăm o balanță electronică:
Cu 0 - 2e- = Cu +2
N +5 + 3e- = N +2
Să punem coeficientul 3 găsit pentru cupru în fața lui Cu și Cu(NO 3) 2. Dar coeficientul 2 trebuie plasat numai în fața NO, deoarece tot azotul prezent în el a participat la reacția redox. Ar fi o greșeală să punem un factor de 2 în fața HNO 3, deoarece această substanță include și acei atomi de azot care nu participă la oxido-reducere și fac parte din produsul Cu(NO 3) 2 (particule de NO 3 - aici numit uneori „ion” -observator”).
Coeficienții rămași pot fi selectați cu ușurință folosind cei deja găsiți:
3 Cu + 8HNO 3 = 3 Cu(NO 3) 2 + 2 NO + 4H 2 O
2. Reacțiile de disproporționare apar atunci când moleculele aceleiași substanțe sunt capabile să se oxideze și să se reducă între ele. Acest lucru devine posibil dacă substanța conține atomi ai oricărui element într-o stare intermediară de oxidare.
În consecință, starea de oxidare poate fie să scadă, fie să crească. De exemplu:
HN +3O2 = HN +5O3 + N +2O + H2O
Această reacție poate fi considerată ca o reacție între HNO 2 și HNO 2 ca un agent oxidant și un agent reducător și folosind metoda echilibrului electronic:
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
Obtinem ecuatia:
2HNO 2 + 1HNO 2 = 1 HNO 3 + 2 NO + H 2 O
Sau, adăugând molii de HNO2 împreună:
3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O
Reacțiile de oxidare-reducere intramoleculare apar atunci când atomii oxidanți și atomii reducători sunt adiacenți într-o moleculă. Să luăm în considerare descompunerea sării Berthollet KClO 3 când este încălzită:
KCI +5O3-2 = KCI-+O20
Această ecuație respectă și cerința echilibrului electronic:
Cl +5 + 6e- = Cl -
2O -2 - 2e- = O 2 0
Aici apare o dificultate - care dintre cei doi coeficienți găsiți ar trebui pus în fața KClO 3 - până la urmă, această moleculă conține atât un agent oxidant, cât și un agent reducător?
În astfel de cazuri, coeficienții găsiți sunt plasați în fața produselor:
KClO3 = 2KCl + 3O2
Acum este clar că KClO 3 trebuie precedat de un factor de 2.
2KClO3 = 2KCl + 3O2
Reacția intramoleculară de descompunere a sării berthollet atunci când este încălzită este utilizată în producerea de oxigen în laborator.
Metoda semireacției
După cum sugerează și numele, această metodă se bazează pe elaborarea ecuațiilor ionice pentru procesul de oxidare și procesul de reducere și apoi însumarea lor într-o ecuație generală.
De exemplu, să creăm o ecuație pentru aceeași reacție care a fost folosită pentru a explica metoda echilibrului electronic.
Când hidrogenul sulfurat H 2 S este trecut printr-o soluție acidulată de permanganat de potasiu KMnO 4, culoarea purpurie dispare și soluția devine tulbure.
Experiența arată că turbiditatea soluției apare ca urmare a formării sulfului elementar, adică. fluxul procesului:
H2S → S + 2H +
Această schemă este egalată cu numărul de atomi. Pentru a egaliza cu numărul de sarcini, trebuie să scădeți doi electroni din partea stângă a diagramei, după care puteți înlocui săgeata cu un semn egal:
H2S-2e- = S + 2H+
Aceasta este prima jumătate de reacție - procesul de oxidare a agentului reducător H2S.
Decolorarea soluției este asociată cu trecerea ionului MnO 4 - (are o culoare purpurie) în ionul Mn 2+ (aproape incolor și numai la concentrații mari are o culoare roz slab), care poate fi exprimată prin diagramă
MnO4 - → Mn2+
Într-o soluție acidă, oxigenul, care face parte din ionii de MnO4, împreună cu ionii de hidrogen formează în cele din urmă apă. Prin urmare, scriem procesul de tranziție astfel:
MnO4 - + 8H + → Mn2+ + 4H2O
Pentru a înlocui săgeata cu un semn egal, taxele trebuie de asemenea egalizate. Deoarece substanțele inițiale au șapte sarcini pozitive (7+), iar substanțele finale au două sarcini pozitive (2+), atunci pentru a îndeplini condiția de conservare a sarcinilor, cinci electroni trebuie adăugați în partea stângă a diagramei:
MnO 4 - + 8H + + 5e - = Mn 2+ + 4H 2 O
Aceasta este a doua jumătate de reacție - procesul de reducere a agentului de oxidare, adică. ion permanganat
Pentru a compila o ecuație generală de reacție, este necesar să se adauge ecuațiile semireacției termen cu termen, după ce au egalat în prealabil numărul de electroni dați și primiți. În acest caz, conform regulilor de găsire a celui mai mic multiplu, se determină factorii corespunzători prin care se înmulțesc ecuațiile semireacției. Forma prescurtată este următoarea:
Și, reducând cu 10H +, obținem în sfârșit
5H 2 S + 2MnO 4 - + 6H + = 5S + 2Mn 2+ + 8H 2 O
Verificăm corectitudinea ecuației compilate în formă ionică: numărul de atomi de oxigen din partea stângă este 8, în partea dreaptă 8; numărul de încărcări: pe partea stângă (2-)+(6+) = 4+, pe partea dreaptă 2(2+) = 4+. Ecuația este scrisă corect, deoarece atomii și sarcinile sunt egale.
Folosind metoda semireacției, ecuația reacției este compilată în formă ionică. Pentru a trece de la ea la ecuația în formă moleculară, facem acest lucru: în partea stângă a ecuației ionice, selectăm cationul corespunzător pentru fiecare anion și pentru fiecare cation - un anion. Apoi scriem aceiași ioni în același număr în partea dreaptă a ecuației, după care combinăm ionii în molecule:
Astfel, compilarea ecuațiilor pentru reacțiile redox folosind metoda semireacției duce la același rezultat ca și metoda echilibrului electronic.
Să comparăm ambele metode. Avantajul metodei semireacției față de metoda balanței electronice este că. că folosește nu ioni ipotetici, ci chiar existenți. De fapt, nu există ioni într-o soluție, dar există ioni.
Cu metoda semireacției, nu este necesar să se cunoască starea de oxidare a atomilor.
Scrierea ecuațiilor individuale de semireacție ionică este necesară pentru a înțelege procesele chimice într-o celulă galvanică și în electroliză. Cu această metodă, este vizibil rolul mediului ca participant activ în întregul proces. În cele din urmă, atunci când utilizați metoda semireacției, nu trebuie să cunoașteți toate substanțele rezultate; ele apar în ecuația reacției atunci când este derivată. Prin urmare, metoda semireacțiilor ar trebui să fie preferată și utilizată la elaborarea ecuațiilor pentru toate reacțiile redox care apar în soluții apoase.
|
Restauratori |
Agenti oxidanti |
||
|
Hidrogen, carbon Monoxid de carbon Sulfat de hidrogen Oxid de sulf (IV). Acid sulfuros și sărurile sale Halogenuri de hidrogen Cationi metalici în grade inferioare oxidare: Acid azot Hidrazina Catod la electroliză |
SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3 |
Halogeni Permanganați Manganați Oxid de mangan (IV). Dicromati Acid azotic Acid sulfuric Oxid de plumb (IV). Apă oxigenată Acid mononasulfuric Acizi dipersulfuric Cationii metalici în grade mai mari oxidare: Clorură de potasiu Anod în timpul electrolizei |
F2; CI2; I 2 ; Br 2 KMnO 4 K2Cr2O7K2CrO4 H2SO4 conc. PbO2 TlCI3, Au(CNS)3 |
Compușii care conțin atomi de elemente cu stări intermediare de oxidare pot fi atât agenți oxidanți, cât și reductori, în funcție de partenerul cu care reacționează și de condițiile de reacție. Astfel, agentul oxidant tipic peroxid de hidrogen, atunci când interacționează într-un mediu acid cu permanganatul de potasiu, se dovedește a fi un agent reducător:
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,
iar agentul reducător tipic sulfitul de sodiu oxidează sulfurile de metale alcaline:
Na 2 SO 3 + 2 Na 2 S+ 3 H 2 O = 3 S + 6 NaOH.
În plus, agenții reducători care conțin atomi în cea mai scăzută stare de oxidare pot fi agenți de oxidare în detrimentul altui element. De exemplu, un agent reducător tipic amoniacul poate oxida metalele alcaline în detrimentul atomilor de hidrogen:
NH3 + Na = NaH2N + 1/2 H2.
Compilarea ecuațiilor OVR
Reacțiile redox sunt descrise prin ecuații de reacție care reflectă cantitățile de substanțe care interacționează și produsele rezultate. Pentru a compila ecuații ORR, utilizați sau metoda echilibrului electronic (metoda schemei), sau echilibru electron-ion (metoda semireacției).
Metoda echilibrului electronic este mai universală, deoarece permite stabilirea unor rapoarte stoichiometrice în ORR în orice sisteme omogene și eterogene.
Metoda echilibrului electronic‑ o metodă de găsire a coeficienților în ecuațiile reacțiilor redox, care are în vedere schimbul de electroni între atomi de elemente care își schimbă starea de oxidare. Numărul de electroni cedați de agentul reducător este egal cu numărul de electroni câștigați de agentul oxidant.
Ecuația este compilată în mai multe etape:
1. Notați schema de reacție:
KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + CI2 + H2O.
2. Plasați stările de oxidare deasupra semnelor elementelor care modifică starea de oxidare:
KMn +7 O 4 + HCl -1 → KCl + Mn + 2 Cl 2 + Cl 2 0 + H 2 O.
3. Identificați elementele care modifică stările de oxidare și determinați numărul de electroni dobândiți de agentul oxidant și cedați de agentul reducător:
Mn +7 + 5ē → Mn +2.
2Cl -1 - 2ē → Cl 2 0.
4. Egalizați numărul de electroni dobândiți și donați, stabilind astfel coeficienți pentru compușii care conțin elemente care modifică starea de oxidare:
|
Mn +7 + 5ē → Mn +2 | |
|
2Cl -1 – 2ē → Cl 2 0 |
––––––––––––––––––––––––
2Mn +7 + 10Cl -1 → 2Mn +2 + 5Cl 2 0.
5. Selectați coeficienții pentru participanții rămași la reacție:
2KMn +7 O 4 + 16HCl -1 → 2KCl + 2Mn +2 Cl 2 + 5Cl 2 0 + 8H 2 O.
Pentru a selecta coeficienții pentru ecuațiile reacțiilor care apar în soluții apoase, este de preferat metoda semireacției.
În primul rând, vă permite să omiteți operațiunile de determinare a stării de oxidare a elementelor.
În al doilea rând, în procesul de utilizare, se obține imediat o ecuație ionică prescurtată a reacției redox.
În al treilea rând, folosind ecuația semireacției, este posibil să se stabilească influența mediului asupra naturii procesului.
În plus, la compilarea unui echilibru electron-ion, se operează cu ioni care există de fapt într-o soluție apoasă, spre deosebire de metoda echilibrului electron, care se ocupă cu particule ipotetice precum Mn +7, Cr +6.
Metoda echilibrului electron-ion (metoda semireacției).
Această metodă are în vedere transferul de electroni de la un atom sau ion la altul, ținând cont de natura mediului (acid, alcalin sau neutru) în care are loc reacția. La compilarea ecuațiilor pentru procesele de oxidare și reducere, pentru a egaliza numărul de atomi de hidrogen și oxigen, se introduc fie molecule de apă, fie ioni de hidrogen (în funcție de mediu) (dacă mediul este acid), sau molecule de apă și ioni de hidroxid (dacă mediul este alcalin).În consecință, în produsele rezultate, în partea dreaptă a ecuației electron-ion vor fi ioni de hidrogen și molecule de apă (mediu acid) sau ioni de hidroxid și molecule de apă (mediu alcalin).
Adică, atunci când scrieți ecuații electron-ion, trebuie să pornim de la compoziția ionilor prezenți efectiv în soluție. . În plus, ca în scrierea ecuațiilor ionice abreviate, substanțele care se disociază slab, sunt slab solubile sau sunt eliberate sub formă de gaz ar trebui să fie scrise în formă moleculară.
Luați în considerare, de exemplu, următoarea reacție:
H 2 O 2 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + O 2 + H 2 O + K 2 SO 4.
La găsirea coeficienților stoichiometrici ai ecuației procesului redox trebuie efectuate următoarele operații.
1. Identificați agentul oxidant și agentul reducător dintre substanțele care reacţionează. În exemplul nostru, agentul de oxidare este KMnO 4, agentul de reducere este H 2 O 2 și produsele interacțiunii lor sunt Mn 2+ și O 2.
2. Scrieți schemele de semireacție:
oxidarea H2O2 → O2;
MnO → Mn 2+. recuperare.
3. Egalizați schemele:
a) după element care modifică starea de oxidare (în exemplul nostru nu este necesar);
b) prin oxigen, adăugându-l acolo unde este necesar sub formă de molecule de apă dacă reacția are loc în mediu acid și sub formă de ion hidroxid dacă reacția are loc în mediu alcalin:
H2O2 → O2;
MnO → Mn2+ + 4H20;
c) prin hidrogen, adăugându-l sub formă de ioni de hidrogen dacă reacția are loc în mediu acid și sub formă de molecule de apă dacă reacția are loc în mediu alcalin dacă:
H2O2 → O2 + 2H+;
MnO+8H+ → Mn2+ + 4H2O;
d) prin sarcina totală a ionilor, adunând sau scăzând numărul necesar de electroni:
H2O2-2ē → O2 + 2H+;
MnO 4 - + 8 H + + 5 ē → Mn 2+ + 4H 2 O.
4. Luând în considerare legea neutralității electrice, egalați numărul de electroni donați și acceptați și însumați părțile din stânga și din dreapta ale semireacțiilor separat:
H2O2 - 2ē → O2 + 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.
Reducând, obținem ecuația acestui proces redox în formă ionică:
5 H 2 O 2 + 2 MnO+ 6 H + = 5 O 2 + 2 Mn 2+ +8 H 2 O.
5. Mergeți la forma moleculară a ecuației, adăugând cationi și anioni care rămân neschimbați ca urmare a reacției, adică ioni care formează sare (în exemplul nostru, ioni K + și 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.
Să luăm în considerare un alt exemplu - procesul de oxidare a piritei cu acid azotic concentrat.
1. Să determinăm agentul oxidant și agentul reducător dintre substanțele care reacţionează. În exemplul nostru, agentul de oxidare este HNO3, agentul de reducere este FeS2. Să determinăm produșii de reacție. Acidul azotic HNO 3 este un agent oxidant puternic, astfel încât sulful va fi oxidat la starea de oxidare maximă S 6+, iar fierul la Fe 3+, în timp ce HNO 3 poate fi redus la NO:
FeS2 +HNO3 → Fe(NO3)3 + H2SO4 + NO.
2. Să scriem schemele de semireacție
FeS 2 → Fe 3+ +SO oxidare;
NU → NU recuperare.
3. Egalăm schemele:
FeS2 + 8H2O - 15ē → Fe3+ + 2SO + 16H+;
NO+4H + +3 ē → NO + 2H2O.
4. Luând în considerare legea neutralității electrice, egalăm numărul de electroni donați și acceptați și însumăm părțile din stânga și din dreapta ale semireacțiilor separat:
FeS 2 + 8H 2 O - 15ē → Fe 3+ + 2SO+ 16H + | 15 | 1
NO+ 4H + +3 ē → NO + 2H2O | 3 | 5
FeS2 + 8H2O +5NO+ 20H + =Fe3+ +2SO+16H + + 5NO + 10H2O.
5. Reducând, obținem ecuația în formă ionică:
FeS2 + 5NO+ 4H + = Fe3+ + 2SO + 5NO + 2H2O.
6. Să scriem ecuația în formă moleculară, ținând cont de faptul că unii dintre ionii de azotat nu au fost redusi, ci au participat la reacția de schimb, iar unii dintre ionii H + sunt prezenți în produșii de reacție (H 2 SO 4):
Rețineți că nu a trebuit niciodată să determinați starea de oxidare a elementelor pentru a determina numărul de electroni dați și primiți. În plus, am luat în considerare influența mediului și am determinat automat că H 2 O se află în partea dreaptă a ecuației. Nu există nicio îndoială că această metodă este mult mai în concordanță cu semnificația chimică decât metoda standard de echilibrare electronică.
1. Cum se definește o reacție redox?
Există diferite clasificări ale reacțiilor chimice. Una dintre ele le include pe acelea în care substanțele care interacționează între ele (sau substanța însăși) modifică stările de oxidare ale elementelor.
Ca exemplu, luați în considerare două reacții:
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 + H2 +1 O -2 (2)
Reacția (1) implică zinc și acid clorhidric. Zincul și hidrogenul își schimbă stările de oxidare, clorul își lasă starea de oxidare neschimbată:
Zn 0 - 2е = Zn 2+
2Н +1 + 2е = H 2 0
2Сl -1 = 2 Сl -1
Și ca reacție (2), ( reacție de neutralizare), clorul, hidrogenul, potasiul și oxigenul nu își schimbă stările de oxidare: Cl -1 = Cl -1, H +1 = H +1, K +1 = K +1, O -2 = O -2; Reacția (1) aparține tipului redox, iar reacția (2) aparține unui alt tip.
Reacții chimice care implică modificăristările de oxidare ale elementelor, se numesc redox. 
Pentru a determina reactia redox este necesar sa se stabileasca stepăfara oxidare a elementelorîn partea stângă și dreaptă a ecuației. Pentru a face acest lucru, trebuie să știți cum să determinați starea de oxidare a unui anumit element.
În cazul reacției (1), elementele Zn și H își schimbă stările, pierzând sau câștigând electroni. Zincul, renunțând la 2 electroni, intră într-o stare ionică - devine un cation Zn 2+. În acest caz, procesul are loc recuperare iar zincul este oxidat. Hidrogenul câștigă 2 electroni, arată oxidativ proprietăți, în sine în procesul de reacție este în curs de restaurare.
2. Definițiestările de oxidare ale elementelor.
Starea de oxidare a elementelorîn compușii săi se determină pe baza poziției că sarcina totală totală a stărilor de oxidare a tuturor elementelor unui compus dat este egală cu zero. De exemplu, în compusul H3PO4 stările de oxidare sunt +1 pentru hidrogen, +5 pentru fosfor şi -2 pentru oxigen; După ce am compus o ecuație matematică, determinăm că în total numărul de particule(atomi sau ioni) vor forma o sarcină egală cu zero: (+1)x3+(+5)+(-2)x4 = 0
Dar în acest exemplu, stările de oxidare ale elementelor sunt deja specificate. Cum se poate determina starea de oxidare a sulfului, de exemplu, în compus tiosulfat de sodiu Na2S2O3 sau manganul din compus permanganat de potasiu- KMnO 4? Pentru a face acest lucru trebuie să știți stări constante de oxidare a unui număr de elemente. Au următoarele semnificații:
1) Elemente din grupa I a tabelului periodic (inclusiv hidrogen în combinație cu nemetale) +1;
2) Elemente din grupa II a tabelului periodic +2;
3) Elemente din grupa III a tabelului periodic +3;
4) Oxigen (cu excepția combinației cu compuși cu fluor sau peroxid) -2;
Pe baza acestor valori constante ale stărilor de oxidare (pentru sodiu și oxigen), determinăm starea de oxidare sulf în compusul Na 2 S 2 O 3. Deoarece sarcina totală a tuturor stărilor de oxidare ale elementelor, a căror compoziție este reflectată de un dat formula compusă, este egal cu zero, desemnând apoi sarcina necunoscută a sulfului " 2X„(deoarece există doi atomi de sulf în formulă), creăm următoarea egalitate matematică:
(+1) x 2 + 2X+ (-2) x 3 = 0
Rezolvând această ecuație pentru 2 x, obținem
2X= (-1) x 2 + (+2) x 3
sau
X = [(-2) + (+6)] : 2 = +2;
Prin urmare, starea de oxidare a sulfului în compusul Na 2 S 2 O 3 este egală cu (+2). Dar va fi întotdeauna necesar să folosim o astfel de metodă incomodă pentru a determina stările de oxidare ale anumitor elemente din compuși? Bineînțeles că nu întotdeauna. De exemplu, pentru compuși binari: oxizi, sulfuri, nitruri etc., puteți utiliza așa-numita metodă „încrucișare pe cruce” pentru a determina stările de oxidare. Să zicem dat formula compusa:oxid de titan– Ti 2 O 3 . Folosind o simplă analiză matematică, bazată pe faptul că starea de oxidare a oxigenului ne este cunoscută și este egală cu (-2): Ti 2 O 3, nu este greu de stabilit că starea de oxidare a titanului va fi egală cu (+3). Sau, de exemplu, în legătură metan CH 4 se știe că starea de oxidare a hidrogenului este (+1), atunci nu este dificil să se determine starea de oxidare a carbonului. Va corespunde formulei acestui compus (-4). De asemenea, folosind metoda „cross-on-cross”, nu este greu de stabilit că dacă urmează formula compusă Cr 4 Si 3, atunci starea de oxidare a cromului din acesta este (+3) și a siliciului (-4).
Nici pentru săruri acest lucru nu este dificil. Mai mult, nu contează dacă este dat sau sare medie sau sare acidă. În aceste cazuri, este necesar să se procedeze de la un acid care formează sare. De exemplu, se dă sare nitrat de sodiu(NaNO 3). Se știe că este un derivat al acidului azotic (HNO 3), iar în acest compus starea de oxidare a azotului este (+5), prin urmare, în sarea sa - azotat de sodiu, starea de oxidare a azotului este, de asemenea, egală cu ( +5). Bicarbonat de sodiu(NaHCO3) este sarea acidă a acidului carbonic (H2CO3). La fel ca într-un acid, starea de oxidare a carbonului din această sare va fi egală cu (+4).
Trebuie remarcat faptul că stările de oxidare în compuși: metale și nemetale (la compilare ecuații de echilibru electronic) sunt egale cu zero: K 0, Ca 0, Al 0, H 2 0, Cl 2 0, N 2 0 Ca exemplu, dăm stările de oxidare ale celor mai tipice elemente:
Numai agenții oxidanți sunt substanțele care au o stare de oxidare maximă, de obicei pozitivă, de exemplu: KCl +7 O 4, H 2 S +6 O 4, K 2 Cr +6 O 4, HN +5 O 3, KMn +7 O 4 . Acest lucru este ușor de demonstrat. Dacă acești compuși ar putea fi agenți reducători, atunci în aceste stări ar trebui să renunțe la electroni:
Cl +7 – e = Cl +8
S +6 – e = S +7
Dar elementele clor și sulf nu pot exista cu astfel de stări de oxidare. În mod similar, numai agenții reducători sunt substanțele care au o stare de oxidare minimă, de obicei negativă, de exemplu: H 2 S -2, HJ -, N -3 H 3. În procesul reacțiilor redox, astfel de compuși nu pot fi agenți de oxidare, deoarece ar trebui să adăugăm electroni:
S -2 + e = S -3
J - + e = J -2
Dar pentru sulf și iod, ionii cu astfel de stări de oxidare nu sunt tipici. Elementele cu stări intermediare de oxidare, de exemplu N +1, N +4, S +4, Cl +3, C +2, pot prezenta atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare.
3
. Tipuri de reacții redox.
Există patru tipuri de reacții redox.
1)
Reacții redox intermoleculare.
Cel mai frecvent tip de reacție. Aceste reacții se schimbă stări de oxidareelementeîn diferite molecule, de exemplu:
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) Un tip de reacții redox intermoleculare este reacția proportie,în care agentul de oxidare și agentul de reducere sunt atomi ai aceluiași element: în această reacție, doi atomi ai unui element cu stări de oxidare diferite formează un atom cu o stare de oxidare diferită:
S02+4 + 2H2S-2 = 3S0 + 2H2O
S -2 - 2 e= S 0
S+4+4 e= S 0
3) Reacții disproporționare sunt efectuate dacă agentul de oxidare și agentul reducător sunt atomi ai aceluiași element sau un atom al unui element cu o stare de oxidare formează un compus cu două stări de oxidare:
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 Reacțiile redox apar în cazurile în care un atom oxidant și un atom reducător sunt în aceeași substanță, de exemplu:
N-3H4N +5O3 = N +12O + 2H2O
2N -3 - 8 e=2N +1
2N +5 + 8 e= 2N +1
4 . Mecanismul reacțiilor redox.
Reacțiile redox sunt efectuate prin transferul de electroni de la atomii unui element la altul. Dacă un atom sau o moleculă pierde electroni, atunci acest proces se numește oxidare, iar acest atom este un agent reducător, de exemplu:
Al 0 - 3 e= Al3+
2Cl - - 2 e= CI20
Fe 2+ - e= Fe 3+
În aceste exemple, Al 0, Cl -, Fe 2+ sunt agenți reducători, iar procesele de transformare a acestora în compuși Al 3+, Cl 2 0, Fe 3+ sunt numite oxidative. Dacă un atom sau o moleculă câștigă electroni, atunci acest proces se numește reducere, iar acest atom este un agent de oxidare, de exemplu:
Ca 2+ + 2 e= Ca 0
CI20 + 2 e= 2Cl -
Fe 3+ + e= Fe 2+
Agenții de oxidare sunt, de regulă, nemetale (S, Cl 2, F 2, O 2) sau compuși ai metalelor cu starea de oxidare maximă (Mn +7, Cr +6, Fe +3). Agenții reducători sunt metale (K, Ca, Al) sau compuși ai nemetalelor cu o stare de oxidare minimă (S -2, Cl -1, N -3, P -3);
Ecuațiile redox diferă de ecuații moleculare alte reacții datorită complexității coeficienților de selecție pentru reactanți și produși de reacție. Pentru aceasta folosesc metoda echilibrului electronic, sau metoda ecuației electron-ion(uneori, acesta din urmă se numește „ metoda semireacției"). Ca exemplu de compilare a ecuațiilor pentru reacțiile redox, luați în considerare un proces în care acid sulfuric concentrat(H2SO4) va reacționa cu iodură de hidrogen (HJ):
H2SO4 (conc.) + HJ → H2S + J2 + H2O
În primul rând, să stabilim asta starea de oxidare iodul din iodură de hidrogen este (-1), iar sulful din acidul sulfuric: (+6). În timpul reacției, iodul (-1) va fi oxidat la o stare moleculară, iar sulful (+6) va fi redus la starea de oxidare (-2) - hidrogen sulfurat:
J - → J 0 2
S +6 → S -2
Pentru a compune este necesar să se țină cont de faptul că cantitateparticule atomii din partea stângă și dreaptă ale semireacțiilor ar trebui să fie la fel
2J - - 2 e→ J 0 2
S +6 + 8 e→ S -2
Plasând o linie verticală în dreapta acestei diagrame de semireacție, determinăm coeficienții de reacție:
2J - - 2 e→ J 0 2 |8
S +6 + 8 e→ S -2 |2
Reducând cu „2”, obținem valorile finale ale coeficientului:
2J - - 2 e→ J 0 2 |4
S +6 + 8 e→ S -2 |1
Să rezumam sub această diagramă semireacții linie orizontală și însumați ceea ce este implicat în reacție numărul de particule atomi:
2J - - 2 e→ J 0 2 |4
S +6 + 8 e→ S -2 |1
____________________
8J - + S +6 → 4 J 0 2 + S -2
După aceasta este necesar. Înlocuind valorile obținute ale coeficienților în ecuația moleculară, o reducem la această formă:
8HJ + H2SO4 = 4J2 + H2S + H2O
Numărând numărul de atomi de hidrogen din partea stângă și dreaptă a ecuației, ne vom convinge de necesitatea corectării coeficientului „4” înaintea apei și vom obține ecuația completă:
8HJ + H 2 SO 4 = 4J 2 + H 2 S + 4H 2 O
Această ecuație poate fi creată folosind metoda electronicaechilibru ionic. În acest caz, nu este nevoie să corectați coeficientul în fața moleculelor de apă. Ecuația se bazează pe disocierea ionilor compușilor implicați în reacție: De exemplu, disocierea acidului sulfuric duce la formarea a doi protoni de hidrogen și a unui anion sulfat:
H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-
Disocierea iodurii de hidrogen și a hidrogenului sulfurat poate fi scrisă într-un mod similar:
HJ ↔ N + + J -
H 2 S ↔ 2Н + + S 2-
J 2 nu se disociază. Nici H 2 O practic nu se disociază.Compoziţie ecuații de semireacție căci iodul rămâne același:
2J - - 2 e→ J 0 2
Semireacția asupra atomilor de sulf va lua următoarea formă:
SO 4 -2 → S -2
Deoarece în partea dreaptă a semireacției lipsesc patru atomi de oxigen, această cantitate trebuie echilibrată cu apă:
S04-2 → S-2 + 4H2O
Apoi, în partea stângă a semireacției, este necesar să se compenseze atomii de hidrogen în detrimentul protonilor (deoarece reacția mediului este acidă):
SO42- + 8H + → S-2 + 4H2O
Numărând numărul de electroni transferați, obținem o reprezentare completă a ecuației conform metoda semireacției:
SO 4 2- + 8Н + + 8 e→ S-2 + 4H20
Însumând ambele semireacții, obținem ecuația echilibrului electronic:
2J - - 2 e→ J 0 2 |8 4
SO 4 2- + 8Н + + 8 e→ S-2 + 4H20 |21
8J - + SO 4 2- + 8H + → 4J 2 0 + S 0 + 4H 2 O
Din această intrare rezultă că metoda ecuația electron-ion oferă o imagine mai completă a reacției redox decât metoda echilibrului electronic. Numărul de electroni care participă la proces este același pentru ambele metode de echilibrare, dar în ultimul caz, numărul de protoni și molecule de apă care participă la procesul redox este ca și cum ar fi stabilit „automat”.
Să ne uităm la câteva cazuri specifice de reacții redox care pot fi compilate folosind metoda echilibru electron-ion. Unele procese redox sunt efectuate cu participarea unui mediu alcalin, de exemplu:
KCrO 2 + Br 2 + KOH → KBr + K 2 CrO 4 + H 2 O
În această reacție, agentul reducător este ionul cromit (CrO 2 -), care este oxidat la ion cromat (CrO -2 4). Agentul de oxidare - bromul (Br 0 2) este redus la ion bromură (Br -):
CrO 2 - → CrO 4 2-
Br 0 2 → 2 Br -
Deoarece reacția are loc într-un mediu alcalin, prima semireacție trebuie să fie compusă luând în considerare ionii de hidroxid (OH -):
Cr02-+4OH--3 e= CrO2-4 + 2H2O
Compunem a doua jumătate de reacție într-un mod binecunoscut:
Cr02-+4OH--3 e= Cr042-+2H20 |2
Br 0 2 + 2 e= Br - |3
__________
2CrO 2 - + 3Br 2 0 + 8OH - = 2CrO 2- 4 + 6Br - + 4H 2 O
După aceasta este necesar să în cele din urmă atribuiți coeficienți în ecuația de reacție si complet ecuație moleculară acest proces redox va lua forma:
2KCrO2 + 3Br2 + 8KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 4H2O.
În unele cazuri, substanțele nedisociabile participă și ele la reacția redox. De exemplu:
AsH 3 + HNO 3 = H 3 AsO 4 + NO 2 + 4H 2 O
Apoi metoda semireacției este compilat luând în considerare acest proces:
AsH3 + 4H2O – 8 e= AsO43- + 11H + |1
NO3 + 2H++ e= N02 + H20 |8
AsH 3 + 8NO 3 + 4H 2 O + 2H + = AsO 4 3- + 8NO 2 + 11H + O
Ecuația moleculară va lua forma:
AsH3 + 8HNO3 = H3AsO4 + 8NO2 + 4H2O.
Reacțiile redox sunt uneori însoțite de procesul simultan de oxidare-reducere a mai multor substanțe. De exemplu, într-o reacție cu sulfura de cupru interacționează acid azotic concentrat:
Cu 2 S + HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + H 2 SO 4 + NO + H 2 O
Procesul redox implică atomi de cupru, sulf și azot. La alcătuirea ecuaţiei metoda semireacției Este necesar să se țină cont de etapele acestui proces:
Cu+ → Cu2+
S 2- → S +6
N5+ → N +2
În această situație, este necesar să combinați procesele oxidative și de reducere într-o singură etapă:
2Cu + - 2 e→ 2Cu 2+ | 10 e
S 2 - - 8 e→ S 6+
_______________________
N 5+ + 3 e→ N 2+ | 3 e
În care semireacția redox ia forma:
2Cu + - 2 e→ 2Cu 2+
S 2 - - 8 e→ S 6+ 3 ( procesele de recuperare)
_______________________
N 5+ + 3 e→ N 2+ 10 (proces de oxidare)
_____________________________________
6Cu + + 3S 2- + 10N 5+ → 6Cu 2+ + 3S 6+ + 10N 2+
În cele din urmă ecuația reacției moleculare va lua forma:
3Cu2S + 22HNO3 = 6Cu(NO3)2 + 3H2SO4 + 10NO + 8H2O.
O atenție deosebită trebuie acordată reacțiilor redox care implică substanțe organice. De exemplu, în timpul oxidării glucozei permanganat de potasiuîntr-un mediu acid are loc următoarea reacție:
C 6 H 12 O 6 + KMnO 4 + H 2 SO 4 > CO 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
La întocmirea unui bilanţ metoda semireacției transformarea glucozei, se ia în considerare absența disocierii acesteia, dar corectarea numărului de atomi de hidrogen se realizează datorită protonilor și moleculelor de apă:
C6H12O6 + 6H20-24 e= 6C02 + 24H+
Semireacție implicând permanganat de potasiu va lua forma:
Mn04 - + 8H + + 5 e= Mn2+ +4H20
Ca rezultat, obținem următoarea schemă a procesului redox:
C6H12O6 + 6H20-24 e= 6C02 + 24H + | 5
MnО 4 - +8H + + 5 e= Mn +2 + 4H20 |24
___________________________________________________
5C 6 H 12 O 6 + 30H 2 O + 24MnO 4 - + 192H + = 30CO 2 + 120H + + 24Mn 2+ + 96H 2 O
Prin reducerea numărului de protoni și molecule de apă din partea stângă și dreaptă semireacții, obținem finala ecuație moleculară:
5C 6 H 12 O 6 + 24KMnO 4 + 36H 2 SO 4 = 30CO 2 + 24MnSO 4 + 12K 2 SO 4 + 66H 2 O
5. Influența mediului asupra naturii reacțiilor redox.
În funcție de mediu (exces de H+, neutru, exces de OH -), natura reacției dintre aceleași substanțe se poate modifica. Folosit de obicei pentru a crea un mediu acid acid sulfuric(H2S04), Acid azotic(HNO3), acid clorhidric (HCl), hidroxid de sodiu (NaOH) sau hidroxid de potasiu (KOH) este utilizat ca mediu OH. De exemplu, vom arăta cum afectează mediul permanganat de potasiu(КMnO4) . și produsele sale de reacție:
De exemplu, să luăm Na 2 SO 3 ca agent reducător și KMnO 4 ca agent oxidant.
Într-un mediu acid:
5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
SO32- + H20-2 e→ S042- + 2H + |5
Mn04 - + 8H + + 5 e→ Mn2+ + 4H20 |2
________________________________________________
5SO 3 2- + 2MnO 4 - + 6H + → 5SO 4 2- + 2Mn 2+ + 3H 2 O
În neutru (sau ușor alcalin):
3Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O → 3Na 2 SO 4 + 2MnO 2 + 2KOH
SO32- + H20-2 e→ S042- + 2H + |3
Mn04-+2H20+3 e→ MnO2 + 4OH |2
_____________________________________
3SO 3 2- + 2 MnO 4 - + H 2 O → 3SO 4 2- + 2MnO 2 + 2OH
Într-un mediu foarte alcalin:
Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + Na 2 MnO + H 2 O
SO32-+2OH--2 e→ S042- + H20 |1
MnO4-+ e→ MnO 4 2 |2
____________________________________
SO 3 2- + 2 MnO 4 - + 2OH → SO 4 2- + 2MnO 4 2- + H 2 O
Apă oxigenată(H 2 O 2) în funcție de mediu se reduce conform schemei:
1) Mediu acid (H +) H 2 O 2 + 2H + + 2 e→ 2H2O
2) Mediu neutru (H2O) H2O2 + 2 e→ 2OH
3) Mediu alcalin (OH -) H 2 O 2 + 2 e→ 2OH
Apă oxigenată(H 2 O 2) acţionează ca un agent de oxidare:
2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O
Fe 2+ - e= Fe 3+ |2
H2O2 + 2H + + 2 e= 2H20 |1
________________________________
2Fe 2+ + H 2 O 2 + 2H + → 2Fe 3+ + 2 H 2 O
Cu toate acestea, atunci când întâlnești agenți oxidanți foarte puternici (KMnO 4) Apă oxigenată(H 2 O 2) acționează ca agent reducător:
5H 2 O 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
H2O2-2 e→ O2 + 2H + |5
Mn04 - + 8H + + 5 e→ Mn2+ + 4H20 |2
_________________________________
5H 2 O + 2 MnO 4 - + 6H + → 5O 2 + 2Mn 2+ + 8H 2 O
6.
Determinarea produșilor reacțiilor redox. 
Partea practică a acestui subiect discută despre procesele redox, indicând doar reactivii de pornire. Produșii de reacție trebuie de obicei determinați. De exemplu, reacția implică clorură de fier(FeCl 3) și Iodură de potasiu(KJ):
FeCl3 + KJ = A + B + C
necesare pentru instalare formule compuse A, B, C, formate ca urmare a procesului redox.
Stările inițiale de oxidare ale reactivilor sunt următoarele: Fe 3+, Cl -, K +, J -. Este ușor de presupus că Fe 3+, fiind un agent de oxidare (are o stare de oxidare maximă), poate doar să-și reducă starea de oxidare la Fe 2+:
Fe 3+ + e= Fe 2+
Ionul de clorură și ionul de potasiu nu își schimbă starea de oxidare în reacție, dar ionul de iodură nu poate decât să își mărească starea de oxidare, adică. treceți la starea J 2 0:
2J - - 2 e= J20
Ca urmare a reacției, pe lângă procesul redox, va exista reacție de schimbîntre FeCl 3 și KJ, dar ținând cont de schimbarea stărilor de oxidare, reacția nu este determinată conform acestei scheme:
FeCl 3 + KJ = FeJ 3 + KCl,
dar va lua forma
FeCl 3 + KJ = FeJ 2 + KCl,
unde produsul C este compusul 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
În viitor, la determinarea produselor procesului redox, se poate folosi așa-numitul „sistem de lift”. Principiul său este că orice reacție redox poate fi reprezentată ca mișcarea ascensoarelor într-o clădire cu mai multe etaje în două direcții reciproc opuse. Mai mult, „pardoselile” vor fi stări de oxidare elemente corespunzătoare. Deoarece oricare dintre cele două semireacții din procesul redox este însoțită fie de o scădere, fie de o creștere stări de oxidare a unuia sau altui element, atunci prin simplu raționament putem presupune stările lor posibile de oxidare în produșii de reacție rezultați.
Ca exemplu, luați în considerare o reacție cu care reacționează sulful soluție concentrată de hidroxid de sodiu ( NaOH):
S + NaOH(conc) = (A) + (B) + H2O
Deoarece în această reacție se vor produce modificări numai cu stările de oxidare ale sulfului, pentru claritate vom întocmi o diagramă a stărilor posibile ale acestuia:
Compușii (A) și (B) nu pot fi simultan stările de sulf S +4 și S +6, deoarece în acest caz procesul ar avea loc numai cu eliberarea de electroni, adică. ar fi reparator:
S 0 - 4 e= S +4
S 0 - 6 e= S +6
Dar acest lucru ar contrazice principiul proceselor redox. Apoi ar trebui să presupunem că într-un caz procesul ar trebui să continue cu eliberarea de electroni, iar în celălalt ar trebui să se miște în direcția opusă, adică. fi oxidant:
S 0 - 4 e= S +4
S0+2 e= S -2
Pe de altă parte, cât de probabil este ca procesul de recuperare să fie efectuat la starea S +4 sau la S +6? Deoarece reacția are loc într-un mediu alcalin mai degrabă decât într-un mediu acid, potențialul său oxidativ este mult mai mic, prin urmare formarea compusului S +4 în această reacție este preferabilă S +6. Prin urmare, reacția finală va lua forma:
4S + 6NaOH(conc) = Na 2 SO 3 + 2Na 2 S + 3H 2 O
S0 +2 e= S - 2 | 4 | 2
S0 + 6OH--4 e= S032-+3H20 | 2 | 1
3S 0 + 6OH - = 2S - 2 + SO 3 2 - + 3H 2 O
Ca un alt exemplu, luați în considerare următoarea reacție între fosfină și acid azotic concentrat(HNO3):
PH3 + HNO3 = (A) + (B) + H2O
În acest caz, avem stări de oxidare în schimbare ale fosforului și azotului. Pentru claritate, prezentăm diagrame de stare ale stărilor lor de oxidare.
Fosforîn starea de oxidare (-3) va prezenta numai proprietăți reducătoare, deci în reacție își va crește starea de oxidare. Acid azoticîn sine este un agent oxidant puternic și creează un mediu acid, astfel încât fosforul dintr-o stare de (-3) își va atinge starea de oxidare maximă (+5).
În schimb, azotul își va reduce starea de oxidare. În reacții de acest tip, de obicei la o stare de (+4).
Mai mult, nu este dificil să presupunem că fosforul în starea (+5), fiind un produs (A), poate fi doar acid ortofosforic H3PO4, deoarece mediul de reacție este puternic acid. În astfel de cazuri, azotul ia de obicei starea de oxidare (+2) sau (+4), mai des (+4). Prin urmare, produsul (B) va fi Oxid de azot NO2. Tot ce rămâne este să rezolvi această ecuație folosind metoda echilibrului:
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
site-ul web, atunci când copiați materialul integral sau parțial, este necesar un link către sursă.
Reacții de oxidare-reducere (ORR)- reacții însoțite de adăugarea sau pierderea de electroni, sau redistribuirea densității electronilor pe atomi (modificarea stării de oxidare).
Etapele OVR
Oxidare- donarea de electroni de către atomi, molecule sau ioni. Ca urmare, starea de oxidare crește. Agenții reducători renunță la electroni.
Recuperare- adăugarea de electroni. Ca urmare, starea de oxidare scade. Agenții oxidanți acceptă electroni.
OVR- un proces cuplat: dacă există reducere, atunci există oxidare.
Regulile OVR
Schimb echivalent de electroni și echilibru atomic.
Mediu acid
Într-un mediu acid, ionii de oxid eliberați se leagă de protoni pentru a forma molecule de apă; ionii de oxid lipsă sunt furnizați de moleculele de apă, apoi protonii sunt eliberați din ele.
Acolo unde nu sunt suficienți atomi de oxigen, scriem atâtea molecule de apă câte nu sunt destui ioni de oxid.
Sulful din sulfitul de potasiu are o stare de oxidare de +4, manganul din permanganatul de potasiu are o stare de oxidare de +7, acidul sulfuric este mediul de reacție.
Managanese în cea mai mare stare de oxidare este un agent de oxidare, prin urmare, sulfitul de potasiu este un agent reducător.
Notă: +4 este o stare de oxidare intermediară pentru sulf, deci poate acționa atât ca agent reducător, cât și ca agent oxidant. Cu agenți oxidanți puternici (permanganat, dicromat), sulfitul este un agent reducător (oxidat la sulfat); cu agenți reducători puternici (halogenuri, calcogenuri), sulfitul este un agent oxidant (redus la sulf sau sulfură).
Sulful trece de la starea de oxidare +4 la +6 - sulfitul este oxidat la sulfat. Manganul trece de la starea de oxidare +7 la +2 (mediu acid) - ionul permanganat este redus la Mn 2+.
2. Compune semireacții. Egalizarea manganului: din permanganat sunt eliberați 4 ioni de oxid, care sunt legați de ioni de hidrogen (mediu acid) în moleculele de apă. Astfel, 4 ioni de oxid se leagă de 8 protoni în 4 molecule de apă.
Cu alte cuvinte, lipsesc 4 oxigen în partea dreaptă a ecuației, așa că scriem 4 molecule de apă și 8 protoni în partea stângă a ecuației.
Șapte minus doi sunt plus cinci electroni. Puteți egaliza prin sarcina totală: în partea stângă a ecuației sunt opt protoni minus un permanganat = 7+, în partea dreaptă este mangan cu o sarcină de 2+, apa este neutră electric. Șapte minus doi sunt plus cinci electroni. Totul este egalat.
Echivalarea sulfului: ionul de oxid lipsă din partea stângă a ecuației este furnizat de o moleculă de apă, care ulterior eliberează doi protoni pe partea dreaptă.
În stânga taxa este 2-, în dreapta este 0 (-2+2). Minus doi electroni.
Înmulțiți jumătatea de reacție superioară cu 2, jumătatea de reacție inferioară cu 5.
Reducem protonii și apa.
Ionii de sulfat se leagă de ionii de potasiu și mangan.
Mediu alcalin
Într-un mediu alcalin, ionii de oxid eliberați sunt legați de molecule de apă, formând ioni de hidroxid (grupe OH). Ionii de oxid lipsă sunt furnizați de grupări hidroxo, care trebuie luate de două ori mai mult.
Acolo unde nu sunt suficienți ioni de oxid, scriem grupări hidroxo de 2 ori mai multe decât ceea ce lipsește, pe de altă parte - apa.
Exemplu. Folosind metoda echilibrului electronic, creați o ecuație de reacție, determinați agentul de oxidare și agentul reducător:
Determinați gradul de oxidare:
Bismutul (III) cu agenți oxidanți puternici (de exemplu, Cl 2) într-un mediu alcalin prezintă proprietăți reducătoare (se oxidează la bismut V):
Deoarece în partea stângă a ecuației nu sunt suficienți 3 oxigeni pentru echilibru, scriem 6 grupe hidroxo, iar în dreapta - 3 ape.
Ecuația finală a reacției este:
Mediu neutru
Într-un mediu neutru, ionii de oxid eliberați sunt legați de moleculele de apă pentru a forma ioni de hidroxid (grupe OH). Ionii de oxid lipsă sunt furnizați de moleculele de apă. Din ele sunt eliberați ionii H +.
Folosind metoda echilibrului electronic, creați o ecuație de reacție, determinați agentul de oxidare și agentul reducător:
1. Determinați starea de oxidare: sulful din persulfatul de potasiu are o stare de oxidare de +7 (este un agent oxidant, deoarece are cea mai mare stare de oxidare), bromul din bromura de potasiu are o stare de oxidare de -1 (este un agent reducător, deoarece are cea mai scăzută stare de oxidare). starea de oxidare), apa este mediul de reacție.
Sulful trece de la starea de oxidare +7 la +6 - persulfatul este redus la sulfat. Bromul trece de la starea de oxidare -1 la 0 - ionul de bromură este oxidat la brom.
2. Compune semireacții. Egalăm sulful (coeficientul 2 înainte de sulfat). Oxigen Eq.
Pe partea stângă este o sarcină de 2-, pe partea dreaptă este o sarcină de 4-, sunt atașați 2 electroni, așa că scriem +2
Egalăm bromul (coeficientul 2 înaintea ionului de bromură). În partea stângă sarcina este 2-, în partea dreaptă sarcina este 0, sunt dați 2 electroni, deci scriem -2
3. Ecuația sumară a balanței electronice.
4. Ecuația reacției finale: Ionii de sulfat se combină cu ionii de potasiu pentru a forma sulfat de potasiu, un factor de 2 înainte de KBr și înainte de K2SO4. Apa sa dovedit a fi inutilă - puneți-o între paranteze drepte.
Clasificarea OVR
- Agent oxidant și agent reducător- diferite substanțe
- Agenți de autooxidare, agenți de autoreducere (disproporționare, dismutare). Un element într-o stare intermediară de oxidare.
- Agent oxidant sau agent reducător - mediu pentru proces
- Oxidare-reducere intramoleculară. Aceeași substanță conține un agent oxidant și un agent reducător.
Reacții în fază solidă, la temperatură ridicată.
Caracteristicile cantitative ale ORR
Potențial redox standard, E 0- potenţialul electrodului raportat la potenţialul standard de hidrogen. Mai multe despre.
Pentru a suferi ORR, este necesar ca diferența de potențial să fie mai mare decât zero, adică potențialul agentului de oxidare trebuie să fie mai mare decât potențialul agentului reducător:
, 
De exemplu:
Cu cât potențialul este mai mic, cu atât agentul reducător este mai puternic; cu cât potenţialul este mai mare, cu atât agentul de oxidare este mai puternic.
Proprietățile oxidante sunt mai puternice într-un mediu acid, în timp ce proprietățile reducătoare sunt mai puternice într-un mediu alcalin.
Multe substanțe au proprietăți speciale, care în chimie sunt de obicei numite oxidante sau reducătoare.
Unele substanțe chimice prezintă proprietățile agenților oxidanți, altele - agenți reducători, în timp ce unii compuși pot prezenta ambele proprietăți simultan (de exemplu, peroxidul de hidrogen H 2 O 2).
Ce sunt agenții oxidanți și reducători, oxidarea și reducerea?
Proprietățile redox ale unei substanțe sunt asociate cu procesul de a da și de a primi electroni de către atomi, ioni sau molecule.
Un agent oxidant este o substanță care acceptă electroni în timpul unei reacții, adică este redusă; agent reducător - renunță la electroni, adică oxidează. Procesele de transfer de electroni de la o substanță la alta se numesc de obicei reacții redox.
Compușii care conțin atomi de elemente cu starea de oxidare maximă pot fi doar agenți oxidanți datorită acestor atomi, deoarece au renunțat deja la toți electronii de valență și sunt capabili să accepte doar electroni. Starea maximă de oxidare a atomului unui element este egală cu numărul grupului din tabelul periodic căruia îi aparține elementul. Compușii care conțin atomi de elemente cu o stare minimă de oxidare pot servi doar ca agenți reducători, deoarece sunt capabili doar să doneze electroni, deoarece nivelul de energie exterior al unor astfel de atomi este completat de opt electroni.
