Patria sem reakcie, pri ktorých si reagujúce látky vymieňajú elektróny, čím sa menia oxidačné stavy atómov prvkov tvoriacich reagujúce látky.
Napríklad:
Zn + 2H + → Zn2+ + H2,
FeS2 + 8HN03 (konc) = Fe(N03)3 + 5NO + 2H2S04 + 2H20,
Prevažná väčšina chemických reakcií sú redoxné reakcie, zohrávajú mimoriadne dôležitú úlohu.
Oxidácia je proces straty elektrónov atómom, molekulou alebo iónom.
Ak sa atóm vzdá svojich elektrónov, získa kladný náboj:
Napríklad:
Al-3e- = Al3+
H2-2e- = 2H+
Počas oxidácie sa oxidačný stav zvyšuje.
Ak sa záporne nabitý ión (náboj -1), napríklad Cl-, vzdá 1 elektrónu, stane sa neutrálnym atómom:
2Cl-2e- = Cl2
Ak sa kladne nabitý ión alebo atóm vzdá elektrónov, potom sa veľkosť jeho kladného náboja zvýši podľa počtu odovzdaných elektrónov:
Fe2+ - e- = Fe3+
Redukcia je proces získavania elektrónov atómom, molekulou alebo iónom.
Ak atóm získa elektróny, stane sa záporne nabitým iónom:
Napríklad:
Сl 2 + 2е- = 2Сl -
S + 2е - = S 2-
Ak kladne nabitý ión prijíma elektróny, jeho náboj klesá:
Fe3+ + e- = Fe2+
alebo môže prejsť do neutrálneho atómu:
Fe 2+ + 2e- = Fe 0
Oxidačné činidlo je atóm, molekula alebo ión, ktorý prijíma elektróny. Redukčné činidlo je atóm, molekula alebo ión, ktorý daruje elektróny.
Oxidačné činidlo sa počas reakcie redukuje, redukčné činidlo sa oxiduje.
Oxidácia je vždy sprevádzaná redukciou a naopak, redukcia je vždy spojená s oxidáciou, ktorá môže byť vyjadrená rovnicami:
Redukčné činidlo - e - ↔ Oxidačné činidlo
Oxidačné činidlo + e - ↔ Redukčné činidlo
Preto redoxné reakcie predstavujú jednotu dvoch opačných procesov - oxidácie a redukcie
Najdôležitejšie redukčné a oxidačné činidlá
|
Reštaurátori |
Oxidačné činidlá |
Kovy, vodík, uhlie Oxid uhoľnatý CO Sírovodík H 2 S, oxid sírový (IV) SO 2, kyselina siričitá H 2 SO 3 a jej soli Kyselina jodovodíková HI, kyselina bromovodíková HBr, kyselina chlorovodíková HCl Chlorid cínatý SnCl2, síran železnatý FeSO4, síran manganatý MnSO4, síran chromitý Cr2 (SO4) 3 Kyselina dusitá HNO 2, amoniak NH 3, hydrazín N 2 H 4, oxid dusnatý (II) NO Kyselina fosforitá H3PO3 Aldehydy, alkoholy, kyselina mravčia a šťavelová, glukóza Katóda počas elektrolýzy |
Halogény Manganistan draselný KMnO 4, manganistan draselný K 2 MnO 4, oxid manganatý MnO 2 Dvojchróman draselný K 2 Cr 2 O 7, chróman draselný K 2 CrO 4 Kyselina dusičná HNO 3 Kyslík O 2, ozón O 3, peroxid vodíka H202 Kyselina sírová H2SO4 (konc.), kyselina selénová H2SeO4 Oxid meďnatý CuO, oxid strieborný Ag 2 O, oxid olovnatý PbO 2 Ióny ušľachtilých kovov (Ag+, Au3+ atď.) Chlorid železitý FeCl 3 Chlornany, chlorečnany a chloristany Aqua regia, zmes koncentrovaných kyselín dusičnej a fluorovodíkovej Anóda počas elektrolýzy |
Metóda elektronickej váhy.
Na vyrovnanie OVR sa používa niekoľko metód, z ktorých teraz zvážime jednu - metódu elektronickej rovnováhy.
Napíšme rovnicu pre reakciu medzi hliníkom a kyslíkom:
Al + 02 = Al203
Nenechajte sa zmiasť jednoduchosťou tejto rovnice. Našou úlohou je pochopiť metódu, ktorá vám v budúcnosti umožní vyrovnať oveľa zložitejšie reakcie.
Čo je teda metóda elektronickej váhy? Rovnováha je rovnosť. Preto by sa počet elektrónov, ktoré jeden prvok vzdá a druhý prijme v danej reakcii, mal rovnať. Spočiatku toto množstvo vyzerá inak, ako je možné vidieť z rôznych oxidačných stavov hliníka a kyslíka:
A10 + 020 = A12+303-2
Hliník sa vzdáva elektrónov (nadobudne kladný oxidačný stav) a kyslík prijíma elektróny (nadobúda záporný oxidačný stav). Na získanie oxidačného stavu +3 musí atóm hliníka odovzdať 3 elektróny. Molekula kyslíka, aby sa zmenila na atómy kyslíka s oxidačným stavom -2, musí prijať 4 elektróny:
Alo-3e- = Al +3
020 + 4e- = 20-2
Aby sa počet daných a prijatých elektrónov rovnal, treba prvú rovnicu vynásobiť 4 a druhú 3. K tomu stačí posunúť počty daných a prijatých elektrónov proti hornej a dolnej časti. čiary, ako je znázornené na obrázku vyššie.
Ak teraz do rovnice dáme koeficient 4, ktorý sme našli pred redukčné činidlo (Al), a koeficient 3, ktorý sme našli pred oxidačné činidlo (O 2), potom sa počet daných a prijatých elektrónov vyrovná a sa rovná 12. Elektronická rovnováha bola dosiahnutá. Je vidieť, že pred reakčným produktom Al 2 O 3 je potrebný koeficient 2. Teraz je rovnica redoxnej reakcie vyrovnaná:
4Al + 302 = 2Al203
Všetky výhody metódy elektronickej rovnováhy sa prejavujú v zložitejších prípadoch ako oxidácia hliníka kyslíkom.
Napríklad dobre známy „manganistan draselný“ - manganistan draselný KMnO 4 - je silné oxidačné činidlo vďaka atómu Mn v oxidačnom stave +7. Dokonca aj chlórový anión Cl – mu dáva elektrón, ktorý sa mení na atóm chlóru. Toto sa niekedy používa na výrobu plynného chlóru v laboratóriu:
K + Mn +704-2 + K + Cl - + H2SO4 = Cl20 + Mn +2 SO4 + K2S04 + H20
Vytvorme diagram elektronickej rovnováhy:
Mn+7+5e- = Mn+2
2Cl--2e- = Cl20
Dva a päť sú hlavné koeficienty rovnice, vďaka ktorým je možné jednoducho vybrať všetky ostatné koeficienty. Pred Cl 2 by ste mali dať koeficient 5 (alebo 2 × 5 = 10 pred KСl) a pred KMnO 4 - koeficient 2. Všetky ostatné koeficienty sú viazané na tieto dva koeficienty. Je to oveľa jednoduchšie ako konať jednoduchým chrumkaním čísel.
2 KMn04 + 10 KCl + 8H2S04 = 5 Cl2 + 2MnS04 + 6K2S04 + 8H20
Na vyrovnanie počtu atómov K (12 atómov vľavo) je potrebné pred K 2 SO 4 na pravej strane rovnice umiestniť koeficient 6. Nakoniec na vyrovnanie kyslíka a vodíka stačí dať pred H 2 SO 4 a H 2 O koeficient 8. Dostaneme rovnicu v jej konečnej podobe.
Metóda elektronickej rovnováhy, ako vidíme, nevylučuje obvyklý výber koeficientov v rovniciach redoxných reakcií, ale môže takýto výber výrazne uľahčiť.
Zostavenie rovnice pre reakciu medi s roztokom dusičnanu paladnatého. Zapíšme si vzorce počiatočných a konečných látok reakcie a ukážme zmeny oxidačných stavov:
z čoho vyplýva, že s redukčným činidlom a oxidačným činidlom sú koeficienty rovné 1. Výsledná rovnica reakcie je:
Cu + Pd(N03)2 = Cu(N03)2 + Pd
Ako vidíte, elektróny sa neobjavujú v celkovej reakčnej rovnici.
Aby sme skontrolovali správnosť rovnice, spočítame počet atómov každého prvku na jeho pravej a ľavej strane. Napríklad na pravej strane je 6 atómov kyslíka, na ľavej strane je tiež 6 atómov; paládium 1 a 1; meď je tiež 1 a 1. To znamená, že rovnica je napísaná správne.
Prepíšme túto rovnicu do iónovej formy:
Cu + Pd 2+ + 2NO 3 - = Cu 2+ + 2NO 3 - + Pd
A po redukcii identických iónov dostaneme
Cu + Pd2+ = Cu2+ + Pd
Zostavenie reakčnej rovnice pre interakciu oxidu mangánu (IV) s koncentrovanou kyselinou chlorovodíkovou
(chlór sa vyrába pomocou tejto reakcie v laboratóriu).
Zapíšme si vzorce východiskových a konečných látok reakcie:
HCl + Mn02 -> Cl2 + MnCl2 + H20
Ukážme zmenu oxidačných stavov atómov pred a po reakcii:
Táto reakcia je redoxná, pretože oxidačné stavy atómov chlóru a mangánu sa menia. HCl je redukčné činidlo, MnO2 je oxidačné činidlo. Zostavujeme elektronické rovnice:
a nájdite koeficienty pre redukčné činidlo a oxidačné činidlo. Sú rovné 2 a 1. Koeficient 2 (a nie 1) je nastavený, pretože 2 atómy chlóru s oxidačným stavom -1 odovzdajú 2 elektróny. Tento koeficient je už v elektronickej rovnici:
2HCl + Mn02 -> Cl2 + MnCl2 + H20
Pre ostatné reagujúce látky nájdeme koeficienty. Z elektrónových rovníc je zrejmé, že na 2 mol HCl pripadá 1 mol MnO2. Ak však vezmeme do úvahy, že na naviazanie výsledného dvojnásobne nabitého iónu mangánu sú potrebné ďalšie 2 móly kyseliny, mal by sa pred redukčné činidlo umiestniť koeficient 4. Potom sa získajú 2 móly vody. Konečná rovnica je
4HCl + Mn02 = Cl2 + MnCl2 + 2 H20
Kontrola správnosti zápisu rovnice sa môže obmedziť na počítanie počtu atómov jedného prvku, napríklad chlóru: na ľavej strane sú 4 a na pravej strane 2 + 2 = 4.
Keďže metóda elektrónovej rovnováhy zobrazuje reakčné rovnice v molekulárnej forme, po kompilácii a overení by mali byť napísané v iónovej forme.
Prepíšme zostavenú rovnicu do iónovej podoby:
4Н + + 4Сl - + МnО 2 = Сl 2 + Мn 2 + + 2Сl - + 2Н 2 О
a po zrušení identických iónov na oboch stranách rovnice dostaneme
4H+ + 2Cl - + Mn02 = Cl2 + Mn2 + + 2H20
Zostavenie reakčnej rovnice pre interakciu sírovodíka s okysleným roztokom manganistanu draselného.
Napíšme reakčnú schému - vzorce východiskových a výsledných látok:
H2S + KMnO4 + H2SO4 → S + MnSO4 + K2S04 + H20
Potom ukážeme zmenu oxidačných stavov atómov pred a po reakcii:
Menia sa oxidačné stavy atómov síry a mangánu (H 2 S je redukčné činidlo, KMnO 4 je oxidačné činidlo). Skladáme elektronické rovnice, t.j. Zobrazujeme procesy straty a zisku elektrónov:
A nakoniec nájdeme koeficienty pre oxidačné činidlo a redukčné činidlo a potom pre ostatné reaktanty. Z elektrónových rovníc je zrejmé, že potrebujeme vziať 5 mol H 2 S a 2 mol KMnO 4, potom dostaneme 5 mol S atómov a 2 mol MnSO 4. Navyše z porovnania atómov na ľavej a pravej strane rovnice zistíme, že vzniká aj 1 mol K 2 SO 4 a 8 mol vody. Výsledná reakčná rovnica bude
5Н 2 S + 2КМnО 4 + ЗН 2 SO 4 = 5S + 2МnSO 4 + К 2 SO 4 + 8Н 2 О
Správnosť zápisu rovnice sa potvrdí spočítaním atómov jedného prvku, napríklad kyslíka; na ľavej strane je 2 4 + 3 4 = 20 a na pravej strane je 2 4 + 4 + 8 = 20.
Rovnicu prepíšeme do iónovej podoby:
5H2S + 2Mn04 - + 6H+ = 5S + 2Mn2+ + 8H20
Je známe, že správne napísaná reakčná rovnica je vyjadrením zákona o zachovaní hmotnosti látok. Preto musí byť počet rovnakých atómov vo východiskových materiáloch a reakčných produktoch rovnaký. Poplatky sa musia tiež šetriť. Súčet nábojov východiskových látok sa musí vždy rovnať súčtu nábojov reakčných produktov.
Metóda elektrón-iónovej rovnováhy je v porovnaní s metódou elektronickej rovnováhy univerzálnejšia a má nepopierateľnú výhodu pri výbere koeficientov v mnohých oxidačno-redukčných reakciách, najmä pri organických zlúčeninách, v ktorých je aj postup na stanovenie oxidačných stavov veľmi zložitý.
Klasifikácia OVR
Existujú tri hlavné typy redoxných reakcií:
1) Medzimolekulové oxidačno-redukčné reakcie
(keď oxidačné činidlo a redukčné činidlo sú rôzne látky);
2) Disproporcionálne reakcie
(keď tá istá látka môže slúžiť ako oxidačné činidlo a redukčné činidlo);
3) Intramolekulárne oxidačno-redukčné reakcie
(keď jedna časť molekuly pôsobí ako oxidačné činidlo a druhá ako redukčné činidlo).>
Pozrime sa na príklady troch typov reakcií.
1. Medzimolekulové oxidačno-redukčné reakcie sú všetky reakcie, o ktorých sme už hovorili v tomto odseku.
Zoberme si trochu zložitejší prípad, keď sa pri reakcii nemôže spotrebovať všetko oxidačné činidlo, pretože jeho časť sa podieľa na bežnej, neredoxnej výmennej reakcii:
Cuo + H + N +503-2 = Cu +2 (N +503-2) 2 + N +20 -2 + H20
Niektoré častice NO 3 - sa zúčastňujú reakcie ako oxidačné činidlo, pričom vzniká oxid dusnatý NO a niektoré ióny NO 3 - prechádzajú nezmenené na zlúčeninu medi Cu(NO 3) 2. Vytvorme elektronickú váhu:
Cuo - 2e- = Cu +2
N+5+3e- = N+2
Zistený koeficient 3 pre meď dáme pred Cu a Cu(NO 3) 2. Ale koeficient 2 by mal byť umiestnený iba pred NO, pretože všetok dusík v ňom prítomný sa podieľal na redoxnej reakcii. Bolo by chybou uvádzať faktor 2 pred HNO 3, pretože táto látka zahŕňa aj tie atómy dusíka, ktoré sa nezúčastňujú oxidačno-redukcie a sú súčasťou produktu Cu(NO 3) 2 (častice NO 3 - tu sa niekedy nazýva "ión" -pozorovateľ").
Zostávajúce koeficienty sa dajú ľahko vybrať pomocou už nájdených koeficientov:
3 Cu + 8HNO3 = 3 Cu(N03)2 + 2 NO + 4H20
2. Disproporcionačné reakcie nastávajú, keď sú molekuly tej istej látky schopné vzájomne sa oxidovať a redukovať. To je možné, ak látka obsahuje atómy akéhokoľvek prvku v strednom oxidačnom stave.
V dôsledku toho sa oxidačný stav môže buď znížiť, alebo zvýšiť. Napríklad:
HN+302 = HN+503 + N+20 + H20
Túto reakciu možno považovať za reakciu medzi HNO 2 a HNO 2 ako oxidačným činidlom a redukčným činidlom a použitím metódy elektrónovej rovnováhy:
HN +302 + HN +302 = HN +503 + N +20 + H20
N+3-2e- = N+5
N+3 + e- = N +2
Dostaneme rovnicu:
2HN02 + 1HN02 = 1 HN03 + 2 NO + H20
Alebo sčítanie mólov HNO 2 dohromady:
3HN02 = HN03 + 2NO + H20
Intramolekulárne oxidačno-redukčné reakcie sa vyskytujú, keď oxidačné atómy a redukujúce atómy susedia v molekule. Uvažujme o rozklade Bertholletovej soli KClO 3 pri zahrievaní:
KCI +503-2 = KCI- + 020
Táto rovnica tiež spĺňa požiadavku elektronickej váhy:
Cl +5 + 6e- = Cl -
20-2-2e- = 020
Tu nastáva problém - ktorý z dvoch nájdených koeficientov treba dať pred KClO 3 - táto molekula predsa obsahuje oxidačné aj redukčné činidlo?
V takýchto prípadoch sa nájdené koeficienty umiestnia pred produkty:
KCl03 = 2KCl + 302
Teraz je jasné, že KClO 3 musí predchádzať faktor 2.
2KCl03 = 2KCl + 302
Pri výrobe kyslíka v laboratóriu sa využíva intramolekulárna reakcia rozkladu bertholletovej soli pri zahrievaní.
Metóda polovičnej reakcie
Ako už názov napovedá, táto metóda je založená na zostavení iónových rovníc pre proces oxidácie a procesu redukcie a ich následnom zhrnutí do celkovej rovnice.
Ako príklad si vytvorte rovnicu pre rovnakú reakciu, ktorá bola použitá na vysvetlenie metódy elektronickej váhy.
Keď sírovodík H 2 S prechádza okysleným roztokom manganistanu draselného KMnO 4, karmínová farba zmizne a roztok sa zakalí.
Skúsenosti ukazujú, že zákal roztoku vzniká v dôsledku tvorby elementárnej síry, t.j. tok procesu:
H2S -> S + 2H+
Táto schéma je vyrovnaná počtom atómov. Ak chcete vyrovnať počtom nábojov, musíte odpočítať dva elektróny z ľavej strany diagramu, potom môžete šípku nahradiť znakom rovnosti:
H2S-2e- = S + 2H+
Toto je prvá polovičná reakcia - proces oxidácie redukčného činidla H2S.
Odfarbenie roztoku je spojené s prechodom iónu MnO 4 - (má karmínovú farbu) na ión Mn 2+ (takmer bezfarebný a len pri vysokých koncentráciách má slabo ružovú farbu), čo môže byť vyjadrené tzv. diagram
Mn04 - → Mn2+
V kyslom roztoku tvorí kyslík, ktorý je súčasťou iónov MnO 4, spolu s vodíkovými iónmi nakoniec vodu. Preto napíšeme proces prechodu takto:
Mn04- + 8H+ -> Mn2+ + 4H20
Ak chcete nahradiť šípku znamienkom rovnosti, musia sa vyrovnať aj poplatky. Keďže počiatočné látky majú sedem kladných nábojov (7+) a koncové látky majú dva kladné náboje (2+), na splnenie podmienky zachovania nábojov treba na ľavú stranu diagramu pridať päť elektrónov:
Mn04 - + 8H + + 5e - = Mn2+ + 4H20
Ide o druhú polovičnú reakciu – proces redukcie oxidačného činidla, t.j. manganistanový ión
Na zostavenie všeobecnej reakčnej rovnice je potrebné pridať rovnice polovičnej reakcie po členoch, pričom sa predtým vyrovnali počty daných a prijatých elektrónov. V tomto prípade sa podľa pravidiel na nájdenie najmenšieho násobku určia zodpovedajúce faktory, ktorými sa vynásobia rovnice polovičnej reakcie. Skrátená forma je nasledovná:
A znížením o 10H+ sme konečne dostali
5H2S + 2Mn04 - + 6H+ = 5S + 2Mn2+ + 8H20
Skontrolujeme správnosť rovnice zostavenej v iónovej forme: počet atómov kyslíka na ľavej strane je 8, na pravej strane 8; počet nabití: na ľavej strane (2-)+(6+) = 4+, na pravej strane 2(2+) = 4+. Rovnica je napísaná správne, pretože atómy a náboje sú rovnaké.
Pomocou metódy polovičnej reakcie sa reakčná rovnica zostaví v iónovej forme. Aby sme sa z nej dostali k rovnici v molekulárnej forme, urobíme to takto: na ľavej strane iónovej rovnice vyberieme zodpovedajúci katión pre každý anión a pre každý katión - anión. Potom napíšeme rovnaké ióny v rovnakom čísle na pravú stranu rovnice, potom ióny spojíme do molekúl:
Zostavovanie rovníc pre redoxné reakcie metódou polovičnej reakcie teda vedie k rovnakému výsledku ako metóda elektrónovej rovnováhy.
Porovnajme obe metódy. Výhodou metódy polovičnej reakcie v porovnaní s metódou elektronickej váhy je, že. že využíva nie hypotetické ióny, ale skutočne existujúce. V skutočnosti v roztoku nie sú žiadne ióny, ale sú tam ióny.
Pri metóde polovičnej reakcie nie je potrebné poznať oxidačný stav atómov.
Písanie jednotlivých rovníc iónovej polovičnej reakcie je nevyhnutné na pochopenie chemických procesov v galvanickom článku a pri elektrolýze. Pri tejto metóde je viditeľná úloha okolia ako aktívneho účastníka celého procesu. Nakoniec, pri použití metódy polovičnej reakcie nemusíte poznať všetky výsledné látky, tie sa objavia v reakčnej rovnici pri jej odvodení. Preto by sa pri zostavovaní rovníc pre všetky redoxné reakcie vyskytujúce sa vo vodných roztokoch mala uprednostniť metóda polovičných reakcií.
|
Reštaurátori |
Oxidačné činidlá |
||
|
Vodík, uhlík Oxid uhoľnatý Sírovodík Oxid sírový (IV). Kyselina sírová a jej soli Halogenidy vodíka Katióny kovov v nižších stupňoch oxidácia: Kyselina dusitá Hydrazín Katóda pri elektrolýza |
SnCl2, FeCl2, MnS04, Cr2(S04)3 |
Halogény Manganistan Manganáty Oxid mangánu (IV). Dichromáty Kyselina dusičná Kyselina sírová Oxid olovnatý Peroxid vodíka Kyselina monosírová Kyseliny dipersírové Katióny kovov vo vyšších stupňoch oxidácia: Chlorečnan draselný Anóda počas elektrolýzy |
F2; Cl2; I2; Br 2 KMnO 4 K 2 Cr 2 O 7 K 2 CrO 4 H2SO4 konc. PbO2 TlCl3, Au(CNS)3 |
Zlúčeniny obsahujúce atómy prvkov so strednými oxidačnými stavmi môžu byť oxidačnými aj redukčnými činidlami v závislosti od partnera, s ktorým reagujú, a od reakčných podmienok. Typické oxidačné činidlo peroxid vodíka, keď interaguje v kyslom prostredí s manganistanom draselným, sa ukazuje ako redukčné činidlo:
5H202 + 2 KMnO4 + 3 H2S04 = 2 MnS04 + K2S04 + 502 + 8 H20,
a typické redukčné činidlo siričitan sodný oxiduje sulfidy alkalických kovov:
Na 2 SO 3 + 2 Na 2 S+ 3 H 2 O = 3 S + 6 NaOH.
Navyše redukčné činidlá obsahujúce atómy v najnižšom oxidačnom stave môžu byť oxidačnými činidlami na úkor iného prvku. Napríklad typické redukčné činidlo amoniak môže oxidovať alkalické kovy na úkor atómov vodíka:
NH3 + Na = NaH2N + 1/2 H2.
Zostavovanie rovníc OVR
Redoxné reakcie sú opísané reakčnými rovnicami, ktoré odrážajú množstvá látok, ktoré interagujú, a výsledné produkty. Na zostavenie rovníc ORR použite príp metóda elektronickej váhy (schémová metóda), príp elektrón-iónová rovnováha (metóda polovičnej reakcie).
Metóda elektronickej váhy je univerzálnejšia, pretože umožňuje stanoviť stechiometrické pomery v ORR v ľubovoľných homo- a heterogénnych systémoch.
Metóda elektronickej váhy‑ metóda hľadania koeficientov v rovniciach redoxných reakcií, ktorá uvažuje o výmene elektrónov medzi atómami prvkov, ktoré menia svoj oxidačný stav. Počet elektrónov odovzdaných redukčným činidlom sa rovná počtu elektrónov získaných oxidačným činidlom.
Rovnica sa zostavuje v niekoľkých fázach:
1. Napíšte reakčnú schému:
KMn04 + HCl -> KCl + MnCl2 + Cl2 + H20.
2. Umiestnite oxidačné stavy nad znaky prvkov, ktoré menia oxidačný stav:
KMn+704 + HCl -1 → KCl + Mn +2 Cl2 + Cl20 + H20.
3. Identifikujte prvky, ktoré menia oxidačné stavy a určte počet elektrónov získaných oxidačným činidlom a odovzdaných redukčným činidlom:
Mn +7 + 5ē → Mn +2.
2Cl-1 - 2ē → Cl20.
4. Vyrovnajte počet získaných a darovaných elektrónov, čím sa stanovia koeficienty pre zlúčeniny, ktoré obsahujú prvky, ktoré menia oxidačný stav:
|
Mn +7 + 5ē → Mn +2 | |
|
2Cl -1 – 2ē → Cl 2 0 |
––––––––––––––––––––––––
2Mn +7 + 10Cl-1 -> 2Mn +2 + 5Cl20.
5. Vyberte koeficienty pre zostávajúcich účastníkov reakcie:
2KMn+704 + 16HCl-1 -> 2KCl + 2Mn+2Cl2 + 5Cl20 + 8H20.
Na výber koeficientov pre rovnice reakcií prebiehajúcich vo vodných roztokoch je výhodnejšia metóda polovičnej reakcie.
Po prvé, umožňuje vám vynechať operácie určovania oxidačného stavu prvkov.
Po druhé, v procese jej použitia sa okamžite získa skrátená iónová rovnica redoxnej reakcie.
Po tretie, pomocou rovnice polovičnej reakcie je možné stanoviť vplyv prostredia na povahu procesu.
Okrem toho sa pri zostavovaní elektrónovo-iónovej rovnováhy pracuje s iónmi, ktoré skutočne existujú vo vodnom roztoku, na rozdiel od metódy elektrónovej rovnováhy, ktorá sa zaoberá hypotetickými časticami ako Mn+7, Cr+6.
Metóda elektrón-iónovej rovnováhy (metóda polovičnej reakcie).
Táto metóda berie do úvahy prenos elektrónov z jedného atómu alebo iónu na druhý, pričom sa berie do úvahy povaha prostredia (kyslé, alkalické alebo neutrálne), v ktorom prebieha reakcia. Pri zostavovaní rovníc pre oxidačné a redukčné procesy sa na vyrovnanie počtu atómov vodíka a kyslíka zavádzajú buď molekuly vody a vodíkové ióny (v závislosti od média) (ak je prostredie kyslé), alebo molekuly vody a hydroxidové ióny (ak je prostredie alkalické). Vo výsledných produktoch sa teda na pravej strane rovnice elektrón-ión budú nachádzať vodíkové ióny a molekuly vody (kyslé prostredie) alebo hydroxidové ióny a molekuly vody (alkalické prostredie).
To znamená, že pri písaní rovníc elektrón-ión treba vychádzať zo zloženia iónov skutočne prítomných v roztoku . Okrem toho, ako pri písaní skrátených iónových rovníc, látky, ktoré sa zle disociujú, sú zle rozpustné alebo sa uvoľňujú ako plyn, by sa mali písať v molekulárnej forme.
Zvážte napríklad nasledujúcu reakciu:
H202 + KMnO4 + H2S04 → MnS04 + O2 + H20 + K2S04.
Pri hľadaní stechiometrických koeficientov rovnice redoxného procesu je potrebné vykonať nasledujúce operácie.
1. Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo medzi reagujúcimi látkami. V našom príklade je oxidačným činidlom KMnO 4, redukčným činidlom je H 2 O 2 a produkty ich interakcie sú Mn 2+ a O 2.
2. Napíšte schémy polovičných reakcií:
H202 -> O2 oxidácia;
MnO → Mn 2+. zotavenie.
3. Vyrovnajte schémy:
a) prvkom, ktorý mení oxidačný stav (v našom príklade to nie je potrebné);
b) kyslíkom, v prípade potreby jeho pridaním vo forme molekúl vody, ak reakcia prebieha v kyslom prostredí, a vo forme hydroxidového iónu, ak reakcia prebieha v alkalickom prostredí:
H202 -> 02;
MnO -» Mn2+ + 4 H20;
c) vodíkom, jeho pridaním vo forme vodíkových iónov, ak reakcia prebieha v kyslom prostredí, a vo forme molekúl vody, ak reakcia prebieha v alkalickom prostredí, ak:
H202 -> 02 + 2 H+;
MnO+ 8H+ -> Mn2+ + 4 H20;
d) celkovým nábojom iónov, pridaním alebo odčítaním požadovaného počtu elektrónov:
H202 - 2ē -> 02 + 2 H+;
Mn04 - + 8 H + + 5 ē → Mn2+ + 4H20.
4. Berúc do úvahy zákon elektrickej neutrality, vyrovnajte počet darovaných a prijatých elektrónov a spočítajte oddelene ľavú a pravú časť polovičných reakcií:
H202 - 2ē → 02 + 2 H + | 2| 5
MnO+ 8 H + + 5 ē →Mn 2+ + 4 H 2 O | 5| 2
____________________________________________
5H202 + 2 MnO+ 16H+ = 502 + 10H++ 2 Mn2+ + 8 H20.
Redukovaním získame rovnicu tohto redoxného procesu v iónovej forme:
5H202 + 2 MnO+ 6H+ = 502 + 2 Mn2+ + 8 H20.
5. Prejdite na molekulárnu formu rovnice a pridajte katióny a anióny, ktoré zostávajú nezmenené v dôsledku reakcie, to znamená ióny tvoriace soli (v našom príklade ióny K + a SO 4 2-):
5 H202 + 2 KMnO4 + 3 H2S04 = 502 + 8 H20 + K2S04.
Zoberme si ďalší príklad - proces oxidácie pyritu koncentrovanou kyselinou dusičnou.
1. Spomedzi reagujúcich látok určme oxidačné činidlo a redukčné činidlo. V našom príklade je oxidačným činidlom HNO 3, redukčným činidlom je FeS 2. Stanovme produkty reakcie. Kyselina dusičná HNO 3 je silné oxidačné činidlo, takže síra bude oxidovaná na maximálny oxidačný stav S 6+ a železo na Fe 3+, zatiaľ čo HNO 3 sa môže redukovať na NO:
FeS2 +HNO3 → Fe(NO3)3 + H2S04 + NO.
2. Vypíšme schémy polovičných reakcií
FeS 2 → Fe 3+ +SO oxidácia;
NIE → NIE zotavenie.
3. Vyrovnáme schémy:
FeS2 + 8H20 - 15° -> Fe3+ + 2SO + 16H+;
NO+4H++3 ē → NO + 2H20.
4. Berúc do úvahy zákon elektrickej neutrality, vyrovnáme počet darovaných a prijatých elektrónov a spočítame oddelene ľavú a pravú časť polovičných reakcií:
FeS2 + 8H20 - 15ē → Fe3+ + 2SO+ 16H+ | 15 | 1
NO+ 4H + +3 ē → NO + 2H20 | 3 | 5
FeS2 + 8H20 +5NO+ 20H+ = Fe3+ +2SO+16H++ 5NO + 10H20.
5. Redukovaním dostaneme rovnicu v iónovom tvare:
FeS2 + 5NO+ 4H+ = Fe3+ + 2SO + 5NO + 2H20.
6. Napíšme rovnicu v molekulárnej forme, berúc do úvahy, že niektoré dusičnanové ióny neboli redukované, ale podieľali sa na výmennej reakcii a niektoré z iónov H + sú prítomné v produktoch reakcie (H 2 SO 4):
Všimnite si, že ste nikdy nemuseli určiť oxidačný stav prvkov, aby ste určili počet odovzdaných a prijatých elektrónov. Okrem toho sme brali do úvahy vplyv prostredia a automaticky sme určili, že H 2 O je na pravej strane rovnice. Niet pochýb o tom, že táto metóda je oveľa konzistentnejšia s chemickým významom ako štandardná metóda elektronických váh.
1. Ako definovať redoxnú reakciu?
Existujú rôzne klasifikácie chemických reakcií. Jedna z nich zahŕňa tie, v ktorých látky, ktoré sa navzájom ovplyvňujú (alebo látka samotná), menia oxidačné stavy prvkov.
Ako príklad zvážte dve reakcie:
Zn 0 + 2 Н +1 С1 -1 = Zn +2 Cl 2 -1 + Н 2 0 (1)
H+1Cl-1+K+10-2H+1 = K+1Cl-1 + H2+10-2 (2)
Reakcia (1) zahŕňa zinok a kyselina chlorovodíková. Zinok a vodík menia svoje oxidačné stavy, chlór zanecháva oxidačný stav nezmenený:
Zn0 - 2е = Zn2+
2N +1 + 2e = H20
2Сl -1 = 2 Сl -1
A v reakcii (2), ( neutralizačná reakcia), chlór, vodík, draslík a kyslík nemenia svoje oxidačné stavy: Cl-1 = Cl-1, H +1 = H +1, K +1 = K +1, O-2 = O-2; Reakcia (1) patrí k redoxnému typu a reakcia (2) patrí k inému typu.
Chemické reakcie, ktoré zahŕňajú zmenyoxidačné stavy prvkov, sa nazývajú redoxné. 
Na stanovenie redoxnej reakcie je potrebné stanoviť stepižiadna oxidácia prvkov na ľavej a pravej strane rovnice. Aby ste to dosiahli, musíte vedieť, ako určiť oxidačný stav konkrétneho prvku.
V prípade reakcie (1) prvky Zn a H menia svoje stavy, pričom strácajú alebo získavajú elektróny. Zinok, ktorý sa vzdáva 2 elektrónov, prechádza do iónového stavu - stáva sa katiónom Zn 2+. V tomto prípade dochádza k procesu zotavenie a zinok sa oxiduje. Vodík získava 2 elektróny, vystavuje oxidačné vlastnosti samotnej v reakčnom procese sa obnovuje.
2. Definíciaoxidačné stavy prvkov.
Oxidačný stav prvkov v jej zlúčeninách sa určuje na základe polohy, že celkový celkový náboj oxidačných stavov všetkých prvkov danej zlúčeniny je rovný nule. Napríklad v zlúčenine H3P04 sú oxidačné stavy +1 pre vodík, +5 pre fosfor a -2 pre kyslík; Po zostavení matematickej rovnice to určíme celkom počet častíc(atómy alebo ióny) vytvorí náboj rovný nule: (+1)x3+(+5)+(-2)x4 = 0
Ale v tomto príklade sú už uvedené oxidačné stavy prvkov. Ako je možné určiť oxidačný stav síry, napríklad, v zlúčenine tiosíran sodný Na2S203 alebo mangán v zlúčenine manganistan draselný- KMnO 4? Aby ste to urobili, musíte vedieť konštantné oxidačné stavy množstva prvkov. Majú nasledujúce významy:
1) Prvky I. skupiny periodickej tabuľky (vrátane vodíka v kombinácii s nekovmi) +1;
2) Prvky skupiny II periodickej tabuľky +2;
3) Prvky III. skupiny periodickej tabuľky +3;
4) Kyslík (okrem kombinácie s fluórom alebo peroxidovými zlúčeninami) -2;
Na základe týchto konštantných hodnôt oxidačných stavov (pre sodík a kyslík) určujeme oxidačný stav síry v zlúčenine Na2S203. Keďže celkový náboj všetkých oxidačných stavov prvkov, ktorých zloženie sa odráža daným zložený vzorec, sa rovná nule, potom označuje neznámy náboj síry “ 2X"(keďže vo vzorci sú dva atómy síry), vytvoríme nasledujúcu matematickú rovnosť:
(+1) x 2 + 2X+ (-2) x 3 = 0
Vyriešením tejto rovnice pre 2 x dostaneme
2X = (-1) x 2 + (+2) x 3
alebo
X = [(-2) + (+6)] : 2 = +2;
Preto je oxidačný stav síry v zlúčenine Na2S203 rovný (+2). Bude však naozaj vždy potrebné použiť takúto nepohodlnú metódu na určenie oxidačných stavov určitých prvkov v zlúčeninách? Samozrejme nie vždy. Napríklad pre binárne zlúčeniny: oxidy, sulfidy, nitridy atď. môžete na určenie oxidačných stavov použiť takzvanú metódu „cross-on-cross“. Povedzme dané zložený vzorec:oxid titaničitý– Ti203. Použitím jednoduchej matematickej analýzy založenej na skutočnosti, že oxidačný stav kyslíka je nám známy a rovná sa (-2): Ti 2 O 3, nie je ťažké určiť, že oxidačný stav titánu bude rovný (+3). Alebo napríklad v súvislosti metán CH 4 je známe, že oxidačný stav vodíka je (+1), potom nie je ťažké určiť oxidačný stav uhlíka. Bude zodpovedať vzorcu tejto zlúčeniny (-4). Tiež pri použití metódy „cross-on-cross“ nie je ťažké určiť, že ak platí nasledovné zložený vzorec Cr 4 Si 3, potom oxidačný stav chrómu v ňom je (+3) a kremíka (-4).
Pre soli to tiež nie je ťažké. Navyse je jedno, ci sa da, resp stredná soľ alebo kyslá soľ. V týchto prípadoch je potrebné vychádzať zo soľotvornej kyseliny. Dáva sa napríklad soľ dusičnan sodný(NaN03). Je známe, že ide o derivát kyseliny dusičnej (HNO 3) a v tejto zlúčenine je oxidačný stav dusíka (+5), preto v jeho soli - dusičnane sodnom je oxidačný stav dusíka tiež rovný ( +5). Hydrogénuhličitan sodný(NaHC03) je kyslá soľ kyseliny uhličitej (H2CO3). Rovnako ako v kyseline, oxidačný stav uhlíka v tejto soli bude rovný (+4).
Je potrebné poznamenať, že oxidačné stavy v zlúčeninách: kovy a nekovy (pri zostavovaní elektronické bilančné rovnice) sa rovnajú nule: K 0, Ca 0, Al 0, H 2 0, Cl 2 0, N 2 0 Ako príklad uvádzame oxidačné stavy najtypickejších prvkov:
Iba oxidačné činidlá sú látky, ktoré majú maximálny, zvyčajne kladný, oxidačný stav, napríklad: KCl +7 O 4, H 2 S +6 O 4, K 2 Cr +6 O 4, HN +5 O 3, KMn +7 O4. To sa dá ľahko dokázať. Ak by tieto zlúčeniny mohli byť redukčnými činidlami, potom by sa v týchto stavoch museli vzdať elektrónov:
Cl +7 – e = Cl +8
S +6 – e = S +7
Ale prvky chlór a síra nemôžu existovať s takýmito oxidačnými stavmi. Podobne iba redukčné činidlá sú látky, ktoré majú minimálny, zvyčajne negatívny, oxidačný stav, napr.: H 2 S -2, HJ -, N -3 H 3. V procese redoxných reakcií takéto zlúčeniny nemôžu byť oxidačnými činidlami, napr. pretože by sme museli pridať elektróny:
S-2 + e = S-3
J- + e = J-2
Ale pre síru a jód nie sú ióny s takýmito oxidačnými stavmi typické. Prvky so strednými oxidačnými stavmi, napríklad N +1, N +4, S +4, Cl +3, C +2, môžu vykazovať oxidačné aj redukčné vlastnosti.
3
. Typy redoxných reakcií.
Existujú štyri typy redoxných reakcií.
1)
Intermolekulárne redoxné reakcie.
Najbežnejší typ reakcie. Tieto reakcie sa menia oxidačné stavyprvkov v rôznych molekulách, napr.
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) Typ intermolekulárnych redoxných reakcií je reakcia proporcionalita, v ktorom oxidačné činidlo a redukčné činidlo sú atómy toho istého prvku: pri tejto reakcii dva atómy jedného prvku s rôznymi oxidačnými stavmi tvoria jeden atóm s rôznym oxidačným stavom:
S02+4 + 2H2S-2 = 3S0 + 2H20
S -2 - 2 e= S 0
S+4+4 e= S 0
3) Reakcie disproporcie sa uskutočňujú, ak oxidačné činidlo a redukčné činidlo sú atómy toho istého prvku alebo jeden atóm prvku s jedným oxidačným stavom tvorí zlúčeninu s dvoma oxidačnými stavmi:
N+402 + NaOH = NaN +503 + NaN +302 + H20
N +4 - e= N+5
N+4+ e= N+3
4) Intramolekulárne redoxné reakcie sa vyskytujú v prípadoch, keď oxidačný atóm a redukujúci atóm sú v tej istej látke, napríklad:
N-3H4N+503 = N +120 + 2H20
2N -3 - 8 e= 2N +1
2N +5 + 8 e= 2N +1
4 . Mechanizmus redoxných reakcií.
Redoxné reakcie sa uskutočňujú prenosom elektrónov z atómov jedného prvku na druhý. Ak atóm alebo molekula stratí elektróny, potom sa tento proces nazýva oxidácia a tento atóm je redukčným činidlom, napríklad:
Al 0 - 3 e= Al3+
2Cl--2 e= Cl20
Fe 2+ - e= Fe3+
V týchto príkladoch sú Al 0, Cl -, Fe 2+ redukčné činidlá a procesy ich transformácie na zlúčeniny Al 3+, Cl 2 0, Fe 3+ sa nazývajú oxidačné. Ak atóm alebo molekula získa elektróny, potom sa tento proces nazýva redukcia a tento atóm je oxidačným činidlom, napríklad:
Ca 2+ + 2 e= Ca 0
Cl20 + 2 e= 2Cl -
Fe 3+ + e= Fe2+
Oxidačné činidlá sú spravidla nekovy (S, Cl 2, F 2, O 2) alebo zlúčeniny kovov s maximálnym oxidačným stavom (Mn +7, Cr +6, Fe +3). Redukčnými činidlami sú kovy (K, Ca, Al) alebo zlúčeniny nekovov s minimálnym oxidačným stavom (S -2, Cl -1, N -3, P -3);
Redoxné rovnice sa líšia od molekulové rovnice iné reakcie kvôli zložitosti výberu koeficientov pre reaktanty a reakčné produkty. Na to používajú metóda elektronickej váhy, alebo metóda elektrón-iónovej rovnice(niekedy sa tomu druhému hovorí " metóda polovičnej reakcie"). Ako príklad zostavovania rovníc pre redoxné reakcie uvažujme proces, v ktorom koncentrovaná kyselina sírová(H2SO4) bude reagovať s jodovodíkom (HJ):
H2SO4 (konc.) + HJ → H2S + J2 + H20
V prvom rade si to stanovme oxidačný stav jód v jodovodíku je (-1) a síra v kyseline sírovej: (+6). Počas reakcie sa jód (-1) oxiduje na molekulárny stav a síra (+6) sa redukuje na oxidačný stav (-2) - sírovodík:
J - → J 0 2
S +6 → S -2
Pri komponovaní je potrebné počítať s tým množstvočastice atómy na ľavej a pravej strane polovičných reakcií by mali byť rovnaké
2J - - 2 e→ J 0 2
S + 6 + 8 e→ S -2
Umiestnením zvislej čiary napravo od tohto diagramu polovičnej reakcie určíme reakčné koeficienty:
2J - - 2 e→ J 0 2 |8
S + 6 + 8 e→ S -2 |2
Znížením o „2“ dostaneme konečné hodnoty koeficientu:
2J - - 2 e→ J 0 2 |4
S + 6 + 8 e→ S -2 |1
Poďme to zhrnúť pod tento diagram polovičné reakcie vodorovnú čiaru a zhrňte, čo je súčasťou reakcie počet častíc atómy:
2J - - 2 e→ J 0 2 |4
S + 6 + 8 e→ S -2 |1
____________________
8J - + S +6 → 4 J 0 2 + S -2
Po tomto je to potrebné. Nahradením získaných hodnôt koeficientov do molekulárnej rovnice ju zredukujeme na túto formu:
8HJ + H2S04 = 4J2 + H2S + H20
Spočítaním počtu atómov vodíka na ľavej a pravej strane rovnice sa presvedčíme o potrebe opraviť koeficient „4“ pred vodou a získame úplnú rovnicu:
8HJ + H2S04 = 4J2 + H2S + 4H20
Táto rovnica môže byť vytvorená pomocou elektronická metódaiónová rovnováha. V tomto prípade nie je potrebné korigovať koeficient pred molekulami vody. Rovnica je založená na disociácii iónov zlúčenín zapojených do reakcie: napr. disociácia kyseliny sírovej vedie k tvorbe dvoch vodíkových protónov a síranového aniónu:
H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-
Disociáciu jodovodíka a sírovodíka možno napísať podobným spôsobom:
HJ ↔ N + + J -
H 2 S ↔ 2 Н + + S 2-
J 2 nedisociuje. H 2 O tiež prakticky nedisociuje.Zloženie poloreakčné rovnice pretože jód zostáva rovnaký:
2J - - 2 e→ J 0 2
Polovičná reakcia na atómy síry bude mať nasledujúcu formu:
SO4-2 → S-2
Pretože na pravej strane polovičnej reakcie chýbajú štyri atómy kyslíka, toto množstvo musí byť vyvážené vodou:
S04-2 -> S-2 + 4H20
Potom na ľavej strane polovičnej reakcie je potrebné kompenzovať atómy vodíka na úkor protónov (pretože reakcia média je kyslá):
S042- + 8H+ ->S-2 + 4H20
Spočítaním počtu prenesených elektrónov získame úplné znázornenie rovnice podľa metóda polovičnej reakcie:
SO 4 2- + 8H + + 8 e→ S-2 + 4H20
Zhrnutím oboch polovičných reakcií dostaneme rovnica elektronickej rovnováhy:
2J - - 2 e→ J 0 2 |8 4
SO 4 2- + 8H + + 8 e→ S-2 + 4H20 |2 1
8J - + SO4 2- +8H + → 4J 20 + S0 + 4H20
Z tohto vstupu vyplýva, že metóda elektrón-iónová rovnica poskytuje úplnejší obraz o redoxnej reakcii ako metóda elektronickej váhy. Počet elektrónov zúčastňujúcich sa na procese je rovnaký pre obe metódy rovnováhy, ale v druhom prípade je počet protónov a molekúl vody zúčastňujúcich sa redoxného procesu ako keby „automaticky“ stanovený.
Pozrime sa na niekoľko konkrétnych prípadov redoxných reakcií, ktoré je možné pomocou metódy zostaviť elektrón-iónová rovnováha. Niektoré redoxné procesy sa vykonávajú za účasti alkalického prostredia, napríklad:
KCrO 2 + Br 2 + KOH → KBr + K 2 CrO 4 + H 2 O
Pri tejto reakcii je redukčným činidlom chromitový ión (CrO 2 -), ktorý sa oxiduje na chrómanový ión (CrO -2 4). Oxidačné činidlo - bróm (Br 0 2) sa redukuje na bromidový ión (Br -):
CrO 2 - → CrO 4 2-
Br 0 2 → 2 Br -
Keďže reakcia prebieha v alkalickom prostredí, prvá polovičná reakcia musí byť zložená s ohľadom na hydroxidové ióny (OH-):
Cr02- + 4OH--3 e= Cr02-4 + 2H20
Druhú polovičnú reakciu skladáme známym spôsobom:
Cr02- + 4OH-3 e= Cr042- + 2H20 |2
Br 02 + 2 e= Br - |3
__________
2Cr02- + 3Br20 + 8OH - = 2Cr02-4 + 6Br - + 4H20
Po tomto je potrebné konečne priraďte koeficienty v rovnici reakcie a úplne molekulová rovnica tento redoxný proces bude mať podobu:
2KCr02 + 3Br2 + 8KOH = 2K2Cr04 + 6KBr + 4H20.
V niektorých prípadoch sa na redoxnej reakcii podieľajú aj nedisociovateľné látky. Napríklad:
AsH3 + HNO3 = H3As04 + N02 + 4H20
Potom metóda polovičnej reakcie je zostavený s ohľadom na tento proces:
AsH3 + 4H20 – 8 e= As043- + 11H+ |1
N03 + 2H++ e= N02 + H20 |8
AsH3 + 8N03 + 4H20 + 2H+ = As043- + 8N02 + 11H + O
Molekulárna rovnica bude mať podobu:
AsH3 + 8HN03 = H3As04 + 8N02 + 4H20.
Redoxné reakcie sú niekedy sprevádzané súčasným procesom oxidačno-redukcie viacerých látok. Napríklad pri reakcii so sulfidom meďnatým interaguje koncentrovaná kyselina dusičná:
Cu2S + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2S04 + NO + H20
Redoxný proces zahŕňa atómy medi, síry a dusíka. Pri skladaní rovnice metóda polovičnej reakcie Je potrebné vziať do úvahy fázy tohto procesu:
Cu+ → Cu2+
S 2- → S +6
N5+ → N +2
V tejto situácii je potrebné spojiť oxidačné a redukčné procesy do jednej fázy:
2 Cu + - 2 e→ 2Cu 2+ | 10 e
S 2- - 8 e→ S 6+
_______________________
N5+ + 3 e→ N 2+ | 3 e
Pri ktorej má redoxná polovičná reakcia formu:
2 Cu + - 2 e→ 2Cu 2+
S 2- - 8 e→ S 6+ 3 ( procesy obnovy)
_______________________
N5+ + 3 e→ N 2+ 10 (oxidačný proces)
_____________________________________
6Cu + + 3S 2- + 10N 5+ → 6Cu 2+ + 3S 6+ + 10N 2+
Nakoniec rovnica molekulovej reakcie bude mať podobu:
3Cu2S + 22HN03 = 6Cu(N03)2 + 3H2S04 + 10NO + 8H20.
Osobitná pozornosť by sa mala venovať redoxným reakciám s organickými látkami. Napríklad pri oxidácii glukózy manganistan draselný v kyslom prostredí nastáva táto reakcia:
C6H1206 + KMnO4 + H2S04 > CO2 + MnS04 + K2S04 + H20
Pri zostavovaní bilancie metóda polovičnej reakcie transformácia glukózy berie do úvahy neprítomnosť jej disociácie, ale korekcia počtu atómov vodíka sa vykonáva v dôsledku protónov a molekúl vody:
C6H1206 + 6H20 - 24 e= 6C02 + 24H+
Polovičná reakcia zahŕňajúca manganistan draselný bude mať podobu:
Mn04- + 8H++ 5 e= Mn2+ + 4H20
Výsledkom je nasledujúca schéma redoxného procesu:
C6H1206 + 6H20 - 24 e= 6C02 + 24H+ | 5
Mn04 - +8H++ 5 e= Mn+2 + 4H20 |24
___________________________________________________
5C6H1206 + 30H20 + 24Mn04 - + 192H+ = 30C02 + 120H++ 24Mn2+ + 96H20
Znížením počtu protónov a molekúl vody na ľavej a pravej strane polovičné reakcie, dostaneme finále molekulová rovnica:
5C6H1206 + 24KMnO4 + 36H2S04 = 30C02 + 24MnS04 + 12K2S04 + 66H20
5. Vplyv prostredia na charakter redoxných reakcií.
V závislosti od prostredia (nadbytok H +, neutrálny, nadbytok OH -) sa môže meniť charakter reakcie medzi rovnakými látkami. Zvyčajne sa používa na vytvorenie kyslého prostredia kyselina sírová(H2S04), Kyselina dusičná Ako OH médium sa používa (HNO 3), kyselina chlorovodíková (HCl), hydroxid sodný (NaOH) alebo hydroxid draselný (KOH). Ukážeme si napríklad, ako vplýva prostredie manganistan draselný(КMnO 4) . a jeho reakčné produkty:
Vezmime si napríklad Na 2 SO 3 ako redukčné činidlo a KMnO 4 ako oxidačné činidlo.
V kyslom prostredí:
5Na2S03 + 2KMnO4 + 3H2S04 → 5Na2S04 + 2MnS04 + K2S04 + 3H20
S032- + H20-2 e->S042- + 2H+ |5
Mn04- + 8H++ 5 e→ Mn2+ + 4H20 |2
________________________________________________
5SO 3 2- + 2MnO4 - + 6H + → 5SO 4 2- + 2Mn2+ + 3H20
V neutrálnom (alebo mierne alkalickom):
3Na2S03 + 2KMnO4 + H20 → 3Na2S04 + 2Mn02 + 2KOH
S032- + H20-2 e->S042- + 2H+ |3
Mn04- + 2H20 + 3 e→ Mn02 + 4OH |2
_____________________________________
3SO 3 2- + 2 MnO 4 - + H 2 O → 3SO 4 2- + 2 MnO 2 + 2OH
Vo vysoko alkalickom prostredí:
Na2S03 + 2KMnO4 + 2NaOH → Na2S04 + K2MnO4 + Na2MnO + H20
S032- + 2OH--2 e→ SO 4 2- + H 2 O |1
Mn04-+ e→ MnO 4 2 |2
____________________________________
SO 3 2- + 2 MnO 4 - + 2OH → SO 4 2- + 2 MnO 4 2- + H20
Peroxid vodíka(H 2 O 2) v závislosti od prostredia sa znižuje podľa schémy:
1) Kyslé prostredie (H+) H202 + 2H++ 2 e→ 2H20
2) Neutrálne médium (H20) H202 + 2 e→ 2OH
3) Alkalické prostredie (OH -) H 2 O 2 + 2 e→ 2OH
Peroxid vodíka(H 2 O 2) pôsobí ako oxidačné činidlo:
2FeSO4 + H202 + H2S04 → Fe2 (SO4)3 + 2H20
Fe 2+ - e= Fe 3+ |2
H202 + 2H++ 2 e= 2H20 |1
________________________________
2Fe2+ + H202 + 2H + → 2Fe3+ + 2 H20
Avšak pri stretnutí s veľmi silnými oxidačnými činidlami (KMnO 4) Peroxid vodíka(H 2 O 2) pôsobí ako redukčné činidlo:
5H202 + 2KMnO4 + 3H2S04 → 502 + 2MnSO4 + K2S04 + 8H20
H202 – 2 e->02 + 2H + |5
Mn04- + 8H++ 5 e→ Mn2+ + 4H20 |2
_________________________________
5H20 + 2 Mn04 - + 6H + → 502 + 2Mn2+ + 8H20
6.
Stanovenie produktov redoxných reakcií. 
Praktická časť tejto témy pojednáva o redoxných procesoch, pričom uvádza iba východiskové činidlá. Zvyčajne je potrebné určiť produkty reakcie. Reakcia zahŕňa napr chlorid železitý(FeCl3) a jodid draselný(KJ):
FeCl3 + KJ = A + B + C
potrebné na inštaláciu zložené vzorce A, B, C, vznikajúce ako výsledok redoxného procesu.
Počiatočné oxidačné stavy činidiel sú nasledovné: Fe 3+, Cl -, K +, J -. Je ľahké predpokladať, že Fe 3+ ako oxidačné činidlo (má maximálny oxidačný stav) môže znížiť svoj oxidačný stav iba na Fe 2+:
Fe 3+ + e= Fe2+
Chloridový ión a draselný ión nemenia v reakcii svoj oxidačný stav, ale jodidový ión môže len zvyšovať svoj oxidačný stav, t.j. prejdite do stavu J 2 0:
2J - - 2 e= J20
Výsledkom reakcie bude okrem redoxného procesu výmenná reakcia medzi FeCl 3 a KJ, ale berúc do úvahy zmenu oxidačných stavov, reakcia sa neurčuje podľa tejto schémy:
FeCl3 + KJ = FeJ3 + KCl,
ale bude mať formu
FeCl3 + KJ = FeJ2 + KCl,
kde produkt C je zlúčenina J20:
FeCl3 + 6KJ = 2FeJ2 + 6KJ + J2
Fe 3+ + e═> Fe 2+ |2
2J - - 2 e═> J 2 0 |1
________________________________
2Fe +3 + 2J - = 2Fe2+ + J20
V budúcnosti sa pri určovaní produktov redoxného procesu môže použiť takzvaný „výťahový systém“. Jej princíp spočíva v tom, že akúkoľvek redoxnú reakciu možno znázorniť ako pohyb výťahov vo viacposchodovej budove v dvoch vzájomne opačných smeroch. Okrem toho budú „podlahy“. oxidačné stavy zodpovedajúce prvky. Pretože ktorákoľvek z dvoch polovičných reakcií v redoxnom procese je sprevádzaná buď znížením alebo zvýšením oxidačné stavy jedného alebo druhého prvku, potom jednoduchou úvahou môžeme predpokladať ich možné oxidačné stavy vo výsledných reakčných produktoch.
Ako príklad uvažujme reakciu, pri ktorej reaguje síra s koncentrovaný roztok hydroxidu sodného ( NaOH):
S + NaOH (konc) = (A) + (B) + H20
Pretože pri tejto reakcii nastanú zmeny iba s oxidačnými stavmi síry, pre prehľadnosť zostavíme schému jej možných stavov:
Zlúčeniny (A) a (B) nemôžu byť súčasne stavmi síry S +4 a S +6, pretože v tomto prípade by proces prebiehal len s uvoľnením elektrónov, t.j. bude obnovujúce:
S 0 - 4 e= S +4
S 0 - 6 e= S +6
Ale to by odporovalo princípu redoxných procesov. Potom by sa malo predpokladať, že v jednom prípade by mal proces prebiehať s uvoľňovaním elektrónov a v druhom prípade by sa mal pohybovať opačným smerom, t.j. byť oxidačné:
S 0 - 4 e= S +4
S0+2 e= S-2
Na druhej strane, aká je pravdepodobnosť, že proces obnovy prebehne do stavu S +4 alebo S +6? Pretože reakcia prebieha skôr v alkalickom ako v kyslom prostredí, jej oxidačný potenciál je oveľa nižší, preto je tvorba zlúčeniny S+4 v tejto reakcii výhodnejšia ako S+6. Preto bude mať konečná reakcia podobu:
4S + 6NaOH (konc) = Na2S03 + 2Na2S + 3H20
S 0 +2 e= S - 2 | 4 | 2
S° + 6OH--4 e= S032- + 3H20 | 2 | 1
3S0 + 6OH - = 2S - 2 + S032 - + 3H20
Ako ďalší príklad zvážte nasledujúcu reakciu medzi fosfínom a koncentrovaná kyselina dusičná(HNO3):
PH3 + HN03 = (A) + (B) + H20
V tomto prípade máme meniace sa oxidačné stavy fosforu a dusíka. Pre prehľadnosť uvádzame stavové diagramy ich oxidačných stavov.
Fosfor v oxidačnom stave (-3) bude vykazovať iba redukčné vlastnosti, takže v reakcii zvýši svoj oxidačný stav. Kyselina dusičná sám o sebe je silné oxidačné činidlo a vytvára kyslé prostredie, takže fosfor od stavu (-3) dosiahne svoj maximálny oxidačný stav (+5).
Naproti tomu dusík zníži svoj oxidačný stav. Pri reakciách tohto typu zvyčajne do stavu (+4).
Ďalej nie je ťažké predpokladať, že fosfor v stave (+5), ktorý je produktom (A), môže byť len kyselina ortofosforečná H3P04, pretože reakčné prostredie je silne kyslé. Dusík v takýchto prípadoch zvyčajne nadobúda oxidačný stav (+2) alebo (+4), častejšie (+4). Preto produkt (B) bude Oxid dusnatý NO2. Zostáva len vyriešiť túto rovnicu pomocou bilančnej metódy:
P - 3 - 8 e= P +5 | 1
N+ 5+ e= N + 4 | 8
P - 3 + 8N +5 = P +5 + 8N +4
PH3 + 8HN03 = H3P04 + 8N02 + 4H20
webová stránka, pri kopírovaní celého materiálu alebo jeho časti je potrebný odkaz na zdroj.
Oxidačno-redukčné reakcie (ORR)- reakcie sprevádzané pridávaním alebo stratou elektrónov, prípadne redistribúciou elektrónovej hustoty na atómoch (zmena oxidačného stavu).
Etapy OVR
Oxidácia- darovanie elektrónov atómami, molekulami alebo iónmi. V dôsledku toho sa oxidačný stav zvyšuje. Redukčné činidlá sa vzdávajú elektrónov.
zotavenie- pridanie elektrónov. V dôsledku toho sa oxidačný stav znižuje. Oxidačné činidlá prijímajú elektróny.
OVR- spojený proces: ak dôjde k redukcii, dôjde k oxidácii.
pravidlá OVR
Ekvivalentná výmena elektrónov a atómová rovnováha.
Kyslé prostredie
V kyslom prostredí sa uvoľnené oxidové ióny viažu s protónmi za vzniku molekúl vody; chýbajúce oxidové ióny sú dodané molekulami vody, následne sa z nich uvoľňujú protóny.
Tam, kde nie je dostatok atómov kyslíka, píšeme toľko molekúl vody, koľko je málo oxidových iónov.
Síra v siričitane draselnom má oxidačný stav +4, mangán v manganistanu draselnom má oxidačný stav +7, reakčným médiom je kyselina sírová.
Managán v najvyššom oxidačnom stave je oxidačné činidlo, preto je siričitan draselný redukčným činidlom.
Poznámka: +4 je stredný oxidačný stav síry, takže môže pôsobiť ako redukčné činidlo aj ako oxidačné činidlo. Pri silných oxidačných činidlách (manganistan, dvojchróman) je siričitan redukčné činidlo (oxidované na síran), pri silných redukčných činidlách (halogenidy, chalkogenidy) je siričitan oxidačné činidlo (redukované na síru alebo sulfid).
Síra prechádza z oxidačného stavu +4 do +6 - siričitan sa oxiduje na síran. Mangán prechádza z oxidačného stavu +7 do +2 (kyslé prostredie) - manganistanový ión sa redukuje na Mn 2+.
2. Zostavte polovičné reakcie. Vyrovnávací mangán: Z manganistanu sa uvoľňujú 4 oxidové ióny, ktoré sú viazané iónmi vodíka (kyslé médium) do molekúl vody. 4 oxidové ióny sa teda viažu na 8 protónov v 4 molekulách vody.
Inými slovami, na pravej strane rovnice chýbajú 4 kyslík, takže napíšeme 4 molekuly vody a 8 protónov na ľavú stranu rovnice.
Sedem mínus dva je plus päť elektrónov. Môžete vyrovnať celkovým nábojom: na ľavej strane rovnice je osem protónov mínus jeden manganistan = 7+, na pravej strane je mangán s nábojom 2+, voda je elektricky neutrálna. Sedem mínus dva je plus päť elektrónov. Všetko je vyrovnané.
Prirovnanie síry: chýbajúci oxidový ión na ľavej strane rovnice je dodávaný molekulou vody, ktorá následne uvoľňuje dva protóny na pravej strane.
Vľavo je náboj 2-, vpravo je 0 (-2+2). Mínus dva elektróny.
Vynásobte hornú polovicu reakcie 2, dolnú polovicu reakcie 5.
Znižujeme protóny a vodu.
Síranové ióny sa viažu na ióny draslíka a mangánu.
Alkalické prostredie
V alkalickom prostredí sú uvoľnené oxidové ióny viazané molekulami vody, pričom vznikajú hydroxidové ióny (OH - skupiny). Chýbajúce oxidové ióny dodávajú hydroxoskupiny, ktorých treba odoberať dvakrát toľko.
Tam, kde nie je dostatok oxidových iónov, píšeme hydroxoskupín 2-krát viac, ako chýba, na druhej strane - voda.
Príklad. Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte reakčnú rovnicu, určte oxidačné činidlo a redukčné činidlo:
Určte stupeň oxidácie:
Bizmut (III) so silnými oxidačnými činidlami (napríklad Cl 2) v alkalickom prostredí vykazuje redukčné vlastnosti (oxiduje na bizmut V):
Keďže na ľavej strane rovnice nie je dostatok 3 kyslíkov na rovnováhu, napíšeme 6 hydroxoskupín a napravo - 3 vody.
Výsledná reakčná rovnica je:
Neutrálne prostredie
V neutrálnom prostredí sú uvoľnené oxidové ióny viazané molekulami vody za vzniku hydroxidových iónov (OH - skupiny). Chýbajúce oxidové ióny dodávajú molekuly vody. Uvoľňujú sa z nich ióny H +.
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte reakčnú rovnicu, určte oxidačné činidlo a redukčné činidlo:
1. Určte oxidačný stav: síra v persírane draselnom má oxidačný stav +7 (je to oxidačné činidlo, pretože má najvyšší oxidačný stav), bróm v bromide draselnom má oxidačný stav -1 (je to redukčné činidlo, pretože má najnižší stupeň oxidačnom stave), reakčným médiom je voda.
Síra prechádza z oxidačného stavu +7 do +6 - persíran sa redukuje na síran. Bróm prechádza z oxidačného stavu -1 do 0 - bromidový ión sa oxiduje na bróm.
2. Zostavte polovičné reakcie. Vyrovnávame síru (koeficient 2 pred síranom). Kyslík ekv.
Na ľavej strane je náboj 2-, na pravej strane je náboj 4-, sú pripojené 2 elektróny, takže píšeme +2
Vyrovnáme bróm (koeficient 2 pred bromidovým iónom). Na ľavej strane je náboj 2-, na pravej strane je náboj 0, sú dané 2 elektróny, takže píšeme -2
3. Súhrnná rovnica elektronickej váhy.
4. Záverečná reakčná rovnica: Síranové ióny sa spájajú s draselnými iónmi za vzniku síranu draselného, faktor 2 pred KBr a pred K2SO4. Voda sa ukázala ako zbytočná - vložte ju do hranatých zátvoriek.
Klasifikácia OVR
- Oxidačné činidlo a redukčné činidlo- rôzne látky
- Samooxidačné činidlá, samoredukčné činidlá (disproporcionácia, dismutácia). Prvok v strednom oxidačnom stave.
- Oxidačné činidlo alebo redukčné činidlo - médium pre proces
- Intramolekulárna oxidácia-redukcia. Tá istá látka obsahuje oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Vysokoteplotné reakcie v tuhej fáze.
Kvantitatívne charakteristiky ORR
Štandardný redoxný potenciál, E 0- elektródový potenciál vo vzťahu k štandardnému vodíkovému potenciálu. Viac o.
Na podstúpenie ORR je potrebné, aby potenciálny rozdiel bol väčší ako nula, to znamená, že potenciál oxidačného činidla musí byť väčší ako potenciál redukčného činidla:
, 
Napríklad:
Čím nižší je potenciál, tým silnejšie je redukčné činidlo; čím vyšší je potenciál, tým silnejšie je oxidačné činidlo.
Oxidačné vlastnosti sú silnejšie v kyslom prostredí, zatiaľ čo redukčné vlastnosti sú silnejšie v alkalickom prostredí.
Mnohé látky majú špeciálne vlastnosti, ktoré sa v chémii zvyčajne nazývajú oxidačné alebo redukčné.
Niektoré chemické látky vykazujú vlastnosti oxidačných činidiel, iné - redukčných činidiel, zatiaľ čo niektoré zlúčeniny môžu vykazovať obe vlastnosti súčasne (napríklad peroxid vodíka H 2 O 2).
Čo sú oxidačné a redukčné činidlá, oxidácia a redukcia?
Redoxné vlastnosti látky sú spojené s procesom odovzdávania a prijímania elektrónov atómami, iónmi alebo molekulami.
Oxidačné činidlo je látka, ktorá počas reakcie prijíma elektróny, t.j. redukuje sa; redukčné činidlo - odovzdáva elektróny, t.j. oxiduje. Procesy prenosu elektrónov z jednej látky na druhú sa zvyčajne nazývajú redoxné reakcie.
Zlúčeniny obsahujúce atómy prvkov s maximálnym oxidačným stavom môžu byť iba oxidačnými činidlami vďaka týmto atómom, pretože už sa vzdali všetkých svojich valenčných elektrónov a sú schopné prijímať len elektróny. Maximálny oxidačný stav atómu prvku sa rovná číslu skupiny v periodickej tabuľke, do ktorej prvok patrí. Zlúčeniny obsahujúce atómy prvkov s minimálnym oxidačným stavom môžu slúžiť len ako redukčné činidlá, pretože sú schopné iba darovať elektróny, pretože vonkajšiu energetickú hladinu takýchto atómov dopĺňa osem elektrónov.
