Kniha úloh zo všeobecnej a anorganickej chémie
2.2. Redoxné reakcie
Pozri úlohy >>>Teoretická časť
Redoxné reakcie zahŕňajú chemické reakcie, ktoré sú sprevádzané zmenou oxidačných stavov prvkov. V rovniciach takýchto reakcií sa výber koeficientov vykonáva kompiláciou elektronická váha. Spôsob výberu koeficientov pomocou elektronickej váhy pozostáva z nasledujúcich krokov:
a) napíšte vzorce reaktantov a produktov a potom nájdite prvky, ktoré zvyšujú a znižujú ich oxidačné stavy, a zapíšte ich samostatne:
MnC03 + KCl03 ® MnO2+ KCl + CO2
Cl V¼ = Cl - ja
Mn II¼ = Mn IV
b) zostavte rovnice polovičných reakcií redukcie a oxidácie pri dodržaní zákonov zachovania počtu atómov a náboja v každej polovičnej reakcii:
polovičná reakcia zotavenie Cl V + 6 e - = Cl - ja
polovičná reakcia oxidácia Mn II- 2 e - = Mn IV
c) vybrať ďalšie faktory pre rovnicu polovičnej reakcie tak, aby bol splnený zákon zachovania náboja pre reakciu ako celok, pre ktorú sa počet elektrónov prijatých v redukčných polovičných reakciách rovná počtu elektrónov darovaných v oxidačná polovičná reakcia:
Cl V + 6 e - = Cl - ja 1
Mn II- 2 e - = Mn IV 3
d) do reakčnej schémy uveďte (podľa zistených faktorov) stechiometrické koeficienty (koeficient 1 je vynechaný):
3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MNO 2 + KCl+ CO2
d) vyrovnajte počet atómov tých prvkov, ktoré v priebehu reakcie nemenia svoj oxidačný stav (ak sú také prvky dva, potom stačí vyrovnať počet atómov jedného z nich a skontrolovať druhý ). Získajte rovnicu chemickej reakcie:
3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MNO 2 + KCl+ 3CO2
Príklad 3. Fit koeficienty v redoxnej rovnici
Fe203 + CO ® Fe + CO2
rozhodnutie
Fe203 + 3 CO \u003d 2 Fe + 3 CO2
Fe III + 3 e - = Fe 0 2
CII - 2 e - = C IV 3
Pri súčasnej oxidácii (alebo redukcii) atómov dvoch prvkov jednej látky sa výpočet vykonáva pre jednu jednotku vzorca tejto látky.
Príklad 4 Fit koeficienty v redoxnej rovnici
Fe(S )2 + O2 = Fe203 + SO2
rozhodnutie
4 Fe(S )2 + 1102 = 2 Fe203 + 8 SO2
Fe II- e - = Fe III
- 11 e - 4
2S - ja - 10 e - = 2SIV
O20 + 4 e - = 20 - II + 4 e - 11
V príkladoch 3 a 4 sú funkcie oxidačného a redukčného činidla rozdelené medzi rôzne látky, Fe203 a O2 - oxidačné činidlá, CO a Fe(S)2 - redukčné činidlá; takéto reakcie sú intermolekulárne redoxné reakcie.
Kedy intramolekulárne oxidačno-redukcia, keď v tej istej látke sú atómy jedného prvku oxidované a atómy iného prvku sú redukované, výpočet sa vykonáva na jednu jednotku vzorca látky.
Príklad 5 Nájdite koeficienty v rovnici redoxnej reakcie
(NH4)2Cr04 ® Cr203 + N2 + H20 + NH3
rozhodnutie
2 (NH 4) 2 CrO 4 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 5 H 2 O + 2 NH 3
Cr VI + 3 e - = Cr III 2
2N - III - 6 e - = N201
Pre reakcie dismutácie (disproporcionalita, autooxidácia- self-healing), v ktorom sú atómy toho istého prvku v činidle oxidované a redukované, ďalšie faktory sú uvedené najskôr na pravej strane rovnice a potom je nájdený koeficient pre činidlo.
Príklad 6. Fit koeficienty v rovnici dismutačnej reakcie
H202 ® H20 + O2
rozhodnutie
2H202 \u003d 2H20 + O2
O - ja + e - = O - II 2
20 - ja - 2 e - = 0201
Pre komutačnú reakciu ( synproporcionácia), v ktorom atómy toho istého prvku rôznych činidiel v dôsledku ich oxidácie a redukcie dostávajú rovnaký oxidačný stav, ďalšie faktory sú uvedené najskôr na ľavej strane rovnice.
Príklad 7 Vyberte koeficienty v rovnici komutačnej reakcie:
H2S + SO2 \u003d S + H20
rozhodnutie
2H2S + S02 \u003d3S + 2H20
S - II - 2 e - = S 0 2
SIV+4 e - = S01
Na výber koeficientov v rovniciach redoxných reakcií prebiehajúcich vo vodnom roztoku za účasti iónov sa používa metóda elektrón-iónová rovnováha. Metóda výberu koeficientov pomocou elektrón-iónovej rovnováhy pozostáva z nasledujúcich krokov:
a) zapíšte si vzorce činidiel tejto redoxnej reakcie
K2Cr207 + H2SO4 + H2S
a stanovte chemickú funkciu každého z nich (tu K2Cr2O7 - oxidačné činidlo, H2SO4 - kyslé reakčné médium, H 2 S - redukčné činidlo);
b) napíšte (na ďalší riadok) vzorce činidiel v iónovej forme, pričom uveďte iba tie ióny (pre silné elektrolyty), molekuly (pre slabé elektrolyty a plyny) a jednotky vzorca (pre tuhé látky), ktoré sa zúčastnia reakcia ako oxidačné činidlo ( Cr2072 - ), prostredia ( H+- presnejšie oxóniový katión H3O+ ) a redukčné činidlo ( H2S):
Cr2072 - + H++ H2S
c) určiť redukovaný vzorec oxidačného činidla a oxidovanú formu redukčného činidla, ktoré musia byť známe alebo špecifikované (napríklad tu dvojchrómový ión prechádza katióny chrómu ( III) a sírovodík - na síru); tieto údaje sú napísané na nasledujúcich dvoch riadkoch, zostavia sa elektrón-iónové rovnice redukčných a oxidačných polovičných reakcií a pre rovnice polovičnej reakcie sa vyberú ďalšie faktory:
polovičná reakcia redukcia Cr 2 O 7 2 - +14H++ 6 e - \u003d 2 Cr 3+ + 7 H20 1
polovičná reakcia H 2 S oxidácia - 2 e - = S(t) + 2H + 3
d) sčítaním rovníc polovičných reakcií zostavia iónovú rovnicu tejto reakcie, t.j. dodatkový záznam (b):
Cr2072 - + 8 H+ + 3 H2S = 2 Cr3+ + 7 H20 + 3 S ( t)
d) na základe iónovej rovnice zostavte molekulovú rovnicu tejto reakcie, t.j. doplniť položku (a) a vzorce katiónov a aniónov, ktoré v iónovej rovnici chýbajú, sú zoskupené do vzorcov ďalších produktov ( K2SO4):
K2Cr207 + 4H2S04 + 3H2S \u003d Cr2(SO4)3 + 7H20 + 3S ( m) + K2S04
f) skontrolujte zvolené koeficienty podľa počtu atómov prvkov v ľavej a pravej časti rovnice (zvyčajne stačí skontrolovať len počet atómov kyslíka).
oxidovanéa obnovené formy oxidačného a redukčného činidla sa často líšia obsahom kyslíka (porov Cr2072 - a Cr3+ ). Preto pri zostavovaní rovníc polovičnej reakcie metódou elektrón-iónovej rovnováhy zahŕňajú páry H + / H 2 O (pre kyslé prostredie) a OH - / H 2 O (pre alkalické prostredie). Ak pri prechode z jednej formy do druhej, pôvodná forma (zvyčajne - oxidované) stráca svoje oxidové ióny (uvedené nižšie v hranatých zátvorkách), potom sa tieto, keďže neexistujú vo voľnej forme, musia kombinovať s vodíkovými katiónmi v kyslom prostredí a v alkalickom prostredí - s molekulami vody, čo vedie k tvorbe molekúl vody (v kyslom prostredí) a hydroxidových iónov (v alkalickom prostredí):
kyslé prostredie[ O2 - ]+2H+ = H20
alkalické prostredie [O 2 - ] + H20 \u003d2OH -
Nedostatok oxidových iónov v ich pôvodnej forme (častejšie- znížená) v porovnaní s konečnou formou je kompenzovaná pridaním molekúl vody (v kyslom prostredí) alebo hydroxidových iónov (v alkalickom prostredí):
kyslé prostredie H 2 O \u003d [ O 2 - ]+ 2H+
alkalické prostredie2 OH - = [02 - ] + H20
Príklad 8 Vyberte koeficienty pomocou metódy elektrón-iónovej rovnováhy v rovnici redoxnej reakcie:
® MnS04 + H20 + Na2S04+ ¼
rozhodnutie
2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 + 5 Na 2 SO 3 \u003d
2 MnSO4 + 3 H20 + 5 Na2S04 + + K2S04
2 Mn04 - + 6H++ 5S03 2 - = 2 Mn2+ + 3 H20 + 5S04 2 -
Mn04 - + 8H + + 5 e - = Mn2+ + 4 H202
SO 3 2 - + H2O - 2 e - = SO42 - + 2H + 5
Príklad 9. Vyberte koeficienty pomocou metódy elektrón-iónovej rovnováhy v rovnici redoxnej reakcie:
Na2S03 + KOH + KMnO4 ® Na2S04 + H20 + K2Mn04
rozhodnutie
Na2S03 + 2 KOH + 2 KMnO4 = Na2S04 + H20 + 2 K2MnO4
SO 3 2 - + 2OH - + 2 Mn04 - = SO42 - + H20 + 2 Mn04 2 -
Mn04 - + 1 e - = Mn04 2 - 2
SO 3 2 - + 2OH - - 2 e - = SO42 - + H201
Ak sa manganistanový ión používa ako oxidačné činidlo v slabo kyslom prostredí, potom rovnica redukčnej polovičnej reakcie je:
Mn04 - + 4H++ 3 e - = MnO 2( m) + 2 H20
a ak v slabo alkalickom médiu, tak
MNO 4 - + 2 H20 + 3 e - = MnO 2( m) + 4 OH -
Často sa slabo kyslé a slabo zásadité médium podmienečne nazýva neutrálne, zatiaľ čo do rovníc polovičných reakcií vľavo sa zavádzajú iba molekuly vody. V tomto prípade by sa pri zostavovaní rovnice malo (po výbere ďalších faktorov) napísať dodatočná rovnica, ktorá odráža tvorbu vody z iónov H + a OH. - .
Príklad 10. Vyberte koeficienty v rovnici pre reakciu prebiehajúcu v neutrálnom prostredí:
KMn04 + H20 + Na2S03 ® Mn O 2( t) + Na2S04 ¼
rozhodnutie
2 KMnO 4 + H 2 O + 3 Na 2 SO 3 \u003d 2 MnO 2( t) + 3 Na2S04 + 2 KOH
Mn04 - + H20 + 3S03 2 - = 2 MnO 2( m) + 3 S04 2 - + 2 OH -
MNO 4 - + 2 H20 + 3 e - = MnO 2( m) + 4 OH -
SO 3 2 - + H2O - 2 e - = SO42 - +2H+
8OH - +6H+ = 6H20 + 2OH -
Ak sa teda reakcia z príkladu 10 uskutoční jednoduchým vypustením vodných roztokov manganistanu draselného a siričitanu sodného, potom prebieha v podmienečne neutrálnom (a v skutočnosti v mierne alkalickom) prostredí v dôsledku tvorby hydroxidu draselného. Ak je roztok manganistanu draselného mierne okyslený, reakcia bude prebiehať v slabo kyslom (podmienečne neutrálnom) médiu.
Príklad 11. Vyberte koeficienty v rovnici pre reakciu prebiehajúcu v slabo kyslom prostredí:
KMn04 + H2S04 + Na2S03 ® Mn O 2( t) + H20 + Na2S04+ ¼
rozhodnutie
2KMnO4 + H2SO4 + 3Na2S03 \u003d 2Mn O 2( t) + H20 + 3Na2S04 + K2S04
2 Mn04 - + 2H++3S03 2 - = 2 MnO 2( t) + H20 + 3S04 2 -
Mn04 - +4H + + 3 e - = Mn 02(t) + 2H202
SO 3 2 - + H2O - 2 e - = SO42 - + 2H + 3
Formy existencie oxidačných činidiel a redukčných činidiel pred a po reakcii, t.j. ich oxidované a redukované formy sa nazývajú redoxné páry. Z chemickej praxe je teda známe (a to je potrebné mať na pamäti), že manganistanový ión v kyslom prostredí tvorí katión mangánu ( II) (pár MNO 4 - + H + / Mn 2+ + H20 ), v slabo alkalickom prostredí- oxid manganatý (pár MNO 4 - +H+ ¤ Mn O2(t) + H20 alebo MNO 4 - + H20 = Mn 02(t) + OH - ). Zloženie oxidovaných a redukovaných foriem je teda dané chemickými vlastnosťami daného prvku v rôznych stupňoch oxidácie, t.j. nerovnaká stabilita špecifických foriem v rôznych médiách vodného roztoku. Všetky redoxné páry použité v tejto časti sú uvedené v úlohách 2.15 a 2.16.
18. Redoxné reakcie (pokračovanie 1)
18.5. OVR peroxid vodíka
V molekulách peroxidu vodíka H 2 O 2 sú atómy kyslíka v oxidačnom stave –I. Toto je stredný a nie najstabilnejší oxidačný stav atómov tohto prvku, takže peroxid vodíka vykazuje oxidačné aj redukčné vlastnosti.
Redoxná aktivita tejto látky závisí od koncentrácie. V bežne používaných roztokoch s hmotnostným zlomkom 20% je peroxid vodíka dosť silné oxidačné činidlo, v zriedených roztokoch jeho oxidačná aktivita klesá. Redukčné vlastnosti peroxidu vodíka sú menej charakteristické ako oxidačné a tiež závisia od koncentrácie.
Peroxid vodíka je veľmi slabá kyselina (pozri prílohu 13), preto sa v silne alkalických roztokoch jeho molekuly premieňajú na hydroperoxidové ióny.
V závislosti od reakcie média a od toho, či je oxidačným alebo redukčným činidlom pri tejto reakcii peroxid vodíka, budú produkty redoxnej interakcie rôzne. Rovnice polovičnej reakcie pre všetky tieto prípady sú uvedené v tabuľke 1.
stôl 1
Rovnice pre redoxné polovičné reakcie H 2 O 2 v roztokoch
Reakcia prostredia |
H 2 O 2 oxidačné činidlo |
H 2 O 2 redukčné činidlo |
| Kyselina | ||
| Neutrálne | H202 + 2e - \u003d 2OH | H202 + 2H20 - 2e - \u003d O2 + 2H30 |
| zásadité | HO2 + H20 + 2e - \u003d 3OH |
Pozrime sa na príklady OVR zahŕňajúce peroxid vodíka.
Príklad 1. Napíšte rovnicu pre reakciu, ktorá nastane, keď sa roztok jodidu draselného pridá do roztoku peroxidu vodíka, okysleného kyselinou sírovou.
| 1 | H202 + 2H30 + 2e- = 4H20 |
| 1 | 2I – 2e – = I 2 |
H202 + 2H30 + 2I \u003d 4H20 + I2
H202 + H2SO4 + 2KI \u003d 2H20 + I2 + K2S04
Príklad 2. Napíšte rovnicu pre reakciu manganistanu draselného a peroxidu vodíka vo vodnom roztoku okyslenom kyselinou sírovou.
| 2 | Mn04 + 8H30 + 5e - \u003d Mn2 + 12H20 |
| 5 | H202 + 2H20 - 2e - \u003d O2 + 2H30 |
2Mn04 + 6H30+ + 5H202 = 2Mn2 + 14H20 + 502
2KMn04 + 3H2S04 + 5H202 = 2MnS04 + 8H20 + 502 + K2S04
Príklad 3 Napíšte rovnicu pre reakciu peroxidu vodíka s jodidom sodným v roztoku v prítomnosti hydroxidu sodného.
| 3 | 6 | HO2 + H20 + 2e - \u003d 3OH |
| 1 | 2 | I + 6OH - 6e - \u003d IO3 + 3H20 |
3H02 + I = 3OH + IO3
3NaH02 + NaI = 3NaOH + NaIO3
Bez zohľadnenia neutralizačnej reakcie medzi hydroxidom sodným a peroxidom vodíka sa táto rovnica často píše ako:
3H202 + NaI \u003d 3H20 + NaI03 (v prítomnosti NaOH)
Rovnaká rovnica sa získa, ak sa tvorba hydroperoxidových iónov neberie do úvahy okamžite (v štádiu zostavovania bilancie).
Príklad 4. Napíšte rovnicu pre reakciu, ktorá nastane, keď sa oxid olovnatý pridá do roztoku peroxidu vodíka v prítomnosti hydroxidu draselného.
Oxid olovnatý PbO 2 je veľmi silné oxidačné činidlo najmä v kyslom prostredí. Pri obnove za týchto podmienok vytvára ióny Pb2. V alkalickom prostredí pri redukcii PbO 2 vznikajú ióny.
| 1 | Pb02 + 2H20 + 2e- = + OH |
| 1 | HO2 + OH - 2e - \u003d 02 + H20 |
Pb02 + H20 + HO2 \u003d + O2
Bez zohľadnenia tvorby hydroperoxidových iónov je rovnica napísaná takto:
Pb02 + H202 + OH = + 02 + 2H20
Ak bol podľa podmienok priradenia pridaný roztok peroxidu vodíka alkalický, potom by mala byť molekulová rovnica napísaná takto:
Pb02 + H20 + KHO2 \u003d K + O2
Ak sa k reakčnej zmesi obsahujúcej alkálie pridá neutrálny roztok peroxidu vodíka, potom možno molekulárnu rovnicu napísať bez toho, aby sa brala do úvahy tvorba hydroperoxidu draselného:
Pb02 + KOH + H202 \u003d K + O2
18.6. Dismutácie OVR a intramolekulárne OVR
Medzi redoxné reakcie patria dismutačné reakcie (disproporcionácia, samooxidácia-samoliečenie).
Príkladom vám známej dismutačnej reakcie je reakcia chlóru s vodou:
Cl2 + H20 HCl + HClO
Pri tejto reakcii sa polovica atómov chlóru (0) oxiduje na oxidačný stav +I a druhá polovica sa redukuje na oxidačný stav –I:
Použime metódu elektrón-iónovej rovnováhy na zostavenie rovnice pre podobnú reakciu, ku ktorej dochádza, keď chlór prechádza cez studený alkalický roztok, napríklad KOH:
| 1 | Cl2 + 2e - \u003d 2Cl |
| 1 | Cl2 + 4OH - 2e - \u003d 2ClO + 2H20 |
2Cl2 + 4OH = 2Cl + 2ClO + 2H20
Všetky koeficienty v tejto rovnici majú spoločného deliteľa, teda:
Cl2 + 2OH \u003d Cl + ClO + H20
Cl2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H20
Dismutácia chlóru v horúcom roztoku prebieha trochu inak:
| 5 | Cl2 + 2e - \u003d 2Cl | |
| 1 | Cl2 + 12OH - 10e - \u003d 2ClO3 + 6H20 |
3Cl2 + 6OH = 5Cl + Cl03 + 3H20
3Cl2 + 6KOH \u003d 5KCl + KCl03 + 3H20
Veľký praktický význam má dismutácia oxidu dusičitého pri jeho reakcii s vodou ( a) a alkalickými roztokmi ( b):
| a) | N02 + 3H20 - e - \u003d N03 + 2H30 | N02 + 2OH - e - \u003d N03 + H20 | |||
| N02 + H20 + e - \u003d HN02 + OH | NIE 2 + e - \u003d NIE 2 | ||||
2N02 + 2H20 \u003d N03 + H30 + HNO2 |
2N02 + 2OH \u003d N03 + N02 + H20 |
||||
2N02 + H20 \u003d HNO3 + HNO2 |
2N02 + 2NaOH \u003d NaN03 + NaN02 + H20 |
||||
Dismutačné reakcie sa vyskytujú nielen v roztokoch, ale aj pri zahrievaní pevných látok, napríklad chlorečnanu draselného:
4KClO 3 \u003d KCl + 3 KClO 4
Charakteristickým a veľmi účinným príkladom intramolekulárneho OVR je reakcia tepelného rozkladu dvojchrómanu amónneho (NH 4) 2 Cr 2 O 7 . V tejto látke sú atómy dusíka v najnižšom oxidačnom stupni (–III) a atómy chrómu v najvyššom (+VI). Táto zlúčenina je celkom stabilná pri teplote miestnosti, ale pri zahrievaní sa rýchlo rozkladá. V tomto prípade sa chróm (VI) transformuje na chróm (III), najstabilnejší stav chrómu, zatiaľ čo dusík (–III) sa transformuje na dusík (0), tiež najstabilnejší stav. Berúc do úvahy počet atómov v jednotke vzorca rovnice elektronickej rovnováhy:
| 2Cr + VI + 6e – = 2Cr + III | |
| 2N -III - 6e - \u003d N 2, |
a samotná reakčná rovnica:
(NH4)2Cr207 \u003d Cr203 + N2 + 4H20.
Ďalším dôležitým príkladom intramolekulárneho OVR je tepelný rozklad chloristanu draselného KClO 4 . Pri tejto reakcii chlór (VII), ako vždy, keď pôsobí ako oxidačné činidlo, prechádza na chlór (–I), pričom oxiduje kyslík (–II) na jednoduchú látku:
| 1 | Cl + VII + 8e – = Cl –I | |
| 2 | 2O -II - 4e - \u003d O 2 |
a teda reakčná rovnica
KClO 4 \u003d KCl + 2O 2
Podobne sa chlorečnan draselný KClO 3 rozkladá pri zahrievaní, ak sa rozklad uskutočňuje v prítomnosti katalyzátora (MnO 2): 2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2
V neprítomnosti katalyzátora prebieha dismutačná reakcia.
Do skupiny intramolekulárnych OVR patria aj reakcie tepelného rozkladu dusičnanov.
Zvyčajne sú procesy, ktoré sa vyskytujú pri zahrievaní dusičnanov, pomerne zložité, najmä v prípade kryštalických hydrátov. Ak sú molekuly vody slabo zadržané v kryštalickom hydráte, potom pri slabom zahrievaní dochádza k dehydratácii dusičnanov [napríklad LiNO 3 . 3H20 a Ca(N03)24H20 sú dehydratované na LiN03 a Ca(N03)2], ak je voda silnejšie viazaná [ako napríklad v Mg(N03)2. 6H20 a Bi(N03)3. 5H 2 O], potom dochádza k akejsi reakcii „intramolekulárnej hydrolýzy“ s tvorbou zásaditých solí - hydroxidových dusičnanov, ktoré sa ďalším zahrievaním môžu zmeniť na oxidové dusičnany ( a (NO 3) 6 ), druhé pri vyššej teplotou sa rozkladajú na oxidy .
Bezvodé dusičnany sa pri zahrievaní môžu rozložiť na dusitany (ak existujú a sú pri tejto teplote stále stabilné) a dusitany sa môžu rozložiť na oxidy. Ak sa zahrieva na dostatočne vysokú teplotu, alebo je príslušný oxid nestabilný (Ag 2 O, HgO), potom produktom tepelného rozkladu môže byť aj kov (Cu, Cd, Ag, Hg).
Trochu zjednodušená schéma tepelného rozkladu dusičnanov je na obr. 5.
Príklady po sebe nasledujúcich premien, ku ktorým dochádza pri zahrievaní určitých dusičnanov (teploty sú uvedené v stupňoch Celzia):
KNO 3 KNO 2 K 2 O;
Ca(N03)2. 4H20 Ca(N03)2Ca(N02)2CaO;
Mg(N03)2. 6H20 Mg(N03)(OH) MgO;
Cu(N03)2. 6H20 Cu(NO 3) 2 CuO Cu 2 O Cu;
Bi(N03)3. 5H20 Bi(N03)2(OH) Bi(N03)(OH)2(N03)6Bi203.
Napriek zložitosti prebiehajúcich procesov sa pri odpovedi na otázku, čo sa stane, keď sa príslušný bezvodý dusičnan „kalcinuje“ (teda pri teplote 400 – 500 o C), riadia týmito extrémne zjednodušenými pravidlami:
1) dusičnany najaktívnejších kovov (v rade napätí - vľavo od horčíka) sa rozkladajú na dusitany;
2) dusičnany menej aktívnych kovov (v sérii napätí - od horčíka po meď) sa rozkladajú na oxidy;
3) dusičnany najmenej aktívnych kovov (v napäťovej sérii vpravo od medi) sa rozkladajú na kov.
Pri používaní týchto pravidiel treba pamätať na to, že v takýchto podmienkach
LiNO 3 sa rozkladá na oxid,
Be (NO 3) 2 sa pri vyššej teplote rozkladá na oxid,
z Ni (NO 3) 2 možno okrem NiO získať aj Ni (NO 2) 2,
Mn(NO 3) 2 sa rozkladá na Mn 2 O 3,
Fe(N03)2 sa rozkladá na Fe203;
z Hg (NO 3) 2 možno okrem ortuti získať aj jej oxid.
Zvážte typické príklady reakcií súvisiacich s týmito tromi typmi:
KNO 3 KNO 2 + O 2
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2 |
Zn(N03)2ZnO + N02 + O2
2Zn(NO 3) 2 \u003d 2ZnO + 4NO 2 + O 2 |
AgNO 3 Ag + NO 2 + O 2 18.7. Redoxné spínacie reakcie Tieto reakcie môžu byť intermolekulárne aj intramolekulárne. Napríklad intramolekulárny OVR vyskytujúci sa počas tepelného rozkladu dusičnanu amónneho a dusitanu patrí k prepínacím reakciám, pretože oxidačný stav atómov dusíka je tu vyrovnaný: NH4NO3 \u003d N20 + 2H20 (asi 200 °C) Pri vyššej teplote (250 - 300 o C) sa dusičnan amónny rozkladá na N 2 a NO a pri ešte vyššej teplote (nad 300 o C) na dusík a kyslík, v oboch prípadoch vzniká voda. Príkladom intermolekulárnej prepínacej reakcie je reakcia, ku ktorej dochádza, keď sa nalejú horúce roztoky dusitanu draselného a chloridu amónneho: NH4 + N02 \u003d N2 + 2H20 NH4Cl + KNO2 \u003d KCl + N2 + 2H20 Ak sa podobná reakcia uskutoční zahrievaním zmesi kryštalického síranu amónneho a dusičnanu vápenatého, potom v závislosti od podmienok môže reakcia prebiehať rôznymi spôsobmi: (NH4)2S04 + Ca(N03)2 = 2N20 + 4H20 + CaS04 (t< 250 o C) Prvá a tretia z týchto reakcií sú komutačné reakcie, druhá je zložitejšia reakcia, zahŕňajúca ako komutáciu atómov dusíka, tak aj oxidáciu atómov kyslíka. Ktorá z reakcií bude prebiehať pri teplote nad 250 o C, závisí od pomeru činidiel. Spínacie reakcie vedúce k tvorbe chlóru sa vyskytujú, keď sa soli chlórových kyselín obsahujúcich kyslík upravujú s kyselinou chlorovodíkovou, napríklad: 6HCl + KCl03 \u003d KCl + 3Cl2 + 3H20 Spínacou reakciou sa tiež vytvára síra z plynného sírovodíka a oxidu siričitého: 2H2S + S02 \u003d 3S + 2H20 Komutácie OVR sú pomerne početné a rôznorodé – zahŕňajú dokonca aj niektoré acidobázické reakcie, napr. NaH + H20 \u003d NaOH + H2. Na zostavenie rovníc komutácie OVR sa používajú elektrónovo-iónové aj elektrónové váhy v závislosti od toho, či daná reakcia prebieha v roztoku alebo nie. 18.8. Elektrolýza Pri štúdiu kapitoly IX ste sa oboznámili s elektrolýzou tavenín rôznych látok. Keďže mobilné ióny sú prítomné aj v roztokoch, môžu byť elektrolýze podrobené aj roztoky rôznych elektrolytov. Ako pri elektrolýze tavenín, tak aj pri elektrolýze roztokov sa zvyčajne používajú elektródy z materiálu, ktorý nereaguje (grafit, platina a pod.), ale niekedy sa elektrolýza vykonáva aj s „rozpustnou“ anódou. "Rozpustná" anóda sa používa v tých prípadoch, keď je potrebné získať elektrochemické spojenie prvku, z ktorého je anóda vyrobená. Pri elektrolýze je veľmi dôležité, aby sa oddelili anódový a katódový priestor, prípadne sa pri reakcii zmiešal elektrolyt - reakčné produkty sa v týchto prípadoch môžu ukázať ako odlišné. Zvážte najdôležitejšie prípady elektrolýzy. 1. Elektrolýza taveniny NaCl. Elektródy sú inertné (grafit), anódový a katódový priestor sú oddelené. Ako už viete, v tomto prípade prebiehajú reakcie na katóde a na anóde: K: Na + e- = Na Po zapísaní rovníc reakcií prebiehajúcich na elektródach získame polovičné reakcie, s ktorými môžeme konať presne tak, ako v prípade použitia metódy elektrón-iónovej rovnováhy:
Pridaním týchto rovníc polovičnej reakcie dostaneme rovnicu iónovej elektrolýzy 2Na + 2Cl 2Na + Cl2 a potom molekulárne 2NaCl2Na + Cl2 V tomto prípade musia byť katódové a anódové priestory oddelené, aby produkty reakcie navzájom nereagovali. V priemysle sa táto reakcia používa na výrobu kovového sodíka. 2. Elektrolýza taveniny K2CO3. Elektródy sú inertné (platina). Katódový a anódový priestor sú oddelené.
4K+ + 2CO32 4K + 2CO2 + O2 3. Elektrolýza vody (H 2 O). Elektródy sú inertné.
4H30 + 4OH 2H2 + 02 + 6H20 2H20 2H2 + 02 Voda je veľmi slabý elektrolyt, obsahuje veľmi málo iónov, preto je elektrolýza čistej vody extrémne pomalá. 4. Elektrolýza roztoku CuCl 2. Grafitové elektródy. Systém obsahuje katióny Cu 2 a H 3 O, ako aj anióny Cl a OH. Ióny Cu 2 sú silnejšie oxidačné činidlá ako ióny H 3 O (pozri sériu napätí), preto sa na katóde najskôr vybijú ióny medi a až keď ich zostane veľmi málo, vybijú sa oxóniové ióny. . V prípade aniónov sa môžete riadiť nasledujúcim pravidlom: |
Úloha číslo 1
Si + HNO 3 + HF → H 2 SiF 6 + NO + ...
N +5 + 3e → N +2 │4 redukčná reakcia
Si 0 - 4e → Si +4 │3 oxidačná reakcia
N +5 (HNO 3) - oxidačné činidlo, Si - redukčné činidlo
3Si + 4HNO3 + 18HF → 3H2SiF6 + 4NO + 8H20
Úloha číslo 2
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
B+ HNO 3 + HF → HBF 4 + NO 2 + …
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
N +5 + 1e → N +4 │3 redukčná reakcia
B 0 -3e → B +3 │1 oxidačná reakcia
N +5 (HNO 3) - oxidačné činidlo, B 0 - redukčné činidlo
B+ 3HNO3 + 4HF → HBF4 + 3NO2 + 3H20
Úloha číslo 3
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
K 2 Cr 2 O 7 + HCl → Cl 2 + KCl + … + …
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
2Cl -1 -2e → Cl 2 0 │3 oxidačná reakcia
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - oxidačné činidlo, Cl -1 (HCl) - redukčné činidlo
K2Cr207 + 14HCl → 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H20
Úloha číslo 4
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
Cr 2 (SO 4) 3 + ... + NaOH → Na 2 CrO 4 + NaBr + ... + H 2 O
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Redukčná reakcia Br20 + 2e → 2Br -1 │3
2Cr +3 - 6e → 2Cr +6 │1 oxidačná reakcia
Br 2 - oxidačné činidlo, Cr +3 (Cr 2 (SO 4) 3) - redukčné činidlo
Cr2(S04)3 + 3Br2 + 16NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaBr + 3Na2S04 + 8H20
Úloha číslo 5
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
K 2 Cr 2 O 7 + ... + H 2 SO 4 → l 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + ... + H 2 O
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 redukčná reakcia
2I -1 -2e → l 2 0 │3 oxidačná reakcia
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - oxidačné činidlo, l -1 (Hl) - redukčné činidlo
K2Cr207 + 6HI + 4H2SO4 → 3l2 + Cr2(SO4)3 + K2S04 + 7H20
Úloha číslo 6
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
H 2 S + HMnO 4 → S + MnO 2 + ...
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
3H2S + 2HMnO4 → 3S + 2Mn02 + 4H20
Úloha číslo 7
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
H 2 S + HClO 3 → S + HCl + ...
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
S -2 -2e → S 0 │3 oxidačná reakcia
Mn +7 (HMnO 4) - oxidačné činidlo, S -2 (H 2 S) - redukčné činidlo
3H2S + HCl03 -> 3S + HCl + 3H20
Úloha číslo 8
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
NO + HClO 4 + ... → HNO 3 + HCl
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Cl +7 + 8e → Cl -1 │3 redukčná reakcia
N +2 -3e → N +5 │8 oxidačná reakcia
Cl +7 (HClO 4) - oxidačné činidlo, N +2 (NO) - redukčné činidlo
8NO + 3HClO4 + 4H20 → 8HNO3 + 3HCl
Úloha číslo 9
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4 → MnSO 4 + S + ... + ...
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
S -2 -2e → S 0 │5 oxidačná reakcia
Mn +7 (KMnO 4) - oxidačné činidlo, S -2 (H 2 S) - redukčné činidlo
2KMnO4 + 5H2S + 3H2S04 → 2MnS04 + 5S + K2S04 + 8H20
Úloha číslo 10
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
KMnO 4 + KBr + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Br 2 + ... + ...
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 redukčná reakcia
2Br -1 -2e → Br 2 0 │5 oxidačná reakcia
Mn +7 (KMnO 4) - oxidačné činidlo, Br -1 (KBr) - redukčné činidlo
2KMnO4 + 10KBr + 8H2S04 → 2MnS04 + 5Br2 + 6K2S04 + 8H20
Úloha číslo 11
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
PH 3 + HClO 3 → HCl + ...
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │4 redukčná reakcia
Cl +5 (HClO 3) - oxidačné činidlo, P -3 (H 3 PO 4) - redukčné činidlo
3PH3 + 4HCl03 -> 4HCl + 3H3P04
Úloha číslo 12
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
PH 3 + HMnO 4 → MnO 2 + … + …
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │8 redukčná reakcia
P -3 - 8e → P +5 │3 oxidačná reakcia
Mn +7 (HMnO 4) - oxidačné činidlo, P -3 (H 3 PO 4) - redukčné činidlo
3PH3 + 8HMnO4 → 8Mn02 + 3H3PO4 + 4H20
Úloha číslo 13
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
NO + KClO + … → KNO 3 + KCl + …
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Cl +1 + 2e → Cl -1 │3 redukčná reakcia
N +2 − 3e → N +5 │2 oxidačná reakcia
Cl +1 (KClO) - oxidačné činidlo, N +2 (NO) - redukčné činidlo
2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO3 + 3KCl + H20
Úloha číslo 14
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
PH 3 + AgNO 3 + ... → Ag + ... + HNO 3
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Ag +1 + 1e → Ag 0 │8 redukčná reakcia
P -3 - 8e → P +5 │1 oxidačná reakcia
Ag +1 (AgNO 3) - oxidačné činidlo, P -3 (PH 3) - redukčné činidlo
PH 3 + 8AgNO3 + 4H20 → 8Ag + H3PO4 + 8HNO3
Úloha číslo 15
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
KNO 2 + ... + H 2 SO 4 → I 2 + NO + ... + ...
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
N +3 + 1e → N +2 │ 2 redukčná reakcia
2I -1 - 2e → I 2 0 │ 1 oxidačná reakcia
N +3 (KNO 2) - oxidačné činidlo, I -1 (HI) - redukčné činidlo
2KNO2 + 2HI + H2SO4 → I2 + 2NO + K2SO4 + 2H20
Úloha číslo 16
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
Na2S03 + Cl2 + ... → Na2S04 + ...
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Cl20 + 2e → 2Cl -1 │1 redukčná reakcia
Cl 2 0 - oxidačné činidlo, S +4 (Na 2 SO 3) - redukčné činidlo
Na2S03 + Cl2 + H20 → Na2S04 + 2HCl
Úloha číslo 17
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
KMnO 4 + MnSO 4 + H 2 O → MnO 2 + ... + ...
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 redukčná reakcia
Mn +2 − 2e → Mn +4 │3 oxidačná reakcia
Mn +7 (KMnO 4) - oxidačné činidlo, Mn +2 (MnSO 4) - redukčné činidlo
2KMn04 + 3MnS04 + 2H20 → 5Mn02 + K2S04 + 2H2S04
Úloha číslo 18
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
KNO2 + ... + H20 → Mn02 + ... + KOH
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 redukčná reakcia
N +3 − 2e → N +5 │3 oxidačná reakcia
Mn +7 (KMnO 4) - oxidačné činidlo, N +3 (KNO 2) - redukčné činidlo
3KNO2 + 2KMnO4 + H20 → 2MnO2 + 3KNO3 + 2KOH
Úloha #19
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
Cr 2 O 3 + ... + KOH → KNO 2 + K 2 CrO 4 + ...
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
N +5 + 2e → N +3 │3 redukčná reakcia
2Cr +3 − 6e → 2Cr +6 │1 oxidačná reakcia
N +5 (KNO 3) - oxidačné činidlo, Cr +3 (Cr 2 O 3) - redukčné činidlo
Cr203 + 3KNO3 + 4KOH → 3KNO2 + 2K2CrO4 + 2H20
Úloha číslo 20
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
I2 + K2SO3 + ... → K2SO4 + ... + H20
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
I 2 0 + 2e → 2I -1 │1 redukčná reakcia
S +4 - 2e → S +6 │1 oxidačná reakcia
I 2 - oxidačné činidlo, S +4 (K 2 SO 3) - redukčné činidlo
I 2 + K 2 SO 3 + 2 KOH → K 2 SO 4 + 2 KI + H 2 O
Úloha číslo 21
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
KMnO 4 + NH 3 → MnO 2 + N 2 + ... + ...
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 redukčná reakcia
2N -3 - 6e → N 2 0 │1 oxidačná reakcia
Mn +7 (KMnO 4) - oxidačné činidlo, N -3 (NH 3) - redukčné činidlo
2KMnO4 + 2NH3 → 2Mn02 + N2 + 2KOH + 2H20
Úloha č.22
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
NO 2 + P 2 O 3 + ... → NO + K 2 HPO 4 + ...
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
N +4 + 2e → N +2 │2 redukčná reakcia
2P +3 - 4e → 2P +5 │1 oxidačná reakcia
N +4 (NO 2) - oxidačné činidlo, P +3 (P 2 O 3) - redukčné činidlo
2NO 2 + P 2 O 3 + 4KOH → 2NO + 2K 2 HPO 4 + H 2 O
Úloha #23
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
KI + H 2 SO 4 → I 2 + H 2 S + … + …
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
S +6 + 8e → S -2 │1 redukčná reakcia
2I -1 - 2e → I 2 0 │4 oxidačná reakcia
S +6 (H 2 SO 4) - oxidačné činidlo, I -1 (KI) - redukčné činidlo
8KI + 5H2S04 → 4I2 + H2S + 4K2S04 + 4H20
Úloha č. 24
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
FeSO4 + ... + H2SO4 → ... + MnSO4 + K2S04 + H20
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 redukčná reakcia
2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │5 oxidačná reakcia
Mn +7 (KMnO 4) - oxidačné činidlo, Fe +2 (FeSO 4) - redukčné činidlo
10FeS04 + 2KMnO4 + 8H2S04 → 5Fe2 (S04)3 + 2MnS04 + K2S04 + 8H20
Úloha č. 25
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
Na2S03 + ... + KOH → K2MnO4 + ... + H20
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Mn +7 + 1e → Mn +6 │2 redukčná reakcia
S +4 − 2e → S +6 │1 oxidačná reakcia
Mn +7 (KMnO 4) - oxidačné činidlo, S +4 (Na 2 SO 3) - redukčné činidlo
Na2S03 + 2KMnO4 + 2KOH → 2K2MnO4 + Na2S04 + H20
Úloha #26
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
H 2 O 2 + ... + H 2 SO 4 → O 2 + MnSO 4 + ... + ...
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 redukčná reakcia
2O -1 - 2e → O 2 0 │5 oxidačná reakcia
Mn +7 (KMnO 4) - oxidačné činidlo, O -1 (H 2 O 2) - redukčné činidlo
5H202 + 2KMnO4 + 3H2S04 → 502 + 2MnS04 + K2S04 + 8H20
Úloha číslo 27
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + ... + ...
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 redukčná reakcia
S -2 - 2e → S 0 │3 oxidačná reakcia
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - oxidačné činidlo, S -2 (H 2 S) - redukčné činidlo
K2Cr207 + 3H2S + 4H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2S04 + 3S + 7H20
Úloha #28
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
KMnO 4 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + ... + ...
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 redukčná reakcia
2Cl -1 - 2e → Cl 2 0 │5 oxidačná reakcia
Mn +7 (KMnO 4) - oxidačné činidlo, Cl -1 (HCl) - redukčné činidlo
2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H20
Úloha #29
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
CrCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + ... → CrCl 3 + ... + H 2 O
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 redukčná reakcia
Cr +2 − 1e → Cr +3 │6 oxidačná reakcia
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - oxidačné činidlo, Cr +2 (CrCl 2) - redukčné činidlo
6CrCl2 + K2Cr207 + 14HCl → 8CrCl3 + 2KCl + 7H20
Úloha číslo 30
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
K2CrO4 + HCl → CrCl3 + ... + ... + H20
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Cr +6 + 3e → Cr +3 │2 redukčná reakcia
2Cl -1 - 2e → Cl 2 0 │3 oxidačná reakcia
Cr +6 (K 2 CrO 4) - oxidačné činidlo, Cl -1 (HCl) - redukčné činidlo
2K2CrO4 + 16HCl → 2CrCl3 + 3Cl2 + 4KCl + 8H20
Úloha číslo 31
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
KI + ... + H 2 SO 4 → I 2 + MnSO 4 + ... + H 2 O
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 redukčná reakcia
2l -1 − 2e → l 2 0 │5 oxidačná reakcia
Mn +7 (KMnO 4) - oxidačné činidlo, l -1 (Kl) - redukčné činidlo
10KI + 2KMnO4 + 8H2S04 → 5I2 + 2MnSO4 + 6K2S04 + 8H20
Úloha č. 32
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
FeSO 4 + KClO 3 + KOH → K 2 FeO 4 + KCl + K 2 SO 4 + H 2 O
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │2 redukčná reakcia
Fe +2 − 4e → Fe +6 │3 oxidačná reakcia
3FeSO4 + 2KClO3 + 12KOH → 3K2FeO4 + 2KCl + 3K2S04 + 6H20
Úloha číslo 33
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie:
FeSO 4 + KClO 3 + ... → Fe 2 (SO 4) 3 + ... + H 2 O
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │1 redukčná reakcia
2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │3 oxidačná reakcia
Cl +5 (KClO 3) - oxidačné činidlo, Fe +2 (FeSO 4) - redukčné činidlo
6FeS04 + KClO3 + 3H2S04 → 3Fe2 (S04)3 + KCl + 3H20
Úloha číslo 34
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy napíšte rovnicu reakcie.
Reakcie, ktoré sa nazývajú redoxné (ORR), sa vyskytujú so zmenou oxidačných stavov atómov, ktoré sú súčasťou molekúl činidiel. K týmto zmenám dochádza v súvislosti s prechodom elektrónov z atómov jedného prvku na druhý.
Procesy vyskytujúce sa v prírode a uskutočňované človekom z väčšej časti predstavujú OVR. Základné procesy, ako je dýchanie, metabolizmus, fotosyntéza(6CO2 + H2O = C6H12O6 + 6O2) - toto všetko je OVR.
V priemysle sa pomocou OVR získavajú kyseliny sírové, chlorovodíkové a mnohé ďalšie.
Získavanie kovov z rúd – vlastne základ celého hutníckeho priemyslu – je tiež redoxný proces. Napríklad reakcia na získanie železa z hematitu: 2Fe2O3 + 3C = 4Fe + 3CO2.
Oxidačné a redukčné činidlá: charakteristické
Atómy, ktoré sa v procese chemickej transformácie vzdávajú elektrónov, sa nazývajú redukčné činidlá, ich oxidačný stav (CO) sa tým zvyšuje. Atómy, ktoré prijímajú elektróny, sa nazývajú oxidačné činidlá a ich CO sa redukuje.
Hovorí sa, že oxidačné činidlá sa redukujú prijatím elektrónov a redukčné činidlá sa oxidujú darovaním elektrónov.
Najvýznamnejší predstavitelia oxidačných a redukčných činidiel sú uvedení v nasledujúcej tabuľke:
| Typické oxidanty | Typické redukčné činidlá |
| Jednoduché látky pozostávajúce z prvkov s vysokou elektronegativitou (nekovy): jód, fluór, chlór, bróm, kyslík, ozón, síra atď. | Jednoduché látky pozostávajúce z atómov prvkov s nízkou elektronegativitou (kovy alebo nekovy): vodík H2 , uhlík C (grafit), zinok Zn, hliník Al, vápnik Ca, bárium Ba, železo Fe, chróm Cr a tak ďalej. |
Molekuly alebo ióny obsahujúce kovové alebo nekovové atómy s vysokými oxidačnými stavmi:
|
Molekuly alebo ióny obsahujúce kovové alebo nekovové atómy s nízkym oxidačným stavom:
|
| Iónové zlúčeniny obsahujúce katióny niektorých kovov s vysokým CO: Pb3+, Au3+, Ag+, Fe3+ a iné. | Organické zlúčeniny: alkoholy, kyseliny, aldehydy, cukry. |
Na základe periodického zákona chemických prvkov je najčastejšie možné predpokladať redoxné schopnosti atómov konkrétneho prvku. Podľa reakčnej rovnice je tiež ľahké pochopiť, ktoré z atómov sú oxidačným činidlom a redukčným činidlom.
Ako určiť, či je atóm oxidačným alebo redukčným činidlom: stačí zapísať CO a pochopiť, ktoré atómy ho počas reakcie zvýšili (redukčné činidlá) a ktoré ho znížili (oxidačné činidlá).
Látky s dvojakým charakterom
Atómy, ktoré majú medziprodukty CO, sú schopné prijímať aj darovať elektróny, v dôsledku čoho budú látky obsahujúce takéto atómy vo svojom zložení schopné pôsobiť ako oxidačné činidlo aj ako redukčné činidlo.
Príkladom môže byť peroxid vodíka. Kyslík obsiahnutý v jeho zložení v CO -1 môže elektrón prijať aj odovzdať.
Pri interakcii s redukčným činidlom má peroxid oxidačné vlastnosti a s oxidačným činidlom má redukčné vlastnosti.
Môžete sa bližšie pozrieť na nasledujúce príklady:
- redukcia (peroxid pôsobí ako oxidačné činidlo) pri interakcii s redukčným činidlom;
SO2 + H202 = H2S04
O -1 + 1e \u003d O -2
- oxidácia (peroxid je v tomto prípade redukčné činidlo) pri interakcii s oxidačným činidlom.
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O
2O -1 -2e \u003d O2 0
Klasifikácia OVR: príklady
Existujú nasledujúce typy redoxných reakcií:
- intermolekulárna oxidačno-redukčná (oxidačné činidlo a redukčné činidlo sú v zložení rôznych molekúl);
- intramolekulárna oxidačno-redukcia (oxidačné činidlo je súčasťou rovnakej molekuly ako redukčné činidlo);
- disproporcionácia (atóm toho istého prvku je oxidačným a redukčným činidlom);
- reproporcionácia (oxidačné činidlo a redukčné činidlo tvoria v dôsledku reakcie jeden produkt).
Príklady chemických premien súvisiacich s rôznymi typmi OVR:
- Intramolekulárne OVR sú najčastejšie reakcie tepelného rozkladu látky:
2KCLO3 = 2KCl + 302
(NH4)2Cr207 = N2 + Cr203 + 4H20
2NaN03 = 2NaN02 + O2
- Intermolekulárne OVR:
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(N03)2 + 2NO + 4H20
2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe
- Disproporčné reakcie:
3Br2 + 6KOH = 5KBr + KBr03 + 6H20
3HN02 = HN03 + 2NO + H20
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
4KC103 = KCI + 3KC104
- Reproporcionálne reakcie:
2H2S + S02 = 3S + 2H20
HOCl + HCl = H20 + Cl2
Aktuálne a neaktuálne OVR
Redoxné reakcie sa tiež delia na prúdové a bezprúdové.
Prvým prípadom je výroba elektrickej energie chemickou reakciou (takéto zdroje energie možno použiť v motoroch automobilov, napr rádiotechnické zariadenia, ovládacie zariadenia), alebo elektrolýza, teda chemická reakcia, naopak, nastáva v dôsledku elektriny (pomocou elektrolýzy môžete získať rôzne látky, upravovať povrchy kovov a výrobkov z nich).
Príklady bezprúdový OVR môžeme menovať procesy horenia, korózie kovov, dýchanie a fotosyntézu atď.
Metóda elektronických váh OVR v chémii
Rovnice väčšiny chemických reakcií sa vyrovnávajú jednoduchým výberom stechiometrické koeficienty. Pri výbere koeficientov pre OVR sa však môžeme stretnúť so situáciou, že počet atómov niektorých prvkov nemožno vyrovnať bez toho, aby sa narušila rovnosť počtu atómov iných. V rovniciach takýchto reakcií sa koeficienty vyberajú metódou zostavovania elektronických váh.
Metóda je založená na skutočnosti, že súčet elektrónov prijatých oxidačným činidlom a počet elektrónov odovzdaných redukčným činidlom sa uvedie do rovnováhy.
Metóda pozostáva z niekoľkých fáz:
- Je napísaná reakčná rovnica.
- Stanovujú sa prvky CO.
- Určujú sa prvky, ktoré v dôsledku reakcie zmenili svoje oxidačné stavy. Oxidačné a redukčné polovičné reakcie sa zaznamenávajú oddelene.
- Faktory pre rovnice polovičnej reakcie sa volia tak, aby sa vyrovnali elektróny prijaté v polovičnej redukcii a odovzdané v polovičnej oxidačnej reakcii.
- Zvolené koeficienty sa vložia do reakčnej rovnice.
- Zostávajúce reakčné koeficienty sú vybrané.
Na jednoduchom príklade interakcie hliníka s kyslíkom je vhodné napísať rovnicu krok za krokom:
- Rovnica: Al + O2 = Al2O3
- CO atómov v jednoduchých látkach hliníka a kyslíka je 0.
Al 0 + O2 0 \u003d Al +3 2O -2 3
- Urobme polovičné reakcie:
Al 0 -3e \u003d Al +3;
02o+4e = 20-2
- Vyberieme koeficienty, ktorými po vynásobení bude počet prijatých a daných elektrónov rovnaký:
Al 0 -3e \u003d Al +3 koeficient 4;
O2 0 +4e = 2O -2 koeficient 3.
- V reakčnej schéme uvádzame koeficienty:
4 Al+ 3 O2 = A1203
- Je vidieť, že na vyrovnanie celej reakcie stačí pred reakčný produkt umiestniť koeficient:
4Al + 302 = 2 Al203
Príklady úloh na zostavenie elektronickej váhy
Môže nastať nasledovné vyrovnávacie úlohy OVR:
- Interakcia manganistanu draselného s chloridom draselným v kyslom prostredí s uvoľňovaním plynného chlóru.
Manganistan draselný KMnO4 (manganistan draselný, "manganistan draselný") je silné oxidačné činidlo, pretože v KMnO4 je oxidačný stav Mn +7. S ním sa plynný chlór často získava v laboratóriu nasledujúcou reakciou:
KCl + KMnO4 + H2SO4 = Cl2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
K +1 Cl -1 + K +1 Mn +7 O4 -2 + H2 +1 S +6 O4 -2 = Cl2 0 + Mn +2 S +6 O4 -2 + K2 +1 S +6 O4 -2 + H2+10-2
Elektronická váha:
Ako je možné vidieť po usporiadaní CO, atómy chlóru darujú elektróny, čím sa ich CO zvyšuje na 0, a atómy mangánu prijímajú elektróny:
Mn +7 +5e = Mn +2 multiplikátor dva;
2Cl -1 -2e = Cl2 0 multiplikátor päť.
Koeficienty vložíme do rovnice v súlade s vybranými faktormi:
10 K+1Cl-1+ 2 K+1Mn+704-2 + H2S04= 5 Cl20+ 2 Mn+2S+604-2 + K2SO4 + H2O
Vyrovnajte počet ďalších prvkov:
10 KCl + 2 KMnO4 + 8 H2S04 = 5Cl2 + 2MnS04+ 6 K2SO4+ 8 H2O
- Interakcia medi (Cu) s koncentrovanou kyselinou dusičnou (HNO3) s uvoľňovaním plynného oxidu dusnatého (NO2):
Cu + HN03(konc.) = N02 + Cu(N03)2 + 2H20
Cuo + H +1 N +5 O3 -2 = N +4 O2 + Cu +2 (N +5 O3 -2) 2 + H2 +1 O -2
Elektronická váha:
Ako vidíte, atómy medi zvyšujú svoj CO z nuly na dva a atómy dusíka klesajú z +5 na +4
Cu 0 -2e \u003d Cu +2 faktor jedna;
N +5 +1e = N +4 násobiteľ dva.
Koeficienty dáme do rovnice:
Cu 0 + 4 H+1N+503-2= 2 N+402 + Cu +2 (N +503-2)2 + H2+10-2
Cu+ 4 HN03 (konc.) = 2 N02 + Cu(NO3)2+ 2 H2O
- Interakcia dvojchrómanu draselného s H2S v kyslom prostredí:
Zapíšme si reakčnú schému, usporiadame CO:
K2 +1 Cr2 +6 O7 -2 + H2 +1 S -2 + H2 +1 S +6 O4 -2 = S 0 + Cr2 +3 (S +6 O4 -2) 3 + K2 +1 S +6 O4 -2 + H20
S -2 -2e \u003d S 0 koeficient 3;
2Cr +6 +6e = 2Cr +3 koeficient 1.
Nahrádzame:
K2Cr2O7 + 3H2S + H2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
Vyrovnajte ostatné prvky:
К2Сr2О7 + 3Н2S + 4Н2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7Н2О
Vplyv reakčného prostredia
Charakter prostredia ovplyvňuje priebeh niektorých OVR. Úlohu reakčného média možno sledovať na príklade interakcie manganistanu draselného (KMnO4) a siričitanu sodného (Na2SO3) pri rôznych hodnotách pH:
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2S04 + MnSO4 + K2SO4 (pH<7 кислая среда);
- Na2S03 + KMn04 = Na2S04 + Mn02 + KOH (pH = 7 neutrálne médium);
- Na2S03 + KMn04 = Na2S04 + K2MnO4 + H2O (pH>7 alkalické).
Je vidieť, že zmena kyslosti média vedie k tvorbe rôznych produktov interakcie tých istých látok. Keď sa zmení kyslosť média, vyskytujú sa aj v prípade iných činidiel vstupujúcich do OVR. Podobne ako v príkladoch uvedených vyššie, reakcie zahŕňajúce dichromátový ión Cr2O7 2- budú prebiehať s tvorbou rôznych reakčných produktov v rôznych médiách:
v kyslom prostredí bude produktom Cr 3+;
v alkalickom - CrO2 -, CrO3 3+;
v neutrálnom - Cr2O3.
