Редокс реакции. CU (ценни съвети) H2 o2 h2o редокс реакция

Преди да дадем примери за окислително-редукционни реакции с разтвор, нека отделим основните определения, свързани с тези трансформации.

Тези атоми или йони, които по време на взаимодействието променят степента си на окисление с намаляване (приемат електрони), се наричат ​​окислители. Сред веществата с такива свойства могат да се отбележат силни неорганични киселини: сярна, солна, азотна.

Окислител

Перманганатите и хроматите на алкалните метали също са силни окислители.

Окислителят поема в хода на реакцията, необходима му за завършване на енергийното ниво (установяване на завършената конфигурация).

Редуциращ агент

Всяка схема на редокс реакция включва идентифициране на редуциращ агент. Той включва йони или неутрални атоми, които могат да повишат степента на окисление по време на взаимодействието (дават електрони на други атоми).

Металните атоми могат да бъдат посочени като типични редуциращи агенти.

Процеси в OVR

Какво друго се характеризира с промяна в степента на окисление на изходните вещества.

Окисляването включва процеса на отделяне на отрицателни частици. Възстановяването включва вземането им от други атоми (йони).

Алгоритъм за разбор

Примери за окислително-редукционни реакции с разтвор са предложени в различни справочни материали, предназначени да подготвят гимназисти за дипломни тестове по химия.

За да се справите успешно със задачите, предложени в OGE и USE, е важно да знаете алгоритъма за съставяне и анализ на редокс процеси.

1. На първо място, стойностите на заряда на всички елементи в веществата, предложени в схемата, са записани.
2. Атомите (йоните) се изписват от лявата страна на реакцията, която по време на взаимодействието променя показателите.
3. При повишаване на степента на окисление се използва знакът "-", а при намаляване на "+".
4. Между дадените и получените електрони се определя най-малкото общо кратно (числото, на което се делят без остатък).
5. Когато разделяме LCM на електрони, получаваме стереохимични коефициенти.
6. Поставяме ги пред формулите в уравнението.

Първият пример от OGE

В девети клас не всички ученици знаят как да решават редокс реакции. Ето защо те правят много грешки, не получават високи резултати за OGE. Алгоритъмът на действията е даден по-горе, сега нека се опитаме да го разработим на конкретни примери.

Особеността на задачите за поставяне на коефициенти в предложената реакция, издадена на завършилите основния етап на обучение, е, че са дадени както лявата, така и дясната част на уравнението.

Това значително опростява задачата, тъй като няма нужда да се измислят самостоятелно продукти за взаимодействие, да се избират липсващите изходни материали.

Например, предлага се да се използва електронният баланс за идентифициране на коефициентите в реакцията:

На пръв поглед тази реакция не изисква стереохимични коефициенти. Но за да се потвърди неговата гледна точка, е необходимо всички елементи да имат зарядни числа.

В бинарните съединения, които включват меден оксид (2) и железен оксид (2), сумата от степени на окисление е нула, като се има предвид, че за кислорода е -2, за медта и желязото този показател е +2. Простите вещества не дават (не приемат) електрони, поради което се характеризират с нулева стойност на степента на окисление.

Нека направим електронен баланс, показвайки със знака "+" и "-" броя на получените и отдадените в хода на взаимодействието на електроните.

Fe 0 -2e \u003d Fe 2+.

Тъй като броят на получените и отдадените електрони по време на взаимодействието е един и същ, няма смисъл да се намира най-малкото общо кратно, да се определят стереохимичните коефициенти и да се поставят в предложената схема на взаимодействие.

За да получите максимална оценка за задачата, е необходимо не само да напишете примери за редокс реакции с разтвор, но и да напишете формулата на окислителя (CuO) и редуциращия агент (Fe) поотделно.

Вторият пример с OGE

Нека дадем още примери за окислително-възстановителни реакции с разтвор, с които могат да се сблъскат деветокласниците, избрали химията за финален изпит.

Да предположим, че се предлага да се подредят коефициентите в уравнението:

Na+HCl=NaCl+H2.

За да се справи със задачата, първо е важно да се определят показателите за степента на окисление за всяко просто и сложно вещество. За натрия и водорода те ще бъдат равни на нула, тъй като те са прости вещества.

В солната киселина водородът има положителна, а хлорът има отрицателна степен на окисление. След като поставим коефициентите, получаваме реакцията с коефициентите.

Първият от изпита

Как да допълним редокс реакциите? Примери с решение, намерено в USE (клас 11), включват добавяне на пропуски, както и поставяне на коефициенти.

Например, трябва да допълните реакцията с електронен баланс:

H 2 S+ HMnO 4 = S+ MnO 2 +…

Определете редуктора и окислителя в предложената схема.

Как да се научим да съставяме редокс реакции? Пробата предполага използването на определен алгоритъм.

Първо, във всички вещества, дадени от условието на задачата, е необходимо да се зададат степени на окисление.

След това трябва да анализирате кое вещество може да стане непознат продукт в този процес. Тъй като тук присъства окислител (манганът играе своята роля), редуциращ агент (това е сяра), степени на окисление не се променят в желания продукт, следователно, това е вода.

Спорейки за това как правилно да решаваме редокс реакциите, отбелязваме, че следващата стъпка ще бъде съставянето на електронно съотношение:

Mn +7 взема 3 e= Mn +4 ;

S -2 дава 2e= S 0 .

Мангановият катион е редуциращ агент, докато серният анион е типичен окислител. Тъй като най-малкото кратно между получените и дадените електрони ще бъде 6, получаваме коефициентите: 2, 3.

Последната стъпка ще бъде задаване на коефициентите в оригиналното уравнение.

3H 2 S+ 2HMnO 4 = 3S+ 2MnO 2 + 4H 2 O.

Вторият образец на OVR на изпита

Как да напиша правилно окислително-възстановителните реакции? Примерите с решение ще помогнат да се изработи алгоритъмът на действията.

Предлага се да се използва методът на електронния баланс за запълване на пропуските в реакцията:

PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…

Подреждаме степени на окисление на всички елементи. В този процес окислителните свойства се проявяват от мангана, който е част от състава и редуциращият агент трябва да бъде фосфор, променяйки своето окислително състояние до положително във фосфорната киселина.

Според направеното предположение получаваме реакционната схема, след което съставяме уравнението на електронния баланс.

P -3 дава 8 e и се превръща в P +5 ;

Mn +7 отнема 3e, отивайки към Mn +4.

LCM ще бъде 24, така че фосфорът трябва да има стереометричен коефициент 3, а манганът -8.

Поставяме коефициентите в получения процес, получаваме:

3 PH 3 + 8 HMnO 4 = 8 MnO 2 + 4H 2 O+ 3 H 3 PO 4 .

Третият пример от изпита

Използвайки електрон-йонния баланс, трябва да съставите реакция, да посочите редуктора и окислителя.

KMnO 4 + MnSO 4 +…= MnO 2 +…+ H2SO 4 .

Според алгоритъма ние поставяме степени на окисление за всеки елемент. След това определяме онези вещества, които са пропуснати в дясната и лявата част на процеса. Тук са дадени редуциращ агент и окислител, така че степента на окисление не се променя в пропуснатите съединения. Изгубеният продукт ще бъде вода, а изходното съединение ще бъде калиев сулфат. Получаваме схемата на реакцията, за която ще направим електронен баланс.

Mn +2 -2 e= Mn +4 3 редуктор;

Mn +7 +3e= Mn +4 2 окислител.

Записваме коефициентите в уравнението, като сумираме мангановите атоми от дясната страна на процеса, тъй като той принадлежи към процеса на диспропорциониране.

2KMnO 4 + 3MnSO 4 + 2H 2 O \u003d 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4.

Заключение

Редокс реакциите са от особено значение за функционирането на живите организми. Примери за OVR са процесите на гниене, ферментация, нервна дейност, дишане и метаболизъм.

Окисляването и редуцирането са от значение за металургичната и химическата промишленост, благодарение на такива процеси металите могат да бъдат възстановени от техните съединения, защитени от химическа корозия и обработени.

За да се състави редокс процес в органични или е необходимо да се използва определен алгоритъм от действия. Първо, в предложената схема се подреждат степени на окисление, след това се определят онези елементи, които повишават (понижават) индикатора, и се записва електронният баланс.

Ако следвате предложената по-горе последователност от действия, можете лесно да се справите със задачите, предложени в тестовете.

В допълнение към метода на електронния баланс, поставянето на коефициенти е възможно и чрез съставяне на полуреакции.

Задача номер 1

Si + HNO 3 + HF → H 2 SiF 6 + NO + ...

N +5 + 3e → N +2 │4 реакция на редукция

Si 0 - 4e → Si +4 │3 реакция на окисление

N +5 (HNO 3) - окислител, Si - редуциращ агент

3Si + 4HNO 3 + 18HF → 3H 2 SiF 6 + 4NO + 8H 2 O

Задача номер 2

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

B+ HNO 3 + HF → HBF 4 + NO 2 + …

Определете окислителя и редуциращия агент.

N +5 + 1e → N +4 │3 реакция на редукция

B 0 -3e → B +3 │1 реакция на окисление

N +5 (HNO 3) - окислител, B 0 - редуциращ агент

B+ 3HNO 3 + 4HF → HBF 4 + 3NO 2 + 3H 2 O

Задача номер 3

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

K 2 Cr 2 O 7 + HCl → Cl 2 + KCl + … + …

Определете окислителя и редуциращия агент.

2Cl -1 -2e → Cl 2 0 │3 реакция на окисление

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - окислител, Cl -1 (HCl) - редуциращ агент

K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O

Задача номер 4

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

Cr 2 (SO 4) 3 + ... + NaOH → Na 2 CrO 4 + NaBr + ... + H 2 O

Определете окислителя и редуциращия агент.

Br 2 0 + 2e → 2Br -1 │3 реакция на редукция

2Cr +3 - 6e → 2Cr +6 │1 реакция на окисление

Br 2 - окислител, Cr +3 (Cr 2 (SO 4) 3) - редуциращ агент

Cr 2 (SO 4) 3 + 3Br 2 + 16NaOH → 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 3Na 2 SO 4 + 8H 2 O

Задача номер 5

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

K 2 Cr 2 O 7 + ... + H 2 SO 4 → l 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + ... + H 2 O

Определете окислителя и редуциращия агент.

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 реакция на редукция

2I -1 -2e → l 2 0 │3 реакция на окисление

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - окислител, l -1 (Hl) - редуциращ агент

K 2 Cr 2 O 7 + 6HI + 4H 2 SO 4 → 3l 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O

Задача номер 6

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

H 2 S + HMnO 4 → S + MnO 2 + ...

Определете окислителя и редуциращия агент.

3H 2 S + 2HMnO 4 → 3S + 2MnO 2 + 4H 2 O

Задача номер 7

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

H 2 S + HClO 3 → S + HCl + ...

Определете окислителя и редуциращия агент.

S -2 -2e → S 0 │3 реакция на окисление

Mn +7 (HMnO 4) - окислител, S -2 (H 2 S) - редуциращ агент

3H 2 S + HClO 3 → 3S + HCl + 3H 2 O

Задача номер 8

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

NO + HClO 4 + ... → HNO 3 + HCl

Определете окислителя и редуциращия агент.

Cl +7 + 8e → Cl -1 │3 реакция на редукция

N +2 -3e → N +5 │8 реакция на окисление

Cl +7 (HClO 4) - окислител, N +2 (NO) - редуциращ агент

8NO + 3HClO 4 + 4H 2 O → 8HNO 3 + 3HCl

Задача номер 9

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4 → MnSO 4 + S + ... + ...

Определете окислителя и редуциращия агент.

S -2 -2e → S 0 │5 реакция на окисление

Mn +7 (KMnO 4) - окислител, S -2 (H 2 S) - редуциращ агент

2KMnO 4 + 5H 2 S + 3H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5S + K 2 SO 4 + 8H 2 O

Задача номер 10

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

KMnO 4 + KBr + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Br 2 + ... + ...

Определете окислителя и редуциращия агент.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 реакция на редукция

2Br -1 -2e → Br 2 0 │5 реакция на окисление

Mn +7 (KMnO 4) - окислител, Br -1 (KBr) - редуциращ агент

2KMnO 4 + 10KBr + 8H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5Br 2 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O

Задача номер 11

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

PH 3 + HClO 3 → HCl + ...

Определете окислителя и редуциращия агент.

Cl +5 + 6e → Cl -1 │4 реакция на редукция

Cl +5 (HClO 3) - окислител, P -3 (H 3 PO 4) - редуциращ агент

3PH 3 + 4HClO 3 → 4HCl + 3H 3 PO 4

Задача номер 12

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

PH 3 + HMnO 4 → MnO 2 + … + …

Определете окислителя и редуциращия агент.

Mn +7 + 3e → Mn +4 │8 реакция на редукция

P -3 - 8e → P +5 │3 реакция на окисление

Mn +7 (HMnO 4) - окислител, P -3 (H 3 PO 4) - редуциращ агент

3PH 3 + 8HMnO 4 → 8MnO 2 + 3H 3 PO 4 + 4H 2 O

Задача номер 13

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

NO + KClO + … → KNO 3 + KCl + …

Определете окислителя и редуциращия агент.

Cl +1 + 2e → Cl -1 │3 реакция на редукция

N +2 − 3e → N +5 │2 реакция на окисление

Cl +1 (KClO) - окислител, N +2 (NO) - редуциращ агент

2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO 3 + 3KCl + H 2 O

Задача номер 14

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

PH 3 + AgNO 3 + ... → Ag + ... + HNO 3

Определете окислителя и редуциращия агент.

Ag +1 + 1e → Ag 0 │8 реакция на редукция

P -3 - 8e → P +5 │1 реакция на окисление

Ag +1 (AgNO 3) - окислител, P -3 (PH 3) - редуциращ агент

PH 3 + 8AgNO 3 + 4H 2 O → 8Ag + H 3 PO 4 + 8HNO 3

Задача номер 15

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

KNO 2 + ... + H 2 SO 4 → I 2 + NO + ... + ...

Определете окислителя и редуциращия агент.

N +3 + 1e → N +2 │ 2 реакция на редукция

2I -1 - 2e → I 2 0 │ 1 реакция на окисление

N +3 (KNO 2) - окислител, I -1 (HI) - редуциращ агент

2KNO 2 + 2HI + H 2 SO 4 → I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + 2H 2 O

Задача номер 16

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

Na 2 SO 3 + Cl 2 + ... → Na 2 SO 4 + ...

Определете окислителя и редуциращия агент.

Cl 2 0 + 2e → 2Cl -1 │1 реакция на редукция

Cl 2 0 - окислител, S +4 (Na 2 SO 3) - редуциращ агент

Na 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O → Na 2 SO 4 + 2HCl

Задача номер 17

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

KMnO 4 + MnSO 4 + H 2 O → MnO 2 + ... + ...

Определете окислителя и редуциращия агент.

Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 реакция на редукция

Mn +2 − 2e → Mn +4 │3 реакция на окисление

Mn +7 (KMnO 4) - окислител, Mn +2 (MnSO 4) - редуциращ агент

2KMnO 4 + 3MnSO 4 + 2H 2 O → 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4

Задача номер 18

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

KNO 2 + ... + H 2 O → MnO 2 + ... + KOH

Определете окислителя и редуциращия агент.

Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 реакция на редукция

N +3 − 2e → N +5 │3 реакция на окисление

Mn +7 (KMnO 4) - окислител, N +3 (KNO 2) - редуциращ агент

3KNO 2 + 2KMnO 4 + H 2 O → 2MnO 2 + 3KNO 3 + 2KOH

Задача №19

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

Cr 2 O 3 + ... + KOH → KNO 2 + K 2 CrO 4 + ...

Определете окислителя и редуциращия агент.

N +5 + 2e → N +3 │3 реакция на редукция

2Cr +3 − 6e → 2Cr +6 │1 реакция на окисление

N +5 (KNO 3) - окислител, Cr +3 (Cr 2 O 3) - редуциращ агент

Cr 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH → 3KNO 2 + 2K 2 CrO 4 + 2H 2 O

Задача номер 20

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

I 2 + K 2 SO 3 + ... → K 2 SO 4 + ... + H 2 O

Определете окислителя и редуциращия агент.

I 2 0 + 2e → 2I -1 │1 реакция на редукция

S +4 - 2e → S +6 │1 реакция на окисление

I 2 - окислител, S +4 (K 2 SO 3) - редуциращ агент

I 2 + K 2 SO 3 + 2KOH → K 2 SO 4 + 2KI + H 2 O

Задача номер 21

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

KMnO 4 + NH 3 → MnO 2 +N 2 + ... + ...

Определете окислителя и редуциращия агент.

Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 реакция на редукция

2N -3 - 6e → N 2 0 │1 реакция на окисление

Mn +7 (KMnO 4) - окислител, N -3 (NH 3) - редуциращ агент

2KMnO 4 + 2NH 3 → 2MnO 2 + N 2 + 2KOH + 2H 2 O

Задача №22

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

NO 2 + P 2 O 3 + ... → NO + K 2 HPO 4 + ...

Определете окислителя и редуциращия агент.

N +4 + 2e → N +2 │2 реакция на редукция

2P +3 - 4e → 2P +5 │1 реакция на окисление

N +4 (NO 2) - окислител, P +3 (P 2 O 3) - редуциращ агент

2NO 2 + P 2 O 3 + 4KOH → 2NO + 2K 2 HPO 4 + H 2 O

Задача №23

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

KI + H 2 SO 4 → I 2 + H 2 S + … + …

Определете окислителя и редуциращия агент.

S +6 + 8e → S -2 │1 реакция на редукция

2I -1 - 2e → I 2 0 │4 реакция на окисление

S +6 (H 2 SO 4) - окислител, I -1 (KI) - редуциращ агент

8KI + 5H 2 SO 4 → 4I 2 + H 2 S + 4K 2 SO 4 + 4H 2 O

Задача №24

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

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

Определете окислителя и редуциращия агент.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 реакция на редукция

2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │5 реакция на окисление

Mn +7 (KMnO 4) - окислител, Fe +2 (FeSO 4) - редуциращ агент

10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 → 5Fe 2 (SO 4) 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

Задача №25

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

Na 2 SO 3 + ... + KOH → K 2 MnO 4 + ... + H 2 O

Определете окислителя и редуциращия агент.

Mn +7 + 1e → Mn +6 │2 реакция на редукция

S +4 − 2e → S +6 │1 реакция на окисление

Mn +7 (KMnO 4) - окислител, S +4 (Na 2 SO 3) - редуциращ агент

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

Задача №26

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

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

Определете окислителя и редуциращия агент.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 реакция на редукция

2O -1 - 2e → O 2 0 │5 реакция на окисление

Mn +7 (KMnO 4) - окислител, O -1 (H 2 O 2) - редуциращ агент

5H 2 O 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

Задача номер 27

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + ... + ...

Определете окислителя и редуциращия агент.

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 реакция на редукция

S -2 - 2e → S 0 │3 реакция на окисление

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - окислител, S -2 (H 2 S) - редуциращ агент

K 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 S + 4H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 3S + 7H 2 O

Задача №28

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

KMnO 4 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + ... + ...

Определете окислителя и редуциращия агент.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 реакция на редукция

2Cl -1 - 2e → Cl 2 0 │5 реакция на окисление

Mn +7 (KMnO 4) - окислител, Cl -1 (HCl) - редуциращ агент

2KMnO 4 + 16HCl → 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 2KCl + 8H 2 O

Задача №29

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

CrCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + ... → CrCl 3 + ... + H 2 O

Определете окислителя и редуциращия агент.

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 реакция на редукция

Реакция на окисление Cr +2 − 1e → Cr +3 │6

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - окислител, Cr +2 (CrCl 2) - редуциращ агент

6CrCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 8CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O

Задача номер 30

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

K 2 CrO 4 + HCl → CrCl 3 + ... + ... + H 2 O

Определете окислителя и редуциращия агент.

Cr +6 + 3e → Cr +3 │2 реакция на редукция

2Cl -1 - 2e → Cl 2 0 │3 реакция на окисление

Cr +6 (K 2 CrO 4) - окислител, Cl -1 (HCl) - редуциращ агент

2K 2 CrO 4 + 16HCl → 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 4KCl + 8H 2 O

Задача номер 31

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

KI + ... + H 2 SO 4 → I 2 + MnSO 4 + ... + H 2 O

Определете окислителя и редуциращия агент.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 реакция на редукция

2l -1 − 2e → l 2 0 │5 реакция на окисление

Mn +7 (KMnO 4) - окислител, l -1 (Kl) - редуциращ агент

10KI + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 → 5I 2 + 2MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O

Задача №32

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

FeSO 4 + KClO 3 + KOH → K 2 FeO 4 + KCl + K 2 SO 4 + H 2 O

Определете окислителя и редуциращия агент.

Cl +5 + 6e → Cl -1 │2 реакция на редукция

Fe +2 − 4e → Fe +6 │3 реакция на окисление

3FeSO 4 + 2KClO 3 + 12KOH → 3K 2 FeO 4 + 2KCl + 3K 2 SO 4 + 6H 2 O

Задача номер 33

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнението за реакцията:

FeSO 4 + KClO 3 + ... → Fe 2 (SO 4) 3 + ... + H 2 O

Определете окислителя и редуциращия агент.

Cl +5 + 6e → Cl -1 │1 реакция на редукция

2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │3 реакция на окисление

Cl +5 (KClO 3) - окислител, Fe +2 (FeSO 4) - редуциращ агент

6FeSO 4 + KClO 3 + 3H 2 SO 4 → 3Fe 2 (SO 4) 3 + KCl + 3H 2 O

Задача номер 34

Използвайки метода на електронния баланс, напишете уравнение за реакцията.

Задачна тетрадка по обща и неорганична химия

2.2. Редокс реакции

Теоретична част

Редокс реакциите включват химични реакции, които са придружени от промяна в степента на окисление на елементите. В уравненията на такива реакции изборът на коефициенти се извършва чрез компилиране електронен баланс. Методът за избор на коефициенти с помощта на електронния баланс се състои от следните стъпки:

а) запишете формулите на реагентите и продуктите и след това намерете елементите, които повишават и намаляват техните степени на окисление, и ги напишете отделно:

MnCO 3 + KClO 3 ® MnO2+ KCl + CO2

Cl V¼ = кл - аз

Mn II¼ = Mn IV

б) съставете уравненията на полуреакциите на редукция и окисление, като спазвате законите за запазване на броя на атомите и заряда във всяка полуреакция:

половин реакциявъзстановяване Cl V + 6 д - = кл - аз

половин реакцияокисляване Mn II- 2 д - = Mn IV

в) изберете допълнителни фактори за уравнението на полуреакциите, така че законът за запазване на заряда да е изпълнен за реакцията като цяло, за което броят на приетите електрони в редукционните полуреакции се прави равен на броя на електроните дарени в полуреакцията на окисление:

Cl V + 6 д - = кл - аз 1

Mn II- 2 д - = Mn IV 3

г) запишете (според намерените фактори) стехиометрични коефициенти в реакционната схема (коефициент 1 е пропуснат):

3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MNO 2 + KCl+CO2

д) изравнете броя на атомите на онези елементи, които не променят степента си на окисление по време на реакцията (ако има два такива елемента, тогава е достатъчно да изравните броя на атомите на един от тях и да проверите втория ). Получете уравнението на химичната реакция:

3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MNO 2 + KCl+ 3CO2

Пример 3. Коефициенти на прилягане в редокс уравнение

Fe 2 O 3 + CO ® Fe + CO2

Решение

Fe 2 O 3 + 3 CO \u003d 2 Fe + 3 CO 2

Fe III + 3 д - = Fe 0 2

C II - 2 д - = C IV 3

При едновременното окисление (или редукция) на атоми на два елемента от едно вещество, изчислението се извършва за една формулна единица на това вещество.

Пример 4Коефициенти на прилягане в редокс уравнение

Fe (S ) 2 + O 2 = Fe 2 O 3 + SO 2

Решение

4 Fe(S ) 2 + 11 O 2 = 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2

FeII- д - = Fe III

- 11 д - 4

2S - аз - 10 д - = 2SIV

O 2 0 + 4 д - = 20 - II + 4 д - 11

В примери 3 и 4 функциите на окислителя и редуциращия агент са разделени между различни вещества, Fe 2 O 3 и O 2 - окислители, CO и Fe(S)2 - редуциращи агенти; такива реакции са междумолекуленредокс реакции.

Кога вътрешномолекуленокисление-редукция, когато в едно и също вещество атомите на един елемент се окисляват, а атомите на друг елемент се редуцират, изчислението се извършва за една формулна единица на веществото.

Пример 5Намерете коефициентите в уравнението на редокс реакцията

(NH 4) 2 CrO 4 ® Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O + NH 3

Решение

2 (NH 4) 2 CrO 4 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 +5 H 2 O + 2 NH 3

Cr VI + 3 д - = Cr III 2

2N - III - 6 д - = N 2 0 1

За реакции дисмутации (диспропорционалност, автоокисление- самовъзстановяване), при което атомите на същия елемент в реагента се окисляват и редуцират, допълнителните фактори се поставят първо в дясната страна на уравнението и след това се намира коефициентът за реагента.

Пример 6. Коефициенти на прилягане в уравнението на реакцията на дисмутация

H2O2 ® H 2 O + O 2

Решение

2 H 2 O 2 \u003d 2 H 2 O + O 2

О - аз+ д - =О - II 2

2O - аз - 2 д - = O 2 0 1

За реакцията на комутация ( синпропорционалност), в който атомите на един и същи елемент от различни реагенти, в резултат на тяхното окисление и редукция, получават едно и също състояние на окисление, допълнителните фактори се поставят първо в лявата страна на уравнението.

Пример 7Изберете коефициентите в уравнението на реакцията на комутация:

H 2 S + SO 2 \u003d S + H 2 O

Решение

2 H 2 S + SO 2 \u003d 3 S + 2H 2 O

С - II - 2 д - = S 0 2

SIV+4 д - = S 0 1

За да изберете коефициенти в уравненията на окислително-редукционните реакции, протичащи във воден разтвор с участието на йони, се използва методът електронно-йонен баланс.Методът за избор на коефициенти с помощта на електронно-йонния баланс се състои от следните стъпки:

а) запишете формулите на реагентите на тази редокс реакция

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + H 2 S

и установете химическата функция на всеки от тях (тук K2Cr2O7 - окислител, H 2 SO 4 - среда с кисела реакция, H 2 S - редуциращ агент);

б) запишете (на следващия ред) формулите на реагентите в йонна форма, като посочите само тези йони (за силни електролити), молекули (за слаби електролити и газове) и формулни единици (за твърди вещества), които ще участват в реакция като окислител ( Cr2O72 - ), среди ( H+- по-точно оксониевият катион H3O+ ) и редуциращ агент ( H2S):

Cr2O72 - + H + + H 2 S

в) определя редуцираната формула на окислителя и окислената форма на редуциращия агент, които трябва да бъдат известни или посочени (например тук дихроматният йон преминава хромни катиони ( III) и сероводород - в сяра); тези данни се записват на следващите два реда, съставят се електронно-йонните уравнения на полуреакциите на редукция и окисление и се избират допълнителни фактори за уравненията на полуреакциите:

половин реакцияредукция на Cr 2 O 7 2 - + 14 H + + 6 д - \u003d 2 Cr 3+ + 7 H 2 O 1

половин реакция H2S окисление - 2 д - = S(t) + 2H + 3

г) чрез сумиране на уравненията на полуреакциите съставят йонното уравнение на тази реакция, т.е. допълнете запис (b):

Cr2O72 - + 8 H + + 3 H 2 S = 2 Cr 3+ + 7 H 2 O + 3 S ( T )

д) въз основа на йонното уравнение съставят молекулното уравнение на тази реакция, т.е. допълнете записа (а), а формулите на катиони и аниони, които липсват в йонното уравнение, са групирани във формули на допълнителни продукти ( K2SO4):

K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3H 2 S \u003d Cr 2 (SO 4) 3 + 7H 2 O + 3S ( m) + K 2 SO 4

е) проверете избраните коефициенти по броя на атомите на елементите в лявата и дясната част на уравнението (обикновено е достатъчно да проверите само броя на кислородните атоми).

окислениИ възстановенформите на окислител и редуциращ агент често се различават по съдържание на кислород (сравнете Cr2O72 - и Cr3+ ). Следователно, когато се съставят уравнения на полуреакция, използвайки метода на електрон-йонния баланс, те включват двойки H + / H 2 O (за кисела среда) и OH - / H 2 O (за алкална среда). Ако по време на прехода от една форма към друга, първоначалната форма (обикновено - окислен) губи своите оксидни йони (показани по-долу в квадратни скоби), тогава последните, тъй като не съществуват в свободна форма, трябва да се комбинират с водородни катиони в кисела среда и в алкална среда - с водни молекули, което води до образуването на водни молекули (в кисела среда) и хидроксидни йони (в алкална среда):

кисела среда [ O2 - ] + 2 Н + = Н 2 О

алкална среда [ O 2 - ] + H 2 O \u003d 2 OH -

Липса на оксидни йони в първоначалната им форма (по-често- намален) в сравнение с крайната форма се компенсира чрез добавяне на водни молекули (в кисела среда) или хидроксидни йони (в алкална среда):

кисела среда H 2 O \u003d [ O 2 - ] + 2 Н +

алкална среда2 OH - = [ O 2 - ] + H2O

Пример 8Изберете коефициентите, като използвате метода на електрон-йонния баланс в уравнението на редокс реакцията:

® MnSO 4 + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼

Решение

2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 + 5 Na 2 SO 3 \u003d

2 MnSO 4 + 3 H 2 O + 5 Na 2 SO 4 + + K 2 SO 4

2 MnO 4 - + 6 H + + 5 SO 3 2 - = 2 Mn 2+ + 3 H 2 O + 5 SO 4 2 -

MnO4 - + 8Н + + 5 д - = Mn 2+ + 4 H 2 O2

SO 3 2 - + H2O - 2 д - = SO 4 2 - + 2 Н + 5

Пример 9. Изберете коефициентите, като използвате метода на електрон-йонния баланс в уравнението на редокс реакцията:

Na 2 SO 3 + KOH + KMnO 4 ® Na 2 SO 4 + H 2 O + K 2 MnO 4

Решение

Na 2 SO 3 + 2 KOH + 2 KMnO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + 2 K 2 MnO 4

SO 3 2 - + 2OH - + 2 MnO 4 - = SO 4 2 - + H 2 O + 2 MnO 4 2 -

MnO4 - + 1 д - = MnO 4 2 - 2

SO 3 2 - + 2OH - - 2 д - = SO 4 2 - + H 2 O 1

Ако перманганатният йон се използва като окислител в слабо кисела среда, тогава уравнението на полуреакцията на редукция е:

MnO4 - + 4 H + + 3 д - = МнO 2( m) + 2 H2O

и ако в слабо алкална среда, тогава

MNO 4 - + 2 H 2 O + 3 д - = МнO 2( m) + 4 ОН -

Често слабо кисела и слабо алкална среда условно се нарича неутрална, докато в уравненията на полуреакция отляво се въвеждат само водни молекули. В този случай, когато съставяте уравнението, трябва (след избор на допълнителни фактори) да напишете допълнително уравнение, което отразява образуването на вода от H + и OH йони - .

Пример 10. Изберете коефициентите в уравнението за реакцията, протичаща в неутрална среда:

KMnO 4 + H 2 O + Na 2 SO 3 ® МнОТНОСНО 2( t) + Na 2 SO 4 ¼

Решение

2 KMnO 4 + H 2 O + 3 Na 2 SO 3 \u003d 2 МнO 2( t) + 3 Na 2 SO 4 + 2 KOH

MnO4 - + H 2 O + 3 SO 3 2 - = 2 МнO 2( m) + 3 SO 4 2 - + 2 OH -

MNO 4 - + 2 H 2 O + 3 д - = МнO 2( m) + 4 ОН -

SO 3 2 - + H2O - 2 д - = SO 4 2 - +2H+

8OH - + 6 H + = 6 H 2 O + 2 OH -

Така, ако реакцията от пример 10 се извършва чрез просто източване на водни разтвори на калиев перманганат и натриев сулфит, тогава тя протича в условно неутрална (и всъщност в леко алкална) среда поради образуването на калиев хидроксид. Ако разтворът на калиев перманганат е леко подкислен, тогава реакцията ще протече в слабо кисела (условно неутрална) среда.

Пример 11. Изберете коефициентите в уравнението за реакцията, протичаща в слабо кисела среда:

KMnO 4 + H 2 SO 4 + Na 2 SO 3 ® МнОТНОСНО 2( t) + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼

Решение

2KMnO 4 + H 2 SO 4 + 3Na 2 SO 3 \u003d 2Mn O 2( T ) + H 2 O + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4

2 MnO 4 - + 2 H + + 3 SO 3 2 - = 2 МнO 2( t) + H 2 O + 3 SO 4 2 -

MnO4 - +4H + + 3 д - = Мн O 2(t) + 2H 2O2

SO 3 2 - + H2O - 2 д - = SO 4 2 - + 2 Н + 3

Форми на съществуване на окислители и редуциращи агенти преди и след реакцията, т.е. техните окислени и редуцирани форми се наричат редокс двойки. И така, от химическата практика е известно (и това трябва да се помни), че перманганатният йон в кисела среда образува манганов катион ( II ) (двойка MNO 4 - + H + / Мн 2+ + H2O ), в слабо алкална среда- манганов (IV) оксид (чифт MNO 4 - +Н+ ¤ Мн O 2 (t) + H 2 O или MNO 4 - + H2O = Мн O 2(t) + OH - ). Следователно съставът на окислените и редуцирани форми се определя от химичните свойства на даден елемент в различни степени на окисление, т.е. нееднаква стабилност на специфични форми в различни среди на воден разтвор. Всички редокс двойки, използвани в този раздел, са дадени в задачи 2.15 и 2.16.

Реакциите, които се наричат ​​редокс (ORR), протичат с промяна в степента на окисление на атомите, които са част от молекулите на реагентите. Тези промени възникват във връзка с прехода на електрони от атоми на един елемент към друг.

Процесите, протичащи в природата и извършвани от човека, в по-голямата си част представляват ОВР. Такива важни процеси като дишане, метаболизъм, фотосинтеза (6CO2 + H2O = C6H12O6 + 6O2) са OVR.

В промишлеността с помощта на OVR се получават сярна, солна киселина и много други.

Възстановяването на метали от руди - всъщност основата на цялата металургична индустрия - също е редокс процес. Например реакцията за получаване на желязо от хематит: 2Fe2O3 + 3C = 4Fe + 3CO2.

Окислители и редуциращи агенти: характеристика

Атомите, които се отказват от електрони в процеса на химическа трансформация, се наричат ​​редуциращи агенти, в резултат на това се повишава тяхната степен на окисление (CO). Атомите, които приемат електрони, се наричат ​​окислители и техният CO се редуцира.

Казва се, че окислителите се редуцират чрез приемане на електрони, а редукторите се окисляват чрез отдаване на електрони.

Най-важните представители на окислителите и редукторите са представени в следната таблица:

Въз основа на периодичния закон на химичните елементи най-често е възможно да се предположи редокс-способността на атомите на даден елемент. Според уравнението на реакцията също е лесно да се разбере кои от атомите са окислител и редуциращ агент.

Как да определите дали даден атом е окислител или редуциращ агент: достатъчно е да запишете CO и да разберете кои атоми го увеличават по време на реакцията (редуциращи агенти) и кои го намаляват (окислители).

Вещества с двойна природа

Атомите с междинни СО са способни както да приемат, така и да отдават електрони, в резултат на което веществата, съдържащи такива атоми в състава си, ще могат да действат както като окислител, така и като редуциращ агент.

Пример за това е водороден пероксид. Кислородът, съдържащ се в неговия състав в CO -1, може както да приеме електрон, така и да го отдаде.

При взаимодействие с редуциращ агент пероксидът проявява окислителни свойства, а с окислител проявява редуциращи свойства.

Можете да разгледате по-отблизо следните примери:

• редукция (пероксидът действа като окислител) при взаимодействие с редуциращ агент;

SO2 + H2O2 = H2SO4

O -1 + 1e \u003d O -2

• окисляване (пероксидът в този случай е редуциращ агент) при взаимодействие с окислител.

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O

2O -1 -2e \u003d O2 0

OVR класификация: примери

Има следните видове редокс реакции:

• междумолекулна окислително-редукционна (окислителят и редукторът са в състава на различни молекули);
• вътрешномолекулно окисление-редукция (окислителят е част от същата молекула като редуциращия агент);
• диспропорционалност (атом от един и същи елемент е окислител и редуктор);
• репропорциониране (окислител и редуциращ агент образуват един продукт в резултат на реакцията).

Примери за химически трансформации, свързани с различни видове OVR:

• Вътрешномолекулярните OVR са най-често реакции на термично разлагане на вещество:

2KCLO3 = 2KCl + 3O2

(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

• Междумолекулен OVR:

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe

• Реакции на диспропорционалност:

3Br2 + 6KOH = 5KBr + KBrO3 + 6H2O

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

4KClO3 = KCl + 3KClO4

• Реакции на препропорциониране:

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

HOCl + HCl = H2O + Cl2

Текущ и нетекущ OVR

Редокс реакциите също се разделят на текущи и безтокови.

Първият случай е производството на електрическа енергия чрез химическа реакция (такива енергийни източници могат да се използват в автомобилни двигатели, в радиотехнически устройства, контролни устройства) или електролиза, т.е. химическа реакция, напротив, възниква поради електричество (използвайки електролиза, можете да получите различни вещества, да обработвате повърхностите на металите и продуктите от тях).

Примери OVR без токможем да назовем процесите на горене, корозия на металите, дишане и фотосинтеза и др.

OVR електронен баланс метод в химията

Уравненията на повечето химични реакции се изравняват чрез проста селекция стехиометрични коефициенти. Въпреки това, когато избирате коефициенти за OVR, може да срещнете ситуация, при която броят на атомите на някои елементи не може да бъде изравнен, без да се наруши равенството на броя на атомите на други. В уравненията на такива реакции коефициентите се избират чрез метода за съставяне на електронен баланс.

Методът се основава на факта, че сумата от електрони, приети от окислителя, и броя на електроните, отдадени от редуциращия агент, се довеждат до равновесие.

Методът се състои от няколко етапа:

1. Уравнението на реакцията е написано.
2. Определят се елементи CO.
3. Определят се елементите, които са променили степента си на окисление в резултат на реакцията. Полуреакциите на окисление и редукция се записват отделно.
4. Коефициентите за уравненията на полуреакцията са избрани така, че да изравнят електроните, получени в полуреакцията на редукция и отдадените в полуреакцията на окисление.
5. Избраните коефициенти се въвеждат в уравнението на реакцията.
6. Избират се останалите коефициенти на реакцията.

На прост пример алуминиеви взаимодействияс кислород е удобно да напишете уравнението стъпка по стъпка:

• Уравнение: Al + O2 = Al2O3
• CO на атомите в прости вещества от алуминий и кислород е 0.

Al 0 + O2 0 \u003d Al +3 2O -2 3

• Нека направим полуреакции:

Al 0 -3e \u003d Al +3;

O2 0 +4e = 2O -2

• Избираме коефициентите, умножени по които, броят на получените и броят на дадените електрони ще бъдат еднакви:

Al 0 -3e \u003d Al +3 коефициент 4;

O2 0 +4e = 2O -2 коефициент 3.

• Поставяме коефициентите в схемата на реакцията:

4 Al+ 3 O2 = Al2O3

• Вижда се, че за да се изравни цялата реакция, е достатъчно да се постави коефициент пред продукта на реакцията:

4Al + 3O2 = 2 Al2O3

Примерни задачи за съставяне на електронен баланс

Може да възникне следното изравнителни задачи OVR:

• Взаимодействие на калиев перманганат с калиев хлорид в кисела среда с отделяне на газообразен хлор.

Калиевият перманганат KMnO4 (калиев перманганат, "калиев перманганат") е силен окислител, поради факта, че в KMnO4 степента на окисление на Mn е +7. С него хлорният газ често се получава в лабораторията чрез следната реакция:

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 +1 O -2

Електронен баланс:

Както може да се види след подреждането на CO, атомите на хлора даряват електрони, увеличавайки техния CO до 0, а атомите на манган приемат електрони:

Mn +7 +5e = Mn +2 множител две;

2Cl -1 -2e = Cl2 0 множител пет.

Поставяме коефициентите в уравнението в съответствие с избраните фактори:

10 K +1 Cl -1 + 2 K +1 Mn +7 O4 -2 + H2SO4 = 5 Cl2 0 + 2 Mn +2 S +6 O4 -2 + K2SO4 + H2O

Изравнете броя на другите елементи:

10KCl + 2KMnO4 + 8 H2SO4 = 5Cl2 + 2MnSO4 + 6 K2SO4 + 8 H2O

• Взаимодействието на мед (Cu) с концентрирана азотна киселина (HNO3) с освобождаване на газообразен азотен оксид (NO2):

Cu + HNO3 (конц.) = NO2 + Cu(NO3)2 + 2H2O

Cu 0 + H +1 N +5 O3 -2 = N +4 O2 + Cu +2 (N +5 O3 -2) 2 + H2 +1 O -2

Електронен баланс:

Както можете да видите, медните атоми увеличават CO от нула на две, а азотните атоми намаляват от +5 на +4

Cu 0 -2e \u003d Cu +2 фактор едно;

N +5 +1e = N +4 множител две.

Поставяме коефициентите в уравнението:

Cu 0 + 4 H +1 N +5 O3 -2 = 2 N +4 O2 + Cu +2 (N +5 O3 -2)2 + H2 +1 O -2

Cu+ 4 HNO3(конц.) = 2 NO2 + Cu(NO3)2 + 2 H2O

• Взаимодействие на калиев дихромат с H2S в кисела среда:

Нека запишем схемата на реакцията, подредим CO:

K2 +1 Cr2 +6 O7 -2 + H2 +1 S -2 + H2 +1 S +6 O4 -2 = S 0 + Cr2 +3 (S +6 O4 -2) 3 + K2 +1 S +6 O4 -2 + H2O

S -2 -2e \u003d S 0 коефициент 3;

2Cr +6 +6e = 2Cr +3 коефициент 1.

Заменяме:

K2Cr2O7 + 3H2S + H2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Изравнете останалите елементи:

К2Сr2О7 + 3Н2S + 4Н2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7Н2О

Влияние на реакционната среда

Естеството на околната среда влияе върху протичането на определени OVR. Ролята на реакционната среда може да се проследи чрез примера за взаимодействие на калиев перманганат (KMnO4) и натриев сулфит (Na2SO3) при различни стойности на pH:

1. Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 (pH<7 кислая среда);
2. Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnO2 + KOH (pH = 7 неутрална среда);
3. Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + K2MnO4 + H2O (pH>7 алкално).

Вижда се, че промяната в киселинността на средата води до образуването на различни продукти от взаимодействието на едни и същи вещества. Когато киселинността на средата се промени, те се случват и за други реагенти, влизащи в OVR. Подобно на примерите, показани по-горе, реакциите, включващи дихроматния йон Cr2O7 2- ще протичат с образуването на различни реакционни продукти в различни среди:

в кисела среда продуктът ще бъде Cr 3+;

в алкални - CrO2 -, CrO3 3+;

в неутрален - Cr2O3.

С повишаване на степента на окислениепротича процес на окисление, а самото вещество е редуциращ агент. Когато степента на окисление намалява, процесът на редукция протича, а самото вещество е окислител.

Описаният метод за изравняване на OVR се нарича „метод на баланса на степента на окисление“.

Посочено в повечето учебници по химия и широко използвано в практиката метод на електронен балансза изравняване OVR може да се използва с уговорката, че степента на окисление не е равна на заряда.

2. Метод на полуреакциите.

В тези случаи, когато реакцията протича във воден разтвор (стопилка), при съставянето на уравнения те не изхождат от промяна в степента на окисление на атомите, които съставляват реагентите, а от промяна в зарядите на реалните частици, т.е. , те отчитат формата на съществуване на веществата в разтвор (прост или сложен йон, атом или молекула на неразтворено или слабо дисоцииращо вещество във вода).

В такъв случайпри съставяне на йонни уравнения на окислително-редукционни реакции трябва да се придържа към същата форма на нотация, която е приета за йонни уравнения с обменен характер, а именно: слабо разтворими, слабо дисоциирани и газообразни съединения трябва да бъдат записани в молекулна форма, а йони, които не промяната на състоянието им трябва да бъде изключена от уравнението. В този случай процесите на окисление и редукция се записват като отделни полуреакции. След изравняването им според броя на атомите от всеки тип, полуреакциите се добавят, като всяка се умножава по коефициент, който изравнява промяната в заряда на окислителя и редуциращия агент.

Методът на полуреакция отразява по-точно истинските промени в веществата в процеса на редокс реакции и улеснява формулирането на уравнения за тези процеси в йонно-молекулярна форма.

Тъй катоот същото реактивимогат да се получат различни продукти в зависимост от естеството на средата (киселинна, алкална, неутрална), за такива реакции в йонната схема, в допълнение към частиците, които изпълняват функциите на окислител и редуциращ агент, частица, характеризираща реакцията на средата (т.е. Н + йон или ОН йон - или Н 2 О молекула).

Пример 5Използвайки метода на полуреакцията, подредете коефициентите в реакцията:

KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

Решение.Записваме реакцията в йонна форма, като се има предвид, че всички вещества, с изключение на водата, се дисоциират на йони:

MnO 4 - + NO 2 - + 2H + ® Mn 2+ + NO 3 - + H 2 O

(K + и SO 4 2 - остават непроменени, поради което не са посочени в йонната схема). От йонната диаграма се вижда, че окислителят перманганатен йон(MnO 4 -) се превръща в Mn 2+ -йон и се освобождават четири кислородни атома.

В кисела средавсеки кислороден атом, освободен от окислителя, се свързва с 2H +, за да образува водна молекула.

това предполага: MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O.

Намираме разликата в зарядите на продуктите и реагентите: Dq = +2-7 = -5 (знакът "-" показва, че процесът на редукция протича и 5 е прикрепен към реагентите). За втория процес, превръщането на NO 2 - в NO 3 -, липсващият кислород идва от водата към редуциращия агент и в резултат на това се образува излишък от H + йони,докато реагентите губят 2 :

NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + .

Така получаваме:

2 | MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O (редукция),

5 | NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + (окисление).

Умножавайки членовете на първото уравнение по 2, а второто - по 5 и добавяйки ги, получаваме йонно-молекулярното уравнение за тази реакция:

2MnO 4 - + 16H + + 5NO 2 - + 5H 2 O \u003d 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO 3 - + 10H +.

След като отменим идентични частици от лявата и дясната страна на уравнението, най-накрая получаваме йонно-молекулярното уравнение:

2MnO 4 - + 5NO 2 - + 6H + = 2Mn 2+ + 5NO 3 - + 3H 2 O.

Съгласно йонното уравнение ние съставяме молекулно уравнение:

2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5KNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.

В алкална и неутрална средаможете да се ръководите от следните правила: в алкална и неутрална среда всеки кислороден атом, освободен от окислителя, се комбинира с една водна молекула, образувайки два хидроксидни йона (2OH -), и всеки липсващ отива към редуктора от 2 OH - йони с образуването на една молекула вода в алкална среда, а в неутрална - идва от вода с освобождаване на 2 H + йони.

Акоучастващи в редокс реакции водороден прекис(H 2 O 2), е необходимо да се вземе предвид ролята на H 2 O 2 в определена реакция. В H 2 O 2 кислородът е в междинно състояние на окисление (-1), следователно водородният пероксид в редокс реакциите показва редокс двойственост. В случаите, когато H 2 O 2 е окислител, полуреакциите имат следната форма:

H 2 O 2 + 2H + + 2? ® 2H20 (киселинна среда);

H 2 O 2 +2? ® 2OH - (неутрална и алкална среда).

Ако водородният прекис е редуциращ агент:

H 2 O 2 - 2? ® O 2 + 2H + (киселинна среда);

H 2 O 2 + 2OH - - 2? ® O 2 + 2H 2 O (алкален и неутрален).

Пример 6Изравнете реакцията: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.

Решение.Записваме реакцията в йонна форма:

I - + H 2 O 2 + 2H + ® I 2 + SO 4 2 - + H 2 O.

Ние съставяме полуреакции, като се има предвид, че H 2 O 2 в тази реакция е окислител и реакцията протича в кисела среда:

1 2I - - 2= I 2 ,

1 H 2 O 2 + 2H + + 2® 2H 2 O.

Крайно уравнение: 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.

Има четири типа редокс реакции:

1 . Междумолекуленокислително-възстановителни реакции, при които се променя степента на окисление на атомите на елементите, изграждащи различни вещества. Реакциите, обсъдени в примери 2-6, са от този тип.

2 . Вътрешномолекулярноредокс реакции, при които степента на окисление се променя от атоми на различни елементи на едно и също вещество. Съгласно този механизъм протичат реакциите на термично разлагане на съединенията. Например в реакцията

Pb(NO 3) 2 ® PbO + NO 2 + O 2

променя степента на окисление на азота (N +5 ® N +4) и кислородния атом (O - 2 ® O 2 0), разположени вътре в молекулата Pb(NO 3) 2.

3. Реакции на самоокисление-самовъзстановяване(диспропорционалност, дисмутация). В този случай степента на окисление на един и същи елемент се увеличава и намалява. Реакциите на диспропорциониране са характерни за съединения или елементи на вещества, съответстващи на едно от междинните степени на окисление на елемента.

Пример 7Използвайки всички горепосочени методи, изравнете реакцията:

Решение.

а) Методът на баланса на степента на окисление.

Нека определим степени на окисление на елементите, участващи в редокс процеса преди и след реакцията:

K 2 MnO 4 + H 2 O ® KMnO 4 + MnO 2 + KOH.

От сравнението на степени на окисление следва, че манганът едновременно участва в процеса на окисление, повишавайки степента на окисление от +6 до +7, и в процеса на редукция, понижавайки степента на окисление от +6 до +4,2 Mn +6 ® Mn + 7 ; Dw = 7-6 = +1 (процес на окисляване, редуциращ агент),

1 Mn +6 ® Mn +4 ; Dw = 4-6 = -2 (редукционен процес, окислител).

Тъй като в тази реакция едно и също вещество (K 2 MnO 4) действа като окислител и редуциращ агент, коефициентите пред него се сумират. Записваме уравнението:

3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.

б) Метод на полуреакциите.

Реакцията протича в неутрална среда. Ние съставяме схема на йонна реакция, като вземем предвид, че H 2 O е слаб електролит, а MnO 2 е оксид, който е слабо разтворим във вода:

MnO 4 2 - + H 2 O ® MnO 4 - + ¯MnO 2 + OH - .

Записваме полуреакциите:

2 MnO 4 2 - - ? ® MnO 4 - (окисление),

1 MnO 4 2 - + 2H 2 O + 2? ® MnO 2 + 4OH - (възстановяване).

Умножаваме по коефициентите и добавяме двете полуреакции, получаваме общото йонно уравнение:

3MnO 4 2 - + 2H 2 O \u003d 2MnO 4 - + MnO 2 + 4OH -.

Молекулно уравнение: 3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.

В този случай K 2 MnO 4 е едновременно окислител и редуциращ агент.

4. Вътрешномолекулните окислително-редукционни реакции, при които степента на окисление на атомите на един и същи елемент са подредени (т.е. обратното на разгледаните по-рано), са процеси контрадиспропорционалност(превключване), например

NH4NO2®N2 + 2H2O.

1 2N - 3 - 6? ® N 2 0 (процес на окисление, редуциращ агент),

1 2N +3 + 6?® N 2 0 (редукционен процес, окислител).

Най-трудните саредокс реакции, при които атомите или йоните на не един, а два или повече елемента се окисляват или редуцират едновременно.

Пример 8Изравнете реакцията, като използвате горните методи:

3 -2 +5 +5 +6 +2

As 2 S 3 + HNO 3 ® H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO.