Redoxreaktionen. CC (wertvolle Anleitung) H2 o2 h2o Redoxreaktion

Bevor wir Beispiele für Redoxreaktionen mit einer Lösung nennen, beleuchten wir die wichtigsten Definitionen, die mit diesen Transformationen verbunden sind.

Als Oxidationsmittel werden solche Atome oder Ionen bezeichnet, die bei Wechselwirkung ihren Oxidationszustand mit einer Abnahme ändern (Elektronen aufnehmen). Zu den Stoffen mit solchen Eigenschaften zählen starke anorganische Säuren: Schwefelsäure, Salzsäure, Salpetersäure.

Oxidationsmittel

Auch Alkalimetallpermanganate und -chromate sind starke Oxidationsmittel.

Das Oxidationsmittel nimmt während der Reaktion alles auf, was es zur Vervollständigung benötigt Energieniveau(Installation der fertigen Konfiguration).

Reduktionsmittel

Bei jedem Redoxreaktionsschema muss ein Reduktionsmittel identifiziert werden. Dazu gehören Ionen oder neutrale Atome, die bei Wechselwirkung ihren Oxidationszustand erhöhen können (sie geben Elektronen an andere Atome ab).

Typische Reduktionsmittel umfassen Metallatome.

Prozesse in OVR

Was zeichnet sie sonst noch durch eine Änderung der Oxidationsstufen der Ausgangsstoffe aus?

Bei der Oxidation werden negative Partikel freigesetzt. Bei der Reduktion werden sie von anderen Atomen (Ionen) übernommen.

Parsing-Algorithmus

Beispiele für Redoxreaktionen mit Lösungen werden in verschiedenen Referenzmaterialien angeboten, die dazu dienen, Schüler auf Abschlussprüfungen in Chemie vorzubereiten.

Um die in der OGE angebotenen Angebote erfolgreich zu bewältigen und Aufgaben zum Einheitlichen Staatsexamen, ist es wichtig, den Algorithmus zur Zusammenstellung und Analyse von Redoxprozessen zu beherrschen.

1. Zunächst werden allen Elementen der im Diagramm vorgeschlagenen Stoffe Ladungswerte zugeordnet.
2. Atome (Ionen) von der linken Seite der Reaktion werden herausgeschrieben, die während der Wechselwirkung ihre Indikatoren änderten.
3. Wenn die Oxidationsstufe zunimmt, wird das Zeichen „-“ verwendet, und wenn die Oxidationsstufe abnimmt, wird „+“ verwendet.
4. Das kleinste gemeinsame Vielfache (die Zahl, durch die sie ohne Rest geteilt werden) wird zwischen den gegebenen und den akzeptierten Elektronen bestimmt.
5. Wenn wir NOC durch Elektronen dividieren, erhalten wir stereochemische Koeffizienten.
6. Wir platzieren sie vor den Formeln in der Gleichung.

Das erste Beispiel von der OGE

In der neunten Klasse wissen nicht alle Schüler, wie man Redoxreaktionen löst. Deshalb machen sie viele Fehler und erhalten keine hohe Punktzahl für die OGE. Der Aktionsalgorithmus ist oben angegeben. Versuchen wir nun, ihn anhand konkreter Beispiele zu erläutern.

Die Besonderheit der Aufgaben zur Anordnung der Koeffizienten in der vorgeschlagenen Reaktion, die Absolventen der Grundbildungsstufe gestellt werden, besteht darin, dass sowohl die linke als auch die rechte Seite der Gleichung vorgegeben sind.

Dies vereinfacht die Aufgabe erheblich, da Sie keine Wechselwirkungsprodukte selbstständig erfinden oder fehlende Ausgangsstoffe auswählen müssen.

Beispielsweise wird vorgeschlagen, eine elektronische Waage zu verwenden, um die Koeffizienten der Reaktion zu ermitteln:

Auf den ersten Blick erfordert diese Reaktion keine stereochemischen Koeffizienten. Um Ihren Standpunkt zu bestätigen, ist es jedoch erforderlich, dass alle Elemente Ladungsnummern haben.

In binären Verbindungen, zu denen Kupferoxid (2) und Eisenoxid (2) gehören, ist die Summe der Oxidationsstufen Null, da sie für Sauerstoff -2 und für Kupfer und Eisen +2 beträgt. Einfache Substanzen geben keine Elektronen ab (nehmen sie nicht auf) und zeichnen sich daher durch eine Oxidationsstufe von Null aus.

Lassen Sie uns eine elektronische Bilanz erstellen und mit den Zeichen „+“ und „-“ die Anzahl der während der Wechselwirkung empfangenen und abgegebenen Elektronen anzeigen.

Fe 0 -2e=Fe 2+.

Da die Anzahl der während der Wechselwirkung aufgenommenen und abgegebenen Elektronen gleich ist, macht es keinen Sinn, das kleinste gemeinsame Vielfache zu finden, stereochemische Koeffizienten zu bestimmen und sie in das vorgeschlagene Wechselwirkungsschema einzubeziehen.

Um die maximale Punktzahl für die Aufgabe zu erhalten, ist es notwendig, nicht nur Beispiele für Redoxreaktionen mit Lösungen aufzuschreiben, sondern auch die Formel des Oxidationsmittels (CuO) und des Reduktionsmittels (Fe) getrennt aufzuschreiben.

Zweites Beispiel mit OGE

Lassen Sie uns weitere Beispiele für Redoxreaktionen mit Lösungen geben, auf die Neuntklässler stoßen können, die Chemie als Abschlussprüfung gewählt haben.

Angenommen, es wird vorgeschlagen, die Koeffizienten in die Gleichung einzufügen:

Na+HCl=NaCl+H2.

Um die Aufgabe bewältigen zu können, ist es zunächst wichtig, die einzelnen einfachen und zu bestimmen komplexe Substanz Indikatoren für Oxidationsstufen. Für Natrium und Wasserstoff sind sie gleich Null, da es sich um einfache Stoffe handelt.

In Salzsäure hat Wasserstoff eine positive Oxidationsstufe und Chlor eine negative Oxidationsstufe. Nachdem wir die Koeffizienten angeordnet haben, erhalten wir eine Reaktion mit Koeffizienten.

Der erste aus dem Einheitlichen Staatsexamen

Wie können Redoxreaktionen ergänzt werden? Beispiele mit Lösungen aus dem Einheitlichen Staatsexamen (Note 11) erfordern das Ausfüllen von Lücken sowie die Platzierung von Koeffizienten.

Beispielsweise müssen Sie die Reaktion mit einer elektronischen Waage ergänzen:

H 2 S+ HMnO 4 = S+ MnO 2 +…

Identifizieren Sie das Reduktionsmittel und das Oxidationsmittel im vorgeschlagenen Schema.

Wie lernt man, Redoxreaktionen zu schreiben? Das Beispiel geht von der Verwendung eines bestimmten Algorithmus aus.

Zunächst ist bei allen gemäß der Aufgabenstellung angegebenen Stoffen die Zuordnung von Oxidationsstufen erforderlich.

Als nächstes müssen Sie analysieren, welcher Stoff zu einem unbekannten Produkt werden kann diesen Prozess. Da es ein Oxidationsmittel (Mangan spielt seine Rolle) und ein Reduktionsmittel (Schwefel ist seine Rolle) gibt, ändern sich die Oxidationsstufen im gewünschten Produkt nicht, es handelt sich also um Wasser.

Wenn wir diskutieren, wie man Redoxreaktionen richtig löst, stellen wir das fest nächster Schritt Es wird eine Zusammenstellung der elektronischen Relation geben:

Mn +7 braucht 3 e= Mn +4 ;

S -2 ergibt 2e= S 0 .

Das Mangan-Kation ist ein Reduktionsmittel und das Schwefelanion ist ein typisches Oxidationsmittel. Da das kleinste Vielfache zwischen den empfangenen und den abgegebenen Elektronen 6 beträgt, erhalten wir die Koeffizienten: 2, 3.

Der letzte Schritt besteht darin, die Koeffizienten in die ursprüngliche Gleichung einzufügen.

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

Die zweite OVR-Probe im Einheitlichen Staatsexamen

Wie formuliert man Redoxreaktionen richtig? Beispiele mit Lösungen helfen Ihnen, den Aktionsalgorithmus zu erarbeiten.

Es wird vorgeschlagen, die Methode der elektronischen Waage zu verwenden, um die Lücken in der Reaktion zu schließen:

PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…

Wir ordnen die Oxidationsstufen aller Elemente. Bei diesem Prozess zeigen sich oxidierende Eigenschaften durch Mangan, das Teil der Zusammensetzung ist, und das Reduktionsmittel muss Phosphor sein, das seinen Oxidationszustand in Phosphorsäure in positiv ändert.

Gemäß der getroffenen Annahme erhalten wir das Reaktionsschema und stellen dann die Eauf.

P -3 ergibt 8 e und wird zu P +5;

Mn +7 benötigt 3e und wird zu Mn +4.

Der LOC beträgt 24, also muss Phosphor einen stereometrischen Koeffizienten von 3 und Mangan einen Stereokoeffizienten von -8 haben.

Setzen wir die Koeffizienten in den resultierenden Prozess ein, erhalten wir:

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

Drittes Beispiel aus dem Einheitlichen Staatsexamen

Mithilfe des Elektronen-Ionen-Gleichgewichts müssen Sie eine Reaktion zusammenstellen und das Reduktionsmittel und das Oxidationsmittel angeben.

KMnO 4 + MnSO 4 +…= MnO 2 +…+ H2SO 4.

Gemäß dem Algorithmus ordnen wir die Oxidationsstufen jedes Elements. Als nächstes ermitteln wir die Stoffe, die im rechten und linken Teil des Prozesses fehlen. Dabei werden ein Reduktionsmittel und ein Oxidationsmittel angegeben, sodass sich die Oxidationsstufen der fehlenden Verbindungen nicht ändern. Das verlorene Produkt ist Wasser und die Ausgangsverbindung ist Kaliumsulfat. Wir erhalten ein Reaktionsschema, für das wir eine elektronische Bilanz erstellen.

Mn +2 -2 e= Mn +4 3 Reduktionsmittel;

Mn +7 +3e= Mn +4 2 Oxidationsmittel.

Wir schreiben die Koeffizienten in die Gleichung ein und summieren die Manganatome auf der rechten Seite des Prozesses, da es sich um den Disproportionierungsprozess handelt.

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

Abschluss

Redoxreaktionen haben besondere Bedeutung für das Funktionieren lebender Organismen. Beispiele für OVR sind die Prozesse der Verrottung, Gärung, nervöse Aktivität, Atmung, Stoffwechsel.

Oxidation und Reduktion sind für metallurgische und chemische Industrie Dank solcher Verfahren ist es möglich, Metalle aus ihren Verbindungen wiederherzustellen, sie vor chemischer Korrosion zu schützen und zu verarbeiten.

Um einen Redoxprozess in organischer Substanz zu kompilieren, ist es notwendig, einen bestimmten Aktionsalgorithmus zu verwenden. Im vorgeschlagenen Schema werden zunächst die Oxidationsstufen eingestellt, dann die Elemente bestimmt, die den Indikator erhöht (erniedrigt) haben, und das elektronische Gleichgewicht wird aufgezeichnet.

Wenn Sie die oben vorgeschlagene Handlungsabfolge befolgen, können Sie die in den Tests angebotenen Aufgaben problemlos bewältigen.

Neben der Methode der elektronischen Bilanz ist die Koeffizientenanordnung auch durch Zusammenstellung von Halbreaktionen möglich.

Aufgabe Nr. 1

Si + HNO 3 + HF → H 2 SiF 6 + NO + …

N +5 + 3e → N +2 │4 Reduktionsreaktion

Si 0 − 4e → Si +4 │3 Oxidationsreaktion

N +5 (HNO 3) – Oxidationsmittel, Si – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 2

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

B+ HNO 3 + HF → HBF 4 + NO 2 + …

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

N +5 + 1e → N +4 │3 Reduktionsreaktion

B 0 -3e → B +3 │1 Oxidationsreaktion

N +5 (HNO 3) – Oxidationsmittel, B 0 – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 3

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

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

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

2Cl -1 -2e → Cl 2 0 │3 Oxidationsreaktion

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – Oxidationsmittel, Cl -1 (HCl) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 4

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

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

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

Br 2 0 + 2e → 2Br -1 │3 Reduktionsreaktion

2Cr +3 - 6e → 2Cr +6 │1 Oxidationsreaktion

Br 2 – Oxidationsmittel, Cr +3 (Cr 2 (SO 4) 3) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 5

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

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

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 Reduktionsreaktion

2I -1 -2e → l 2 0 │3 Oxidationsreaktion

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – Oxidationsmittel, l -1 (Hl) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 6

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

H 2 S + HMnO 4 → S + MnO 2 + …

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

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

Aufgabe Nr. 7

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

H 2 S + HClO 3 → S + HCl + …

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

S -2 -2e → S 0 │3 Oxidationsreaktion

Mn +7 (HMnO 4) – Oxidationsmittel, S -2 (H 2 S) – Reduktionsmittel

3H 2 S + HClO 3 → 3S + HCl + 3H 2 O

Aufgabe Nr. 8

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

NO + HClO 4 + … → HNO 3 + HCl

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

Cl +7 + 8e → Cl -1 │3 Reduktionsreaktion

N +2 -3e → N +5 │8 Oxidationsreaktion

Cl +7 (HClO 4) – Oxidationsmittel, N +2 (NO) – Reduktionsmittel

8NO + 3HClO4 + 4H2O → 8HNO3 + 3HCl

Aufgabe Nr. 9

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

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

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

S -2 -2e → S 0 │5 Oxidationsreaktion

Mn +7 (KMnO 4) – Oxidationsmittel, S -2 (H 2 S) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 10

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

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

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 Reduktionsreaktion

2Br -1 -2e → Br 2 0 │5 Oxidationsreaktion

Mn +7 (KMnO 4) – Oxidationsmittel, Br -1 (KBr) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 11

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

PH 3 + HClO 3 → HCl + …

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

Cl +5 + 6e → Cl -1 │4 Reduktionsreaktion

Cl +5 (HClO 3) – Oxidationsmittel, P -3 (H 3 PO 4) – Reduktionsmittel

3PH 3 + 4HClO 3 → 4HCl + 3H 3 PO 4

Aufgabe Nr. 12

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

PH 3 + HMnO 4 → MnO 2 + … + …

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

Mn +7 + 3e → Mn +4 │8 Reduktionsreaktion

P -3 − 8e → P +5 │3 Oxidationsreaktion

Mn +7 (HMnO 4) – Oxidationsmittel, P -3 (H 3 PO 4) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 13

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

NO + KClO + … → KNO 3 + KCl + …

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

Cl +1 + 2e → Cl -1 │3 Reduktionsreaktion

N +2 − 3e → N +5 │2 Oxidationsreaktion

Cl +1 (KClO) – Oxidationsmittel, N +2 (NO) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 14

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

PH 3 + AgNO 3 + … → Ag + … + HNO 3

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

Ag +1 + 1e → Ag 0 │8 Reduktionsreaktion

P -3 - 8e → P +5 │1 Oxidationsreaktion

Ag +1 (AgNO 3) – Oxidationsmittel, P -3 (PH 3) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 15

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

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

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

N +3 + 1e → N +2 │ 2 Reduktionsreaktion

2I -1 − 2e → I 2 0 │ 1 Oxidationsreaktion

N +3 (KNO 2) – Oxidationsmittel, I -1 (HI) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 16

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

Na 2 SO 3 + Cl 2 + … → Na 2 SO 4 + …

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

Cl 2 0 + 2e → 2Cl -1 │1 Reduktionsreaktion

Cl 2 0 – Oxidationsmittel, S +4 (Na 2 SO 3) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 17

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

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

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 Reduktionsreaktion

Mn +2 − 2e → Mn +4 │3 Oxidationsreaktion

Mn +7 (KMnO 4) – Oxidationsmittel, Mn +2 (MnSO 4) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 18

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

KNO 2 + … + H 2 O → MnO 2 + … + KOH

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 Reduktionsreaktion

N +3 − 2e → N +5 │3 Oxidationsreaktion

Mn +7 (KMnO 4) – Oxidationsmittel, N +3 (KNO 2) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 19

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

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

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

N +5 + 2e → N +3 │3 Reduktionsreaktion

2Cr +3 − 6e → 2Cr +6 │1 Oxidationsreaktion

N +5 (KNO 3) – Oxidationsmittel, Cr +3 (Cr 2 O 3) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 20

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

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

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

I 2 0 + 2e → 2I -1 │1 Reduktionsreaktion

S +4 - 2e → S +6 │1 Oxidationsreaktion

I 2 – Oxidationsmittel, S +4 (K 2 SO 3) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 21

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

KMnO 4 + NH 3 → MnO 2 +N 2 + … + …

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 Reduktionsreaktion

2N -3 − 6e → N 2 0 │1 Oxidationsreaktion

Mn +7 (KMnO 4) – Oxidationsmittel, N -3 (NH 3) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 22

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

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

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

N +4 + 2e → N +2 │2 Reduktionsreaktion

2P +3 - 4e → 2P +5 │1 Oxidationsreaktion

N +4 (NO 2) – Oxidationsmittel, P +3 (P 2 O 3) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 23

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

KI + H 2 SO 4 → I 2 + H 2 S + … + …

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

S +6 + 8e → S -2 │1 Reduktionsreaktion

2I -1 − 2e → I 2 0 │4 Oxidationsreaktion

S +6 (H 2 SO 4) – Oxidationsmittel, I -1 (KI) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 24

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

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

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 Reduktionsreaktion

2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │5 Oxidationsreaktion

Mn +7 (KMnO 4) – Oxidationsmittel, Fe +2 (FeSO 4) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 25

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

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

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

Mn +7 + 1e → Mn +6 │2 Reduktionsreaktion

S +4 − 2e → S +6 │1 Oxidationsreaktion

Mn +7 (KMnO 4) – Oxidationsmittel, S +4 (Na 2 SO 3) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 26

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

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

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 Reduktionsreaktion

2O -1 − 2e → O 2 0 │5 Oxidationsreaktion

Mn +7 (KMnO 4) – Oxidationsmittel, O -1 (H 2 O 2) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 27

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

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

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 Reduktionsreaktion

S -2 − 2e → S 0 │3 Oxidationsreaktion

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – Oxidationsmittel, S -2 (H 2 S) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 28

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

KMnO 4 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + … + …

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 Reduktionsreaktion

2Cl -1 − 2e → Cl 2 0 │5 Oxidationsreaktion

Mn +7 (KMnO 4) – Oxidationsmittel, Cl -1 (HCl) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 29

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

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

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 Reduktionsreaktion

Cr +2 − 1e → Cr +3 │6 Oxidationsreaktion

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – Oxidationsmittel, Cr +2 (CrCl 2) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 30

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

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

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

Cr +6 + 3e → Cr +3 │2 Reduktionsreaktion

2Cl -1 − 2e → Cl 2 0 │3 Oxidationsreaktion

Cr +6 (K 2 CrO 4) – Oxidationsmittel, Cl -1 (HCl) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 31

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

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

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 Reduktionsreaktion

2l -1 − 2e → l 2 0 │5 Oxidationsreaktion

Mn +7 (KMnO 4) – Oxidationsmittel, l -1 (Kl) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 32

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

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

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

Cl +5 + 6e → Cl -1 │2 Reduktionsreaktion

Fe +2 − 4e → Fe +6 │3 Oxidationsreaktion

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

Aufgabe Nr. 33

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode die Reaktionsgleichung:

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

Identifizieren Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

Cl +5 + 6e → Cl -1 │1 Reduktionsreaktion

2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │3 Oxidationsreaktion

Cl +5 (KClO 3) – Oxidationsmittel, Fe +2 (FeSO 4) – Reduktionsmittel

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

Aufgabe Nr. 34

Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode eine Reaktionsgleichung.

Problembuch zur allgemeinen und anorganischen Chemie

2.2. Redoxreaktionen

Theoretischer Teil

Zu den Redoxreaktionen gehören chemische Reaktionen, die mit einer Änderung der Oxidationsstufen von Elementen einhergehen. In den Gleichungen solcher Reaktionen erfolgt die Auswahl der Koeffizienten durch Kompilieren elektronische Waage. Die Methode zur Auswahl der Quoten mithilfe einer elektronischen Waage besteht aus den folgenden Schritten:

a) Schreiben Sie die Formeln der Reagenzien und Produkte auf, finden Sie dann die Elemente, die ihre Oxidationsstufen erhöhen und verringern, und schreiben Sie sie separat auf:

MnCO 3 + KClO 3 ® MnO2+ KCl + CO2

Cl V¼ = Cl - ICH

Mn II¼ = Mn IV

b) Gleichungen für Halbreaktionen der Reduktion und Oxidation aufstellen und dabei die Gesetze zur Erhaltung der Anzahl der Atome und der Ladung in jeder Halbreaktion beachten:

Halbreaktion Erholung Cl V + 6 e - = Cl - ICH

Halbreaktion Oxidation Mn II- 2 e - = Mn IV

c) Für die Gleichung der Halbreaktionen werden zusätzliche Faktoren so gewählt, dass das Ladungserhaltungsgesetz für die Reaktion als Ganzes erfüllt ist, für die die Anzahl der in den Reduktionshalbreaktionen aufgenommenen Elektronen der Anzahl der Elektronen gleichgesetzt wird Bei der Oxidationshalbreaktion abgegebene Elektronen:

Cl V + 6 e - = Cl - Ich 1

Mn II- 2 e - = Mn IV 3

d) Fügen Sie (unter Verwendung der gefundenen Faktoren) stöchiometrische Koeffizienten in das Reaktionsschema ein (Koeffizient 1 wird weggelassen):

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

D) Gleichen Sie die Anzahl der Atome der Elemente aus, die ihren Oxidationszustand während der Reaktion nicht ändern (wenn es zwei solcher Elemente gibt, reicht es aus, die Anzahl der Atome eines von ihnen auszugleichen und nach dem zweiten zu suchen). Man erhält die Gleichung für die chemische Reaktion:

3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MnO 2 + KCl+ 3 CO 2

Beispiel 3. Wählen Sie die Koeffizienten in der Gleichung der Redoxreaktion aus

Fe 2 O 3 + CO ® Fe + CO 2

Lösung

Fe 2 O 3 + 3 CO = 2 Fe +3 CO 2

Fe III + 3 e - = Fe 0 2

C II - 2 e - = C IV 3

Bei gleichzeitiger Oxidation (bzw. Reduktion) von Atomen zweier Elemente eines Stoffes erfolgt die Berechnung für eine Formeleinheit dieses Stoffes.

Beispiel 4. Wählen Sie die Koeffizienten in der Gleichung der Redoxreaktion aus

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

Lösung

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

Fe II- e - = Fe III

- 11 e - 4

2S - ICH - 10 e - = 2S IV

O 2 0 + 4 e - = 2O - II+4 e - 11

In den Beispielen 3 und 4 werden die Funktionen des Oxidations- und Reduktionsmittels auf verschiedene Stoffe aufgeteilt, Fe 2 O 3 und O 2 - Oxidationsmittel, CO und Fe(S)2 - Reduktionsmittel; Solche Reaktionen werden klassifiziert als intermolekular Redoxreaktionen.

Falls intramolekular Oxidations-Reduktion: Wenn in derselben Substanz die Atome eines Elements oxidiert und die Atome eines anderen Elements reduziert werden, erfolgt die Berechnung pro Formeleinheit der Substanz.

Beispiel 5. Wählen Sie die Koeffizienten in der Oxidations-Reduktions-Reaktionsgleichung aus

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

Lösung

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

CrVI + 3 e - = Cr III 2

2N - III - 6 e - = N 2 0 1

Für Reaktionen Dismutation (Unverhältnismäßigkeit, Autoxidation- Selbstheilung), bei der Atome desselben Elements im Reagens oxidiert und reduziert werden, werden zunächst zusätzliche Faktoren auf der rechten Seite der Gleichung hinzugefügt und dann der Koeffizient für das Reagens ermittelt.

Beispiel 6. Wählen Sie die Koeffizienten in der Dismutationsreaktionsgleichung aus

H2O2 ® H2O+O2

Lösung

2 H 2 O 2 = 2 H 2 O + O 2

O - Ich+ e - = O - II 2

2O - ICH - 2 e - = O 2 0 1

Für die Kommutierungsreaktion ( Synproportionierung), bei dem Atome desselben Elements verschiedener Reagenzien durch ihre Oxidation und Reduktion die gleiche Oxidationsstufe erhalten, werden zunächst zusätzliche Faktoren eingesetzt linke Seite Gleichungen

Beispiel 7. Wählen Sie die Koeffizienten in der Kommutierungsreaktionsgleichung aus:

H 2 S + SO 2 = S + H 2 O

Lösung

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

S - II - 2 e - = S 0 2

SIV+4 e - = S 0 1

Um Koeffizienten in den Gleichungen von Redoxreaktionen auszuwählen, die in einer wässrigen Lösung unter Beteiligung von Ionen ablaufen, wird die Methode verwendet Elektron-Ionen-Gleichgewicht. Die Methode zur Auswahl von Koeffizienten mithilfe des Elektronen-Ionen-Gleichgewichts besteht aus den folgenden Schritten:

a) Schreiben Sie die Formeln der Reagenzien dieser Redoxreaktion auf

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

und stellen Sie die chemische Funktion jedes einzelnen fest (hier). K2Cr2O7 - Oxidationsmittel, H 2 SO 4 - saures Reaktionsmedium, H2S - Reduktionsmittel);

b) Schreiben Sie (in der nächsten Zeile) die Formeln der Reagenzien in ionischer Form auf und geben Sie dabei nur die Ionen (für starke Elektrolyte), Moleküle (für schwache Elektrolyte und Gase) und Formeleinheiten (für) an Feststoffe), das als Oxidationsmittel an der Reaktion teilnimmt ( Cr2O72 - ), Umfeld ( H+- genauer gesagt Oxoniumkation H3O+ ) und Reduktionsmittel ( H2S):

Cr2O72 - +H++H2S

c) Bestimmen Sie die reduzierte Formel des Oxidationsmittels und die oxidierte Form des Reduktionsmittels, die bekannt oder spezifiziert sein müssen (hier passiert beispielsweise das Dichromat-Ion Chromkationen ( III) und Schwefelwasserstoff - in Schwefel); In den nächsten beiden Zeilen werden diese Daten niedergeschrieben, die Elektron-Ionen-Gleichungen für die Reduktions- und Oxidationshalbreaktionen aufgestellt und weitere Faktoren für die Halbreaktionsgleichungen ausgewählt:

Halbreaktion Reduktion von Cr 2 O 7 2 - + 14 H + + 6 e - = 2 Cr 3+ + 7 H 2 O 1

Halbreaktion Oxidation von H 2 S - 2 e - = S(t) + 2 H + 3

d) Durch Summieren der Halbreaktionsgleichungen bilden sie die Ionengleichung einer gegebenen Reaktion, d.h. Ergänzungseintrag (b):

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

D) bilden basierend auf der Ionengleichung die Molekülgleichung dieser Reaktion, d.h. Ergänzungseintrag (a), und die Formeln der Kationen und Anionen, die in der Ionengleichung fehlen, werden in die Formeln zusätzlicher Produkte gruppiert ( K2SO4):

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

f) Überprüfen Sie die ausgewählten Koeffizienten anhand der Anzahl der Atome der Elemente auf der linken und rechten Seite der Gleichung (normalerweise reicht es aus, nur die Anzahl der Sauerstoffatome zu überprüfen).

OxidiertUnd restauriert Die oxidierenden und reduzierenden Formen unterscheiden sich häufig im Sauerstoffgehalt (vgl Cr2O72 - und Cr 3+ ). Daher schließen sie bei der Erstellung von Halbreaktionsgleichungen mit der Elektron-Ionen-Balance-Methode die Paare H + / H 2 O (für eine saure Umgebung) und OH ein - / H 2 O (für alkalische Umgebung). Wenn beim Wechsel von einem Formular zu einem anderen das ursprüngliche Formular (normalerweise - oxidiert) verliert seine Oxidionen (unten in eckigen Klammern dargestellt), dann müssen letztere, da sie nicht in freier Form vorliegen, in einer sauren Umgebung und in einer alkalischen Umgebung mit Wasserstoffkationen kombiniert werden - mit Wassermolekülen, was zur Bildung von Wassermolekülen (im sauren Milieu) und Hydroxidionen (im alkalischen Milieu) führt):

saures Milieu[ O2 - ] + 2 H + = H 2 O

alkalische Umgebung[ O 2 - ] + H 2 O = 2 OH -

Mangel an Oxidionen in ihrer ursprünglichen Form (normalerweise).- in reduzierter Form) im Vergleich zur Endform wird durch die Zugabe von Wassermolekülen (im sauren Milieu) bzw. Hydroxidionen (im alkalischen Milieu) ausgeglichen:

saure Umgebung H 2 O = [ O 2 - ] + 2 H +

alkalische Umgebung2 OH - = [ O 2 - ] + H 2 O

Beispiel 8. Wählen Sie die Koeffizienten mithilfe der Elektron-Ionen-Gleichgewichtsmethode in der Gleichung der Redoxreaktion aus:

® MnSO 4 + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼

Lösung

2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 + 5 Na 2 SO 3 =

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 - + 8H + + 5 e - = Mn 2+ + 4 H 2 O2

SO 3 2 - +H2O - 2 e - = SO 4 2 - + 2 H + 5

Beispiel 9. Wählen Sie die Koeffizienten mithilfe der Elektron-Ionen-Gleichgewichtsmethode in der Gleichung der Redoxreaktion aus:

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

Lösung

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

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

MnO4 - + 1 e - = MnO 4 2 - 2

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

Wenn das Permanganation als Oxidationsmittel in einer schwach sauren Umgebung verwendet wird, lautet die Gleichung für die Reduktionshalbreaktion:

MnO4 - + 4 H + + 3 e - = MnO 2( t) + 2 H 2 O

und wenn in einer leicht alkalischen Umgebung, dann

MnO 4 - + 2 H 2 O + 3 e - = MnO 2( t) + 4 OH -

Oft wird ein schwach saures und leicht alkalisches Medium konventionell als neutral bezeichnet, und in die Halbreaktionsgleichungen auf der linken Seite werden nur Wassermoleküle eingeführt. In diesem Fall sollten Sie beim Zusammenstellen der Gleichung (nach Auswahl zusätzlicher Faktoren) eine zusätzliche Gleichung aufstellen, die die Bildung von Wasser aus H +- und OH-Ionen widerspiegelt - .

Beispiel 10. Wählen Sie die Koeffizienten in der Reaktionsgleichung aus, die in einem neutralen Medium abläuft:

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

Lösung

2 KMnO 4 + H 2 O + 3 Na 2 SO 3 = 2 MnO 2( t) + 3 Na 2 SO 4 + 2 KOH

MnO4 - + H 2 O + 3 SO 3 2 - = 2 MnO 2( t ) + 3 SO 4 2 - + 2 OH -

MnO 4 - + 2 H 2 O + 3 e - = MnO 2( t) + 4 OH -

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

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

Wenn also die Reaktion aus Beispiel 10 durch einfaches Kombinieren wässriger Lösungen von Kaliumpermanganat und Natriumsulfit durchgeführt wird, dann läuft sie aufgrund der Bildung von Kaliumhydroxid in einer bedingt neutralen (und tatsächlich leicht alkalischen) Umgebung ab. Wenn die Kaliumpermanganatlösung leicht angesäuert ist, läuft die Reaktion in einer schwach sauren (bedingt neutralen) Umgebung ab.

Beispiel 11. Wählen Sie die Koeffizienten in der Reaktionsgleichung aus, die in einer schwach sauren Umgebung abläuft:

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

Lösung

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

MnO4 - + 4H + + 3 e - = Mn O 2( t ) + 2 H 2 O2

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

Existenzformen von Oxidationsmitteln und Reduktionsmitteln vor und nach der Reaktion, d. h. ihre oxidierten und reduzierten Formen werden genannt Redoxpaare. Aus der chemischen Praxis ist daher bekannt (und dies muss beachtet werden), dass das Permanganat-Ion in einer sauren Umgebung ein Mangan-Kation bildet ( II) (Paar MnO 4 - +H+/ Mn 2+ + H 2 O ), in einer leicht alkalischen Umgebung- Mangan(IV)-oxid (Paar MnO 4 - +H+ ¤ Mn O 2(t) + H 2 O oder MnO 4 - + H 2 O = Mn O 2(t) + OH - ). Die Zusammensetzung oxidierter und reduzierter Formen wird daher bestimmt chemische Eigenschaften dieses Elements in verschiedenen Oxidationsstufen, d.h. ungleiche Stabilität spezifischer Formen in unterschiedlichen Umgebungen wässriger Lösungen. Alle in diesem Abschnitt verwendeten Redoxpaare sind in den Aufgaben 2.15 und 2.16 angegeben.

Reaktionen, die als Redoxreaktionen (ORR) bezeichnet werden, erfolgen mit einer Änderung der Oxidationsstufen der in den Molekülen der Reaktanten enthaltenen Atome. Diese Veränderungen entstehen durch die Übertragung von Elektronen von Atomen eines Elements auf ein anderes.

Prozesse, die in der Natur vorkommen und größtenteils vom Menschen ausgeführt werden, stellen OVR dar. Wichtige Prozesse wie Atmung, Stoffwechsel, Photosynthese (6CO2 + H2O = C6H12O6 + 6O2) sind alle OVR.

In der Industrie werden mit Hilfe der ORR Schwefelsäure, Salzsäure und vieles mehr hergestellt.

Auch die Gewinnung von Metallen aus Erzen – eigentlich die Grundlage der gesamten metallurgischen Industrie – ist ein Oxidations-Reduktionsverfahren. Zum Beispiel die Reaktion zur Herstellung von Eisen aus Hämatit: 2Fe2O3 + 3C = 4Fe+3CO2.

Oxidationsmittel und Reduktionsmittel: Eigenschaften

Atome, die bei einer chemischen Umwandlung Elektronen abgeben, werden Reduktionsmittel genannt und ihre Oxidationsstufe (CO) erhöht sich dadurch. Atome, die Elektronen aufnehmen, werden Oxidationsmittel genannt und ihr CO nimmt ab.

Man sagt, dass Oxidationsmittel durch die Aufnahme von Elektronen reduziert werden und Reduktionsmittel durch die Abgabe von Elektronen oxidiert werden.

Die wichtigsten Vertreter der Oxidations- und Reduktionsmittel sind in der folgenden Tabelle aufgeführt:

Bezogen auf periodisches Gesetz chemische Elemente Am häufigsten kann man von den Redoxfähigkeiten der Atome eines bestimmten Elements ausgehen. Aus der Reaktionsgleichung ist auch leicht zu verstehen, welche Atome das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel sind.

So bestimmen Sie, ob ein Atom ein Oxidationsmittel oder ein Reduktionsmittel ist: Es reicht aus, CO aufzuschreiben und zu verstehen, welche Atome es während der Reaktion erhöht haben (Reduktionsmittel) und welche es verringert haben (Oxidationsmittel).

Stoffe mit Doppelnatur

Atome, die intermediäre COs enthalten, sind in der Lage, Elektronen sowohl aufzunehmen als auch abzugeben. Daher haben Substanzen, die solche Atome in ihrer Zusammensetzung enthalten, die Möglichkeit, sowohl als Oxidationsmittel als auch als Reduktionsmittel zu wirken.

Ein Beispiel wäre Wasserstoffperoxid. Der in CO -1 enthaltene Sauerstoff kann ein Elektron entweder aufnehmen oder abgeben.

Bei Wechselwirkung mit einem Reduktionsmittel zeigt Peroxid oxidierende Eigenschaften und bei Wechselwirkung mit einem Oxidationsmittel reduzierende Eigenschaften.

Anhand der folgenden Beispiele können Sie einen genaueren Blick darauf werfen:

• Reduktion (Peroxid wirkt als Oxidationsmittel) bei Wechselwirkung mit einem Reduktionsmittel;

SO2 + H2O2 = H2SO4

O -1 +1e = O -2

• Oxidation (Peroxid ist in diesem Fall ein Reduktionsmittel) bei Wechselwirkung mit einem Oxidationsmittel.

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

2О -1 -2е = О2 0

OVR-Klassifizierung: Beispiele

Folgende Arten von Redoxreaktionen werden unterschieden:

• intermolekulare Oxidations-Reduktion (das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel sind in verschiedenen Molekülen enthalten);
• intramolekulare Oxidations-Reduktion (das Oxidationsmittel ist Teil desselben Moleküls wie das Reduktionsmittel);
• Disproportionierung (das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel sind ein Atom desselben Elements);
• Reproportionierung (das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel bilden durch die Reaktion ein Produkt).

Beispiele für chemische Umwandlungen im Zusammenhang mit verschiedene Arten OVR:

• Intramolekulare ORRs sind am häufigsten Reaktionen der thermischen Zersetzung einer Substanz:

2KCLO3 = 2KCl + 3O2

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

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

• Intermolekulare OVR:

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

2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe

• Disproportionierungsreaktionen:

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

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

4KClO3 = KCl + 3KClO4

• Reproportionierungsreaktionen:

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

HOCl + HCl = H2O + Cl2

Aktueller und langfristiger OVR

Auch Redoxreaktionen werden in laufende und nicht laufende Reaktionen unterteilt.

Der erste Fall wird empfangen elektrische Energie aufgrund einer chemischen Reaktion (solche Energiequellen können in Automotoren verwendet werden, in Funkgeräte, Steuergeräte) oder Elektrolyse, also eine chemische Reaktion, die im Gegenteil durch Elektrizität erfolgt (mit Hilfe der Elektrolyse können Sie verschiedene Stoffe gewinnen, die Oberflächen von Metallen und daraus hergestellten Produkten behandeln).

Beispiele stromloser OVR Wir können die Prozesse der Verbrennung, Korrosion von Metallen, Atmung und Photosynthese usw. benennen.

Elektronengleichgewichtsmethode der ORR in der Chemie

Mehrheitsgleichungen chemische Reaktionen durch einfache Auswahl ausgeglichen werden stöchiometrische Koeffizienten. Bei der Auswahl der ORR-Koeffizienten kann es jedoch vorkommen, dass die Anzahl der Atome einiger Elemente nicht ausgeglichen werden kann, ohne die Gleichheit der Anzahl der Atome anderer Elemente zu beeinträchtigen. In den Gleichungen solcher Reaktionen werden die Koeffizienten mithilfe der Methode der elektronischen Waage ausgewählt.

Die Methode basiert darauf, dass die Summe der vom Oxidationsmittel aufgenommenen und die vom Reduktionsmittel abgegebenen Elektronen ins Gleichgewicht gebracht werden.

Die Methode besteht aus mehreren Schritten:

1. Die Reaktionsgleichung ist geschrieben.
2. Die Referenzwerte der Elemente werden ermittelt.
3. Es werden Elemente bestimmt, die durch die Reaktion ihre Oxidationsstufe geändert haben. Die Oxidations- und Reduktionshalbreaktionen werden getrennt aufgezeichnet.
4. Die Faktoren für die Halbreaktionsgleichungen werden so ausgewählt, dass die bei der Reduktionshalbreaktion aufgenommenen Elektronen und die bei der Oxidationshalbreaktion abgegebenen Elektronen ausgeglichen werden.
5. Die ausgewählten Koeffizienten werden in die Reaktionsgleichung eingetragen.
6. Die verbleibenden Reaktionskoeffizienten werden ausgewählt.

An einfaches Beispiel Aluminium-Wechselwirkungen Für Sauerstoff ist es praktisch, die Gleichung Schritt für Schritt aufzuschreiben:

• Gleichung: Al + O2 = Al2O3
• CO an Atomen in einfache Substanzen Aluminium und Sauerstoff sind gleich 0.

Al 0 + O2 0 = Al +3 2O -2 3

• Lassen Sie uns die Halbreaktionen zusammenstellen:

Al 0 -3e = Al +3;

O2 0 +4e = 2O -2

• Wir wählen Koeffizienten aus, bei deren Multiplikation die Anzahl der empfangenen Elektronen und die Anzahl der abgegebenen Elektronen gleich sind:

Al 0 -3е = Al +3 Koeffizient 4;

O2 0 +4e = 2O -2 Koeffizient 3.

• Wir tragen die Koeffizienten in das Reaktionsdiagramm ein:

4 Al+ 3 O2 = Al2O3

• Es ist ersichtlich, dass es zum Ausgleichen der gesamten Reaktion ausreicht, dem Reaktionsprodukt einen Koeffizienten voranzustellen:

4Al + 3O2 = 2 Al2O3

Beispiele für Aufgaben zur Erstellung einer elektronischen Waage

Folgendes kann passieren Anpassungsaufgaben OVR:

• Die Wechselwirkung von Kaliumpermanganat mit Kaliumchlorid in saurer Umgebung unter Freisetzung von Chlorgas.

Kaliumpermanganat KMnO4 (Kaliumpermanganat, „Kaliumpermanganat“) ist ein starkes Oxidationsmittel, da in KMnO4 die Oxidationsstufe von Mn +7 beträgt. Es wird häufig zur Herstellung von Chlorgas verwendet Laborbedingungen nach folgender Reaktion:

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

Elektronische Waage:

Wie aus der Anordnung von CO hervorgeht, geben Chloratome Elektronen ab und erhöhen ihr CO auf 0, während Manganatome Elektronen aufnehmen:

Mn +7 +5е = Mn +2 Faktor zwei;

2Cl -1 -2е = Cl2 0 Multiplikator fünf.

Wir tragen die Koeffizienten entsprechend den ausgewählten Faktoren in die Gleichung ein:

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

Wir gleichen die Anzahl der verbleibenden Elemente aus:

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

• Die Wechselwirkung von Kupfer (Cu) mit konzentrierter Salpetersäure (HNO3) unter Freisetzung von gasförmigem Stickstoffmonoxid (NO2):

Cu + HNO3(konz.) = 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

Elektronische Waage:

Wie Sie sehen können, erhöhen Kupferatome ihren CO-Wert von null auf zwei und Stickstoffatome verringern sich von +5 auf +4

Cu 0 -2e = Cu +2 Faktor eins;

N +5 +1e = N +4 Faktor zwei.

Wir setzen die Koeffizienten in die Gleichung ein:

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(konz.) = 2 NO2 + Cu (NO3)2 + 2 H2O

• Wechselwirkung von Kaliumdichromat mit H2S in saurer Umgebung:

Schreiben wir das Reaktionsschema auf und ordnen die COs an:

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 = S 0 Koeffizient 3;

2Cr +6 +6e = 2Cr +3 Koeffizient 1.

Ersetzen wir:

К2Сr2О7 + 3Н2S + Н2SO4 = 3S + Сr2(SO4)3 + K2SO4 + Н2О

Lassen Sie uns die verbleibenden Elemente ausgleichen:

К2Сr2О7 + 3Н2S + 4Н2SO4 = 3S + Сr2(SO4)3 + K2SO4 + 7Н2О

Einfluss der Reaktionsumgebung

Die Art der Umgebung beeinflusst den Verlauf bestimmter OVRs. Die Rolle des Reaktionsmediums lässt sich am Beispiel der Wechselwirkung von Kaliumpermanganat (KMnO4) und Natriumsulfit (Na2SO3) erkennen verschiedene Bedeutungen pH-Wert:

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

Es ist ersichtlich, dass eine Änderung des Säuregehalts des Mediums zur Bildung unterschiedlicher Produkte der Wechselwirkung derselben Stoffe führt. Wenn sich der Säuregehalt des Mediums ändert, treten sie auch bei anderen Reagenzien auf, die in die ORR gelangen. Ähnlich wie in den oben gezeigten Beispielen finden Reaktionen mit dem Dichromat-Ion Cr2O7 2- unter Bildung unterschiedlicher Reaktionsprodukte in unterschiedlichen Umgebungen statt:

in einer sauren Umgebung ist das Produkt Cr 3+;

im Alkalischen - CrO2 - , CrO3 3+ ;

im neutralen Zustand - Cr2O3.

Mit zunehmender Oxidationsstufe Es findet ein Oxidationsprozess statt und der Stoff selbst ist ein Reduktionsmittel. Wenn die Oxidationsstufe abnimmt, kommt es zu einem Reduktionsprozess und der Stoff selbst ist ein Oxidationsmittel.

Die beschriebene Methode zum Ausgleich der ORR wird als „Methode des Gleichgewichts nach Oxidationsstufen“ bezeichnet.

Wird in den meisten Chemielehrbüchern vorgestellt und in der Praxis häufig verwendet Elektronische Waage-Methode Um die ORR auszugleichen, kann mit der Einschränkung verwendet werden, dass der Oxidationszustand nicht gleich der Ladung ist.

2. Halbreaktionsmethode.

In diesen Fällen wenn die Reaktion stattfindet wässrige Lösung(Schmelze) gehen bei der Aufstellung von Gleichungen nicht von Änderungen der Oxidationsstufe der Atome aus, aus denen die reagierenden Stoffe bestehen, sondern von Änderungen der Ladungen realer Teilchen, berücksichtigen also die Existenzform von Stoffen in Lösung (einfaches oder komplexes Ion, Atom oder Molekül ungelöster oder schwach in Wasser dissoziierter Stoffe).

In diesem Fall Beim Aufstellen von Ionengleichungen von Redoxreaktionen sollte man sich an die gleiche Schreibweise halten, die für Ionengleichungen mit Austauschcharakter akzeptiert wird, nämlich: Schwerlösliche, leicht dissoziierte und gasförmige Verbindungen sollten in molekularer Form geschrieben werden, und Ionen, die dies tun ihren Zustand nicht ändern, sollten aus der Gleichung ausgeschlossen werden. Dabei werden die Prozesse der Oxidation und Reduktion in Form getrennter Halbreaktionen erfasst. Nachdem sie durch die Anzahl der Atome jedes Typs ausgeglichen wurden, werden die Halbreaktionen addiert und jeweils mit einem Koeffizienten multipliziert, der die Ladungsänderung des Oxidationsmittels und des Reduktionsmittels ausgleicht.

Die Halbreaktionsmethode spiegelt die wahren Stoffveränderungen während Redoxreaktionen genauer wider und erleichtert die Erstellung von Gleichungen für diese Prozesse in ionenmolekularer Form.

Seit aus dem gleichen Reagenzien Je nach Art des Mediums (sauer, alkalisch, neutral) können unterschiedliche Produkte erhalten werden; bei solchen Reaktionen im ionischen Schema gibt es neben Partikeln, die die Funktionen eines Oxidationsmittels und eines Reduktionsmittels erfüllen, auch ein Partikel, das die Reaktion charakterisiert des Mediums muss angegeben werden (d. h. das H + -Ion oder OH-Ion - oder H 2 O-Molekül).

Beispiel 5. Ordnen Sie mithilfe der Halbreaktionsmethode die Koeffizienten in der Reaktion an:

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

Lösung. Wir schreiben die Reaktion in ionischer Form und berücksichtigen dabei, dass alle Stoffe außer Wasser in Ionen dissoziieren:

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

(K + und SO 4 2 – bleiben unverändert, daher werden sie im Ionenschema nicht angezeigt). Aus dem Ionendiagramm geht hervor, dass es sich um ein Oxidationsmittel handelt Permanganation(MnO 4 -) verwandelt sich in Mn 2+-Ionen und vier Sauerstoffatome werden freigesetzt.

In einer sauren Umgebung Jedes vom Oxidationsmittel freigesetzte Sauerstoffatom bindet an 2H + und bildet ein Wassermolekül.

Es folgt: MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O.

Wir finden den Unterschied in den Ladungen der Produkte und Reagenzien: Dq = +2-7 = -5 (das „-“-Zeichen zeigt an, dass der Reduktionsprozess stattfindet und 5 zu den Reagenzien hinzugefügt wird). Für den zweiten Prozess, die Umwandlung von NO 2 – in NO 3 –, der fehlende Sauerstoff gelangt vom Wasser zum Reduktionsmittel und es entsteht ein Überschuss an H+-Ionen, in diesem Fall verlieren die Reagenzien 2 :

NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + .

Somit erhalten wir:

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

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

Wenn wir die Terme der ersten Gleichung mit 2 und der zweiten mit 5 multiplizieren und addieren, erhalten wir die ionisch-molekulare Gleichung dieser Reaktion:

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

Durch Reduzieren identische Teilchen auf der linken und rechten Seite der Gleichung erhalten wir schließlich die ionisch-molekulare Gleichung:

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

Mithilfe der Ionengleichung erstellen wir eine Molekülgleichung:

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

In alkalischen und neutralen Umgebungen Sie können sich an folgenden Regeln orientieren: In einer alkalischen und neutralen Umgebung verbindet sich jedes vom Oxidationsmittel freigesetzte Sauerstoffatom mit einem Wassermolekül und bildet zwei Hydroxidionen (2OH -), und jedes fehlende geht an das Reduktionsmittel weiter 2 OH-Ionen bilden in einer alkalischen Umgebung ein Molekül Wasser und in einer neutralen Umgebung entsteht Wasser unter Freisetzung von 2 H+-Ionen.

Wenn nimmt an der Redoxreaktion teil Wasserstoffperoxid(H 2 O 2) muss die Rolle von H 2 O 2 in einer bestimmten Reaktion berücksichtigt werden. In H 2 O 2 befindet sich Sauerstoff in einem mittleren Oxidationszustand (-1), daher weist Wasserstoffperoxid bei Redoxreaktionen eine Redoxdualität auf. In Fällen, in denen H 2 O 2 ist Oxidationsmittel, die Halbreaktionen haben die folgende Form:

H 2 O 2 + 2H + + 2? ® 2H 2 O (saure Umgebung);

H 2 O 2 +2? ® 2OH - (neutrale und alkalische Umgebungen).

Wenn Wasserstoffperoxid ist Reduktionsmittel:

H 2 O 2 - 2? ® O 2 + 2H + (saure Umgebung);

H 2 O 2 + 2OH - - 2? ® O 2 + 2H 2 O (alkalisch und neutral).

Beispiel 6. Gleichen Sie die Reaktion aus: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.

Lösung. Wir schreiben die Reaktion in ionischer Form:

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

Wir stellen Halbreaktionen zusammen und berücksichtigen dabei, dass H2O2 in dieser Reaktion ein Oxidationsmittel ist und die Reaktion in einer sauren Umgebung abläuft:

1 2I - - 2= I 2 ,

1 H 2 O 2 + 2H + + 2® 2H 2 O.

Die endgültige Gleichung lautet: 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.

Es gibt vier Arten von Redoxreaktionen:

1 . Intermolekular Redoxreaktionen, bei denen sich die Oxidationsstufen von Atomen von Elementen ändern, aus denen verschiedene Stoffe bestehen. Die in den Beispielen 2–6 diskutierten Reaktionen gehören zu diesem Typ.

2 . Intramolekular Redoxreaktionen, bei denen die Oxidationsstufe der Atome verschiedener Elemente derselben Substanz verändert wird. Über diesen Mechanismus laufen Reaktionen der thermischen Zersetzung von Verbindungen ab. Zum Beispiel bei der Reaktion

Pb(NO 3) 2 ® PbO + NO 2 + O 2

ändert den Oxidationszustand von Stickstoff (N +5 ® N +4) und dem Sauerstoffatom (O - 2 ® O 2 0), das sich im Pb(NO 3) 2-Molekül befindet.

3. Selbstoxidations-Selbstheilungsreaktionen(Disproportionierung, Dismutation). In diesem Fall nimmt die Oxidationsstufe desselben Elements sowohl zu als auch ab. Disproportionierungsreaktionen sind charakteristisch für Verbindungen oder Elemente von Stoffen, die einer der mittleren Oxidationsstufen des Elements entsprechen.

Beispiel 7. Gleichen Sie die Reaktion mit allen oben genannten Methoden aus:

Lösung.

A) Methode zum Gleichgewicht des Oxidationszustands.

Bestimmen wir die Oxidationsgrade der am Redoxprozess beteiligten Elemente vor und nach der Reaktion:

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

Aus einem Vergleich der Oxidationsstufen ergibt sich, dass Mangan gleichzeitig am Oxidationsprozess beteiligt ist, wodurch die Oxidationsstufe von +6 auf +7 erhöht wird, und am Reduktionsprozess, wodurch die Oxidationsstufe von +6 auf +4,2 Mn +6 ® Mn verringert wird +7; Dw = 7-6 = +1 (Oxidationsprozess, Reduktionsmittel),

1 Mn +6 ® Mn +4 ; Dw = 4-6 = -2 (Reduktionsprozess, Oxidationsmittel).

Da bei dieser Reaktion das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel dieselbe Substanz sind (K 2 MnO 4), werden die davor liegenden Koeffizienten aufsummiert. Wir schreiben die Gleichung:

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

b) Halbreaktionsmethode.

Die Reaktion findet in einer neutralen Umgebung statt. Wir erstellen ein ionisches Reaktionsschema unter Berücksichtigung der Tatsache, dass H 2 O ein schwacher Elektrolyt und MnO 2 ein in Wasser schwer lösliches Oxid ist:

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

Wir schreiben die Halbreaktionen auf:

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

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

Wir multiplizieren mit den Koeffizienten und addieren beide Halbreaktionen, wir erhalten die gesamte Ionengleichung:

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

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

In diesem Fall ist K 2 MnO 4 sowohl ein Oxidationsmittel als auch ein Reduktionsmittel.

4. Intramolekulare Oxidations-Reduktions-Reaktionen, bei denen die Oxidationsstufen von Atomen desselben Elements ausgeglichen werden (d. h. die Umkehrung der zuvor diskutierten), sind Prozesse Gegendisproportionierung(Umschalten), zum Beispiel

NH 4 NO 2 ® N 2 + 2H 2 O.

1 2N - 3 - 6? ® N 2 0 (Oxidationsprozess, Reduktionsmittel),

1 2N +3 + 6?® N 2 0 (Reduktionsprozess, Oxidationsmittel).

Die schwierigsten sind Redoxreaktionen, bei denen Atome oder Ionen nicht eines, sondern zweier oder mehrerer Elemente gleichzeitig oxidiert oder reduziert werden.

Beispiel 8. Gleichen Sie die Reaktion mit den oben genannten Methoden aus:

3 -2 +5 +5 +6 +2

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