Redoks reakcije. CC (vrijedne upute) H2 o2 h2o redoks reakcija

Prije navođenja primjera redoks reakcija s otopinom, ističemo glavne definicije povezane s tim transformacijama.

Oni atomi ili ioni koji tijekom međudjelovanja s padom mijenjaju svoje oksidacijsko stanje (primaju elektrone) nazivaju se oksidansima. Među tvarima s takvim svojstvima su jake anorganske kiseline: sumporna, klorovodična, dušična.

Oksidator

Permanganati i kromati alkalnih metala također su jaki oksidansi.

Oksidacijsko sredstvo uzima ono što mu je potrebno za dovršetak reakcije razina energije(instalacija završene konfiguracije).

Reducirajuće sredstvo

Svaka shema redoks reakcije uključuje identifikaciju redukcijskog sredstva. Uključuje ione ili neutralne atome koji mogu povećati svoje oksidacijsko stanje tijekom interakcije (oni doniraju elektrone drugim atomima).

Tipični redukcijski agensi uključuju atome metala.

Procesi u OVR-u

Što ih još karakterizira promjena oksidacijskih stanja polaznih tvari?

Oksidacija uključuje proces otpuštanja negativnih čestica. Redukcija uključuje njihovo prihvaćanje od drugih atoma (iona).

Algoritam raščlanjivanja

Primjeri redoks reakcija s otopinama ponuđeni su u raznim referentnim materijalima namijenjenim pripremi učenika srednjih škola za završne testove iz kemije.

Kako bismo se uspješno nosili s ponuđenim u OGE i Zadaci Jedinstvenog državnog ispita, važno je savladati algoritam za sastavljanje i analizu redoks procesa.

1. Prije svega, vrijednosti naboja dodijeljene su svim elementima u tvarima predloženim u dijagramu.
2. Ispisani su atomi (ioni) s lijeve strane reakcije koji su tijekom interakcije promijenili svoje pokazatelje.
3. Kada se stupanj oksidacije povećava, koristi se znak "-", a kada se stupanj oksidacije smanjuje, "+".
4. Najmanji zajednički višekratnik (broj kojim se dijele bez ostatka) određuje se između danog i prihvaćenog elektrona.
5. Kada NOC podijelimo s elektronima, dobivamo stereokemijske koeficijente.
6. Stavljamo ih ispred formula u jednadžbi.

Prvi primjer iz OGE

U devetom razredu ne znaju svi učenici riješiti redoks reakcije. Zbog toga rade mnogo grešaka i ne dobivaju visoke ocjene za OGE. Algoritam radnji dat je gore, pokušajmo ga sada razraditi na konkretnim primjerima.

Posebnost zadataka koji se odnose na raspored koeficijenata u predloženoj reakciji, a koji se daju maturantima osnovnog stupnja obrazovanja, je da su zadane i lijeva i desna strana jednadžbe.

Ovo uvelike pojednostavljuje zadatak, jer ne morate samostalno izmišljati proizvode interakcije ili birati početne tvari koje nedostaju.

Na primjer, predlaže se korištenje elektroničke vage za identifikaciju koeficijenata u reakciji:

Na prvi pogled, ova reakcija ne zahtijeva stereokemijske koeficijente. No, da bismo potvrdili svoje stajalište, potrebno je da svi elementi imaju brojeve naboja.

U binarnim spojevima, koji uključuju bakreni oksid (2) i željezni oksid (2), zbroj oksidacijskih stanja je nula, s obzirom da je za kisik -2, za bakar i željezo ovaj pokazatelj je +2. Jednostavne tvari ne predaju (ne prihvaćaju) elektrone, pa ih karakterizira nulto oksidacijsko stanje.

Napravimo elektronsku ravnotežu, pokazujući znakom "+" i "-" broj primljenih i predanih elektrona tijekom interakcije.

Fe 0 -2e=Fe 2+.

Budući da je broj primljenih i doniranih elektrona tijekom interakcije isti, nema smisla pronalaziti najmanji zajednički višekratnik, određivati ​​stereokemijske koeficijente i stavljati ih u predloženu shemu interakcije.

Da bi se dobio maksimalan broj bodova za zadatak, potrebno je ne samo napisati primjere redoks reakcija s otopinama, već i posebno napisati formulu oksidansa (CuO) i redukcionog agensa (Fe).

Drugi primjer s OGE

Navedimo još primjera redoks reakcija s otopinama s kojima se mogu susresti učenici devetih razreda koji su za završni ispit odabrali kemiju.

Pretpostavimo da je predloženo postavljanje koeficijenata u jednadžbu:

Na+HCl=NaCl+H2.

Da biste se nosili sa zadatkom, prvo je važno odrediti svaki jednostavan i složena tvar indikatori oksidacijskih stanja. Za natrij i vodik oni će biti jednaki nuli, jer su to jednostavne tvari.

U klorovodičnoj kiselini vodik ima pozitivno oksidacijsko stanje, a klor negativno oksidacijsko stanje. Nakon slaganja koeficijenata dobivamo reakciju s koeficijentima.

Prvi s Jedinstvenog državnog ispita

Kako komplementirati redoks reakcije? Primjeri s rješenjima pronađenim na Jedinstvenom državnom ispitu (11. razred) zahtijevaju popunjavanje praznina, kao i postavljanje koeficijenata.

Na primjer, trebate nadopuniti reakciju elektroničkom vagom:

H 2 S+ HMnO 4 = S+ MnO 2 +…

Prepoznajte redukcijsko sredstvo i oksidacijsko sredstvo u predloženoj shemi.

Kako naučiti pisati redoks reakcije? Uzorak pretpostavlja korištenje određenog algoritma.

Prvo, u svim tvarima danim prema uvjetima zadatka, potrebno je postaviti oksidacijska stanja.

Zatim morate analizirati koja tvar može postati nepoznat proizvod ovaj proces. Budući da postoji oksidacijsko sredstvo (ulogu ima mangan) i redukcijsko sredstvo (uloga mu je sumpor), oksidacijska stanja u željenom proizvodu se ne mijenjaju, dakle, riječ je o vodi.

Kada raspravljamo o tome kako ispravno riješiti redoks reakcije, napominjemo da sljedeći korak bit će kompilacija elektroničkog omjera:

Mn +7 uzima 3 e= Mn +4 ;

S -2 daje 2e= S 0 .

Kation mangana je redukcijsko sredstvo, a anion sumpora je tipično oksidacijsko sredstvo. Budući da će najmanji višekratnik primljenih i doniranih elektrona biti 6, dobivamo koeficijente: 2, 3.

Posljednji korak bit će umetanje koeficijenata u izvornu jednadžbu.

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

Drugi uzorak OVR-a na Jedinstvenom državnom ispitu

Kako pravilno formulirati redoks reakcije? Primjeri s rješenjima pomoći će vam razraditi algoritam radnji.

Predlaže se korištenje metode elektroničke ravnoteže za popunjavanje praznina u reakciji:

PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…

Poredamo oksidacijska stanja svih elemenata. U tom procesu oksidacijska svojstva očituje mangan, koji je dio sastava, a redukcijsko sredstvo mora biti fosfor, mijenjajući svoje oksidacijsko stanje u pozitivno u fosfornoj kiselini.

Prema postavljenoj pretpostavci dobivamo reakcijsku shemu, zatim sastavljamo jednadžbu ravnoteže elektrona.

P -3 daje 8 e i pretvara se u P +5;

Mn +7 uzima 3e, postajući Mn +4.

LOC će biti 24, pa fosfor mora imati stereometrijski koeficijent 3, a mangan -8.

Stavljamo koeficijente u rezultirajući proces, dobivamo:

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

Treći primjer iz Jedinstvenog državnog ispita

Pomoću ravnoteže elektrona i iona potrebno je sastaviti reakciju, naznačiti redukcijsko sredstvo i oksidacijsko sredstvo.

KMnO 4 + MnSO 4 +…= MnO 2 +…+ H2SO 4.

Prema algoritmu slažemo oksidacijska stanja svakog elementa. Zatim utvrđujemo one tvari koje nedostaju u desnom i lijevom dijelu procesa. Ovdje su navedeni redukcijsko sredstvo i oksidacijsko sredstvo, tako da se oksidacijska stanja spojeva koji nedostaju ne mijenjaju. Izgubljeni proizvod će biti voda, a početni spoj će biti kalijev sulfat. Dobivamo reakcijsku shemu za koju ćemo izraditi elektronsku vagu.

Mn +2 -2 e= Mn +4 3 redukcijsko sredstvo;

Mn +7 +3e= Mn +4 2 oksidacijsko sredstvo.

Upisujemo koeficijente u jednadžbu, zbrajajući atome mangana na desnoj strani procesa, budući da se odnosi na proces disproporcioniranja.

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

Zaključak

Redoks reakcije imaju posebno značenje za funkcioniranje živih organizama. Primjeri OVR su procesi truljenja, fermentacije, živčana aktivnost, disanje, metabolizam.

Oksidacija i redukcija su relevantni za metaluršku i kemijska industrija, zahvaljujući takvim procesima moguće je obnoviti metale iz njihovih spojeva, zaštititi ih od kemijske korozije i preraditi.

Za sastavljanje redoks procesa u organskoj tvari potrebno je koristiti određeni algoritam radnji. Prvo se u predloženoj shemi postavljaju oksidacijska stanja, zatim se određuju oni elementi koji su povećali (smanjili) indikator i bilježi se elektronska ravnoteža.

Ako slijedite slijed gore predloženih radnji, lako ćete se nositi sa zadacima ponuđenim u testovima.

Pored metode elektronske bilance, raspored koeficijenata je moguć i sastavljanjem polureakcija.

Zadatak br. 1

Si + HNO 3 + HF → H 2 SiF 6 + NO + …

N +5 + 3e → N +2 │4 reakcija redukcije

Si 0 − 4e → Si +4 │3 reakcija oksidacije

N +5 (HNO 3) – oksidacijsko sredstvo, Si – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br. 2

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

B+ HNO 3 + HF → HBF 4 + NO 2 + …

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

N +5 + 1e → N +4 │3 reakcija redukcije

B 0 -3e → B +3 │1 reakcija oksidacije

N +5 (HNO 3) – oksidacijsko sredstvo, B 0 – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br. 3

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

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

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

2Cl -1 -2e → Cl 2 0 │3 reakcija oksidacije

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – oksidacijsko sredstvo, Cl -1 (HCl) – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br. 4

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

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

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

Br 2 0 + 2e → 2Br -1 │3 reakcija redukcije

2Cr +3 - 6e → 2Cr +6 │1 reakcija oksidacije

Br 2 – oksidans, Cr +3 (Cr 2 (SO 4) 3) – redukciono sredstvo

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

Zadatak br. 5

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

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

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 reakcija redukcije

2I -1 -2e → l 2 0 │3 reakcija oksidacije

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – oksidacijsko sredstvo, l -1 (Hl) – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br. 6

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

H 2 S + HMnO 4 → S + MnO 2 + …

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

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

Zadatak br. 7

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

H 2 S + HClO 3 → S + HCl + …

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

S -2 -2e → S 0 │3 reakcija oksidacije

Mn +7 (HMnO 4) – oksidacijsko sredstvo, S -2 (H 2 S) – redukcijsko sredstvo

3H 2 S + HClO 3 → 3S + HCl + 3H 2 O

Zadatak br. 8

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

NO + HClO 4 + … → HNO 3 + HCl

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

Cl +7 + 8e → Cl -1 │3 reakcija redukcije

N +2 -3e → N +5 │8 reakcija oksidacije

Cl +7 (HClO 4) – oksidacijsko sredstvo, N +2 (NO) – redukcijsko sredstvo

8NO + 3HClO4 + 4H2O → 8HNO3 + 3HCl

Zadatak br. 9

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

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

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

S -2 -2e → S 0 │5 reakcija oksidacije

Mn +7 (KMnO 4) – oksidacijsko sredstvo, S -2 (H 2 S) – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br. 10

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

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

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reakcija redukcije

2Br -1 -2e → Br 2 0 │5 reakcija oksidacije

Mn +7 (KMnO 4) – oksidans, Br -1 (KBr) – redukciono sredstvo

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

Zadatak br. 11

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

PH 3 + HClO 3 → HCl + …

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

Cl +5 + 6e → Cl -1 │4 reakcija redukcije

Cl +5 (HClO 3) – oksidacijsko sredstvo, P -3 (H 3 PO 4) – redukcijsko sredstvo

3PH 3 + 4HClO 3 → 4HCl + 3H 3 PO 4

Zadatak br.12

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

PH 3 + HMnO 4 → MnO 2 + … + …

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

Mn +7 + 3e → Mn +4 │8 reakcija redukcije

P -3 − 8e → P +5 │3 reakcija oksidacije

Mn +7 (HMnO 4) – oksidacijsko sredstvo, P -3 (H 3 PO 4) – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br.13

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

NO + KClO + … → KNO 3 + KCl + …

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

Cl +1 + 2e → Cl -1 │3 reakcija redukcije

N +2 − 3e → N +5 │2 reakcija oksidacije

Cl +1 (KClO) – oksidacijsko sredstvo, N +2 (NO) – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br.14

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

PH 3 + AgNO 3 + … → Ag + … + HNO 3

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

Ag +1 + 1e → Ag 0 │8 reakcija redukcije

P -3 - 8e → P +5 │1 reakcija oksidacije

Ag +1 (AgNO 3) – oksidacijsko sredstvo, P -3 (PH 3) – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br.15

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

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

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

N +3 + 1e → N +2 │ 2 reakcija redukcije

2I -1 − 2e → I 2 0 │ 1 reakcija oksidacije

N +3 (KNO 2) – oksidacijsko sredstvo, I -1 (HI) – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br.16

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

Na 2 SO 3 + Cl 2 + … → Na 2 SO 4 + …

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

Cl 2 0 + 2e → 2Cl -1 │1 reakcija redukcije

Cl 2 0 – oksidacijsko sredstvo, S +4 (Na 2 SO 3) – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br.17

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

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

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 reakcija redukcije

Mn +2 − 2e → Mn +4 │3 reakcija oksidacije

Mn +7 (KMnO 4) – oksidacijsko sredstvo, Mn +2 (MnSO 4) – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br.18

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

KNO 2 + … + H 2 O → MnO 2 + … + KOH

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 reakcija redukcije

N +3 − 2e → N +5 │3 reakcija oksidacije

Mn +7 (KMnO 4) – oksidacijsko sredstvo, N +3 (KNO 2) – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br.19

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

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

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

N +5 + 2e → N +3 │3 reakcija redukcije

2Cr +3 − 6e → 2Cr +6 │1 reakcija oksidacije

N +5 (KNO 3) – oksidacijsko sredstvo, Cr +3 (Cr 2 O 3) – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br.20

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

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

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

I 2 0 + 2e → 2I -1 │1 reakcija redukcije

S +4 - 2e → S +6 │1 reakcija oksidacije

I 2 – oksidacijsko sredstvo, S +4 (K 2 SO 3) – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br.21

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

KMnO 4 + NH 3 → MnO 2 +N 2 + … + …

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 reakcija redukcije

2N -3 − 6e → N 2 0 │1 reakcija oksidacije

Mn +7 (KMnO 4) – oksidacijsko sredstvo, N -3 (NH 3) – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br.22

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

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

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

N +4 + 2e → N +2 │2 reakcija redukcije

2P +3 - 4e → 2P +5 │1 reakcija oksidacije

N +4 (NO 2) – oksidacijsko sredstvo, P +3 (P 2 O 3) – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br.23

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

KI + H 2 SO 4 → I 2 + H 2 S + … + …

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

S +6 + 8e → S -2 │1 reakcija redukcije

2I -1 − 2e → I 2 0 │4 reakcija oksidacije

S +6 (H 2 SO 4) – oksidacijsko sredstvo, I -1 (KI) – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br.24

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

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

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reakcija redukcije

2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │5 reakcija oksidacije

Mn +7 (KMnO 4) – oksidacijsko sredstvo, Fe +2 (FeSO 4) – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br.25

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

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

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

Mn +7 + 1e → Mn +6 │2 reakcija redukcije

S +4 − 2e → S +6 │1 reakcija oksidacije

Mn +7 (KMnO 4) – oksidacijsko sredstvo, S +4 (Na 2 SO 3) – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br.26

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

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

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reakcija redukcije

2O -1 − 2e → O 2 0 │5 reakcija oksidacije

Mn +7 (KMnO 4) – oksidacijsko sredstvo, O -1 (H 2 O 2) – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br.27

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

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

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 reakcija redukcije

S -2 − 2e → S 0 │3 reakcija oksidacije

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – oksidacijsko sredstvo, S -2 (H 2 S) – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br.28

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

KMnO 4 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + … + …

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reakcija redukcije

2Cl -1 − 2e → Cl 2 0 │5 reakcija oksidacije

Mn +7 (KMnO 4) – oksidacijsko sredstvo, Cl -1 (HCl) – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br.29

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

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

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 reakcija redukcije

Cr +2 − 1e → Cr +3 │6 reakcija oksidacije

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – oksidacijsko sredstvo, Cr +2 (CrCl 2) – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br.30

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

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

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

Cr +6 + 3e → Cr +3 │2 reakcija redukcije

2Cl -1 − 2e → Cl 2 0 │3 reakcija oksidacije

Cr +6 (K 2 CrO 4) – oksidacijsko sredstvo, Cl -1 (HCl) – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br.31

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

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

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reakcija redukcije

2l -1 − 2e → l 2 0 │5 reakcija oksidacije

Mn +7 (KMnO 4) – oksidacijsko sredstvo, l -1 (Kl) – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br.32

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

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

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

Cl +5 + 6e → Cl -1 │2 reakcija redukcije

Fe +2 − 4e → Fe +6 │3 reakcija oksidacije

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

Zadatak br.33

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije:

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

Odredite oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

Cl +5 + 6e → Cl -1 │1 reakcija redukcije

2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │3 reakcija oksidacije

Cl +5 (KClO 3) – oksidacijsko sredstvo, Fe +2 (FeSO 4) – redukcijsko sredstvo

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

Zadatak br.34

Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbu reakcije.

Problematika iz opće i anorganske kemije

2.2. Redoks reakcije

Teorijski dio

Redoks reakcije uključuju kemijske reakcije koje su popraćene promjenom oksidacijskih stanja elemenata. U jednadžbama takvih reakcija izbor koeficijenata provodi se sastavljanjem elektronska vaga. Metoda odabira koeficijenata pomoću elektroničke vage sastoji se od sljedećih koraka:

a) napiši formule reagensa i produkata, a zatim pronađi elemente koji im povisuju i snižavaju oksidacijska stanja te ih zasebno ispiši:

MnCO3 + KClO3 ® MnO2+ KCl + CO2

Klasa V¼ = Cl - ja

Mn II¼ = Mn IV

b) sastavite jednadžbe za polureakcije redukcije i oksidacije, poštujući zakone očuvanja broja atoma i naboja u svakoj polureakciji:

polureakcija oporavak Klasa V + 6 e - = Cl - ja

polureakcija oksidacija Mn II- 2 e - = Mn IV

c) odabrani su dodatni faktori za jednadžbu polureakcija tako da je zakon očuvanja naboja zadovoljen za reakciju u cjelini, za koju je broj primljenih elektrona u redukcijskim polureakcijama jednak broju donirani elektroni u polureakciji oksidacije:

Klasa V + 6 e - = Cl - ja 1

Mn II- 2 e - = Mn IV 3

d) umetnite (koristeći pronađene faktore) stehiometrijske koeficijente u reakcijsku shemu (koeficijent 1 je izostavljen):

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

d) izjednačite broj atoma onih elemenata koji tijekom reakcije ne mijenjaju svoje oksidacijsko stanje (ako postoje dva takva elementa, tada je dovoljno izjednačiti broj atoma jednog od njih, a provjeriti za drugi). Dobije se jednadžba za kemijsku reakciju:

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

Primjer 3. Odaberite koeficijente u jednadžbi redoks reakcije

Fe 2 O 3 + CO ® Fe + CO 2

Riješenje

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

FeIII + 3 e - = Fe 0 2

C II - 2 e - = C IV 3

Uz istodobnu oksidaciju (ili redukciju) atoma dva elementa jedne tvari, izračun se provodi za jednu jedinicu formule ove tvari.

Primjer 4. Odaberite koeficijente u jednadžbi redoks reakcije

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

Riješenje

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

Fe II- e - = FeIII

- 11 e - 4

2S - ja - 10 e - = 2S IV

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

U primjerima 3 i 4, funkcije oksidacijskog i redukcijskog sredstva podijeljene su između različitih tvari, Fe 2 O 3 i O 2 - oksidirajuća sredstva, CO i Fe(S)2 - redukcijska sredstva; Takve se reakcije klasificiraju kao intermolekularni redoks reakcije.

Kada intramolekularni oksidacijsko-redukcijska, kada se u istoj tvari atomi jednog elementa oksidiraju, a atomi drugog elementa reduciraju, obračun se provodi po jednoj formulskoj jedinici tvari.

Primjer 5. Odaberite koeficijente u jednadžbi oksidacijsko-redukcijske reakcije

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

Riješenje

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

Cr VI + 3 e - = Cr III 2

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

Za reakcije dismutacija (disproporcionalnost, autooksidacija- samoozdravljenje), u kojem se atomi istog elementa u reagensu oksidiraju i reduciraju, prvo se dodaju dodatni faktori na desnu stranu jednadžbe, a zatim se pronađe koeficijent za reagens.

Primjer 6. Odaberite koeficijente u jednadžbi reakcije dismutacije

H2O2 ® H2O+O2

Riješenje

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

O - ja+ e - = O - II 2

2O - ja - 2 e - = O 2 0 1

Za reakciju komutacije ( sinproporcionalnost), u kojem atomi istog elementa različitih reagensa, kao rezultat njihove oksidacije i redukcije, dobivaju isto oksidacijsko stanje, prvo se stavljaju dodatni faktori lijeva strana jednadžbe

Primjer 7. Odaberite koeficijente u jednadžbi reakcije komutacije:

H2S + SO2 = S + H2O

Riješenje

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

S - II - 2 e - = S 0 2

SIV+4 e - = S 0 1

Za odabir koeficijenata u jednadžbama redoks reakcija koje se odvijaju u vodenoj otopini uz sudjelovanje iona koristi se metoda ravnoteža elektrona iona. Metoda odabira koeficijenata pomoću ravnoteže elektrona i iona sastoji se od sljedećih koraka:

a) napiši formule reagensa ove redoks reakcije

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

i ustanoviti kemijsku funkciju svakog od njih (ovdje K2Cr2O7 - oksidacijsko sredstvo, H2SO4 - medij kisele reakcije, H2S - redukcijsko sredstvo);

b) zapišite (u sljedeći redak) formule reagensa u ionskom obliku, navodeći samo one ione (za jake elektrolite), molekule (za slabe elektrolite i plinove) i formulske jedinice (za čvrste tvari), koji će sudjelovati u reakciji kao oksidacijsko sredstvo ( Cr2O72 - ), okoliš ( H+- točnije, oksonijev kation H3O+ ) i redukcijsko sredstvo ( H2S):

Cr2O72 - +H++H2S

c) odrediti reduciranu formulu oksidirajućeg sredstva i oksidirani oblik redukcijskog sredstva, koji moraju biti poznati ili navedeni (npr. ovdje dikromatni ion prolazi katione kroma ( III), i vodikov sulfid - u sumpor); Ovi se podaci zapisuju u sljedeća dva retka, sastavljaju se elektron-ionske jednadžbe za polureakcije redukcije i oksidacije i odabiru dodatni faktori za jednadžbe polureakcija:

polureakcija redukcija Cr 2 O 7 2 - + 14 H + + 6 e - = 2 Cr 3+ + 7 H 2 O 1

polureakcija oksidacija H2S - 2 e - = S (t) + 2 H + 3

d) sastaviti, zbrajanjem jednadžbi polureakcija, ionsku jednadžbu zadane reakcije, tj. dopunski unos (b):

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

d) na temelju ionske jednadžbe čine molekularnu jednadžbu ove reakcije, tj. dopunjava se zapis (a), a formule kationa i aniona koji nedostaju u ionskoj jednadžbi grupiraju se u formule dodatnih produkata ( 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) odabrane koeficijente provjerite brojem atoma elemenata na lijevoj i desnoj strani jednadžbe (obično je dovoljno provjeriti samo broj atoma kisika).

OksidiranoI obnovljena Oksidirajući i redukcijski oblik često se razlikuju u sadržaju kisika (usporedi Cr2O72 - i Cr 3+ ). Stoga, pri sastavljanju jednadžbi polureakcije metodom ravnoteže elektrona i iona, one uključuju parove H + / H 2 O (za kiseli medij) i OH - / H 2 O (za alkalnu sredinu). Ako se pri prelasku s jednog oblika na drugi izvorni oblik (obično - oksidiran) gubi svoje oksidne ione (prikazane dolje u uglatim zagradama), tada se potonji, budući da ne postoje u slobodnom obliku, moraju spojiti s vodikovim kationima u kiselom okruženju, a u alkalnom okruženju - s molekulama vode, što dovodi do stvaranja molekula vode (u kiseloj sredini) i hidroksidnih iona (u alkalnoj sredini)):

kiseli okoliš [ O2 - ] + 2 H + = H2O

alkalna sredina[ O 2 - ] + H20 = 2 OH -

Nedostatak oksidnih iona u njihovom izvornom obliku (obično- u smanjenom) u usporedbi s konačnim oblikom nadoknađuje se dodatkom molekula vode (u kiseloj sredini) ili hidroksidnih iona (u alkalnoj sredini):

kisela sredina H 2 O = [ O 2 - ] + 2 H +

alkalna sredina2 OH - = [ O 2 - ] + H20

Primjer 8. Odaberite koeficijente metodom ravnoteže elektrona i iona u jednadžbi redoks reakcije:

® MnSO4 + H2O + Na2SO4+ ¼

Riješenje

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 - = Mn2+ + 4 H202

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

Primjer 9. Odaberite koeficijente metodom ravnoteže elektrona i iona u jednadžbi redoks reakcije:

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

Riješenje

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 - + H2O1

Ako se permanganatni ion koristi kao oksidacijsko sredstvo u slabo kiselom okruženju, tada je jednadžba za polureakciju redukcije:

MnO4 - + 4 H + + 3 e - = MnO 2( t) + 2 H20

a ako u blago alkalnom okruženju, onda

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

Često se slabo kiseli i blago alkalni medij konvencionalno naziva neutralnim, a samo se molekule vode uvode u jednadžbe polureakcije s lijeve strane. U tom slučaju, prilikom sastavljanja jednadžbe, trebali biste (nakon odabira dodatnih faktora) napisati dodatnu jednadžbu koja odražava stvaranje vode iz H + i OH iona - .

Primjer 10. Odaberite koeficijente u jednadžbi reakcije koja se odvija u neutralnom mediju:

KMnO 4 + H 2 O + Na 2 SO 3 ® Mn OKO 2( t) + Na2SO4 ¼

Riješenje

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 H2O + 2 OH -

Dakle, ako se reakcija iz primjera 10 provodi jednostavnim kombiniranjem vodenih otopina kalijevog permanganata i natrijevog sulfita, tada se odvija u uvjetno neutralnom (i zapravo blago alkalnom) okolišu zbog stvaranja kalijevog hidroksida. Ako se otopina kalijevog permanganata malo zakiseli, reakcija će se odvijati u slabo kiseloj (uvjetno neutralnoj) sredini.

Primjer 11. Odaberite koeficijente u jednadžbi reakcije koja se odvija u slabo kiseloj sredini:

KMnO 4 + H 2 SO 4 + Na 2 SO 3 ® Mn OKO 2( t) + H2O + Na2SO4+ ¼

Riješenje

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 O 2

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

Oblici postojanja oksidansa i reducenta prije i poslije reakcije, tj. nazivaju se njihovi oksidirani i reducirani oblici redoks parovi. Dakle, iz kemijske prakse poznato je (i to se mora zapamtiti) da permanganatni ion u kiseloj sredini tvori kation mangana ( II) (par MnO 4 - +H+/ Mn 2+ + H20 ), u blago alkalnom okruženju- mangan(IV) oksid (par MnO 4 - +H+ ¤ Mn O 2 (t) + H 2 O ili MnO 4 - + H2O = Mn O 2(t) + OH - ). Određen je sastav oksidiranih i reduciranih oblika, dakle, kemijska svojstva ovog elementa u različitim oksidacijskim stanjima, tj. nejednaka stabilnost pojedinih oblika u različitim sredinama vodene otopine. Svi redoks parovi korišteni u ovom odjeljku dani su u zadacima 2.15 i 2.16.

Reakcije, koje se nazivaju redoks reakcije (ORR), odvijaju se s promjenom oksidacijskih stanja atoma sadržanih u molekulama reagensa. Ove promjene nastaju zbog prijenosa elektrona s atoma jednog elementa na drugi.

Procesi koji se odvijaju u prirodi i koje provodi čovjek uglavnom predstavljaju OVR. Tako važni procesi kao što su disanje, metabolizam, fotosinteza (6CO2 + H2O = C6H12O6 + 6O2) svi su OVR.

U industriji se uz pomoć ORR-a proizvodi sumporna kiselina, klorovodična kiselina i još mnogo toga.

Oporaba metala iz ruda - zapravo temelj cijele metalurške industrije - također je oksidacijsko-redukcijski proces. Na primjer, reakcija za proizvodnju željeza iz hematita: 2Fe2O3 + 3C = 4Fe+3CO2.

Oksidirajuća i redukcijska sredstva: karakteristike

Atomi koji doniraju elektrone tijekom kemijske transformacije nazivaju se redukcijskim agensima, a njihovo oksidacijsko stanje (CO) se povećava kao rezultat. Atomi koji primaju elektrone nazivaju se oksidansima i njihov CO se smanjuje.

Kažu da se oksidanti reduciraju primanjem elektrona, a redukcijski agensi oksidiraju gubitkom elektrona.

Najvažniji predstavnici oksidacijskih i redukcijskih sredstava prikazani su u sljedećoj tablici:

Na temelju periodični zakon kemijski elementi Najčešće se mogu pretpostaviti redoks sposobnosti atoma određenog elementa. Iz reakcijske jednadžbe također je lako razumjeti koji su atomi oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

Kako odrediti je li atom oksidans ili reduktiv: dovoljno je napisati CO i shvatiti koji atomi su ga tijekom reakcije povećali (reducenti), a koji smanjili (oksidanti).

Supstance s dvostrukom prirodom

Atomi s međuproduktima COs sposobni su i prihvatiti i donirati elektrone; kao rezultat toga, tvari koje sadrže takve atome u svom sastavu imat će priliku djelovati i kao oksidirajuće i redukcijsko sredstvo.

Primjer bi bio vodikov peroksid. Kisik sadržan u CO -1 može primiti ili odati elektron.

U interakciji s redukcijskim sredstvom, peroksid pokazuje oksidacijska svojstva, a u interakciji s oksidacijskim sredstvom, redukcijska svojstva.

Možete pobliže pogledati pomoću sljedećih primjera:

• redukcija (peroksid djeluje kao oksidacijsko sredstvo) u interakciji s redukcijskim sredstvom;

SO2 + H2O2 = H2SO4

O -1 +1e = O -2

• oksidacija (peroksid je u ovom slučaju redukcijsko sredstvo) u interakciji s oksidirajućim sredstvom.

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

2O -1 -2e = O2 0

OVR klasifikacija: primjeri

Razlikuju se sljedeće vrste redoks reakcija:

• intermolekulska oksidacijsko-redukcijska (oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo nalaze se u različitim molekulama);
• intramolekularna oksidacijsko-redukcijska (oksidacijsko sredstvo je dio iste molekule kao i redukcijsko sredstvo);
• disproporcioniranje (oksidans i redukciono sredstvo su atom istog elementa);
• reproporcioniranje (oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo tvore jedan produkt kao rezultat reakcije).

Primjeri kemijskih transformacija vezanih uz različite vrste OVR:

• Intramolekularni ORR su najčešće reakcije toplinske razgradnje tvari:

2KCLO3 = 2KCl + 3O2

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

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

• Intermolekularni OVR:

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

2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe

• Reakcije disproporcionalnosti:

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

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

4KClO3 = KCl + 3KClO4

• Reakcije reproporcije:

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

HOCl + HCl = H2O + Cl2

Trenutni i netrenutni OVR

Redoks reakcije se također dijele na tekuće i nestrujne.

Prvi slučaj je primanje električna energija zbog kemijske reakcije (takvi izvori energije mogu se koristiti u automobilskim motorima, u radio uređaji, upravljački uređaji), ili elektroliza, odnosno kemijska reakcija, naprotiv, događa se zbog struje (uz pomoć elektrolize možete dobiti različite tvari, tretirati površine metala i proizvode od njih).

Primjeri OVR bez struje možemo nazvati procese gorenja, korozije metala, disanja i fotosinteze itd.

Metoda ravnoteže elektrona ORR-a u kemiji

Većinske jednadžbe kemijske reakcije izjednačeni jednostavnim odabirom stehiometrijski koeficijenti. Međutim, pri odabiru koeficijenata za ORR, možete se susresti sa situacijom u kojoj se broj atoma nekih elemenata ne može izjednačiti bez narušavanja jednakosti broja atoma drugih. U jednadžbama takvih reakcija koeficijenti se odabiru metodom elektroničke ravnoteže.

Metoda se temelji na činjenici da se zbroj elektrona koje je prihvatilo oksidacijsko sredstvo i broj elektrona koje je otpustio redukcijski agens dovodi u ravnotežu.

Metoda se sastoji od nekoliko faza:

1. Napisana je jednadžba reakcije.
2. Određuju se referentne vrijednosti elemenata.
3. Određuju se elementi koji su uslijed reakcije promijenili svoja oksidacijska stanja. Polureakcije oksidacije i redukcije bilježe se odvojeno.
4. Faktori za jednadžbe polureakcije odabrani su tako da izjednače primljene elektrone u polureakciji redukcije i elektrone donirane u polureakciji oksidacije.
5. Odabrani koeficijenti unose se u jednadžbu reakcije.
6. Odabiru se preostali reakcijski koeficijenti.

Na jednostavan primjer interakcije aluminija s kisikom je zgodno napisati jednadžbu korak po korak:

• Jednadžba: Al + O2 = Al2O3
• CO u atomima u jednostavne tvari aluminij i kisik jednaki su 0.

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

• Sastavimo polureakcije:

Al 0 -3e = Al +3;

O2 0 +4e = 2O -2

• Odabiremo koeficijente, kada se pomnože s kojima će broj primljenih elektrona i broj danih elektrona biti jednaki:

Al 0 -3e = Al +3 koeficijent 4;

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

• Stavljamo koeficijente u reakcijski dijagram:

4 Al+ 3 O2 = Al2O3

• Vidi se da je za izjednačavanje cijele reakcije dovoljno ispred produkta reakcije staviti koeficijent:

4Al + 3O2 = 2 Al2O3

Primjeri zadataka za izradu elektroničke vage

Može se dogoditi sljedeće zadaci prilagodbe OVR:

• Interakcija kalijevog permanganata s kalijevim kloridom u kiseloj sredini uz oslobađanje plinovitog klora.

Kalijev permanganat KMnO4 (kalijev permanganat, "kalijev permanganat") je jako oksidacijsko sredstvo zbog činjenice da je u KMnO4 oksidacijsko stanje Mn +7. Često se koristi za proizvodnju plinovitog klora laboratorijskim uvjetima prema sljedećoj reakciji:

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

Elektronička vaga:

Kao što se može vidjeti nakon rasporeda CO, atomi klora odustaju elektrone, povećavajući svoj CO na 0, a atomi mangana prihvaćaju elektrone:

Mn +7 +5e = Mn +2 faktor dva;

2Cl -1 -2e = Cl2 0 multiplikator pet.

U jednadžbu unosimo koeficijente u skladu s odabranim faktorima:

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

Izjednačavamo broj preostalih elemenata:

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

• Interakcija bakra (Cu) s koncentriranom dušičnom kiselinom (HNO3) uz oslobađanje plinovitog dušikovog oksida (NO2):

Cu + HNO3 (konc.) = 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

Elektronička vaga:

Kao što vidite, atomi bakra povećavaju svoj CO s nula na dva, a atomi dušika smanjuju se s +5 na +4

Cu 0 -2e = Cu +2 faktor jedan;

N +5 +1e = N +4 faktor dva.

Stavljamo koeficijente u jednadžbu:

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

• Interakcija kalijevog dikromata s H2S u kiseloj sredini:

Zapišimo reakcijsku shemu i posložimo 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 = S 0 koeficijent 3;

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

Zamijenimo:

K2Sr2O7 + 3N2S + N2SO4 = 3S + Sr2(SO4)3 + K2SO4 + N2O

Izjednačimo preostale elemente:

K2Sr2O7 + 3N2S + 4N2SO4 = 3S + Sr2(SO4)3 + K2SO4 + 7N2O

Utjecaj reakcijske okoline

Priroda okoliša utječe na tijek određenih OVR-ova. Uloga reakcijskog medija može se vidjeti na primjeru interakcije kalijevog permanganata (KMnO4) i natrijevog sulfita (Na2SO3) pri različita značenja pH:

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

Vidi se da promjena kiselosti medija dovodi do stvaranja različitih proizvoda međudjelovanja istih tvari. Kada se promijeni kiselost medija, one se također događaju za druge reagense koji ulaze u ORR. Slično gore prikazanim primjerima, reakcije koje uključuju dikromatni ion Cr2O7 2- dogodit će se uz stvaranje različitih produkata reakcije u različitim okruženjima:

u kiseloj sredini proizvod će biti Cr 3+;

u alkalnom - CrO2 - , CrO3 3+ ;

u neutralnom - Cr2O3.

S povećanjem oksidacijskog stanja dolazi do procesa oksidacije, a sama tvar je redukcijsko sredstvo. Kada se oksidacijsko stanje smanji, dolazi do procesa redukcije, a sama tvar je oksidacijsko sredstvo.

Opisana metoda za izjednačavanje ORR-a naziva se “metoda ravnoteže po oksidacijskim stanjima”.

Predstavljen u većini udžbenika kemije i široko korišten u praksi metoda elektronske vage za izjednačavanje ORR se može koristiti uz napomenu da oksidacijsko stanje nije jednako naboju.

2. Metoda polureakcije.

U tim slučajevima kada se reakcija dogodi u Vodena otopina(talina), pri sastavljanju jednadžbi ne polaze od promjena u oksidacijskom stanju atoma koji čine tvari koje reagiraju, već od promjena naboja stvarnih čestica, odnosno uzimaju u obzir oblik postojanja tvari u otopini (prosti ili složeni ion, atom ili molekula neotopljenih ili slabo disociranih u vodi tvari).

U ovom slučaju pri sastavljanju ionskih jednadžbi redoks reakcija treba se pridržavati istog oblika pisanja koji je prihvaćen za ionske jednadžbe izmjene prirode, naime: slabo topljive, slabo disocirane i plinovite spojeve treba pisati u molekularnom obliku, a ione koji ne mijenjaju svoje stanje treba isključiti iz jednadžbe. U ovom se slučaju procesi oksidacije i redukcije bilježe u obliku zasebnih polureakcija. Izjednačivši ih po broju atoma svake vrste, polureakcije se zbrajaju, množeći svaku s koeficijentom koji izjednačava promjenu naboja oksidacijskog sredstva i redukcijskog sredstva.

Metoda polureakcije točnije odražava stvarne promjene u tvarima tijekom redoks reakcija i olakšava sastavljanje jednadžbi za te procese u ionsko-molekularnom obliku.

Jer od istog reagensi mogu se dobiti različiti produkti ovisno o prirodi medija (kiseli, alkalni, neutralni); za takve reakcije u ionskoj shemi, osim čestica koje obavljaju funkcije oksidirajućeg i redukcijskog sredstva, čestica koja karakterizira reakciju medija mora biti naznačen (to jest, H + ion ili OH ion - , ili H 2 O molekula).

Primjer 5. Koristeći metodu polureakcije, poredajte koeficijente u reakciji:

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

Riješenje. Reakciju zapisujemo u ionskom obliku, uzimajući u obzir da sve tvari osim vode disociraju na ione:

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

(K + i SO 4 2 - ostaju nepromijenjeni, stoga nisu naznačeni u ionskoj shemi). Iz ionskog dijagrama jasno je da oksidacijsko sredstvo permanganatni ion(MnO 4 -) prelazi u ion Mn 2+ i oslobađaju se četiri atoma kisika.

U kiseloj sredini Svaki atom kisika koji oslobodi oksidacijsko sredstvo veže se na 2H+ i tvori molekulu vode.

iz čega slijedi: MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O.

Nalazimo razliku u nabojima produkata i reagensa: Dq = +2-7 = -5 (znak "-" označava da se odvija proces redukcije i 5 se dodaje reagensima). Za drugi proces, konverzija NO 2 - u NO 3 -, nedostajući kisik dolazi iz vode u redukcijsko sredstvo, a kao rezultat nastaje višak H + iona, u ovom slučaju reagensi gube 2 :

NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + .

Tako dobivamo:

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

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

Množenjem članova prve jednadžbe s 2, a druge s 5 i njihovim zbrajanjem dobivamo ionsko-molekulsku jednadžbu ove reakcije:

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

Smanjivanjem identične čestice na lijevoj i desnoj strani jednadžbe konačno dobivamo ionsko-molekulsku jednadžbu:

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

Pomoću ionske jednadžbe stvaramo molekularnu jednadžbu:

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

U alkalnim i neutralnim sredinama možete se voditi sljedećim pravilima: u alkalnom i neutralnom okruženju, svaki atom kisika koji oslobađa oksidacijsko sredstvo spaja se s jednom molekulom vode, tvoreći dva hidroksidna iona (2OH -), a svaki nedostajući odlazi u redukcijsko sredstvo iz 2 OH - iona stvara jednu molekulu vode u alkalnom okruženju, au neutralnom okruženju dolazi iz vode uz oslobađanje 2 H + iona.

Ako sudjeluje u redoks reakciji vodikov peroksid(H 2 O 2), mora se uzeti u obzir uloga H 2 O 2 u specifičnoj reakciji. U H 2 O 2 kisik je u srednjem oksidacijskom stanju (-1), stoga vodikov peroksid pokazuje redoks dvojnost u redoks reakcijama. U slučajevima kada je H 2 O 2 oksidacijsko sredstvo, polureakcije imaju sljedeći oblik:

H 2 O 2 + 2H + + 2? ® 2H 2 O (kisela sredina);

H 2 O 2 +2? ® 2OH - (neutralna i alkalna sredina).

Ako je vodikov peroksid redukcijsko sredstvo:

H202 - 2? ® O 2 + 2H + (kisela sredina);

H2O2 + 2OH - - 2? ® O 2 + 2H 2 O (alkalni i neutralni).

Primjer 6. Izjednačite reakciju: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.

Riješenje. Reakciju zapisujemo u ionskom obliku:

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

Sastavljamo polureakcije, uzimajući u obzir da je H2O2 u ovoj reakciji oksidacijsko sredstvo i da se reakcija odvija u kiseloj sredini:

1 2I - - 2= I 2 ,

1 H 2 O 2 + 2H + + 2® 2H 2 O.

Konačna jednadžba je: 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.

Postoje četiri vrste redoks reakcija:

1 . Međumolekularni redoks reakcije u kojima se mijenjaju oksidacijska stanja atoma elemenata koji grade različite tvari. Reakcije razmotrene u primjerima 2-6 pripadaju ovom tipu.

2 . Intramolekularni redoks reakcije u kojima se oksidacijskim stanjem mijenjaju atomi različitih elemenata iste tvari. Ovim mehanizmom odvijaju se reakcije toplinske razgradnje spojeva. Na primjer, u reakciji

Pb(NO 3) 2 ® PbO + NO 2 + O 2

mijenja oksidacijsko stanje dušika (N +5 ® N +4) i atoma kisika (O - 2 ® O 2 0) koji se nalaze unutar molekule Pb(NO 3) 2 .

3. Reakcije samooksidacije-samoozdravljenja(disproporcioniranje, dismutacija). U tom se slučaju oksidacijsko stanje istog elementa povećava i smanjuje. Reakcije disproporcioniranja karakteristične su za spojeve ili elemente tvari koji odgovaraju jednom od srednjih oksidacijskih stanja elementa.

Primjer 7. Koristeći sve gore navedene metode, izjednačite reakciju:

Riješenje.

A) Metoda ravnoteže oksidacijskog stanja.

Odredimo stupnjeve oksidacije elemenata uključenih u redoks proces prije i poslije reakcije:

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

Iz usporedbe oksidacijskih stanja proizlazi da mangan istovremeno sudjeluje u procesu oksidacije, povećavajući oksidacijsko stanje od +6 do +7, iu redukcijskom procesu, smanjujući oksidacijsko stanje od +6 do +4,2 Mn +6 ® Mn +7; Dw = 7-6 = +1 (proces oksidacije, redukcijsko sredstvo),

1 Mn +6® Mn +4; Dw = 4-6 = -2 (proces redukcije, oksidacijsko sredstvo).

Kako su u ovoj reakciji oksidans i reduktiv ista tvar (K 2 MnO 4), koeficijenti ispred nje se zbrajaju. Napišemo jednadžbu:

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

b) Metoda polureakcije.

Reakcija se odvija u neutralnom okruženju. Sastavljamo shemu ionske reakcije, uzimajući u obzir da je H 2 O slab elektrolit, a MnO 2 slabo topljiv oksid u vodi:

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

Zapisujemo polureakcije:

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

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

Pomnožimo s koeficijentima i zbrojimo obje polureakcije, dobivamo ukupnu ionsku jednadžbu:

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

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

U ovom slučaju K 2 MnO 4 je i oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

4. Intramolekularne oksidacijsko-redukcijske reakcije, u kojima su oksidacijska stanja atoma istog elementa izjednačena (tj. obrnuto od prethodno razmatranih), procesi su protudisproporcionalnost(prebacivanje), na primjer

NH4NO2®N2 + 2H20.

1 2N - 3 - 6? ® N 2 0 (proces oksidacije, redukcijsko sredstvo),

1 2N +3 + 6?® N 2 0 (proces redukcije, oksidacijsko sredstvo).

Najteže su one redoks reakcije u kojima se atomi ili ioni ne jednog, već dva ili više elemenata istovremeno oksidiraju ili reduciraju.

Primjer 8. Koristeći gore navedene metode, izjednačite reakciju:

3 -2 +5 +5 +6 +2

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