Redoksreaksjoner. CC (verdifulle instruksjoner) H2 o2 h2o redoksreaksjon

Før vi gir eksempler på redoksreaksjoner med en løsning, fremhever vi hoveddefinisjonene knyttet til disse transformasjonene.

De atomene eller ionene som under interaksjon endrer oksidasjonstilstanden med en reduksjon (aksepterer elektroner) kalles oksidasjonsmidler. Blant stoffene med slike egenskaper er sterke uorganiske syrer: svovelsyre, saltsyre, salpetersyre.

Oksidasjonsmiddel

Alkalimetallpermanganater og kromater er også sterke oksidasjonsmidler.

Oksydasjonsmidlet tar det det trenger under reaksjonen for å fullføre energinivå(installasjon av den fullførte konfigurasjonen).

Reduksjonsmiddel

Ethvert redoksreaksjonsskjema innebærer å identifisere et reduksjonsmiddel. Det inkluderer ioner eller nøytrale atomer som kan øke deres oksidasjonstilstand under interaksjon (de donerer elektroner til andre atomer).

Typiske reduksjonsmidler inkluderer metallatomer.

Prosesser i OVR

Hva ellers er de preget av en endring i oksidasjonstilstandene til utgangsstoffene.

Oksidasjon innebærer prosessen med å frigjøre negative partikler. Reduksjon innebærer å akseptere dem fra andre atomer (ioner).

Parsing-algoritme

Eksempler på redoksreaksjoner med løsninger tilbys i ulike referansematerialer designet for å forberede videregående elever til avsluttende kjemiprøver.

For å lykkes med å takle de som tilbys i OGE og Unified State Exam-oppgaver, er det viktig å mestre algoritmen for å kompilere og analysere redoksprosesser.

1. Først av alt er ladningsverdier tilordnet alle elementene i stoffene som er foreslått i diagrammet.
2. Atomer (ioner) fra venstre side av reaksjonen skrives ut, som under interaksjonen endret sine indikatorer.
3. Når oksidasjonstilstanden øker, brukes tegnet "-", og når oksidasjonstilstanden avtar, "+".
4. Det minste felles multiplum (tallet som de er delt med uten en rest) bestemmes mellom de gitte og aksepterte elektronene.
5. Når vi deler NOC med elektroner, får vi stereokjemiske koeffisienter.
6. Vi plasserer dem foran formlene i ligningen.

Det første eksemplet fra OGE

I niende klasse vet ikke alle elever hvordan de skal løse redoksreaksjoner. Det er derfor de gjør mange feil og ikke får høye poengsummer for OGE. Algoritmen for handlinger er gitt ovenfor, la oss nå prøve å finne ut av det ved å bruke spesifikke eksempler.

Det særegne ved oppgavene angående arrangementet av koeffisienter i den foreslåtte reaksjonen, gitt til nyutdannede fra det grunnleggende utdanningstrinnet, er at både venstre og høyre side av ligningen er gitt.

Dette forenkler oppgaven betraktelig, siden du ikke trenger å selvstendig finne opp interaksjonsprodukter eller velge manglende utgangsstoffer.

For eksempel foreslås det å bruke en elektronisk balanse for å identifisere koeffisientene i reaksjonen:

Ved første øyekast krever ikke denne reaksjonen stereokjemiske koeffisienter. Men for å bekrefte synspunktet ditt, er det nødvendig at alle elementer har belastningsnummer.

I binære forbindelser, som inkluderer kobberoksid (2) og jernoksid (2), er summen av oksidasjonstilstander null, gitt at for oksygen er det -2, for kobber og jern er denne indikatoren +2. Enkle stoffer gir ikke opp (mottar ikke) elektroner, så de er preget av en null oksidasjonstilstand.

La oss tegne en elektronisk balanse, som viser med et "+" og "-"-tegn antall elektroner mottatt og gitt under interaksjonen.

Fe 0 -2e=Fe 2+.

Siden antallet elektroner som aksepteres og doneres under interaksjonen er det samme, er det ingen vits i å finne det minste felles multiplum, bestemme stereokjemiske koeffisienter og sette dem inn i det foreslåtte interaksjonsskjemaet.

For å få maksimal poengsum for oppgaven er det nødvendig ikke bare å skrive ned eksempler på redoksreaksjoner med løsninger, men også å skrive ut formelen for oksidasjonsmidlet (CuO) og reduksjonsmidlet (Fe) separat.

Andre eksempel med OGE

La oss gi flere eksempler på redoksreaksjoner med løsninger som kan støtes på av niendeklassinger som har valgt kjemi som avsluttende eksamen.

Anta at det er foreslått å plassere koeffisientene i ligningen:

Na+HCl=NaCl+H2.

For å takle oppgaven er det først viktig å bestemme hver enkelt og komplekst stoff indikatorer for oksidasjonstilstander. For natrium og hydrogen vil de være lik null, siden de er enkle stoffer.

I saltsyre har hydrogen en positiv oksidasjonstilstand og klor har en negativ oksidasjonstilstand. Etter å ha ordnet koeffisientene får vi en reaksjon med koeffisienter.

Den første fra Unified State Exam

Hvordan utfylle redoksreaksjoner? Eksempler med løsninger funnet på Unified State Exam (karakter 11) krever utfylling av gap, samt plassering av koeffisienter.

For eksempel må du supplere reaksjonen med en elektronisk balanse:

H 2 S+ HMnO 4 = S+ MnO 2 +…

Identifiser reduksjonsmiddel og oksidasjonsmiddel i den foreslåtte ordningen.

Hvordan lære å skrive redoksreaksjoner? Prøven forutsetter bruk av en spesifikk algoritme.

For det første, i alle stoffer gitt i henhold til betingelsene for problemet, er det nødvendig å angi oksidasjonstilstandene.

Deretter må du analysere hvilket stoff som kan bli et ukjent produkt i denne prosessen. Siden det er et oksidasjonsmiddel (mangan spiller sin rolle) og et reduksjonsmiddel (svovel er dens rolle), endres ikke oksidasjonstilstandene i det ønskede produktet, derfor er det vann.

Når vi diskuterer hvordan vi skal løse redoksreaksjoner på riktig måte, merker vi det neste trinn det vil være en sammenstilling av den elektroniske relasjonen:

Mn +7 tar 3 e= Mn +4;

S -2 gir 2e= S 0 .

Mangankation er et reduksjonsmiddel, og svovelanion er et typisk oksidasjonsmiddel. Siden det minste multiplumet mellom de mottatte og donerte elektronene vil være 6, får vi koeffisientene: 2, 3.

Det siste trinnet vil være å sette inn koeffisientene i den opprinnelige ligningen.

3H2S+ 2HMnO4 = 3S+ 2MnO2 + 4H2O.

Den andre prøven av OVR i Unified State-eksamenen

Hvordan formulere redoksreaksjoner riktig? Eksempler med løsninger vil hjelpe deg med å finne ut algoritmen for handlinger.

Det foreslås å bruke den elektroniske balansemetoden for å fylle ut hullene i reaksjonen:

PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…

Vi ordner oksidasjonstilstandene til alle grunnstoffene. I denne prosessen manifesteres oksiderende egenskaper av mangan, som er en del av sammensetningen, og reduksjonsmidlet må være fosfor, og endrer sin oksidasjonstilstand til positiv i fosforsyre.

I henhold til antagelsen som er gjort, får vi reaksjonsskjemaet, deretter komponerer vi elektronbalanseligningen.

P -3 gir 8 e og blir til P +5;

Mn +7 tar 3e, blir Mn +4.

LOC vil være 24, så fosfor må ha en stereometrisk koeffisient på 3, og mangan -8.

Vi legger koeffisientene inn i den resulterende prosessen, vi får:

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

Tredje eksempel fra Unified State Exam

Ved å bruke elektron-ion-balanse må du lage en reaksjon, angi reduksjonsmiddel og oksidasjonsmiddel.

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

I henhold til algoritmen ordner vi oksidasjonstilstandene til hvert element. Deretter bestemmer vi hvilke stoffer som er savnet i høyre og venstre del av prosessen. Her er det gitt et reduksjonsmiddel og et oksidasjonsmiddel, slik at oksidasjonstilstandene til de manglende forbindelsene ikke endres. Det tapte produktet vil være vann, og utgangsforbindelsen vil være kaliumsulfat. Vi innhenter en reaksjonsordning som vi skal utarbeide en elektronisk balanse for.

Mn+2-2 e= Mn+43 reduksjonsmiddel;

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

Vi skriver koeffisientene inn i ligningen, og summerer manganatomene på høyre side av prosessen, siden det er relatert til disproporsjoneringsprosessen.

2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O= 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4.

Konklusjon

Redoksreaksjoner har spesiell betydning for levende organismers funksjon. Eksempler på OVR er prosessene med råtning, gjæring, nervøs aktivitet, pust, metabolisme.

Oksidasjon og reduksjon er relevant for metallurgisk og kjemisk industri Takket være slike prosesser er det mulig å gjenopprette metaller fra forbindelsene deres, beskytte dem mot kjemisk korrosjon og behandle dem.

For å kompilere en redoksprosess i organisk materiale, er det nødvendig å bruke en viss handlingsalgoritme. Først, i den foreslåtte ordningen, settes oksidasjonstilstandene, deretter bestemmes de elementene som økte (reduserte) indikatoren, og den elektroniske balansen registreres.

Hvis du følger sekvensen av handlinger som er foreslått ovenfor, kan du enkelt takle oppgavene som tilbys i testene.

I tillegg til den elektroniske balansemetoden, er arrangementet av koeffisienter også mulig ved å komponere halvreaksjoner.

Oppgave nr. 1

Si + HNO 3 + HF → H 2 SiF 6 + NO + …

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

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

N +5 (HNO 3) – oksidasjonsmiddel, Si – reduksjonsmiddel

3Si + 4HNO3 + 18HF → 3H2SiF6 + 4NO +8H2O

Oppgave nr. 2

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

B+ HNO 3 + HF → HBF 4 + NO 2 + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

B 0 -3e → B +3 │1 oksidasjonsreaksjon

N +5 (HNO 3) – oksidasjonsmiddel, B 0 – reduksjonsmiddel

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

Oppgave nr. 3

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

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

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – oksidasjonsmiddel, Cl -1 (HCl) – reduksjonsmiddel

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

Oppgave nr. 4

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

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

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

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

Br 2 – oksidasjonsmiddel, Cr +3 (Cr 2 (SO 4) 3) – reduksjonsmiddel

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

Oppgave nr. 5

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

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

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

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

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – oksidasjonsmiddel, l -1 (Hl) – reduksjonsmiddel

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

Oppgave nr. 6

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

H 2 S + HMnO 4 → S + MnO 2 + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

Oppgave nr. 7

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

H 2 S + HClO 3 → S + HCl + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

S -2 -2e → S 0 │3 oksidasjonsreaksjon

Mn +7 (HMnO 4) – oksidasjonsmiddel, S -2 (H 2 S) – reduksjonsmiddel

3H2S + HClO3 → 3S + HCl + 3H20

Oppgave nr. 8

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

NO + HClO4 + … → HNO3 + HCl

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

N +2 -3e → N +5 │8 oksidasjonsreaksjon

Cl +7 (HClO 4) – oksidasjonsmiddel, N +2 (NO) – reduksjonsmiddel

8NO + 3HClO4 + 4H2O → 8HNO3 + 3HCl

Oppgave nr. 9

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

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

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

S -2 -2e → S 0 │5 oksidasjonsreaksjon

Mn +7 (KMnO 4) – oksidasjonsmiddel, S -2 (H 2 S) – reduksjonsmiddel

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

Oppgave nr. 10

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

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

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

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

Mn +7 (KMnO 4) – oksidasjonsmiddel, Br -1 (KBr) – reduksjonsmiddel

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

Oppgave nr. 11

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

PH 3 + HClO 3 → HCl + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

Cl +5 (HClO 3) – oksidasjonsmiddel, P -3 (H 3 PO 4) – reduksjonsmiddel

3PH 3 + 4 HClO 3 → 4 HCl + 3H 3 PO 4

Oppgave nr. 12

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

PH 3 + HMnO 4 → MnO 2 + … + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

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

Mn +7 (HMnO 4) – oksidasjonsmiddel, P -3 (H 3 PO 4) – reduksjonsmiddel

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

Oppgave nr. 13

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

NO + KClO + … → KNO 3 + KCl + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

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

Cl +1 (KClO) – oksidasjonsmiddel, N +2 (NO) – reduksjonsmiddel

2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO3 + 3KCl + H2O

Oppgave nr. 14

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

PH 3 + AgNO 3 + … → Ag + … + HNO 3

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

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

Ag +1 (AgNO 3) – oksidasjonsmiddel, P -3 (PH 3) – reduksjonsmiddel

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

Oppgave nr. 15

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

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

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

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

N +3 (KNO 2) – oksidasjonsmiddel, I -1 (HI) – reduksjonsmiddel

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

Oppgave nr. 16

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

Na 2 SO 3 + Cl 2 + … → Na 2 SO 4 + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

Cl 2 0 – oksidasjonsmiddel, S +4 (Na 2 SO 3) – reduksjonsmiddel

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

Oppgave nr. 17

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

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

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

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

Mn +7 (KMnO 4) – oksidasjonsmiddel, Mn +2 (MnSO 4) – reduksjonsmiddel

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

Oppgave nr. 18

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

KNO 2 + … + H 2 O → MnO 2 + … + KOH

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

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

Mn +7 (KMnO 4) – oksidasjonsmiddel, N +3 (KNO 2) – reduksjonsmiddel

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

Oppgave nr. 19

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

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

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

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

N +5 (KNO 3) – oksidasjonsmiddel, Cr +3 (Cr 2 O 3) – reduksjonsmiddel

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

Oppgave nr. 20

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

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

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

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

I 2 – oksidasjonsmiddel, S +4 (K 2 SO 3) – reduksjonsmiddel

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

Oppgave nr. 21

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

KMnO 4 + NH 3 → MnO 2 + N 2 + … + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

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

Mn +7 (KMnO 4) – oksidasjonsmiddel, N -3 (NH 3) – reduksjonsmiddel

2KMnO4 + 2NH3 → 2MnO2 +N2 + 2KOH + 2H2O

Oppgave nr. 22

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

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

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

N +4 + 2e → N +2 │2 reduksjonsreaksjon

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

N +4 (NO 2) – oksidasjonsmiddel, P +3 (P 2 O 3) – reduksjonsmiddel

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

Oppgave nr. 23

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

KI + H 2 SO 4 → I 2 + H 2 S + … + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

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

S +6 (H 2 SO 4) – oksidasjonsmiddel, I -1 (KI) – reduksjonsmiddel

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

Oppgave nr. 24

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

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

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

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

Mn +7 (KMnO 4) – oksidasjonsmiddel, Fe +2 (FeSO 4) – reduksjonsmiddel

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

Oppgave nr. 25

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

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

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

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

Mn +7 (KMnO 4) – oksidasjonsmiddel, S +4 (Na 2 SO 3) – reduksjonsmiddel

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

Oppgave nr. 26

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

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

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

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

Mn +7 (KMnO 4) – oksidasjonsmiddel, O -1 (H 2 O 2) – reduksjonsmiddel

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

Oppgave nr. 27

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

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

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

S -2 − 2e → S 0 │3 oksidasjonsreaksjon

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – oksidasjonsmiddel, S -2 (H 2 S) – reduksjonsmiddel

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

Oppgave nr. 28

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

KMnO 4 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + … + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

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

Mn +7 (KMnO 4) – oksidasjonsmiddel, Cl -1 (HCl) – reduksjonsmiddel

2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O

Oppgave nr. 29

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

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

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

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

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – oksidasjonsmiddel, Cr +2 (CrCl 2) – reduksjonsmiddel

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

Oppgave nr. 30

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

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

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

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

Cr +6 (K 2 CrO 4) – oksidasjonsmiddel, Cl -1 (HCl) – reduksjonsmiddel

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

Oppgave nr. 31

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

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

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

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

Mn +7 (KMnO 4) – oksidasjonsmiddel, l -1 (Kl) – reduksjonsmiddel

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

Oppgave nr. 32

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

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

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

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

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

Oppgave nr. 33

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

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

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

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

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

Cl +5 (KClO 3) – oksidasjonsmiddel, Fe +2 (FeSO 4) – reduksjonsmiddel

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

Oppgave nr. 34

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen.

Oppgavebok om generell og uorganisk kjemi

2.2. Redoksreaksjoner

Teoretisk del

Redoksreaksjoner inkluderer kjemiske reaksjoner som er ledsaget av en endring i oksidasjonstilstandene til elementene. I ligningene til slike reaksjoner utføres valget av koeffisienter ved å kompilere elektronisk balanse. Metoden for å velge odds ved hjelp av en elektronisk saldo består av følgende trinn:

a) skriv ned formlene for reagensene og produktene, og finn deretter elementene som øker og reduserer deres oksidasjonstilstander og skriv dem ut separat:

MnCO 3 + KClO 3 ® MnO2+ KCl + CO2

Cl V¼ = Cl - jeg

Mn II¼ = Mn IV

b) komponer ligninger for halvreaksjoner av reduksjon og oksidasjon, og observer lovene for bevaring av antall atomer og ladning i hver halvreaksjon:

halvreaksjon bedring Cl V + 6 e - = Cl - jeg

halvreaksjon oksidasjon Mn II- 2 e - = Mn IV

c) tilleggsfaktorer velges for ligningen av halvreaksjoner slik at loven om bevaring av ladning er tilfredsstilt for reaksjonen som helhet, for hvilken antall aksepterte elektroner i reduksjonshalvreaksjonene gjøres lik antall elektroner donert i oksidasjonshalvreaksjonen:

Cl V + 6 e - = Cl - jeg 1

Mn II- 2 e - = Mn IV 3

d) sett inn (ved å bruke de funnet faktorene) støkiometriske koeffisienter i reaksjonsskjemaet (koeffisient 1 er utelatt):

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

d) utjevne antallet atomer til de elementene som ikke endrer oksidasjonstilstanden under reaksjonen (hvis det er to slike elementer, er det nok å utjevne antall atomer til ett av dem, og se etter det andre). Ligningen for den kjemiske reaksjonen er oppnådd:

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

Eksempel 3. Velg koeffisientene i ligningen for redoksreaksjonen

Fe 2 O 3 + CO ® Fe + CO 2

Løsning

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

FeIII + 3 e - = Fe 0 2

C II - 2 e - = C IV 3

Med samtidig oksidasjon (eller reduksjon) av atomer av to elementer av ett stoff, utføres beregningen for en formelenhet av dette stoffet.

Eksempel 4. Velg koeffisientene i ligningen for redoksreaksjonen

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

Løsning

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

Fe II- e - = FeIII

- 11 e - 4

2S - jeg - 10 e - = 2S IV

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

I eksempel 3 og 4 er funksjonene til oksidasjons- og reduksjonsmidlet delt mellom ulike stoffer, Fe 2 O 3 og O 2 - oksidasjonsmidler, CO og Fe(S)2 - reduksjonsmidler; Slike reaksjoner er klassifisert som intermolekylært redoksreaksjoner.

I tilfelle intramolekylært oksidasjonsreduksjon, når atomene til ett grunnstoff oksideres i samme stoff og atomene til et annet grunnstoff reduseres, utføres beregningen per en formelenhet av stoffet.

Eksempel 5. Velg koeffisientene i oksidasjons-reduksjonsreaksjonsligningen

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

Løsning

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

For reaksjoner dismutasjon (misforhold, autooksidasjon- selvhelbredende), der atomer av det samme elementet i reagenset oksideres og reduseres, tilleggsfaktorer legges først til høyre side av ligningen, og deretter blir koeffisienten for reagenset funnet.

Eksempel 6. Velg koeffisientene i dismutasjonsreaksjonsligningen

H2O2 ® H2O+O2

Løsning

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

O - I+ e - = O - II 2

2O - jeg - 2 e - = O 2 0 1

For kommuteringsreaksjonen ( synproporsjonering), der atomer av det samme elementet av forskjellige reagenser, som et resultat av deres oksidasjon og reduksjon, mottar samme oksidasjonstilstand, legges først tilleggsfaktorer inn venstre side ligninger

Eksempel 7. Velg koeffisientene i kommuteringsreaksjonsligningen:

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

Løsning

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

S - II - 2 e - = S 0 2

SIV+4 e - = S 0 1

For å velge koeffisienter i ligningene for redoksreaksjoner som oppstår i en vandig løsning med deltakelse av ioner, brukes metoden elektron-ion balanse. Metoden for å velge koeffisienter ved hjelp av elektron-ion-balanse består av følgende trinn:

a) skriv ned formlene for reagensene til denne redoksreaksjonen

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

og etablere den kjemiske funksjonen til hver av dem (her K2Cr2O7 - oksidasjonsmiddel, H 2 SO 4 - surt reaksjonsmedium, H2S - reduksjonsmiddel);

b) skriv ned (på neste linje) formlene til reagensene i ionisk form, og angi bare de ionene (for sterke elektrolytter), molekylene (for svake elektrolytter og gasser) og formelenhetene (for faste stoffer), som vil ta del i reaksjonen som et oksidasjonsmiddel ( Cr2O72 - ), miljø ( H+- mer presist, oksoniumkation H3O+ ) og reduksjonsmiddel ( H2S):

Cr2O72 - +H++H2S

c) bestemme den reduserte formelen til oksidasjonsmidlet og den oksiderte formen av reduksjonsmidlet, som må være kjent eller spesifisert (for eksempel her passerer dikromationet kromkationer ( III), og hydrogensulfid - til svovel); Disse dataene skrives ned på de neste to linjene, elektron-ion-ligningene for reduksjons- og oksidasjonshalvreaksjonene tegnes opp, og tilleggsfaktorer velges for halvreaksjonsligningene:

halvreaksjon reduksjon av Cr 2 O 7 2 - + 14 H + + 6 e - = 2 Cr3+ + 7 H2O1

halvreaksjon oksidasjon av H 2 S - 2 e - = S (t) + 2 H + 3

d) komponer, ved å summere halvreaksjonslikningene, den ioniske ligningen til en gitt reaksjon, dvs. tilleggsoppføring (b):

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

d) basert på den ioniske ligningen, utgjør molekylligningen for denne reaksjonen, dvs. post (a) er supplert, og formlene til kationer og anioner som mangler i ionisk ligning er gruppert i formlene for tilleggsprodukter ( 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) kontroller de valgte koeffisientene ved antall atomer til elementene på venstre og høyre side av ligningen (vanligvis er det nok å bare sjekke antall oksygenatomer).

OksidertOg restaurert De oksiderende og reduserende formene er ofte forskjellige i oksygeninnhold (sammenlign Cr2O72 - og Cr3+ ). Derfor, når de kompilerer halvreaksjonsligninger ved bruk av elektron-ion-balansemetoden, inkluderer de parene H + / H 2 O (for et surt miljø) og OH - / H 2 O (for alkalisk miljø). Hvis, når du flytter fra en form til en annen, den opprinnelige formen (vanligvis - oksidert) mister oksidionene sine (vist nedenfor i firkantede parenteser), da må sistnevnte, siden de ikke eksisterer i fri form, kombineres med hydrogenkationer i et surt miljø og i et alkalisk miljø - med vannmolekyler, noe som fører til dannelse av vannmolekyler (i et surt miljø) og hydroksidioner (i et alkalisk miljø):

surt miljø[ O2 - ] + 2 H+ = H20

alkalisk miljø[ O 2 - ] + H20 = 2 OH -

Mangel på oksidioner i sin opprinnelige form (vanligvis- i redusert) sammenlignet med den endelige formen kompenseres ved tilsetning av vannmolekyler (i et surt miljø) eller hydroksidioner (i et alkalisk miljø):

surt miljø H 2 O = [ O 2 - ] + 2 H+

alkalisk miljø2 OH - = [ O 2 - ] + H20

Eksempel 8. Velg koeffisientene ved hjelp av elektron-ion-balansemetoden i ligningen for redoksreaksjonen:

® MnSO 4 + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼

Løsning

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

Eksempel 9. Velg koeffisientene ved hjelp av elektron-ion-balansemetoden i ligningen for redoksreaksjonen:

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

Løsning

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 - + H201

Hvis permanganationet brukes som et oksidasjonsmiddel i et svakt surt miljø, er ligningen for reduksjonshalvreaksjonen:

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

og hvis i et litt alkalisk miljø, da

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

Ofte kalles et svakt surt og lett alkalisk medium konvensjonelt nøytralt, og bare vannmolekyler blir introdusert i halvreaksjonsligningene til venstre. I dette tilfellet, når du komponerer ligningen, bør du (etter å ha valgt tilleggsfaktorer) skrive ned en tilleggsligning som gjenspeiler dannelsen av vann fra H + og OH-ioner - .

Eksempel 10. Velg koeffisientene i ligningen for reaksjonen som skjer i et nøytralt medium:

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

Løsning

2 KMnO 4 + H 2 O + 3 Na 2 SO 3 = 2 MnO 2( t) + 3 Na2SO4 + 2 KOH

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

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

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

8OH - + 6 H+ = 6 H20 + 2 OH -

Således, hvis reaksjonen fra eksempel 10 utføres ved ganske enkelt å kombinere vandige løsninger av kaliumpermanganat og natriumsulfitt, fortsetter den i et betinget nøytralt (og faktisk svakt alkalisk) miljø på grunn av dannelsen av kaliumhydroksid. Hvis kaliumpermanganatløsningen er lett surgjort, vil reaksjonen fortsette i et svakt surt (betinget nøytralt) miljø.

Eksempel 11. Velg koeffisientene i ligningen for reaksjonen som skjer i et svakt surt miljø:

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

Løsning

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 H202

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

Former for eksistens av oksidasjonsmidler og reduksjonsmidler før og etter reaksjonen, dvs. deres oksiderte og reduserte former kalles redoks par. Fra kjemisk praksis er det derfor kjent (og dette må huskes) at permanganationet i et surt miljø danner en mangankation ( II) (par MnO 4 - +H+/ Mn 2+ + H20 ), i et lett alkalisk miljø- mangan(IV)oksid (par MnO 4 - +H+ ¤ Mn O 2(t) + H20 eller MnO 4 - + H20 = Mn O 2(t) + OH - ). Sammensetningen av oksiderte og reduserte former bestemmes derfor, kjemiske egenskaper av dette elementet i forskjellige oksidasjonstilstander, dvs. ulik stabilitet av spesifikke former i forskjellige miljøer av vandig løsning. Alle redokspar brukt i denne delen er gitt i oppgave 2.15 og 2.16.

Reaksjoner, som kalles redoksreaksjoner (ORR), oppstår med en endring i oksidasjonstilstandene til atomene som finnes i molekylene til reaktantene. Disse endringene oppstår på grunn av overføring av elektroner fra atomer av ett element til et annet.

Prosesser som forekommer i naturen og utføres av mennesker representerer for det meste OVR. Slike viktige prosesser som respirasjon, metabolisme, fotosyntese (6CO2 + H2O = C6H12O6 + 6O2) er alle OVR.

I industrien produseres det ved hjelp av ORR svovelsyre, saltsyre og mye mer.

Utvinning av metaller fra malm - faktisk grunnlaget for hele den metallurgiske industrien - er også en oksidasjons-reduksjonsprosess. For eksempel reaksjonen for å produsere jern fra hematitt: 2Fe2O3 + 3C = 4Fe+3CO2.

Oksidasjonsmidler og reduksjonsmidler: egenskaper

Atomer som donerer elektroner under en kjemisk transformasjon kalles reduksjonsmidler, og deres oksidasjonstilstand (CO) øker som et resultat. Atomer som aksepterer elektroner kalles oksidasjonsmidler og deres CO avtar.

De sier at oksidasjonsmidler reduseres ved å akseptere elektroner, og reduksjonsmidler oksideres ved å miste elektroner.

De viktigste representantene for oksidasjons- og reduksjonsmidler er presentert i følgende tabell:

Basert på periodisk lov kjemiske elementer Oftest kan man anta redoksevnene til atomene til et bestemt element. Fra reaksjonsligningen er det også lett å forstå hvilke atomer som er oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel.

Hvordan bestemme om et atom er et oksidasjonsmiddel eller et reduksjonsmiddel: det er nok å skrive ned CO og forstå hvilke atomer som økte det under reaksjonen (reduksjonsmidler) og hvilke som reduserte det (oksidasjonsmidler).

Stoffer med dobbel natur

Atomer som inneholder mellomliggende CO-er er i stand til både å akseptere og donere elektroner som et resultat, vil stoffer som inneholder slike atomer i deres sammensetning ha muligheten til å fungere både som et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel.

Et eksempel kan være hydrogenperoksid. Oksygenet i dens sammensetning i CO -1 kan både akseptere et elektron og gi det bort.

Når det interagerer med et reduksjonsmiddel, viser peroksid oksiderende egenskaper, og når det interagerer med et oksidasjonsmiddel, viser det reduserende egenskaper.

Du kan se nærmere ved å bruke følgende eksempler:

• reduksjon (peroksid virker som et oksidasjonsmiddel) når det samhandler med et reduksjonsmiddel;

SO2 + H2O2 = H2SO4

О -1 +1е = О -2

• oksidasjon (peroksid er et reduksjonsmiddel i dette tilfellet) når det interagerer med et oksidasjonsmiddel.

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

2О -1 -2е = О2 0

OVR-klassifisering: eksempler

Følgende typer redoksreaksjoner skilles ut:

• intermolekylær oksidasjonsreduksjon (oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet er inneholdt i forskjellige molekyler);
• intramolekylær oksidasjonsreduksjon (oksidasjonsmidlet er en del av det samme molekylet som reduksjonsmidlet);
• disproporsjonering (oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet er et atom av samme grunnstoff);
• reproporsjonering (oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet danner ett produkt som et resultat av reaksjonen).

Eksempler på kjemiske transformasjoner knyttet til ulike typer OVR:

• Intramolekylære ORR er oftest reaksjoner av termisk dekomponering av et stoff:

2KCLO3 = 2KCl + 3O2

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

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

• Intermolekylær OVR:

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

2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe

• Uforholdsmessige reaksjoner:

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

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

4KClO3 = KCl + 3KClO4

• Reproporsjoneringsreaksjoner:

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

HOCl + HCl = H2O + Cl2

Nåværende og ikke-løpende OVR

Redoksreaksjoner er også delt inn i strøm og ikke-strøm.

Den første saken er mottak elektrisk energi på grunn av en kjemisk reaksjon (slike energikilder kan brukes i bilmotorer, i radioenheter, kontrollenheter), eller elektrolyse, det vil si en kjemisk reaksjon, tvert imot, oppstår på grunn av elektrisitet (ved hjelp av elektrolyse kan du få forskjellige stoffer, behandle overflater av metaller og produkter laget av dem).

Eksempler strømløs OVR vi kan nevne prosesser for forbrenning, korrosjon av metaller, respirasjon og fotosyntese, etc.

Elektronbalansemetode for ORR i kjemi

Flertallsligninger kjemiske reaksjoner utjevnes ved enkelt valg støkiometriske koeffisienter. Men når du velger koeffisienter for ORR, kan du støte på en situasjon der antall atomer til noen grunnstoffer ikke kan utjevnes uten å krenke likheten til antall atomer til andre. I ligningene for slike reaksjoner velges koeffisienter ved hjelp av den elektroniske balansemetoden.

Metoden er basert på at summen av elektroner akseptert av oksidasjonsmidlet og antallet avgitt av reduksjonsmidlet bringes til likevekt.

Metoden består av flere stadier:

1. Reaksjonsligningen er skrevet.
2. Referanseverdiene til elementene bestemmes.
3. Grunnstoffer som har endret oksidasjonstilstander som følge av reaksjonen, bestemmes. Oksydasjons- og reduksjonshalvreaksjonene registreres separat.
4. Faktorene for halvreaksjonsligningene velges for å utjevne elektronene som er akseptert i reduksjonshalvreaksjonen og elektronene donert i oksidasjonshalvreaksjonen.
5. De valgte koeffisientene legges inn i reaksjonsligningen.
6. De resterende reaksjonskoeffisienter velges.

På enkelt eksempel aluminium interaksjoner med oksygen er det praktisk å skrive ligningen trinn for trinn:

• Ligning: Al + O2 = Al2O3
• CO ved atomer i enkle stoffer aluminium og oksygen er lik 0.

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

• La oss komponere halvreaksjonene:

Alo-3e = Al+3;

O20 +4e = 20 -2

• Vi velger koeffisienter, multiplisert med hvilke antall mottatte elektroner og antall gitte elektroner vil være like:

Al 0 -3е = Al +3 koeffisient 4;

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

• Vi setter koeffisientene i reaksjonsdiagrammet:

4 Al+ 3 O2 = Al2O3

• Det kan sees at for å utjevne hele reaksjonen, er det nok å sette en koeffisient foran reaksjonsproduktet:

4Al + 3O2 = 2 Al2O3

Eksempler på oppgaver for utarbeidelse av elektronisk balanse

Følgende kan forekomme justeringsoppgaver OVR:

• Samspillet mellom kaliumpermanganat og kaliumklorid i et surt miljø med frigjøring av klorgass.

Kaliumpermanganat KMnO4 (kaliumpermanganat, "kaliumpermanganat") er et sterkt oksidasjonsmiddel på grunn av at i KMnO4 er oksidasjonstilstanden til Mn +7. Det brukes ofte til å produsere klorgass i laboratorieforhold i henhold til følgende reaksjon:

KCl + KMnO4 + H2SO4 = Cl2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

K +1 Cl -1 + K +1 Mn +7 O4 -2 + H2 +1 S +6 O4 -2 = Cl2 0 + Mn +2 S +6 O4 -2 + K2 +1 S +6 O4 -2 + H2+10-2

Elektronisk balanse:

Som man kan se etter arrangementet av CO, gir kloratomer opp elektroner, øker CO til 0, og manganatomer aksepterer elektroner:

Mn +7 +5е = Mn +2 faktor to;

2Cl -1 -2е = Cl2 0 multiplikator fem.

Vi legger inn koeffisientene i ligningen i samsvar med de valgte faktorene:

10 K+1 Cl-1+ 2 K +1 Mn +704-2 +H2SO4 = 5 Cl20+ 2 Mn +2S +604-2 + K2SO4 + H2O

Vi utjevner antall gjenværende elementer:

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

• Samspillet mellom kobber (Cu) og konsentrert salpetersyre (HNO3) med frigjøring av gassformig nitrogenoksid (NO2):

Cu + HNO3(kons.) = 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

Elektronisk balanse:

Som du kan se øker kobberatomer CO fra null til to, og nitrogenatomer reduseres fra +5 til +4

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

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

Vi setter koeffisientene inn i ligningen:

Cu 0+ 4 H+1N+503-2 = 2 N +402 + Cu +2 (N +503 -2)2 + H2 +1 O -2

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

• Interaksjon av kaliumdikromat med H2S i et surt miljø:

La oss skrive ned reaksjonsskjemaet og ordne CO-ene:

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 koeffisient 3;

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

La oss erstatte:

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

La oss utjevne de gjenværende elementene:

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

Påvirkning av reaksjonsmiljøet

Naturen til miljøet påvirker forløpet til visse OVR-er. Reaksjonsmediets rolle kan sees ved å bruke eksempelet på interaksjonen mellom kaliumpermanganat (KMnO4) og natriumsulfitt (Na2SO3) ved forskjellige betydninger pH:

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

Det kan sees at en endring i surheten til mediet fører til dannelsen av forskjellige produkter av interaksjonen mellom de samme stoffene. Når surheten til mediet endres, oppstår de også for andre reagenser som kommer inn i ORR. I likhet med eksemplene vist ovenfor, vil reaksjoner som involverer dikromationet Cr2O7 2- oppstå med dannelse av forskjellige reaksjonsprodukter i forskjellige miljøer:

i et surt miljø vil produktet være Cr 3+;

i alkalisk - Cr02-, Cr03 3+;

i nøytral - Cr2O3.

Med økende oksidasjonstilstand det skjer en oksidasjonsprosess, og selve stoffet er et reduksjonsmiddel. Når oksidasjonstilstanden avtar, skjer det en reduksjonsprosess, og selve stoffet er et oksidasjonsmiddel.

Den beskrevne metoden for å utjevne ORR kalles "metoden for balanse etter oksidasjonstilstander."

Presentert i de fleste lærebøker i kjemi og mye brukt i praksis elektronisk balansemetode for å utjevne ORR kan brukes med forbehold om at oksidasjonstilstanden ikke er lik ladningen.

2. Halvreaksjonsmetode.

I de tilfellene når reaksjonen skjer i vandig løsning(smelte), når de utarbeider ligninger, går de ikke ut fra endringer i oksidasjonstilstanden til atomene som utgjør de reagerende stoffene, men fra endringer i ladningene til virkelige partikler, det vil si at de tar hensyn til eksistensformen av stoffer i løsning (enkelt eller komplekst ion, atom eller molekyl av uoppløste eller svakt dissosierte i vannstoffer).

I dette tilfellet når man utarbeider ioniske ligninger for redoksreaksjoner, bør man holde seg til samme skriveform som er akseptert for ioniske ligninger av utvekslingskarakter, nemlig: dårlig løselige, lett dissosierte og gassformige forbindelser skal skrives i molekylform, og ioner som gjør det. ikke endre deres tilstand bør ekskluderes fra ligningen. I dette tilfellet blir prosessene med oksidasjon og reduksjon registrert i form av separate halvreaksjoner. Etter å ha utjevnet dem med antall atomer av hver type, legges halvreaksjonene til, multiplisere hver med en koeffisient som utligner endringen i ladningen til oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

Halvreaksjonsmetoden gjenspeiler mer nøyaktig de sanne endringene i stoffer under redoksreaksjoner og letter kompileringen av ligninger for disse prosessene i ione-molekylær form.

Siden fra samme reagenser forskjellige produkter kan oppnås avhengig av mediets natur (sur, alkalisk, nøytral for slike reaksjoner i det ioniske skjemaet, i tillegg til partikler som utfører funksjonene til et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel, en partikkel som karakteriserer reaksjonen); av mediet må angis (det vil si H + ion eller OH ion - eller H 2 O molekylet).

Eksempel 5. Ved å bruke halvreaksjonsmetoden, ordne koeffisientene i reaksjonen:

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

Løsning. Vi skriver reaksjonen i ionisk form, og tar i betraktning at alle stoffer bortsett fra vann dissosieres til ioner:

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

(K + og SO 4 2 - forblir uendret, derfor er de ikke indikert i det ioniske skjemaet). Fra det ioniske diagrammet er det klart at oksidasjonsmidlet permanganation(MnO 4 -) blir til Mn 2+ ion og fire oksygenatomer frigjøres.

I et surt miljø Hvert oksygenatom som frigjøres av oksidasjonsmidlet binder seg til 2H+ for å danne et vannmolekyl.

Det følger: Mn04 - + 8H + + 5® Mn2+ + 4H20.

Vi finner forskjellen i ladningen til produktene og reagensene: Dq = +2-7 = -5 (“-”-tegnet indikerer at reduksjonsprosessen skjer og 5 legges til reagensene). For den andre prosessen, konvertering av NO 2 - til NO 3 -, det manglende oksygenet kommer fra vannet til reduksjonsmidlet, og som et resultat dannes et overskudd av H + -ioner, i dette tilfellet mister reagensene 2 :

NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H +.

Dermed får vi:

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

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

Ved å multiplisere leddene til den første ligningen med 2, og den andre med 5 og legge dem til, får vi den ionisk-molekylære ligningen for denne reaksjonen:

2MnO4- + 16H + + 5NO2- + 5H2O = 2Mn2+ + 8H2O + 5NO3- + 10H+.

Ved å redusere identiske partikler på venstre og høyre side av ligningen får vi til slutt den ionisk-molekylære ligningen:

2MnO4- + 5NO2- + 6H+ = 2Mn2+ + 5NO3- + 3H2O.

Ved å bruke den ioniske ligningen lager vi en molekylær ligning:

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

I alkaliske og nøytrale miljøer du kan bli veiledet av følgende regler: i et alkalisk og nøytralt miljø kombineres hvert oksygenatom som frigjøres av oksidasjonsmidlet med ett molekyl vann, og danner to hydroksidioner (2OH -), og hvert som mangler går til reduksjonsmidlet fra 2 OH - ioner for å danne ett molekyl vann i et alkalisk miljø, og i et nøytralt miljø kommer det fra vann med frigjøring av 2 H + ioner.

Hvis deltar i redoksreaksjonen hydrogenperoksid(H 2 O 2), må rollen til H 2 O 2 i en spesifikk reaksjon tas i betraktning. I H 2 O 2 er oksygen i en mellomliggende oksidasjonstilstand (-1), derfor utviser hydrogenperoksid redoksdualitet i redoksreaksjoner. I tilfeller hvor H 2 O 2 er oksidasjonsmiddel, har halvreaksjonene følgende form:

H202 + 2H + + 2? ® 2H20 (surt miljø);

H202+2? ® 2OH - (nøytrale og alkaliske miljøer).

Hvis hydrogenperoksid er reduksjonsmiddel:

H 2 O 2 - 2? ®02 + 2H+ (surt miljø);

H202 + 2OH - - 2? ® O 2 + 2 H 2 O (alkalisk og nøytral).

Eksempel 6. Utjevn reaksjonen: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.

Løsning. Vi skriver reaksjonen i ionisk form:

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

Vi komponerer halvreaksjoner, tar i betraktning at H2O2 i denne reaksjonen er et oksidasjonsmiddel og reaksjonen fortsetter i et surt miljø:

1 2I - - 2= I 2,

1 H 2 O 2 + 2 H + + 2® 2H 2 O.

Den endelige ligningen er: 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.

Det er fire typer redoksreaksjoner:

1 . Intermolekylær redoksreaksjoner der oksidasjonstilstandene til atomene til grunnstoffene som utgjør ulike stoffer endres. Reaksjonene omtalt i eksempel 2-6 tilhører denne typen.

2 . Intramolekylært redoksreaksjoner der oksidasjonstilstanden endrer atomene til forskjellige grunnstoffer av samme stoff. Reaksjoner av termisk dekomponering av forbindelser fortsetter gjennom denne mekanismen. For eksempel i reaksjonen

Pb(NO 3) 2® PbO + NO 2 + O 2

endrer oksidasjonstilstanden til nitrogen (N +5 ® N +4) og oksygenatomet (O - 2 ® O 2 0) som ligger inne i Pb(NO 3) 2-molekylet.

3. Selvoksidasjon-selvhelbredende reaksjoner(disproporsjonering, dismutasjon). I dette tilfellet øker og reduseres oksidasjonstilstanden til det samme elementet. Disproporsjoneringsreaksjoner er karakteristiske for forbindelser eller elementer av stoffer som tilsvarer en av de mellomliggende oksidasjonstilstandene til elementet.

Eksempel 7. Ved å bruke alle metodene ovenfor, utjevne reaksjonen:

Løsning.

EN) Balansemetode for oksidasjonstilstand.

La oss bestemme oksidasjonsgradene til elementene som er involvert i redoksprosessen før og etter reaksjonen:

K2MnO4 + H2O® KMnO4 + MnO2 + KOH.

Fra en sammenligning av oksidasjonstilstander følger det at mangan samtidig deltar i oksidasjonsprosessen, øker oksidasjonstilstanden fra +6 til +7, og i reduksjonsprosessen reduserer oksidasjonstilstanden fra +6 til +4,2 Mn +6 ® Mn +7; Dw = 7-6 = +1 (oksidasjonsprosess, reduksjonsmiddel),

1 Mn+6® Mn+4; Dw = 4-6 = -2 (reduksjonsprosess, oksidasjonsmiddel).

Siden oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet i denne reaksjonen er samme stoff (K 2 MnO 4), summeres koeffisientene foran. Vi skriver ligningen:

3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH.

b) Halvreaksjonsmetode.

Reaksjonen foregår i et nøytralt miljø. Vi utarbeider et ionisk reaksjonsskjema, tar i betraktning at H 2 O er en svak elektrolytt, og MnO 2 er et lite løselig oksid i vann:

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

Vi skriver ned halvreaksjonene:

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

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

Vi multipliserer med koeffisientene og legger til begge halvreaksjonene, vi får den totale ioniske ligningen:

3MnO42- + 2H2O = 2MnO4- + MnO2 + 4OH-.

Molekylær ligning: 3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH.

I dette tilfellet er K 2 MnO 4 både et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel.

4. Intramolekylære oksidasjons-reduksjonsreaksjoner, der oksidasjonstilstandene til atomene til det samme elementet utjevnes (det vil si det motsatte av de tidligere diskuterte), er prosesser mot-disproporsjonering(bytte), for eksempel

NH4NO2®N2 + 2H2O.

1 2N - 3 - 6? ® N 2 0 (oksidasjonsprosess, reduksjonsmiddel),

1 2N +3 + 6?® N 2 0 (reduksjonsprosess, oksidasjonsmiddel).

De vanskeligste er redoksreaksjoner der atomer eller ioner av ikke ett, men to eller flere grunnstoffer oksideres eller reduseres samtidig.

Eksempel 8. Ved å bruke metodene ovenfor, utjevne reaksjonen:

3 -2 +5 +5 +6 +2

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