8. Klasyfikacja reakcji chemicznych. OVR. Elektroliza

8.3. Reakcje redoks: Postanowienia ogólne

Reakcje redoks(ORR) to reakcje zachodzące wraz ze zmianą stopnia utlenienia atomów pierwiastków. W wyniku tych reakcji niektóre atomy oddają elektrony, inne zaś je przyjmują.

Środek redukujący to atom, jon, cząsteczka lub PU, który oddaje elektrony, środek utleniający to atom, jon, cząsteczka lub PU, który przyjmuje elektrony:

Proces oddawania elektronów nazywa się utlenianiem, a proces przyjmowania elektronów nazywa się przywrócenie. OVR musi zawierać substancję redukującą i substancję utleniającą. Nie ma procesu utleniania bez procesu redukcji i nie ma procesu redukcji bez procesu utleniania.

Środek redukujący oddaje elektrony i ulega utlenieniu, natomiast środek utleniający przyjmuje elektrony i ulega redukcji

Procesowi redukcji towarzyszy obniżenie stopnia utlenienia atomów, a procesowi utleniania towarzyszy wzrost stopnia utlenienia atomów pierwiastków. Wygodnie jest zilustrować powyższe diagramem (CO - stopień utlenienia):

Konkretne przykłady procesów utleniania i redukcji (schematy równowagi elektronicznej) podano w tabeli. 8.1.

Tabela 8.1

Przykłady schematów wag elektronicznych

Schemat wagi elektronicznej	Charakterystyka procesu
Proces utleniania
	Atom wapnia oddaje elektrony, zwiększa stopień utlenienia i jest środkiem redukującym.
	Jon Cr +2 oddaje elektrony, zwiększa stopień utlenienia i jest środkiem redukującym
	Cząsteczka chloru oddaje elektrony, atomy chloru zwiększają stopień utlenienia od 0 do +1, chlor jest środkiem redukującym
Proces odzyskiwania
	Atom węgla przyjmuje elektrony, obniża stopień utlenienia, jest utleniaczem
	Cząsteczka tlenu przyjmuje elektrony, atomy tlenu redukują stopień utlenienia z 0 do -2, cząsteczka tlenu jest środkiem utleniającym
	Jon przyjmuje elektrony, obniża stopień utlenienia, jest utleniaczem

Najważniejsze środki redukujące: proste substancje metale; wodór; węgiel w postaci koksu; tlenek węgla(II); związki zawierające atomy na najniższym stopniu utlenienia (wodorki metali, siarczki, jodki, amoniak); Najsilniejszym czynnikiem redukującym jest prąd elektryczny płynący na katodzie.

Najważniejsze utleniacze: substancje proste - halogeny, tlen, ozon; stężony kwas siarkowy; Kwas azotowy; szereg soli (KClO 3, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7); nadtlenek wodoru H 2 O 2; najsilniejszym utleniaczem jest prąd elektryczny na anodzie.

W zależności od okresu zwiększają się właściwości utleniające atomów i prostych substancji: fluor - najsilniejszy utleniacz ze wszystkich prostych substancji. W każdym okresie halogeny tworzą proste substancje o najbardziej wyraźnych właściwościach utleniających.

W grupach A, od góry do dołu, właściwości utleniające atomów i substancji prostych słabną, a zwiększają się właściwości redukcyjne.

W przypadku atomów tego samego typu właściwości redukujące rosną wraz ze wzrostem promienia; na przykład właściwości redukujące anionu
I - są bardziej wyraźne niż anion Cl -.

W przypadku metali właściwości redoks prostych substancji i jonów w roztworze wodnym są określone przez położenie metalu w szeregu elektrochemicznym: od lewej do prawej (od góry do dołu) właściwości redukcyjne proste metale osłabiać: najsilniejszy środek redukujący- lit.

W przypadku jonów metali w roztworze wodnym od lewej do prawej w tym samym rzędzie właściwości utleniające odpowiednio rosną: najsilniejszy utleniacz- Au 3 + jony.

Do przypisania współczynników w ORR można zastosować metodę polegającą na sporządzaniu diagramów procesów utleniania i redukcji. Ta metoda nazywa się metoda wagi elektronicznej.

Istota metody wagi elektronicznej jest następująca.

1. Sporządzić schemat reakcji i zidentyfikować pierwiastki, które zmieniły stopień utlenienia.

2. Układać równania elektroniczne reakcji połówkowych redukcji i utleniania.

3. Ponieważ liczba elektronów oddanych przez środek redukujący musi być równa liczbie elektronów przyjętych przez środek utleniający, dodatkowe współczynniki wyznacza się metodą najmniejszych wspólnych wielokrotności (LCM).

4. Przed wzorami odpowiednich substancji umieszcza się dodatkowe współczynniki (pomija się współczynnik 1).

5. Wyrównuje się liczbę atomów pierwiastków, które nie zmieniły stopnia utlenienia (najpierw - wodór w wodzie, a następnie - liczbę atomów tlenu).

Przykład sporządzenia równania reakcji redoks

metoda wagi elektronicznej.

Odkryliśmy, że atomy węgla i siarki zmieniły swój stopień utlenienia. Układamy równania dla półreakcji redukcji i utleniania:

W tym przypadku LOC wynosi 4, a dodatkowe współczynniki to 1 (dla węgla) i 2 (dla kwasu siarkowego).

Dodatkowe współczynniki znajdujące się po lewej i prawej stronie diagramu reakcji umieszczamy przed wzorami substancji zawierających węgiel i siarkę:

C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 + H 2 O

Wyrównujemy liczbę atomów wodoru, umieszczając przed wzorem na wodę współczynnik 2 i upewniając się, że liczba atomów tlenu po obu stronach równania jest taka sama. Dlatego równanie OVR

C + 2H 2 SO 4 = CO 2 + 2 SO 2 + 2H 2 O

Powstaje pytanie: w której części obwodu OVR umieścić znalezione dodatkowe mnożniki – po lewej czy po prawej stronie?

Dla prostych reakcji nie ma to znaczenia. Należy jednak pamiętać: jeżeli po lewej stronie równania zdefiniowano dodatkowe współczynniki, to współczynniki umieszcza się również przed wzorami substancji po lewej stronie; jeżeli obliczenia przeprowadzono dla prawej strony, wówczas współczynniki umieszcza się po prawej stronie równania. Na przykład:

Na podstawie liczby atomów Al po lewej stronie:

Na podstawie liczby atomów Al po prawej stronie:

W ogólnym przypadku, jeśli w reakcji biorą udział substancje o budowie molekularnej (O 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , N 2 ), to przy doborze współczynników opieramy się na liczbie atomów w cząsteczce:

Jeżeli w reakcji z udziałem HNO 3 powstaje N 2 O, to lepiej też napisać schemat bilansu elektronicznego dla azotu w oparciu o dwa atomy azotu .

W niektórych reakcjach redoks jedna z substancji może działać zarówno jako środek utleniający (redukujący), jak i tworzący sól (tj. Uczestniczyć w tworzeniu soli).

Takie reakcje są typowe zwłaszcza dla oddziaływania metali z kwasami utleniającymi (HNO 3, H 2 SO 4 (stęż.)), a także solami utleniającymi (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, KClO 3, Ca( OCl) 2) z kwasem chlorowodorowym (ze względu na anion Cl kwas solny ma właściwości redukujące) i innymi kwasami, których anion jest środkiem redukującym.

Stwórzmy równanie reakcji miedzi z rozcieńczonym kwasem azotowym:

Widzimy, że część cząsteczek kwasu azotowego jest zużywana na utlenianie miedzi, redukując ją do tlenku azotu(II), a część jest wykorzystywana do wiązania powstałych jonów Cu 2+ w sól Cu(NO 3) 2 (w skład soli, stopień utlenienia atomu azotu jest taki sam jak w kwasie, tj. nie ulega zmianie). W takich reakcjach dodatkowy współczynnik pierwiastka utleniającego umieszcza się zawsze po prawej stronie przed wzorem produktu redukcji, w tym przypadku przed wzorem NO, a nie HNO 3 lub Cu(NO 3) 2.

Przed wzorem HNO 3 stawiamy współczynnik 8 (dwie cząsteczki HNO 3 są wydawane na utlenianie miedzi, a sześć na wiązanie trzech jonów Cu 2+ w sól), wyrównujemy liczbę atomów H i O i otrzymujemy

3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

W innych przypadkach kwas, na przykład kwas solny, może jednocześnie być środkiem redukującym i uczestniczyć w tworzeniu soli:

Przykład 8.5. Oblicz, jaka masa HNO 3 jest zużywana na tworzenie soli podczas reakcji, której równanie jest następujące

wchodzi cynk o masie 1,4 g.

Rozwiązanie. Z równania reakcji widzimy, że z 8 moli kwasu azotowego tylko 2 mole utleniły 3 mole cynku (wzór produktu redukcji kwasu NO jest poprzedzony współczynnikiem 2). Do utworzenia soli zużyto 6 moli kwasu, co łatwo obliczyć mnożąc współczynnik 3 przed wzorem soli Zn(HNO 3) 2 przez liczbę reszt kwasowych w jednej jednostce wzoru soli, tj. na 2.

n(Zn) = 1,4/65 = 0,0215 (mol).

x = 0,043 mola;

m (HNO 3) = n (HNO 3) M (HNO 3) = 0,043 ⋅ 63 = 2,71 (g)

Odpowiedź: 2,71 g.

W niektórych ORR stopień utlenienia jest zmieniany przez atomy nie dwóch, ale trzech pierwiastków.

Przykład 8.6. Uporządkuj współczynniki w przepływającym ORR według schematu FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2, stosując metodę wagi elektronicznej.

Rozwiązanie. Widzimy, że stopień utlenienia zmieniają atomy trzech pierwiastków: Fe, S i O. W takich przypadkach sumuje się liczbę elektronów oddanych przez atomy różnych pierwiastków:

Układając współczynniki stechiometryczne, otrzymujemy:

4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.

Przyjrzyjmy się przykładom rozwiązywania innych typów zadań egzaminacyjnych na ten temat.

Przykład 8.7. Wskaż liczbę elektronów przeniesionych ze środka redukującego do utleniacza podczas całkowitego rozkładu azotanu miedzi(II) o masie 28,2 g.

Rozwiązanie. Zapisujemy równanie reakcji rozkładu soli i schemat wagi elektronowej ORR; M = 188 g/mol.

Widzimy, że w wyniku rozkładu 4 moli soli powstają 2 mole O2. W tym przypadku 4 mole elektronów przechodzą od atomów środka redukującego (w tym przypadku jonów) do środka utleniającego (tj. jonów): . Ponieważ ilość chemiczna soli n = 28,2/188 = 0,15 (mol), mamy:

2 mole soli - 4 mole elektronów

0,15 mola - x

n (e) = x = 4 ⋅ 0,15/2 = 0,3 (mol),

N (e) = N ZA n (e) = 6,02 ⋅ 10 23 ⋅ 0,3 = 1,806 ⋅ 10 23 (elektrony).

Odpowiedź: 1,806 ⋅ 10 23.

Przykład 8.8. Gdy kwas siarkowy w ilości chemicznej 0,02 mola przereagował z magnezem, atomy siarki dodały 7,224 ⋅ 10 22 elektronów. Znajdź wzór produktu redukcji kwasu.

Rozwiązanie. Ogólnie schematy redukcji atomów siarki w kwasie siarkowym mogą wyglądać następująco:

te. 1 mol atomów siarki może przyjąć 2, 6 lub 8 moli elektronów. Biorąc pod uwagę, że 1 mol kwasu zawiera 1 mol atomów siarki, tj. n (H 2 SO 4) = n (S), mamy:

n (e) = N (e)/N A = (7,224 ⋅ 10 22)/(6,02 ⋅ 10 23) = 0,12 (mol).

Obliczamy liczbę elektronów przyjętych przez 1 mol kwasu:

0,02 mol kwasu przyjmuje 0,12 mola elektronów

1 mol - x

n(e) = x = 0,12/0,02 = 6 (mol).

Wynik ten odpowiada procesowi redukcji kwasu siarkowego do siarki:

Odpowiedź: siarka.

Przykład 8.9. W wyniku reakcji węgla ze stężonym kwasem azotowym powstaje woda i dwa tlenki tworzące sól. Znajdź masę węgla, która przereagowała, jeśli atomy utleniające otrzymały w tym procesie 0,2 mola elektronów.

Rozwiązanie. Interakcja substancji przebiega zgodnie ze schematem reakcji

Układamy równania dla półreakcji utleniania i redukcji:

Ze schematów równowagi elektronicznej widzimy, że jeśli atomy utleniające () przyjmą 4 mole elektronów, to do reakcji wchodzi 1 mol (12 g) węgla. Komponujemy i rozwiązujemy proporcję:

4 mole elektronów - 12 g węgla

0,2 - x

x = 0,2 ⋅ 12 4 = 0,6 (g).

Odpowiedź: 0,6 g.

Klasyfikacja reakcji redoks

Wyróżnia się międzycząsteczkowe i wewnątrzcząsteczkowe reakcje redoks.

Gdy międzycząsteczkowe ORR atomy utleniające i redukujące są częścią różnych substancji i są atomami różnych pierwiastków chemicznych.

Gdy wewnątrzcząsteczkowy OVR atomy utleniające i redukujące są częścią tej samej substancji. Reakcje wewnątrzcząsteczkowe obejmują dysproporcja, w którym środek utleniający i środek redukujący są atomami tego samego pierwiastek chemiczny zawarte w tej samej substancji. Takie reakcje są możliwe w przypadku substancji zawierających atomy na pośrednim stopniu utlenienia.

Przykład 8.10. Określ schemat dysproporcji OVR:

1) MnO 2 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O

2) Zn + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2

3) KI + Cl 2 → KCl + I 2

4) Cl 2 + KOH → KCl + KClO + H 2 O

Rozwiązanie . Reakcje 1)–3) to międzycząsteczkowe ORR:

Reakcją dysproporcjonowania jest reakcja 4), ponieważ w niej atom chloru jest zarówno środkiem utleniającym, jak i reduktorem:

Odpowiedź: 4).

Właściwości redoks substancji można ocenić jakościowo na podstawie analizy stopni utlenienia atomów w składzie substancji:

1) jeśli atom odpowiedzialny za właściwości redoks znajduje się na najwyższym stopniu utlenienia, to atom ten nie może już oddawać elektronów, a jedynie je przyjmować. Dlatego w OVR ta substancja będzie widoczna jedynie właściwości utleniające. Przykłady takich substancji (wzory wskazują stopień utlenienia atomu odpowiedzialnego za właściwości redoks):

2) jeśli atom odpowiedzialny za właściwości redoks jest na najniższym stopniu utlenienia, wówczas substancja ta będzie wykazywała tylko właściwości regenerujące(atom ten nie może już przyjmować elektronów, może je jedynie oddawać). Przykłady takich substancji: , . Zatem właściwości redukujące w ORR wykazują wszystkie aniony halogenowe (z wyjątkiem F−, do utlenienia którego na anodzie wykorzystuje się prąd elektryczny), jon siarczkowy S2−, atom azotu w cząsteczce amoniaku, i jon wodorkowy H-. Metale (Na, K, Fe) mają jedynie właściwości redukujące;

3) jeśli atom pierwiastka znajduje się na pośrednim stopniu utlenienia (stopień utlenienia jest większy od minimalnego, ale mniejszy od maksymalnego), to odpowiadająca mu substancja (jon) będzie, w zależności od warunków, wykazywać podwójny utleniacz-właściwości regeneracyjne: silniejsze utleniacze utlenią te substancje (jony), a silniejsze środki redukujące je zredukują. Przykłady takich substancji: siarka, ponieważ najwyższy stopień utlenienia atomu siarki wynosi +6, a najniższy -2, tlenek siarki(IV), tlenek azotu(III) (najwyższy stopień utlenienia atomu azotu wynosi +5 , a najniższy -3), nadtlenek wodoru (najwyższy stopień utlenienia atomu tlenu to +2, a najniższy -2). Jony metali na pośrednich stopniach utlenienia wykazują podwójne właściwości redoks: Fe 2+, Mn +4, Cr +3 itd.

Przykład 8.11. Nie może zachodzić reakcja utleniania-redukcji, której schemat jest następujący:

1) Cl 2 + KOH → KCl + KClO 3 + H 2 O

2) S + NaOH → Na 2 S + Na 2 SO 3 + H 2 O

3) KClO → KClO 3 + KClO 4

4) KBr + Cl 2 → KCl + Br

Rozwiązanie. Reakcja, której schemat wskazano pod numerem 3, nie może przebiegać, ponieważ zawiera środek redukujący, ale nie zawiera środka utleniającego:

Odpowiedź: 3).

W przypadku niektórych substancji dualizm redoks wynika z obecności w ich składzie różnych atomów zarówno na najniższym, jak i najwyższym stopniu utlenienia; np. kwas solny (HCl) ze względu na atom wodoru (najwyższy stopień utlenienia równy +1) jest utleniaczem, a ze względu na anion Cl - jest reduktorem (najniższy stopień utlenienia).

ORR nie jest możliwy pomiędzy substancjami, które wykazują właściwości jedynie utleniające (HNO 3 i H 2 SO 4, KMnO 4 i K 2 CrO 7) lub jedynie redukujące (HCl i HBr, HI i H 2 S)

OVR są niezwykle powszechne w przyrodzie (metabolizm w organizmach żywych, fotosynteza, oddychanie, rozkład, spalanie) i są szeroko stosowane przez człowieka do różnych celów (otrzymywanie metali z rud, kwasów, zasad, amoniaku i halogenów, tworzenie chemicznych źródeł prądu, otrzymywanie ciepło i energia podczas spalania różnych substancji). Zauważmy, że OVR często komplikują nam życie (psucie żywności, owoców i warzyw, korozja metali – wszystko to wiąże się z występowaniem różnorodnych procesów redoks).

Utleniacze to cząstki (atomy, cząsteczki lub jony), które przyjąć elektrony podczas reakcji chemicznej. W tym przypadku stopień utlenienia środka utleniającego idzie w dół. Utleniacze są przywracane.

Konserwatorzy to cząstki (atomy, cząsteczki lub jony), które oddaj elektrony podczas reakcji chemicznej. W tym przypadku stopień utlenienia środka redukującego wzrasta. W tym przypadku reduktory utleniać.

Substancje chemiczne można podzielić na typowe utleniacze, typowe środki redukujące i substancje, które mogą wykazywać zarówno właściwości utleniające, jak i redukujące. Niektóre substancje nie wykazują praktycznie żadnej aktywności redoks.

DO typowe utleniacze włączać:

• substancje proste - niemetale o najsilniejszych właściwościach utleniających (fluor F 2, tlen O 2, chlor Cl 2);
• jonymetale lub niemetale Z wysokie dodatnie (zwykle wyższe) stopnie utlenienia : kwasy (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), sole (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), tlenki (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
• związki zawierające niektóre kationy metali mający wysokie stopnie utlenienia: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ itd.

Typowe środki redukujące - to co do zasady:

• substancje proste - metale(o zdolnościach redukcyjnych metali decyduje szereg działań elektrochemicznych);
• złożone substancje zawierające atomy lub jony niemetali o ujemnym (zwykle najniższym) stopniu utlenienia: binarne związki wodorowe (H 2 S, HBr), sole kwasów beztlenowych (K 2 S, NaI);
• niektóre związki zawierające kationy o minimalnym dodatnim stopniu utlenienia(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), które oddając elektrony, mogą zwiększać stopień utlenienia;
• związki zawierające jony złożone składające się z niemetale o pośrednim dodatnim stopniu utlenienia(S +4 O 3) 2–, (НР +3 O 3) 2–, w którym pierwiastki mogą, oddając elektrony, zwiększyć jego dodatni stopień utlenienia.

Większość innych substancji może wykazywać działanie zarówno właściwości utleniające, jak i redukujące.

Typowe środki utleniające i redukujące podano w tabeli.

W praktyce laboratoryjnej najczęściej używane są następujące utleniacze :

nadmanganian potasu (KMnO 4);

dichromian potasu (K 2 Cr 2 O 7);

kwas azotowy (HNO 3);

stężony kwas siarkowy (H2SO4);

nadtlenek wodoru (H 2 O 2);

tlenki manganu (IV) i ołowiu (IV) (MnO 2, PbO 2);

stopiony azotan potasu (KNO 3) i stopione inne azotany.

DO pracownicy restauracji , które mają zastosowanie V praktyka laboratoryjna odnieść się:

• magnez (Mg), glin (Al), cynk (Zn) i inne metale aktywne;
• wodór (H2) i węgiel (C);
• jodek potasu (KI);
• siarczek sodu (Na2S) i siarkowodór (H2S);
• siarczyn sodu (Na2SO3);
• chlorek cyny (SnCl2).

Klasyfikacja reakcji redoks

Reakcje redoks dzieli się zwykle na cztery typy: reakcje międzycząsteczkowe, wewnątrzcząsteczkowe, reakcje dysproporcjonowania (autoutleniania-samoredukcji) i reakcje przeciwdyproporcjonowania.

Reakcje międzycząsteczkowe następuje wraz ze zmianą stopnia utlenienia różne elementy z różne odczynniki. W tym przypadku, różne produkty utleniania i redukcji .

2Al 0 + Fe +3 2 O 3 → Al +3 2 O 3 + 2Fe 0,

C 0 + 4HN +5 O 3 (stęż.) = C +4 O 2 + 4N +4 O 2 + 2H 2 O.

Reakcje wewnątrzcząsteczkowe - są to reakcje, w których różne elementy z jeden odczynnik iść do różne produkty np:

(N-3H4) 2 Kr +6 2 O 7 → N 2 0 + Cr +3 2 O 3 + 4 H 2 O,

2 NaN +5 O -2 3 → 2 NaN +3 O 2 + O 0 2 .

Reakcje dysproporcjonalne (autoutlenianie-samonaprawa) to reakcje, w których występuje czynnik utleniający i reduktor ten sam pierwiastek tego samego odczynnika, który następnie zamienia się w różne produkty:

3Br 2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO 3 + 3 H 2 O,

Reproporcjonacja (komproporcja, przeciw-dysproporcja ) to reakcje, w których występuje utleniacz i reduktor ten sam element, Który z różne odczynniki wchodzi w jeden produkt. Reakcja jest odwrotnością dysproporcji.

2H 2 S -2 + S +4 O 2 = 3 S + 2H 2 O

Podstawowe zasady komponowania reakcji redoks

Reakcjom redoks towarzyszą procesy utleniania i redukcji:

Utlenianie to proces oddawania elektronów przez czynnik redukujący.

Powrót do zdrowia to proces zdobywania elektronów przez utleniacz.

Utleniacz jest przywracanyi środek redukujący utlenia się .

Obserwuje się to w reakcjach redoks waga elektroniczna: Liczba elektronów oddawanych przez środek redukujący jest równa liczbie elektronów, które zyskuje środek utleniający. Jeśli bilans zostanie sporządzony nieprawidłowo, nie będziesz mógł tworzyć skomplikowanych OVR.

Stosuje się kilka metod komponowania reakcji redoks (ORR): metodę równowagi elektronowej, metodę równowagi elektronowo-jonowej (metoda reakcji półreakcji) i inne.

Przyjrzyjmy się bliżej metoda wagi elektronicznej .

Dość łatwo „zidentyfikować” ORR - wystarczy uporządkować stopnie utlenienia wszystkich związków i ustalić, że atomy zmieniają stopień utlenienia:

K + 2 S -2 + 2K + Mn +7 O -2 4 = 2K + 2 Mn +6 O -2 4 + S 0

Osobno zapisujemy atomy pierwiastków, które zmieniają stopień utlenienia, w stanie PRZED reakcją i PO reakcji.

Stopień utlenienia zmieniają atomy manganu i siarki:

S -2 -2e = S 0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Mangan pochłania 1 elektron, siarka oddaje 2 elektrony. W takim przypadku konieczne jest przestrzeganie waga elektroniczna. Dlatego konieczne jest podwojenie liczby atomów manganu i pozostawienie liczby atomów siarki bez zmian. Współczynniki równowagi wskazujemy zarówno przed odczynnikami, jak i przed produktami!

Schemat zestawiania równań OVR metodą wagi elektronicznej:

Uwaga! W reakcji może brać udział kilka środków utleniających lub redukujących. Bilans należy tak sporządzić, aby CAŁKOWITA liczba elektronów oddanych i odebranych była taka sama.

Ogólne wzorce reakcji redoks

Produkty reakcji redoks często zależą od warunki procesu. Rozważmy główne czynniki wpływające na przebieg reakcji redoks.

Najbardziej oczywistym czynnikiem determinującym jest środowisko roztworu reakcyjnego — . Zazwyczaj (ale nie koniecznie) wśród odczynników wymieniona jest substancja określająca podłoże. Możliwe są następujące opcje:

• aktywność oksydacyjna ulega wzmocnieniu w bardziej kwaśnym środowisku, a środek utleniający ulega głębszej redukcji(na przykład nadmanganian potasu, KMnO 4, gdzie Mn +7 w środowisku kwaśnym redukuje się do Mn +2, a w środowisku zasadowym - do Mn +6);
• aktywność oksydacyjna wzrasta w bardziej zasadowym środowisku, a środek utleniający jest redukowany głębiej (na przykład azotan potasu KNO 3, gdzie N +5 podczas interakcji ze środkiem redukującym w środowisku alkalicznym ulega redukcji do N-3);
• lub utleniacz praktycznie nie podlega zmianom w środowisku.

Środowisko reakcji pozwala określić skład i formę istnienia pozostałych produktów OVR. Podstawową zasadą jest to, że powstają produkty, które nie wchodzą w interakcję z odczynnikami!

Notatka! mi Jeśli środowisko roztworu jest kwaśne, wówczas wśród produktów reakcji nie mogą znajdować się zasady i zasadowe tlenki, ponieważ reagują z kwasem. I odwrotnie, w środowisku zasadowym wykluczone jest tworzenie się kwasu i tlenku kwasowego. To jeden z najczęstszych i najpoważniejszych błędów.

Na kierunek przepływu OVR wpływa również charakter substancji reagujących. Na przykład, gdy kwas azotowy HNO 3 oddziałuje z czynnikami redukującymi, obserwuje się wzór - im większa aktywność środka redukującego, tym bardziej redukowany jest azot N +5.

Kiedy wzrasta temperatura Większość ODD jest bardziej intensywna i głębsza.

W reakcjach heterogenicznych często wpływa na skład produktów stopień rozdrobnienia ciał stałych . Przykładowo sproszkowany cynk z kwasem azotowym tworzy pewne produkty, natomiast cynk granulowany tworzy zupełnie inne. Im większy stopień rozdrobnienia odczynnika, tym większa jest jego aktywność, zazwyczaj.

Przyjrzyjmy się najbardziej typowym laboratoryjnym utleniaczom.

Podstawowe schematy reakcji redoks

Schemat odzyskiwania nadmanganianu

Nadmanganiany zawierają silny środek utleniający - mangan na stopniu utlenienia +7. Sole manganu +7 zabarwiają roztwór fioletowy kolor.

Nadmanganiany, w zależności od środowiska roztworu reakcyjnego, są redukowane na różne sposoby.

W kwaśne środowisko powrót do zdrowia następuje głębiej, do Mn 2+. Tlenek manganu na stopniu utlenienia +2 wykazuje podstawowe właściwości, dlatego też kwaśne środowisko powstaje sól. Sole manganu +2 bezbarwny. W rozwiązanie neutralne mangan jest redukowany do stanu utlenienia +4 , z edukacją tlenek amfoteryczny MnO 2 — brązowy osad nierozpuszczalny w kwasach i zasadach. W alkalicznyśrodowisku mangan jest przywracany minimalnie - z dokładnością do najbliższej stany utlenienia +6 . Związki manganu +6 wykazują właściwości kwasowe i w środowisku zasadowym tworzą sole - manganiany. Manganiany dostają się do roztworu zielony kolor .

Rozważmy interakcję nadmanganianu potasu KMnO 4 z siarczkiem potasu w środowisku kwaśnym, obojętnym i zasadowym. W tych reakcjach produktem utleniania jonu siarczkowego jest S0.

5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,

3 K. 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H. 2 O = 2 MnO 2 ↓ + 3 S↓ + 8 KOH,

Częstym błędem w tej reakcji jest wskazanie interakcji siarki i zasady w produktach reakcji. Jednak siarka oddziałuje z alkaliami w dość trudnych warunkach (podwyższona temperatura), co nie odpowiada warunkom tej reakcji. W normalnych warunkach właściwe byłoby oddzielne wskazanie siarki cząsteczkowej i zasady, a nie produktów ich interakcji.

K 2 S + 2 KMnO 4 –(KOH)= 2 K 2 MnO 4 + S↓

Trudności pojawiają się również podczas komponowania tej reakcji. Faktem jest, że w tym przypadku wpisanie cząsteczki ośrodka (KOH lub innej zasady) do odczynników nie jest wymagane w celu wyrównania reakcji. Zasada bierze udział w reakcji i określa produkt redukcji nadmanganianu potasu, ale reagenty i produkty są wyrównywane bez jej udziału. Ten pozornie paradoks można łatwo rozwiązać, pamiętając, że reakcja chemiczna to tylko konwencjonalny zapis, który nie wskazuje każdego zachodzącego procesu, ale jest jedynie odzwierciedleniem sumy wszystkich procesów. Jak to ustalić samodzielnie? Jeśli zastosujesz klasyczny schemat - równowaga - współczynniki równowagi - wyrównanie metalu, zobaczysz, że metale są wyrównywane przez współczynniki równowagi, a obecność zasady po lewej stronie równania reakcji będzie zbędna.

Nadmanganiany utleniać:

• niemetale z ujemnym stopniem utlenienia do substancji prostych (ze stopniem utlenienia 0), wyjątki — fosfor, arsen - do +5 ;
• niemetale na pośrednim stopniu utlenienia do najwyższego stopnia utlenienia;
• metale aktywne stabilny pozytyw stopień utlenienia metalu.

KMnO 4 + neMe (najniższe d.o.) = neMe 0 + inne produkty

KMnO 4 + neMe (pośrednie d.o.) = neMe (wyższe d.o.) + inne produkty

KMnO 4 + Me 0 = Me (stabilny s.o.) + inne produkty

KMnO 4 + P -3 , As -3 = P +5 , As +5 + inne produkty

Schemat odzyskiwania chromianu/dwuchromianu

Cechą szczególną chromu o wartościowości VI jest to, że w roztworach wodnych tworzy 2 rodzaje soli: chromiany i dichromiany, w zależności od środowiska roztworu. Aktywne chromiany metali (na przykład K 2 CrO 4) to sole, które są stabilne alkalicznyśrodowisko. Dichromiany (dwuchromiany) metali aktywnych (na przykład K 2 Cr 2 O 7) - sole, stabilne w kwaśnym środowisku .

Związki chromu(VI) są redukowane do związki chromu(III). . Związki chromu Cr +3 są amfoteryczne i w zależności od środowiska roztworu występują w roztworze w różnej postaci: w środowisku kwaśnym w postaci sole(związki amfoteryczne tworzą sole podczas interakcji z kwasami), nierozpuszczalne w środowisku obojętnym amfoteryczny wodorotlenek chromu (III) Cr(OH) 3 , a w środowisku zasadowym tworzą się związki chromu (III). sól złożona, Na przykład, heksahydroksochromian (III) potasu K 3 .

Związki chromu VI utleniać:

• niemetale na ujemnym stopniu utlenienia do substancji prostych (ze stopniem utlenienia 0), wyjątki — fosfor, arsen – do +5;
• niemetale na pośrednim stopniu utlenienia do najwyższego stopnia utlenienia;
• metale aktywne od prostych substancji (stopień utlenienia 0) do związków z stabilny pozytyw stopień utlenienia metalu.

Chromian/dwuchromian + NeMe (ujemny d.o.) = NeMe 0 + inne produkty

Chromian/dwuchromian + neMe (średnio dodatni d.o.) = neMe (wyższy d.o.) + inne produkty

Chromian/dwuchromian + Me 0 = Me (stabilny d.o.) + inne produkty

Chromian/dwuchromian + P, As (ujemne d.o.) = P, As +5 + inne produkty

Rozkład azotanów

Zawierają sole azotanowe azot na stopniu utlenienia +5 - mocny utleniacz. Taki azot może utleniać tlen (O -2). Dzieje się tak, gdy azotany są podgrzewane. W większości przypadków tlen utlenia się do stopnia utlenienia 0, tj. zanim molekularny tlen O2 .

W zależności od rodzaju metalu tworzącego sól, podczas termicznego (temperaturowego) rozkładu azotanów powstają różne produkty: jeśli aktywny metal(w szeregu aktywności elektrochemicznej są na magnez), następnie azot redukuje się do stopnia utlenienia +3 i podczas rozkładu powstają sole azotynowe i tlen cząsteczkowy .

Na przykład:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .

Metale aktywne występują w przyrodzie w postaci soli (KCl, NaCl).

Jeśli metal znajduje się w szeregu aktywności elektrochemicznej na prawo od magnezu i na lewo od miedzi (w tym magnez i miedź) , następnie powstaje w wyniku rozkładu tlenek metalu w stabilnym stanie utlenienia, tlenek azotu (IV)(gaz brązowy) i tlen. Tlenek metalu tworzy się również podczas rozkładu azotan litu .

Na przykład, rozkład azotan cynku:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2.

Metale o pośredniej aktywności najczęściej występują w przyrodzie w postaci tlenków (Fe 2 O 3, Al 2 O 3 itp.).

Jony metale, znajdujący się w szeregu aktywności elektrochemicznej na prawo od miedzi są silnymi utleniaczami. Na rozkład azotanów podobnie jak N +5 biorą udział w utlenianiu tlenu i ulegają redukcji do prostych substancji, tj. powstaje metal i wydzielają się gazy - tlenek azotu (IV) i tlen .

Na przykład, rozkład azotan srebra:

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2.

Metale nieaktywne występują w przyrodzie jako substancje proste.

Niektóre wyjątki!

Rozkład azotan amonowy :

Cząsteczka azotanu amonu zawiera zarówno środek utleniający, jak i reduktor: azot na stopniu utlenienia -3 wykazuje jedynie właściwości redukujące, natomiast azot na stopniu utlenienia +5 wykazuje jedynie właściwości utleniające.

Po podgrzaniu azotan amonu rozkłada się. W temperaturach do 270 o C tworzy się tlenek azotu (I)(„gaz rozweselający”) i woda:

NH 4NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

To jest przykład reakcji przeciw-dysproporcja .

Wynikowy stopień utlenienia azotu jest średnią arytmetyczną stopnia utlenienia atomów azotu w pierwotnej cząsteczce.

W wyższych temperaturach tlenek azotu (I) rozkłada się na proste substancje - azot I tlen:

2NH 4NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O

Na rozkład azotyn amonu NH4NO2 występuje również przeciw-dysproporcja.

Powstały stopień utlenienia azotu jest również równy średniej arytmetycznej stopni utlenienia początkowych atomów azotu - utleniacza N +3 i środka redukującego N -3

NH 4NO 2 → N 2 + 2H 2 O

Rozkład termiczny azotan manganu(II). któremu towarzyszy utlenianie metalu:

Mn(NO 3) 2 = MnO 2 + 2NO 2

Azotan żelaza(II). w niskich temperaturach rozkłada się na tlenek żelaza (II) po podgrzaniu żelazo utlenia się do stopnia utlenienia +3:

2Fe(NO 3) 2 → 2FeO + 4NO 2 + O 2 w 60°C
4Fe(NO 3) 2 → 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 w >60°C

Azotan niklu(II). pod wpływem ogrzewania rozkłada się do azotynów.

Właściwości utleniające kwasu azotowego

Kwas azotowy HNO 3 podczas interakcji z metalami jest praktycznie nigdy nie wytwarza wodoru w przeciwieństwie do większości kwasów mineralnych.

Wynika to z faktu, że kwas zawiera bardzo silny środek utleniający - azot na stopniu utlenienia +5. Podczas interakcji z czynnikami redukującymi - metalami powstają różne produkty redukcji azotu.

Kwas azotowy + metal = sól metalu + produkt redukcji azotu + H 2 O

Kwas azotowy po redukcji może przekształcić się w tlenek azotu (IV) NO 2 (N +4); tlenek azotu (II) NO (N +2); tlenek azotu (I) N 2 O („gaz rozweselający”); azot cząsteczkowy N2; azotan amonu NH 4 NO 3. Z reguły powstaje mieszanina produktów z przewagą jednego z nich. Azot jest redukowany do stopni utlenienia od +4 do -3. Głębokość odbudowy zależy przede wszystkim z natury środka redukującego I na stężenie kwasu azotowego . Zasada działa: im niższe stężenie kwasu i wyższa aktywność metalu, tym więcej elektronów otrzymuje azot i tym więcej powstaje produktów zredukowanych.

Pewne prawidłowości pozwolą poprawnie określić główny produkt redukcji kwasu azotowego przez metale w reakcji:

• po działaniu bardzo rozcieńczony kwas azotowy NA metale zwykle się tworzy azotan amonowy NH4NO3;

Na przykład, reakcja cynku z bardzo rozcieńczonym kwasem azotowym:

4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4NO 3 + 3H 2 O

• stężony kwas azotowy na zimnie pasywuje niektóre metale - chrom Cr, aluminium Al i żelazo Fe . Gdy roztwór zostanie podgrzany lub rozcieńczony, zachodzi reakcja;

pasywacja metali - jest to przejście powierzchni metalu w stan nieaktywny na skutek tworzenia się na powierzchni metalu cienkich warstw obojętnych związków, w tym przypadku głównie tlenków metali, które nie reagują ze stężonym kwasem azotowym

• Kwas azotowy nie reaguje z metalami z podgrupy platynowców — złoto Au, platyna Pt i paladium Pd;

• podczas interakcji stężony kwas z metalami nieaktywnymi i metale o średniej aktywności azot Kwas jest redukowany do tlenek azotu (IV) NIE 2 ;

Na przykład, utlenianie miedzi stężonym kwasem azotowym:

Cu+ 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

• podczas interakcji stężony kwas azotowy z aktywnymi metalami jest uformowany Tlenek azotu (I)N2O ;

Na przykład, utlenianie sód stężony kwas azotowy:

Na+ 10HNO 3 = 8NaNO 3 + N 2 O + 5H 2 O

• podczas interakcji rozcieńczyć kwas azotowy metalami nieaktywnymi (w szeregu aktywności na prawo od wodoru) kwas jest redukowany do tlenek azotu (II) NO ;
• podczas interakcji rozcieńczony kwas azotowy metalami o średniej aktywności powstaje albo tlenek azotu (II) NO lub tlenek azotu N 2 O lub azot cząsteczkowy N 2 - w zależności od dodatkowych czynników (aktywność metalu, stopień rozdrobnienia metalu, stopień rozcieńczenia kwasu, temperatura).
• podczas interakcji rozcieńczyć kwas azotowy metalami aktywnymi jest uformowany azot cząsteczkowy N2 .

Aby w przybliżeniu określić produkty redukcji kwasu azotowego podczas interakcji z różnymi metalami, proponuję zastosować zasadę wahadła. Głównymi czynnikami zmieniającymi położenie wahadła są: stężenie kwasu i aktywność metalu. W uproszczeniu stosujemy 3 rodzaje stężeń kwasów: stężony (powyżej 30%), rozcieńczony (30% lub mniej), bardzo rozcieńczony (poniżej 5%). Metale dzielimy ze względu na aktywność na aktywne (przed glinem), średnioaktywne (od glinu do wodoru) i nieaktywne (po wodorze). Produkty redukcji kwasu azotowego układamy według malejącego stopnia utlenienia:

NO2; NIE; N2O; N2; NH4NO3

Im bardziej aktywny jest metal, tym bardziej przesuwamy się w prawo. Im wyższe stężenie lub niższy stopień rozcieńczenia kwasu, tym bardziej przesuwamy się w lewo.

Na przykład , stężony kwas i nieaktywna metaliczna miedź Cu oddziałują. W rezultacie przesuwamy się do skrajnie lewej pozycji, powstaje tlenek azotu (IV), azotan miedzi i woda.

Reakcja metali z kwasem siarkowym

Rozcieńczony kwas siarkowy oddziałuje z metalami jak zwykły kwas mineralny. Te. oddziałuje z metalami, które znajdują się w szeregu napięć elektrochemicznych aż do wodoru. Utleniaczem są tutaj jony H +, które są redukowane do wodoru cząsteczkowego H 2 . W tym przypadku metale są z reguły utleniane do minimum stopień utlenienia.

Na przykład:

Fe + H 2 SO 4 (dil) = FeSO 4 + H 2

oddziałuje z metalami w zakresie napięcia zarówno przed, jak i po wodorze.

H 2 SO 4 (stęż.) + metal = sól metalu + produkt redukcji siarki (SO 2, S, H 2 S) + woda

Kiedy stężony kwas siarkowy oddziałuje z metalami, powstaje sól metalu (na stabilnym stopniu utlenienia), woda i produkt redukcji siarki - dwutlenek siarki S +4 O 2, siarka molekularna S lub siarkowodór H 2 S -2, w zależności od stopnia koncentracji, aktywności metalu, stopnia jego rozdrobnienia, temperatury itp. Gdy stężony kwas siarkowy reaguje z metalami, nie powstaje wodór cząsteczkowy!

Podstawowe zasady oddziaływania stężonego kwasu siarkowego z metalami:

1. Stężony kwas siarkowy pasywuje aluminium, chrom, żelazo w temperaturze pokojowej lub na zimno;

2. Stężony kwas siarkowy nie wchodzi w interakcję Z złoto, platyna i pallad ;

3. Z metale nieaktywne stężony kwas siarkowy przywrócony do tlenek siarki(IV).

Na przykład, miedź utlenia się stężonym kwasem siarkowym:

Cu 0 + 2H 2 S +6 O 4 (stęż.) = Cu +2 SO 4 + S +4 O 2 + 2H 2 O

4. Podczas interakcji z aktywnymi metalami i cynkiem tworzy się stężony kwas siarkowysiarka S lub siarkowodór H 2 S 2- (w zależności od temperatury, stopnia rozdrobnienia i aktywności metalu).

Na przykład , oddziaływanie stężonego kwasu siarkowego z cynkiem:

8Na 0 + 5H 2 S +6 O 4 (stęż.) → 4Na 2 + SO 4 + H 2 S — 2 + 4H2O

Nadtlenek wodoru

Nadtlenek wodoru H 2 O 2 zawiera tlen na stopniu utlenienia -1. Taki tlen może zarówno zwiększać, jak i zmniejszać stopień utlenienia. Zatem wykazuje nadtlenek wodoru zarówno właściwości utleniające, jak i redukujące.

Podczas interakcji ze środkami redukującymi nadtlenek wodoru wykazuje właściwości środka utleniającego i ulega redukcji do stopnia utlenienia -2. Zazwyczaj produktem redukcji nadtlenku wodoru jest woda lub jon wodorotlenkowy, w zależności od warunków reakcji. Na przykład:

S +4 O 2 + H 2 O 2 -1 → H 2 S +6 O 4 -2

Podczas interakcji z utleniaczami nadtlenek utlenia się do tlenu cząsteczkowego (stan utlenienia 0): O 2 . Na przykład :

2KMn +7 O 4 + 5H 2 O 2 -1 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 0 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

Reakcje chemiczne zachodzące wraz ze zmianą stopnia utlenienia pierwiastków tworzących reagujące substancje nazywane są redoks.

Utlenianie to proces utraty elektronów przez atom, cząsteczkę lub jon. Jeśli atom oddaje swoje elektrony, zyskuje ładunek dodatni, na przykład:

Jeżeli np. jon naładowany ujemnie (ładunek -1) oddaje 1 elektron, to staje się atomem obojętnym:

Jeśli dodatnio naładowany jon lub atom oddaje elektrony, wówczas wielkość jego ładunku dodatniego wzrasta w zależności od liczby oddanych elektronów:

Redukcja to proces pozyskiwania elektronów przez atom, cząsteczkę lub jon.

Jeśli atom zdobędzie elektrony, staje się jonem naładowanym ujemnie:

Jeżeli dodatnio naładowany jon przyjmuje elektrony, jego ładunek maleje, np.:

lub może przejść do neutralnego atomu:

Utleniacz to atom, cząsteczka lub jon, który przyjmuje elektrony. Czynnikiem redukującym jest atom, cząsteczka lub jon, który przekazuje elektrony.

Podczas reakcji utleniacz ulega redukcji, a środek redukujący ulega utlenieniu.

Należy pamiętać, że traktowanie utleniania (redukcji) jako procesu oddawania (i przyjmowania) elektronów przez atomy lub jony nie zawsze odzwierciedla rzeczywistą sytuację, gdyż w wielu przypadkach nie dochodzi do całkowitego przeniesienia elektronów, a jedynie przesunięcie chmurę elektronów z jednego atomu na drugi.

Jednakże przy sporządzaniu równań reakcji redoks nie jest istotne, jakie wiązanie zostanie utworzone – jonowe czy kowalencyjne. Dlatego dla uproszczenia będziemy mówić o dodaniu lub oddaniu elektronów, niezależnie od rodzaju wiązania.

Tworzenie równań reakcji redoks i dobór współczynników. Tworząc równanie reakcji redoks, konieczne jest określenie środka redukującego, środka utleniającego oraz liczby oddanych i odebranych elektronów.

Zazwyczaj współczynniki dobiera się albo metodą równowagi elektronowej, albo metodą równowagi elektronowo-jonowej (czasami ta druga nazywana jest metodą półreakcji).

Jako przykład zestawiania równań reakcji redoks rozważmy proces utleniania pirytu stężonym kwasem azotowym:

Przede wszystkim określmy produkty reakcji. jest silnym utleniaczem, więc siarka zostanie utleniona do maksymalnego stopnia utlenienia, a żelazo zostanie utlenione do , podczas gdy można je zredukować do lub. Wybierzemy.

Nie wiemy jeszcze, gdzie będzie (po lewej czy prawej stronie).

1. Zastosujmy najpierw metodę równowagi elektronowo-jonowej. Metoda ta uwzględnia przeniesienie elektronów z jednego atomu lub jonu na drugi, biorąc pod uwagę charakter ośrodka (kwaśny, zasadowy lub obojętny), w którym zachodzi reakcja. - Przy sporządzaniu równań procesów utleniania i redukcji, aby zrównać liczbę atomów wodoru i tlenu, należy uwzględnić albo cząsteczki wody i jony wodoru (jeśli środowisko jest kwaśne), albo cząsteczki wody i jony wodorotlenkowe (jeśli środowisko jest zasadowe). wprowadzone (w zależności od medium). Odpowiednio w powstałych produktach po prawej stronie równania elektron-jon będą znajdować się jony wodoru i cząsteczki wody (środowisko kwaśne) lub jony wodorotlenkowe i cząsteczki wody (środowisko zasadowe).

Zatem pisząc równania elektron-jon, należy opierać się na składzie jonów faktycznie obecnych w roztworze. Ponadto, podobnie jak przy pisaniu skróconych równań jonowych, substancje, które słabo dysocjują, są słabo rozpuszczalne lub uwalniają się w postaci gazu, należy zapisać w postaci molekularnej.

Rozważmy półreakcję utleniania w naszym przypadku.

Cząsteczka zamienia się w jon i całkowicie dysocjuje na jony (zaniedbujemy hydrolizę) i dwa jony (dysocjacja):

Aby wyrównać tlen, dodajemy 8 cząsteczek po lewej stronie i 16 jonów po prawej (środowisko jest kwaśne!):

Ładunek po lewej stronie wynosi 0, ładunek po prawej stronie musi zatem oddać 15 elektronów:

Rozważmy teraz półreakcję redukcji jonu azotanowego:

Konieczne jest odjęcie od atomu O. Aby to zrobić, dodaj 4 jony (ośrodek kwaśny) po lewej stronie i 2 cząsteczki po prawej stronie

Aby wyrównać ładunek, dodajemy 3 elektrony po lewej stronie (ładunek):

Wreszcie mamy:

Redukując obie strony przez otrzymujemy skrócone równanie jonowe reakcji redoks:

Dodając odpowiednią liczbę jonów do obu stron równania, otrzymujemy równanie molekularne reakcji:

Należy zauważyć, że nigdy nie musieliśmy określać stopnia utlenienia pierwiastków, aby określić liczbę oddanych i odebranych elektronów. Dodatkowo uwzględniliśmy wpływ otoczenia i automatycznie określiliśmy, co znajduje się po prawej stronie równania. Pewne jest, że metoda ta ma znacznie większe znaczenie chemiczne niż standardowa metoda wagi elektronicznej, chociaż ta druga jest nieco łatwiejsza do zrozumienia.

2. Wyrównajmy tę reakcję metodą wagi elektronicznej. Proces odzyskiwania jest opisany w prosty sposób:

Trudniej jest sporządzić schemat utleniania, ponieważ utleniają się jednocześnie 2 pierwiastki - Fe i S. Stopień utlenienia siarki można przypisać żelazu i wziąć pod uwagę, że na każdy 1 atom Fe przypadają dwa atomy S:

Można jednak obejść się bez wyznaczania stopni utlenienia i napisać diagram przypominający diagram (7.1):

Prawa strona ma ładunek +15, lewa - 0, więc musi oddać 15 elektronów. Rejestrujemy saldo całkowite:

5 cząsteczek ulega utlenieniu, a do powstania potrzebne są kolejne 3 cząsteczki

Aby wyrównać wodór i tlen, dodaj prawa strona 2 cząsteczki:

Metoda bilansu elektronowo-jonowego jest bardziej uniwersalna w porównaniu do metody bilansu elektronowego i ma niezaprzeczalną przewagę w doborze współczynników w wielu reakcjach redoks, w szczególności z udziałem związki organiczne, w którym nawet procedura określania stopni utlenienia jest bardzo złożona.

Rozważmy na przykład proces utleniania etylenu, który zachodzi podczas przepuszczania go przez wodny roztwór nadmanganianu potasu. W rezultacie etylen utlenia się do glikolu etylenowego, a nadmanganian redukuje się do tlenku manganu (IV), ponadto, jak będzie oczywiste z równania bilansu końcowego, po prawej stronie powstaje również wodorotlenek potasu:

Po dokonaniu niezbędnych redukcji podobnych wyrazów zapisujemy równanie w jego ostatecznej formie molekularnej

Ilościowa charakterystyka reakcji redoks. Zakres standardowych potencjałów elektrod. O możliwości wystąpienia jakiejkolwiek reakcji redoks w rzeczywistych warunkach decyduje szereg czynników: temperatura, charakter środka utleniającego i redukującego, kwasowość ośrodka, stężenie substancji biorących udział w reakcji itp.

Uwzględnienie wszystkich tych czynników może być trudne, ale pamiętając, że każda reakcja redoks przebiega wraz z przeniesieniem elektronów ze środka redukującego do środka utleniającego, można ustalić kryterium możliwości takiej reakcji.

Ilościową cechą procesów redoks są normalne potencjały redoks środków utleniających i redukujących (lub standardowe potencjały elektrod).

Aby zrozumieć fizykochemiczne znaczenie takich potencjałów, należy przeanalizować tzw. procesy elektrochemiczne.

Procesy chemiczne, którym towarzyszy wygląd prąd elektryczny lub spowodowane przez nie nazywane są elektrochemicznymi.

Aby zrozumieć naturę procesów elektrochemicznych, rozważmy kilka dość prostych sytuacji. Wyobraźmy sobie metalową płytkę zanurzoną w wodzie. Pod wpływem polarnych cząsteczek wody jony metali oddzielają się od powierzchni płytki i uwodnione przechodzą do fazy ciekłej. Ten ostatni zostaje naładowany dodatnio, a na metalowej płytce pojawia się nadmiar elektronów. Im dalej postępuje proces, tym większy staje się ładunek zarówno płyty, jak i fazy ciekłej.

W wyniku elektrostatycznego przyciągania kationów roztworu i nadmiaru elektronów metali na granicy faz pojawia się tzw. podwójna warstwa elektryczna, która utrudnia dalsze przejście jonów metali do fazy ciekłej. Wreszcie nadchodzi moment, w którym między roztworem a metalową płytką ustala się równowaga, co można wyrazić równaniem:

lub biorąc pod uwagę uwodnienie jonów w roztworze:

Stan tej równowagi zależy od charakteru metalu, stężenia jego jonów w roztworze, temperatury i ciśnienia.

Kiedy metal zanurza się nie w wodzie, lecz w roztworze soli tego metalu, równowaga zgodnie z zasadą Le Chateliera przesuwa się w lewo i im większe jest stężenie jonów metalu w roztworze, tym większe jest stężenie . Metale aktywne, których jony mają dobrą zdolność do rozpuszczania się, będą w tym przypadku naładowane ujemnie, choć w mniejszym stopniu niż w czystej wodzie.

Równowaga (7.2) może zostać przesunięta w prawo, jeśli elektrony zostaną usunięte z metalu w taki czy inny sposób. Spowoduje to rozpuszczenie metalowej płytki. I odwrotnie, jeśli elektrony zostaną dostarczone do metalowej płytki z zewnątrz, wówczas z znajdującego się na niej roztworu osadzą się jony.

Jak już wspomniano, gdy metal zanurza się w roztworze, na granicy faz tworzy się podwójna warstwa elektryczna. Różnica potencjałów powstająca pomiędzy metalem a otaczającą fazą ciekłą nazywana jest potencjałem elektrody. Potencjał ten jest cechą charakterystyczną zdolności redoks metalu w postaci fazy stałej.

Należy zauważyć, że izolowany atom metalu (stan pary jednoatomowej występujący, gdy wysokie temperatury i wysoki stopień rozrzedzenia), właściwości redoks charakteryzują się inną wielkością zwaną potencjałem jonizacyjnym. Potencjał jonizacji to energia potrzebna do usunięcia elektronu z izolowanego atomu.

Wartości bezwzględnej potencjału elektrody nie można zmierzyć bezpośrednio. Jednocześnie pomiar różnicy potencjałów elektrody występującej w układzie składającym się z dwóch par metal-roztwór nie jest trudny. Takie pary nazywane są półelementami. Uzgodniliśmy, że należy wyznaczyć potencjały elektrodowe metali w stosunku do tzw. standardowej elektrody wodorowej, której potencjał arbitralnie przyjęto jako zerowy. Standardowa elektroda wodorowa składa się ze specjalnie przygotowanej płytki platynowej zanurzonej w roztworze kwasu o stężeniu jonów wodorowych i przemytej strumieniem gazowego wodoru pod ciśnieniem Pa, w temperaturze

Pojawienie się potencjału na standardowej elektrodzie wodorowej można sobie wyobrazić w następujący sposób. Wodór gazowy zaadsorbowany przez platynę przechodzi w stan atomowy:

Pomiędzy wodorem atomowym powstającym na powierzchni płytki, jonami wodorowymi znajdującymi się w roztworze i platyną (elektronami!) zachodzi stan równowagi dynamicznej:

Cały proces wyraża się równaniem:

Platyna nie bierze udziału w procesie redoks, a jedynie jest nośnikiem atomowego wodoru.

Jeśli metalową płytkę zanurzoną w roztworze jej soli o stężeniu jonów metalu równym 1 mol/l połączymy ze standardową elektrodą wodorową, otrzymamy ogniwo galwaniczne. Siła elektromotoryczna tego pierwiastka (EMF), mierzona i charakteryzująca standardowy potencjał elektrody metalu, zwykle oznaczana jako .

W tabeli 7.1 przedstawiono wartości standardowych potencjałów elektrod dla niektórych metali. Potencjały standardowe elektrod działających jako środki redukujące w odniesieniu do wodoru mają znak „-”, a znak „+” oznacza potencjały standardowe elektrod działających jako środki utleniające.

Metale, ułożone w kolejności rosnącej według ich standardowych potencjałów elektrod, tworzą tak zwany elektrochemiczny szereg napięć metali:

Charakteryzuje się wieloma naprężeniami Właściwości chemiczne metale:

1. Im bardziej ujemny potencjał elektrody metalu, tym większa jest jego zdolność redukcyjna.

2. Każdy metal jest w stanie wypierać (redukować) z roztworów soli te metale, które znajdują się po nim w elektrochemicznym szeregu napięć metali.

3. Wszystkie metale, które mają ujemny potencjał elektrody standardowej, tj. metale znajdujące się na lewo od wodoru w szeregu napięcia elektrochemicznego są w stanie wyprzeć go z roztworów kwasowych.

Należy zaznaczyć, że przedstawiona seria charakteryzuje zachowanie metali i ich soli jedynie w roztworach wodnych i w temperaturze pokojowej. Ponadto należy pamiętać, że standardowe potencjały elektrod wskazane w tabeli uwzględniają specyfikę interakcji konkretnego jonu z cząsteczkami rozpuszczalnika. Może to naruszyć pewne oczekiwane wzorce rozmieszczenia metali w szeregu napięć elektrochemicznych metali. Na przykład seria napięć elektrochemicznych metali zaczyna się od litu, podczas gdy bardziej aktywne chemicznie rubid i potas znajdują się na prawo od litu. Wynika to z wyjątkowo dużej energii procesu hydratacji jonów litu w porównaniu do jonów innych metali alkalicznych.

Jednocześnie w Tabeli 7.1 przedstawiono standardowe potencjały redoks, które zmierzono dla układów niemetalicznych typu (7.3), znajdujących się w stanie równowagi w stosunku do normalnej elektrody wodorowej.

Tabela pokazuje reakcje półredukcyjne w następującej postaci ogólnej:

Podobnie jak w przypadku wyznaczania wartości metali, wartości niemetali mierzy się w temperaturze 25°C i przy stężeniu wszystkich atomów i molekuł biorących udział w równowadze równym 1 mol/l.

Tabela 7.1. Standardowe potencjały redoks w temperaturze 25 ° C (298 K)

(patrz skan)

Wartość algebraiczna standardowego potencjału redoks charakteryzuje aktywność oksydacyjną odpowiedniej utlenionej formy. Dlatego porównanie wartości standardowych potencjałów redoks pozwala odpowiedzieć na pytanie: czy zachodzi ta czy inna reakcja redoks?

Zatem wszystkie półreakcje utleniania jonów halogenkowych do wolnych halogenów

można zrealizować w standardowych warunkach, stosując tlenek ołowiu (IV) lub nadmanganian potasu jako środek utleniający. Stosując dwuchromian potasu, można przeprowadzić tylko reakcje (7.5) i (7.6). Wreszcie zastosowanie kwasu azotowego jako środka utleniającego pozwala jedynie na reakcję połowiczną z udziałem jonów jodkowych (7.6).

Zatem ilościowym kryterium oceny możliwości wystąpienia danej reakcji redoks jest dodatnia wartość różnicy pomiędzy standardowymi potencjałami redoks półreakcji utleniania i redukcji.

PODSTAWY CHEMII TEORETYCZNEJ

10. Reakcje redoks

Jeśli atom zdobędzie elektrony, następnie zamienia się w jon o ładunku ujemnym:

Potencjały standardowe elektrod działających jako środki redukujące w odniesieniu do wodoru mają znak „-”, a znak „+” mają potencjały standardowe elektrod działających jako środki utleniające.

Metale ułożone w kolejności rosnącej według ich standardowych potencjałów elektrod tworzą tzw Szereg napięć elektrochemicznych metali :Li, Rb, K, Va, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

Na katodzie źródła prądu zachodzi zatem proces przenoszenia elektronów na kationy z roztworu lub stopu katoda jest „czynnikiem redukującym”. Dlatego na anodzie elektrony są oddawane przez aniony anoda jest „czynnikiem utleniającym”.

Podczas elektrolizy mogą zachodzić konkurencyjne procesy zarówno na anodzie, jak i katodzie.

Gdy elektrolizę przeprowadza się przy użyciu obojętnej (niezużywalnej) anody (na przykład grafitu lub platyny), z reguły konkurują ze sobą dwa procesy utleniania i dwa procesy redukcji:

na anodzie - utlenianie anionów i jonów wodorotlenkowych,

na katodzie - redukcja kationów i jonów wodorowych.

Gdy elektrolizę prowadzi się przy użyciu aktywnej (zużywającej się) anody, proces staje się bardziej skomplikowany, a konkurencyjne reakcje na elektrodach to:

na anodzie - utlenianie anionów i jonów wodorotlenkowych, anodowe rozpuszczanie metalu - materiału anody;

na katodzie - redukcja kationów soli i jonów wodorowych, redukcja kationów metali uzyskana poprzez rozpuszczenie anody.

Wybierając najbardziej prawdopodobny proces na anodzie i katodzie należy wyjść z założenia, że ​​zajdzie reakcja wymagająca najmniejszej ilości energii. Dodatkowo, aby wybrać najbardziej prawdopodobny proces na anodzie i katodzie podczas elektrolizy roztworów soli elektrodą obojętną, stosuje się następujące zasady:

- które pod wpływem prądu elektrycznego kierowane są na odpowiednie elektrody:

Na katodzie wydziela się metaliczna miedź, a na anodzie gazowy chlor.

Jeśli w rozważanym przykładzie elektrolizy roztworu

z rozpuszczalną anodą można zapisać w następujący sposób:

Elektroliza roztworów soli z rozpuszczalną anodą sprowadza się do utlenienia materiału anody (jego rozpuszczenia) i towarzyszy mu przeniesienie metalu z anody na katodę. Właściwość ta jest szeroko stosowana w procesie rafinacji (oczyszczania) metali z zanieczyszczeń.

Elektroliza stopów. Aby otrzymać metale wysokoaktywne (sód, glin, magnez, wapń itp.), które łatwo oddziałują z wodą, stosuje się elektrolizę stopionych soli lub tlenków:

Jeśli prąd elektryczny przepływa przez wodny roztwór soli aktywnego metalu i kwasu zawierającego tlen, wówczas nie są wyładowywane ani kationy metalu, ani jony pozostałości kwasowej. Na katodzie wydziela się wodór,

Należą do nich reakcje, w których reagujące substancje wymieniają elektrony, zmieniając w ten sposób stopień utlenienia atomów pierwiastków tworzących reagujące substancje.

Na przykład:

Zn + 2H + → Zn 2+ + H 2 ,

FeS 2 + 8HNO 3 (stęż.) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O,

Zdecydowana większość reakcji chemicznych to reakcje redoks, odgrywają one niezwykle ważną rolę.

Utlenianie to proces utraty elektronów przez atom, cząsteczkę lub jon.

Jeśli atom oddaje swoje elektrony, zyskuje ładunek dodatni:

Na przykład:

Al - 3e - = Al 3+

H2 - 2e - = 2H +

Podczas utleniania stopień utlenienia wzrasta.

Jeśli jon ujemnie naładowany (ładunek -1), np. Cl - oddaje 1 elektron, to staje się atomem obojętnym:

2Cl - - 2e - = Cl 2

Jeśli dodatnio naładowany jon lub atom oddaje elektrony, wówczas wielkość jego ładunku dodatniego wzrasta w zależności od liczby oddanych elektronów:

Fe 2+ - e - = Fe 3+

Redukcja to proces pozyskiwania elektronów przez atom, cząsteczkę lub jon.

Jeśli atom zdobędzie elektrony, staje się jonem naładowanym ujemnie:

Na przykład:

Сl 2 + 2е- = 2Сl -

S + 2е - = S 2-

Jeśli dodatnio naładowany jon przyjmuje elektrony, jego ładunek maleje:

Fe 3+ + e- = Fe 2+

lub może przejść do neutralnego atomu:

Fe 2+ + 2e- = Fe 0

Utleniacz to atom, cząsteczka lub jon, który przyjmuje elektrony. Czynnikiem redukującym jest atom, cząsteczka lub jon, który przekazuje elektrony.

Podczas reakcji utleniacz ulega redukcji, środek redukujący ulega utlenieniu.

Utlenianiu zawsze towarzyszy redukcja i odwrotnie, redukcji zawsze towarzyszy utlenianie, co można wyrazić równaniami:

Reduktor - e - ↔ Utleniacz

Utleniacz + e - ↔ Środek redukujący

Dlatego reakcje redoks reprezentują jedność dwóch przeciwstawnych procesów - utleniania i redukcji

Najważniejsze środki redukujące i utleniające

Metoda wagi elektronicznej.

Aby wyrównać OVR, stosuje się kilka metod, z których teraz rozważymy jedną - metodę wagi elektronicznej.

Zapiszmy równanie reakcji aluminium z tlenem:

Al + O 2 = Al 2 O 3

Nie daj się zwieść prostocie tego równania. Naszym zadaniem jest zrozumienie metody, która w przyszłości pozwoli na wyrównanie znacznie bardziej złożonych reakcji.

Na czym zatem polega metoda wagi elektronicznej? Równowaga to równość. Dlatego należy wyrównać liczbę elektronów, które jeden pierwiastek oddaje, a drugi przyjmuje w danej reakcji. Początkowo ilość ta wygląda inaczej, co widać na różnych stopniach utlenienia aluminium i tlenu:

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

Aluminium oddaje elektrony (nabiera dodatniego stopnia utlenienia), a tlen przyjmuje elektrony (nabywa stopień negatywny utlenianie). Aby uzyskać stopień utlenienia +3, atom glinu musi oddać 3 elektrony. Cząsteczka tlenu, aby przekształcić się w atomy tlenu o stopniu utlenienia -2, musi przyjąć 4 elektrony:

Al 0 - 3e- = Al +3

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

Aby liczba oddanych i odebranych elektronów była równa, pierwsze równanie należy pomnożyć przez 4, a drugie przez 3. Aby to zrobić, wystarczy przesunąć liczbę oddanych i odebranych elektronów w górę i w dół linie, jak pokazano na powyższym schemacie.

Jeśli teraz w równaniu umieścimy znaleziony współczynnik 4 przed czynnikiem redukującym (Al) i współczynnik 3, który znaleźliśmy przed utleniaczem (O 2), wówczas liczba oddanych i odebranych elektronów zostanie wyrównana i staje się równa 12. Osiągnięto równowagę elektroniczną. Można zauważyć, że przed produktem reakcji Al 2 O 3 wymagany jest współczynnik 2. Teraz równanie reakcji redoks jest wyrównane:

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3

Wszystkie zalety metody wagi elektronicznej pojawiają się w bardziej złożonych przypadkach niż utlenianie aluminium tlenem.

Na przykład dobrze znany „nadmanganian potasu” - nadmanganian potasu KMnO 4 - jest silnym środkiem utleniającym ze względu na atom Mn na stopniu utlenienia +7. Nawet anion chlorowy Cl – oddaje mu elektron, zamieniając się w atom chloru. Jest to czasami wykorzystywane do produkcji chloru gazowego w laboratorium:

K + Mn +7 O 4 -2 + K + Cl - + H 2 SO 4 = Cl 2 0 + Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Stwórzmy schemat równowagi elektronicznej:

Mn +7 + 5e- = Mn +2

2Cl - - 2e- = Cl 2 0

Dwa i pięć to główne współczynniki równania, dzięki czemu można łatwo dobrać wszystkie pozostałe współczynniki. Przed Cl 2 należy umieścić współczynnik 5 (lub 2 × 5 = 10 przed KСl), a przed KMnO 4 - współczynnik 2. Wszystkie pozostałe współczynniki są powiązane z tymi dwoma współczynnikami. Jest to o wiele łatwiejsze niż działanie poprzez proste analizowanie liczb.

2 KMnO 4 + 10KCl + 8H 2 SO 4 = 5 Cl 2 + 2MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O

Aby wyrównać liczbę atomów K (12 atomów po lewej stronie), należy umieścić współczynnik 6 przed K 2 SO 4 po prawej stronie równania. Wreszcie, aby wyrównać tlen i wodór, wystarczy umieścić współczynnik 8 przed H 2 SO 4 i H 2 O. Otrzymujemy równanie w jego ostatecznej formie.

Metoda wagi elektronicznej, jak widzimy, nie wyklucza zwykłego doboru współczynników w równaniach reakcji redoks, ale może znacznie ułatwić taki dobór.

Opracowanie równania reakcji miedzi z roztworem azotanu palladu(II). Zapiszmy wzory substancji początkowych i końcowych reakcji oraz pokażmy zmiany stopni utlenienia:

z czego wynika, że ​​dla środka redukującego i utleniacza współczynniki są równe 1. Końcowe równanie reakcji wygląda następująco:

Cu + Pd(NO 3) 2 = Cu(NO 3) 2 + Pd

Jak widać, elektrony nie pojawiają się w ogólnym równaniu reakcji.

Aby sprawdzić poprawność równania, liczymy liczbę atomów każdego pierwiastka po jego prawej i lewej stronie. Na przykład po prawej stronie znajduje się 6 atomów tlenu, po lewej stronie również 6 atomów; pallad 1 i 1; miedź to także 1 i 1. Oznacza to, że równanie jest napisane poprawnie.

Zapiszmy to równanie w postaci jonowej:

Cu + Pd 2+ + 2NO 3 - = Cu 2+ + 2NO 3 - + Pd

A po redukcji identycznych jonów otrzymamy

Cu + Pd 2+ = Cu 2+ + Pd

Opracowanie równania reakcji oddziaływania tlenku manganu(IV) ze stężonym kwasem solnym

(w wyniku tej reakcji w laboratorium powstaje chlor).

Zapiszmy wzory substancji wyjściowych i końcowych reakcji:

HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Pokażmy zmianę stopnia utlenienia atomów przed i po reakcji:

Ta reakcja jest reakcją redoks, ponieważ zmieniają się stopnie utlenienia atomów chloru i manganu. HCl jest środkiem redukującym, MnO 2 jest środkiem utleniającym. Tworzymy równania elektroniczne:

i znajdź współczynniki środka redukującego i utleniacza. Są one odpowiednio równe 2 i 1. Współczynnik 2 (a nie 1) ustala się, ponieważ 2 atomy chloru na stopniu utlenienia -1 oddają 2 elektrony. Współczynnik ten znajduje się już w równaniu elektronicznym:

2HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Znajdujemy współczynniki dla innych reagujących substancji. Z równań elektronicznych jasno wynika, że ​​na 2 mole HCl przypada 1 mol MnO 2. Biorąc jednak pod uwagę, że do związania powstałego podwójnie naładowanego jonu manganu potrzeba kolejnych 2 moli kwasu, przed środkiem redukującym należy umieścić współczynnik 4. Otrzyma się wówczas 2 mole wody. Ostateczne równanie jest

4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O

Sprawdzenie poprawności zapisu równania można ograniczyć do zliczenia liczby atomów jednego pierwiastka, np. chloru: po lewej stronie jest ich 4, a po prawej 2 + 2 = 4.

Ponieważ metoda bilansu elektronowego przedstawia równania reakcji w postaci molekularnej, po zestawieniu i weryfikacji należy je zapisać w postaci jonowej.

Zapiszmy równanie w postaci jonowej:

4Н + + 4Сl - + МnО 2 = Сl 2 + Мn 2 + + 2Сl - + 2Н 2 О

i po odrzuceniu identycznych jonów po obu stronach równania otrzymujemy

4H + + 2Cl - + MnO 2 = Cl 2 + Mn 2 + + 2H 2 O

Opracowanie równania reakcji oddziaływania siarkowodoru z zakwaszonym roztworem nadmanganianu potasu.

Napiszmy schemat reakcji - wzory substancji wyjściowych i powstałych:

H 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 → S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Następnie pokazujemy zmianę stopni utlenienia atomów przed i po reakcji:

Zmieniają się stopnie utlenienia atomów siarki i manganu (H 2 S jest środkiem redukującym, KMnO 4 jest środkiem utleniającym). Układamy równania elektroniczne, tj. Przedstawiamy procesy utraty i wzmocnienia elektronów:

Na koniec znajdujemy współczynniki dla środka utleniającego i reduktora, a następnie dla pozostałych reagentów. Z równań elektronicznych jasno wynika, że ​​​​musimy wziąć 5 moli H 2 S i 2 mole KMnO 4, następnie otrzymamy 5 moli atomów S i 2 mole MnSO 4. Ponadto z porównania atomów po lewej i prawej stronie równania stwierdzamy, że powstaje również 1 mol K 2 SO 4 i 8 moli wody. Ostateczne równanie reakcji będzie wyglądało

5Н 2 S + 2КМnО 4 + ЗН 2 SO 4 = 5S + 2МnSO 4 + К 2 SO 4 + 8Н 2 О

Poprawność zapisu równania potwierdza się poprzez zliczenie atomów jednego pierwiastka, np. tlenu; po lewej stronie jest 2 4 + 3 4 = 20, a po prawej stronie 2 4 + 4 + 8 = 20.

Przepisujemy równanie w postaci jonowej:

5H 2 S + 2MnO 4 - + 6H + = 5S + 2Mn 2+ + 8H 2 O

Wiadomo, że poprawnie zapisane równanie reakcji jest wyrazem prawa zachowania masy substancji. Dlatego liczba tych samych atomów w materiałach wyjściowych i produktach reakcji musi być taka sama. Należy także oszczędzać opłaty. Suma ładunków substancji wyjściowych musi być zawsze równa sumie ładunków produktów reakcji.

Metoda bilansu elektronowo-jonowego jest bardziej uniwersalna w porównaniu do metody bilansu elektronowego i ma niezaprzeczalną przewagę w doborze współczynników w wielu reakcjach redoks, w szczególności z udziałem związków organicznych, w których nawet procedura oznaczania stopni utlenienia jest bardzo złożona.

Klasyfikacja OVR

Istnieją trzy główne typy reakcji redoks:

1) Międzycząsteczkowe reakcje utleniania i redukcji
(kiedy utleniacz i reduktor są różnymi substancjami);

2) Reakcje dysproporcjonowania
(kiedy ta sama substancja może służyć jako środek utleniający i reduktor);

3) Wewnątrzcząsteczkowe reakcje utleniania i redukcji
(kiedy jedna część cząsteczki działa jako środek utleniający, a druga jako środek redukujący).>

Przyjrzyjmy się przykładom trzech typów reakcji.

1. Międzycząsteczkowe reakcje utleniania i redukcji to wszystkie reakcje, które omówiliśmy już w tym akapicie.
Rozważmy nieco bardziej złożony przypadek, gdy nie cały utleniacz może zostać zużyty w reakcji, ponieważ jego część bierze udział w zwykłej, innej niż redoks reakcji wymiany:

Cu 0 + H + N +5 O 3 -2 = Cu +2 (N +5 O 3 -2) 2 + N +2 O -2 + H 2 O

Część cząstek NO 3 - uczestniczy w reakcji jako środek utleniający, wytwarzając tlenek azotu NO, a część jonów NO 3 - przechodzi w niezmienionej postaci do związku miedzi Cu(NO 3) 2. Stwórzmy wagę elektroniczną:

Cu 0 - 2e- = Cu +2

N +5 + 3e- = N +2

Umieśćmy współczynnik 3 znaleziony dla miedzi przed Cu i Cu(NO 3) 2. Ale współczynnik 2 należy umieścić tylko przed NO, ponieważ cały zawarty w nim azot brał udział w reakcji redoks. Błędem byłoby umieszczanie współczynnika 2 przed HNO 3, ponieważ w skład tej substancji wchodzą także te atomy azotu, które nie biorą udziału w procesie utleniania-redukcji i są częścią produktu Cu(NO 3) 2 (cząstki NO 3 - tutaj czasami nazywany „jonem” -obserwatorem).

Pozostałe współczynniki można łatwo dobrać korzystając z już znalezionych:

3 Cu + 8HNO 3 = 3 Cu(NO 3) 2 + 2 NO + 4H 2 O

2. Reakcje dysproporcjonowania zachodzą, gdy cząsteczki tej samej substancji są zdolne do wzajemnego utleniania i redukcji. Staje się to możliwe, jeśli substancja zawiera atomy dowolnego pierwiastka na pośrednim stopniu utlenienia.

W konsekwencji stopień utlenienia może się zmniejszyć lub zwiększyć. Na przykład:

HN +3 O 2 = HN +5 O 3 + N +2 O + H 2 O

Reakcję tę można traktować jako reakcję pomiędzy HNO 2 i HNO 2 jako środkiem utleniającym i reduktorem, stosując metodę równowagi elektronowej:

HN +3 O 2 + HN +3 O 2 = HN +5 O3 + N +2 O + H 2 O

N +3 - 2e- = N +5

N +3 + e- = N +2

Otrzymujemy równanie:

2HNO 2 + 1HNO 2 = 1 HNO 3 + 2 NO + H 2 O

Lub dodając do siebie mole HNO 2:

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

Wewnątrzcząsteczkowe reakcje utleniania i redukcji zachodzą, gdy atomy utleniające i atomy redukujące sąsiadują ze sobą w cząsteczce. Rozważmy rozkład soli Bertholleta KClO 3 po podgrzaniu:

KCl +5 O 3 -2 = KCl - + O 2 0

Równanie to spełnia również wymóg wagi elektronicznej:

Cl +5 + 6e- = Cl -

2O -2 - 2e- = O 2 0

Tutaj pojawia się trudność - który z dwóch znalezionych współczynników należy postawić przed KClO 3 - wszak cząsteczka ta zawiera zarówno środek utleniający, jak i reduktor?

W takich przypadkach znalezione współczynniki umieszcza się przed iloczynami:

KClO3 = 2KCl + 3O2

Teraz jest jasne, że KClO 3 musi być poprzedzone współczynnikiem 2.

2KClO3 = 2KCl + 3O2

Wewnątrzcząsteczkowa reakcja rozkładu soli bertolletowej pod wpływem ogrzewania jest wykorzystywana do produkcji tlenu w laboratorium.

Metoda półreakcji

Jak sama nazwa wskazuje, metoda ta polega na sporządzeniu równań jonowych dla procesu utleniania i procesu redukcji, a następnie zsumowaniu ich w równanie ogólne.
Jako przykład utwórzmy równanie dla tej samej reakcji, która została wykorzystana do wyjaśnienia metody wagi elektronicznej.
Kiedy siarkowodór H2S przepuszcza się przez zakwaszony roztwór nadmanganianu potasu KMnO4, szkarłatny kolor znika, a roztwór staje się mętny.
Doświadczenie pokazuje, że zmętnienie roztworu następuje na skutek tworzenia się siarki elementarnej, tj. przebieg procesu:

H2S → S + 2H +

Schemat ten jest równy liczbie atomów. Aby wyrównać liczbę ładunków, należy odjąć dwa elektrony od lewej strony diagramu, po czym strzałkę można zastąpić znakiem równości:

H. 2 S - 2е - = S + 2H +

Jest to pierwsza półreakcja - proces utleniania środka redukującego H2S.

Zabarwienie roztworu związane jest z przejściem jonu MnO 4 - (ma szkarłatną barwę) w jon Mn 2+ (prawie bezbarwny i tylko przy wysokich stężeniach ma lekko różową barwę), co można wyrazić poprzez diagram

MnO 4 - → Mn 2+

W roztworze kwaśnym tlen będący częścią jonów MnO 4 wraz z jonami wodoru ostatecznie tworzy wodę. Dlatego zapisujemy proces przejścia w następujący sposób:

MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O

Aby zastąpić strzałkę znakiem równości, ładunki również muszą zostać wyrównane. Ponieważ substancje początkowe mają siedem ładunków dodatnich (7+), a substancje końcowe dwa ładunki dodatnie (2+), to aby spełnić warunek zachowania ładunków, należy dodać po lewej stronie diagramu pięć elektronów:

MnO 4 - + 8H + + 5e - = Mn 2+ + 4H 2 O

Jest to druga reakcja połowiczna – proces redukcji środka utleniającego, tj. jon nadmanganianowy

Kompilować równanie ogólne reakcji, konieczne jest dodanie równań półreakcji termin po wyrazie, po uprzednim wyrównaniu liczby elektronów oddanych i odebranych. W tym przypadku, zgodnie z zasadami znajdowania najmniejszej wielokrotności, wyznaczane są odpowiednie współczynniki, przez które mnożone są równania półreakcji. Skrócona forma jest następująca:

I redukując o 10H +, w końcu otrzymujemy

5H 2 S + 2MnO 4 - + 6H + = 5S + 2Mn 2+ + 8H 2 O

Sprawdzamy poprawność równania skompilowanego w postaci jonowej: liczba atomów tlenu po lewej stronie wynosi 8, po prawej stronie 8; liczba ładunków: po lewej stronie (2-)+(6+) = 4+, po prawej stronie 2(2+) = 4+. Równanie jest napisane poprawnie, ponieważ atomy i ładunki są równe.

Stosując metodę półreakcji, równanie reakcji jest zestawiane w postaci jonowej. Aby przejść od niego do równania w formie molekularnej, robimy to: po lewej stronie równania jonowego wybieramy odpowiedni kation dla każdego anionu i dla każdego kationu - anion. Następnie zapisujemy te same jony w tej samej liczbie po prawej stronie równania, po czym łączymy jony w cząsteczki:

Zatem zestawianie równań reakcji redoks metodą półreakcji prowadzi do tego samego wyniku, co metoda równowagi elektronowej.

Porównajmy obie metody. Zaletą metody półreakcji w porównaniu z metodą wagi elektronicznej jest to, że. że wykorzystuje nie hipotetyczne jony, ale faktycznie istniejące. Tak naprawdę w roztworze nie ma jonów, ale jony są.

W przypadku metody półreakcji nie jest konieczna znajomość stopnia utlenienia atomów.

Zapisanie poszczególnych równań półreakcji jonowej jest niezbędne do zrozumienia procesów chemicznych zachodzących w ogniwie galwanicznym i elektrolizie. Dzięki tej metodzie widoczna jest rola otoczenia jako aktywnego uczestnika całego procesu. Wreszcie, stosując metodę półreakcji, nie trzeba znać wszystkich powstałych substancji; pojawiają się one w równaniu reakcji, gdy jest ono wyprowadzane. Dlatego przy sporządzaniu równań dla wszystkich reakcji redoks zachodzących w roztworach wodnych należy preferować metodę reakcji połówkowych i stosować ją.