Specificul multor OVR-uri este că, la compilarea ecuațiilor lor, selecția coeficienților provoacă dificultăți. Pentru a facilita selecția coeficienților, este cel mai des utilizat metoda echilibrului de electroni și metoda ion-electronică (metoda semireacției). Luați în considerare aplicarea fiecăreia dintre aceste metode cu exemple.

Metoda echilibrului electronic

Se bazeaza pe următoarea regulă: numărul total de electroni donați de atomii reducători trebuie să se potrivească cu numărul total de electroni primiți de atomii oxidanți.

Ca exemplu de compilare a unui OVR, luați în considerare procesul de interacțiune a sulfitului de sodiu cu permanganatul de potasiu într-un mediu acid.

1. Mai întâi trebuie să elaborați o schemă de reacție: notează substanțele la începutul și sfârșitul reacției, având în vedere că în mediu acid MnO 4 - se reduce la Mn 2+ ():

1. În continuare, determinăm care dintre compuși sunt; găsiți starea lor de oxidare la începutul și la sfârșitul reacției:

Na 2 S +4 O 3 + KMn + 7 O 4 + H 2 SO 4 = Na 2 S + 6 O 4 + Mn + 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Din diagrama de mai sus, este clar că în timpul reacției, starea de oxidare a sulfului crește de la +4 la +6, deci S +4 donează 2 electroni și este agent de reducere. Starea de oxidare a manganului a scăzut de la +7 la +2, adică. Mn +7 acceptă 5 electroni și este agent oxidant.

1. Compunem ecuații electronice și găsim coeficienții pentru agentul oxidant și agentul reducător.

S +4 - 2e - \u003d S +6 ¦ 5

Mn +7 +5e - = Mn +2 ¦ 2

Pentru ca numărul de electroni donați de agentul reducător să fie egal cu numărul de electroni acceptați de agentul reducător, este necesar:

• Puneți numărul de electroni donați de agentul reducător ca factor în fața agentului de oxidare.
• Puneți numărul de electroni acceptați de agentul de oxidare ca factor în fața agentului reducător.

Astfel, 5 electroni primiți de agentul de oxidare Mn +7, punem coeficientul în fața agentului reducător și 2 electroni cedați de agentul de reducere S +4 ca coeficient în fața agentului de oxidare:

5Na 2 S +4 O 3 + 2KMn +7 O 4 + H 2 SO 4 = 5Na 2 S +6 O 4 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

1. Apoi, trebuie să egalizați numărul de atomi de elemente care nu schimbă starea de oxidare,în următoarea succesiune: numărul de atomi de metal, resturile acide, numărul de molecule ale mediului (acid sau alcalin). În cele din urmă, se numără numărul de molecule de apă formate.

Deci, în cazul nostru, numărul de atomi de metal din părțile din dreapta și din stânga este același.

După numărul de reziduuri acide din partea dreaptă a ecuației, găsim coeficientul pentru acid.

În urma reacției, se formează 8 resturi de acid SO 4 2-, dintre care 5 se datorează transformării 5SO 3 2- → 5SO 4 2-, iar 3 se datorează moleculelor de acid sulfuric 8SO 4 2- - 5SO 4 2- \u003d 3SO 4 2 - .

Astfel, acidul sulfuric trebuie să ia 3 molecule:

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

1. În mod similar, găsim coeficientul pentru apă prin numărul de ioni de hidrogen, într-o anumită cantitate de acid

6H + + 3O-2 = 3H2O

Forma finală a ecuației este următoarea:

Un semn că coeficienții sunt plasați corect este un număr egal de atomi ai fiecăruia dintre elementele din ambele părți ale ecuației.

Metoda ion-electronică (metoda semireacției)

Reacțiile de oxidare-reducere, precum și reacțiile de schimb, în ​​soluțiile de electroliți au loc cu participarea ionilor. De aceea, ecuațiile ionico-moleculare ale OVR reflectă mai clar esența reacțiilor redox. Când se scriu ecuații ion-moleculare, electroliții puternici se scriu ca , iar electroliții slabi, precipitații și gazele sunt scrise ca molecule (în formă nedisociată). În schema ionică indicați particulele care suferă o modificare a acestora stări de oxidare, precum și caracterizarea mediului, particule: H + - mediu acid,OH — — mediu alcalinși H2O - mediu neutru.

Luați în considerare un exemplu de compilare a unei ecuații de reacție între sulfit de sodiu și permanganat de potasiu în mediu acid.

1. Mai întâi trebuie să elaborezi o schemă de reacție: notează substanțele la începutul și la sfârșitul reacției:

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

1. Scriem ecuația în formă ionică, reducând acei ioni care nu participă la procesul redox:

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

1. În continuare, definim agentul de oxidare și agentul reducător și compunem semireacțiile proceselor de reducere și oxidare.

În reacția de mai sus agent oxidant - MnO 4- acceptă 5 electroni recuperându-se în mediu acid la Mn 2+. În acest caz, se eliberează oxigen, care face parte din MnO 4 -, care, combinându-se cu H +, formează apă:

MnO 4 - + 8H + + 5e - \u003d Mn 2+ + 4H 2 O

Agent reducător SO 3 2-- oxidat la SO 4 2-, dând 2 electroni. După cum puteți vedea, ionul SO 4 2- rezultat conține mai mult oxigen decât SO 3 2- original. Lipsa de oxigen este completată de moleculele de apă și, ca urmare, se eliberează 2H +:

SO 3 2- + H 2 O - 2e - \u003d SO 4 2- + 2H +

1. Găsim coeficientul pentru agentul oxidant și agentul reducător, având în vedere că agentul de oxidare adaugă tot atâtea electroni cât renunță agentul reducător în procesul de oxidare-reducere:

MnO 4 - + 8H + + 5e - \u003d Mn 2+ + 4H 2 O ¦2 agent oxidant, proces de reducere

SO 3 2- + H 2 O - 2e - \u003d SO 4 2- + 2H + ¦5 agent reducător, proces de oxidare

1. Apoi este necesar să se însumeze ambele semireacții, înmulțind preliminar cu coeficienții aflați, obținem:

2MnO 4 - + 16H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O \u003d 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5SO 4 2- + 10H +

Reducând termeni similari, găsim ecuația ionică:

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

1. Să scriem ecuația moleculară, care are următoarea formă:

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

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 O \u003d Na 2 SO 4 + MnO 2 + KOH

ÎN formă ionică ecuația devine:

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

De asemenea, ca în exemplul anterior, agentul de oxidare este Mn04-, iar agentul de reducere este SO32-.

Într-un mediu neutru și ușor alcalin, MnO 4 - acceptă 3 electroni și se reduce la MnO 2. SO 3 2- - este oxidat la SO 4 2-, dând 2 electroni.

Reacții pe jumătate au urmatoarea forma:

MnO 4 - + 2H 2 O + 3e - \u003d MnO 2 + 4OH - ¦2 agent de oxidare, proces de reducere

SO 3 2- + 2OH - - 2e - \u003d SO 4 2- + H 2 O ¦3 agent reducător, proces de oxidare

Scriem ecuațiile ionice și moleculare, ținând cont de coeficienții agentului de oxidare și agentului reducător:

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

3Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O \u003d 2MnO 2 + 3Na 2 SO 4 + 2KOH

Și încă un exemplu - elaborarea unei ecuații pentru reacția dintre sulfit de sodiu și permanganat de potasiu în mediu alcalin.

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + KOH \u003d Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O

ÎN formă ionică ecuația devine:

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

Într-un mediu alcalin agent oxidant MnO 4 - acceptă 1 electron şi se reduce la MnO 4 2-. Reductorul SO 3 2- - este oxidat la SO 4 2-, dând 2 electroni.

Reacții pe jumătate au urmatoarea forma:

MnO 4 - + e - \u003d MnO 2 ¦2 agent oxidant, proces de reducere

SO 3 2- + 2OH - - 2e - \u003d SO 4 2- + H 2 O ¦1 agent reducător, proces de oxidare

Să scriem ecuațiile ionice și moleculare, luând în considerare coeficienții pentru agentul oxidant și agentul reducător:

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

Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O \u003d 2K 2 MnO 4 + 3Na 2 SO 4 + 2KOH

Trebuie remarcat faptul că nu întotdeauna în prezența unui agent oxidant și a unui agent reducător, poate apărea OVR spontană. Prin urmare, pentru a caracteriza cantitativ puterea agentului de oxidare și a agentului reducător și pentru a determina direcția reacției, se folosesc valorile potențialelor redox.

Întocmirea ecuațiilor reacțiilor redox

Pentru a scrie ecuația OVR este necesar, în primul rând, să știm ce substanțe se formează în urma reacției. În cazul general, această problemă este rezolvată experimental. Cu toate acestea, cunoașterea caracteristicilor chimice ale anumitor agenți oxidanți și reducători face adesea posibilă prezicerea destul de fiabilă (deși nu cu o garanție de 100%) a compoziției produselor de interacțiune.

Dacă se cunosc produșii de reacție, coeficienții stoichiometrici din ecuația de reacție pot fi găsiți prin egalizarea numărului de electroni adăugați de atomii oxidanți și pierduți prin atomii de agent reducător. Sunt utilizate două metode de selecție a coeficienților în ecuațiile OVR - metoda echilibrului electronic și metoda echilibrului ion-electron. Să luăm în considerare aceste metode.

Metoda se bazează pe principiul conservării sarcinii electrice în timpul unei reacții chimice, în urma căreia substanțele reacționează într-un asemenea raport care să asigure egalitatea numărului de electroni cedați de toți atomii agentului reducător și atașați de toți. atomi ai agentului oxidant. Pentru a selecta coeficienții, este recomandabil să utilizați următorul algoritm:

1. Notați schema OVR (substanțe inițiale și produse de reacție).

2. Determinați elementele a căror stare de oxidare se modifică în timpul reacției.

3. Realizați diagrame ale proceselor de oxidare și reducere.

4. Aflați factorii de egalizare a numărului de electroni atașați de atomii agentului oxidant și pierduți de atomii agentului reducător (factori de echilibrare). Pentru a face acest lucru, găsiți cel mai mic multiplu comun pentru electroni atașați de un atom al agentului de oxidare și eliberați de un atom al agentului reducător; factorii de echilibrare vor fi egali cu cel mai mic multiplu comun împărțit la numărul de electroni atașați (pentru un agent oxidant) și electroni donați (pentru un agent reducător).

5. Determinați și introduceți în ecuație coeficienții pentru substanțele care conțin elemente a căror stare de oxidare se modifică (coeficienți de referință) prin împărțirea factorilor de echilibrare la numărul de atomi de oxidant sau reducător din unitatea de formulă a substanței. Dacă câtul nu este un număr întreg, factorii de echilibrare ar trebui să fie măriți de numărul necesar de ori.

6. Găsiți și aranjați coeficienți suplimentari care egalizează numărul de atomi care nu și-au schimbat starea de oxidare (cu excepția hidrogenului și oxigenului); în același timp, dacă mediul este acid, mai întâi se egalizează atomii de metal, iar apoi anionii acizilor, dacă mediul este alcalin sau neutru, invers.

7. Egalizează numărul de atomi de hidrogen, adăugând, dacă este necesar, apă în dreapta sau partea stanga ecuații.

8. Verificați dacă coeficienții pentru oxigen sunt selectați corect.

Luați în considerare, ca exemplu, formularea ecuației pentru interacțiunea permanganatului de potasiu cu sulfatul de fier (II) într-un mediu de acid sulfuric conform etapelor algoritmului propus:

1. KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4

2. KMn +7 O 4 + Fe +2 SO 4 + H 2 S0 4 → Mn +2 SO 4 + Fe(SO 4) 3 + K 2 SO 4

3. Fe +2 - 1e - = Fe +3 (oxidare)

Mn +7 +5e - = Mn +2 (recuperare)

4. Fe +2 - 1e - = Fe +3 │5 │ 10

Mn +7 + 5e - = Mn +2 │1 │2

5. Coeficienţi de referinţă: cu KMnO 4 - 2:1=2, cu FeSO 4 - 10:1=10, cu MnSO 4 - 2:1=2, cu Fe 2 (SO 4) 3 - 10:2=5.

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

6. Mediul este acid, așa că mai întâi egalizăm atomii de potasiu, apoi ionii sulfat.

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

7. Deoarece partea stângă a ecuației conține 10 atomi de hidrogen, adăugăm 5 molecule de apă în partea dreaptă:

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

8. Numărul de atomi de oxigen (excluzând oxigenul inclus în ionii sulfat) din părțile din dreapta și din stânga ecuației este 8. Coeficienții sunt aleși corect.

Când apare OVR, pot exista cazuri în care agentul de oxidare sau agentul reducător este parțial cheltuit pentru legarea produselor de oxidare sau de reducere fără a modifica starea de oxidare a elementului corespunzător. În acest caz, coeficientul pentru o substanță cu funcție duală este egal cu suma coeficienților de referință și suplimentari și se introduce în ecuație după ce se găsește coeficientul suplimentar. Astfel, reacția dintre zinc și acidul azotic foarte diluat decurge conform ecuației

4Zn + 10HNO 3 \u003d 4Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Zn 0 - 2e - = Zn +2 │4

N +5 + 8e - = N -3 │1

După cum rezultă din schemele redox, oxidarea a patru atomi de zinc necesită o moleculă de acid azotic (factorul de referință pentru HNO3 este 1); cu toate acestea, formarea a patru molecule de azotat de zinc și a unei molecule de azotat de amoniu necesită încă nouă molecule de HNO 3 care reacţionează fără a modifica starea de oxidare a azotului (coeficient suplimentar pentru HNO 3 - 9). În consecință, coeficientul pentru acidul azotic din ecuația de reacție va fi egal cu 10 și 3 molecule de apă trebuie introduse în partea dreaptă a ecuației.

Dacă una dintre substanțe îndeplinește simultan funcția atât de agent oxidant, cât și de agent reducător (reacții de disproporționare) sau este un produs atât de oxidare, cât și de reducere (reacții de contradisproporționare), atunci coeficientul acestei substanțe este egal cu suma dintre coeficienții de referință pentru agentul oxidant și agentul reducător. De exemplu, în ecuația de reacție pentru disproporționarea sulfului într-un mediu alcalin, coeficientul pentru sulf este trei.

3S 0 + 6NaOH \u003d Na 2 S +4 O 3 + Na 2 S -2 + 3H 2 O

S - 4e - = S +4 │1

S + 2e - = S -2 │2

Uneori, în cursul OVR, se observă o modificare a stării de oxidare a mai mult de două elemente; în acest caz, coeficienții ecuației pot fi determinați în mod unic dacă toți agenții de oxidare sau toți agenții reducători fac parte dintr-o moleculă. În acest caz, calculul electronilor donați sau atașați este efectuat în mod rațional pentru unitatea de formulă a unei substanțe care conține acești agenți oxidanți sau reducători. Ca exemplu, luați în considerare interacțiunea sulfurei de arsenic (III) cu acidul azotic conform etapelor algoritmului de mai sus.

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

2. AsS+ HN +5 O 3 → H 3 As +5 O 4 + H 2 S +6 O 4 + N +2 O

Reacția implică doi agenți reducători (As +3 și S -2) și un agent oxidant (N +5).

3. N +5 + 3e - = N +2 │28

Ca 2 S 3 - 28e - \u003d 2As +5 + 3S +6 │ 3

4. Cel mai mic multiplu comun - 84, factori de echilibrare - 28 și 3.

5. 3As 2 S 3 + 28HNO 3 → 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO 4 + 28NO

6. Nu există coeficienți suplimentari.

7. Moleculele de apă trebuie introduse în partea stângă a ecuației:

3As 2 S 3 + 28HNO 3 + 4H 2 O \u003d 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO 4 + 28NO

8. Numărul de atomi de oxigen din ambele părți din stânga și din dreapta ecuației este 88. Coeficienții sunt aleși corect.

Dacă participă la OVR materie organică, atunci stările de oxidare nu sunt determinate pentru ele, deoarece în acest caz fiecare atom poate avea propria sa valoare a stării de oxidare și adesea nu întreg. Când se elaborează scheme redox pentru astfel de reacții, trebuie respectate următoarele reguli:

1. adăugarea unui atom de oxigen este identică cu pierderea a doi electroni de către o moleculă;

2. pierderea unui atom de oxigen este identică cu adăugarea a doi electroni;

3. adăugarea unui atom de hidrogen este identică cu adăugarea unui electron;

4. Pierderea unui atom de hidrogen este identică cu pierderea unui electron.

Mai jos este un exemplu de ecuație pentru reacția de oxidare Alcool etilic dicromat de potasiu:

3C 2 H 5 OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO 4 \u003d 3CH 3 COOH + 2Cr 2 (SO 4) 3 + 2K 2 SO 4 + 11H 2 O

C 2 H 5 OH + [O] - 2 [H] - 4e - \u003d 3CH 3 COOH │3

Cr +6 + 3e - = Cr +3 │4

Conversia alcoolului etilic în acid acetic necesită adăugarea unui atom de oxigen și pierderea a doi atomi de hidrogen, ceea ce corespunde cu pierderea a patru electroni.

Metoda echilibrului electronic este o metodă universală aplicabilă oricărui OVR care apare în faza gazoasă, sisteme condensate și soluții. Dezavantajul metodei este că această tehnică este formală și operează cu particule care nu există cu adevărat (Mn +7, N +5 etc.).

Reacții redox.

Reacții redox – acestea sunt reacții care apar cu modificarea stărilor de oxidare ale atomilor elementelor care alcătuiesc moleculele substanțelor care reacţionează:

0 0 +2 -2

2Mg + O 2  2MgO,

5 -2 -1 0

2KClO 3 2KCI + 3O2.

Amintește-ți asta starea de oxidare – aceasta este sarcina condiționată a unui atom dintr-o moleculă, care decurge din presupunerea că electronii nu sunt deplasați, ci sunt complet dați unui atom al unui element mai electronegativ.

Cele mai electronegative elemente din compus au stări de oxidare negative, iar atomii elementelor cu electronegativitate mai mică sunt pozitivi.

Starea de oxidare este un concept formal; în unele cazuri, valoarea stării de oxidare a unui element nu coincide cu valența acestuia.

Pentru a afla starea de oxidare a atomilor elementelor care alcătuiesc reactanții, trebuie avute în vedere următoarele reguli:

1. Starea de oxidare a atomilor elementelor din moleculele substanțelor simple este zero.

De exemplu:

Mg0, Cu0.

2. Starea de oxidare a atomilor de hidrogen din compuși este de obicei +1.

De exemplu: +1 +1

HCI, H2S

Excepții: în hidruri (compuși ai hidrogenului cu metale), gradul de oxidare al atomilor de hidrogen este –1.

De exemplu:

NaH-1.

3. Starea de oxidare a atomilor de oxigen din compuși este de obicei -2.

De exemplu:

H20-2, CaO-2.

Excepții:

 starea de oxidare a oxigenului în fluorura de oxigen (OF 2) este egal cu +2.

 starea de oxidare a oxigenului în peroxizi (H 2O2, Na2O2 ) care conține grupa –O–O– este egală cu –1.

4. Starea de oxidare a metalelor din compuși este de obicei o valoare pozitivă.

De exemplu: +2

CuSO 4 .

5. Starea de oxidare a nemetalelor poate fi atât negativă, cât și pozitivă.

De exemplu: -1 +1

HCI, HCIO.

6. Suma stărilor de oxidare ale tuturor atomilor dintr-o moleculă este zero.

Reacțiile redox sunt două procese interdependente - procesul de oxidare și procesul de reducere.

Procesul de oxidare – este procesul de donare a electronilor de către un atom, moleculă sau ion; în acest caz, starea de oxidare crește, iar substanța este un agent reducător:

– 2ē  2H + proces de oxidare,

Fe +2 – ē  Fe +3 proces de oxidare,

2J – – 2ē  proces de oxidare.

Procesul de reducere este procesul de adăugare a electronilor, în timp ce starea de oxidare scade, iar substanța este un agent oxidant:

+ 4ē  2O –2 proces de recuperare,

Mn +7 + 5ē  Mn +2 proces de recuperare,

Cu +2 +2ē  Cu 0 proces de recuperare.

oxidant - o substanță care acceptă electroni și se reduce în proces (starea de oxidare a elementului scade).

Restaurator - o substanță care donează electroni și se oxidează în același timp (starea de oxidare a unui element scade).

Este posibil să se facă o concluzie rezonabilă cu privire la natura comportării unei substanțe în anumite reacții redox pe baza valorii potențialului redox, care se calculează din valoarea potențialului redox standard. Totuși, în unele cazuri, este posibil, fără a recurge la calcule, dar cunoscând legile generale, să se determine care substanță va fi agent oxidant și care va fi agent reducător și să se tragă o concluzie despre natura reacției redox. .

Agenții reducători tipici sunt:

 cateva lucruri simple:

Metale: de exemplu Na, Mg, Zn, Al, Fe,

Nemetale: de exemplu, H 2, C, S;

 unele substanțe complexe: de exemplu, hidrogen sulfurat (H 2 S) și sulfuri (Na 2 S), sulfiți (Na 2 SO 3 ), monoxid de carbon (II) (CO), halogenuri de hidrogen (HJ, HBr, HCI) și săruri ale acizilor hidrohalici (KI, NaBr), amoniac (NH). 3 );

 cationi metalici în stări inferioare de oxidare: de exemplu SnCl 2, FeCI2, MnS04, Cr2(S04)3;

 catod în electroliză.

Oxidanții tipici sunt:

 unele substanțe simple sunt nemetale: de exemplu, halogenii (F 2, CI2, Br2, I2), calcogeni (O2, O3, S);

 unele substanțe complexe: de exemplu, acidul azotic (HNO 3 ),acid sulfuric(H 2 SO 4 conc. ), premanganat de potasiu (K 2 MnO4 ), dicromat de potasiu (K 2Cr2O7), cromat de potasiu (K2CrO4 ), oxid de mangan (IV) (MnO 2 ), oxid de plumb (IV) (PbO 2 ), clorat de potasiu (KCIO 3 ), peroxid de hidrogen (H 2O2);

 anod de electroliză.

La compilarea ecuațiilor reacțiilor redox, trebuie avut în vedere faptul că numărul de electroni donați de agentul reducător este egal cu numărul de electroni acceptați de agentul oxidant.

Există două metode de compilare a ecuațiilor reacțiilor redox -metoda echilibrului de electroni și metoda electron-ion (metoda semireacției).

La compilarea ecuațiilor reacțiilor redox prin metoda echilibrului electronic, trebuie urmată o anumită procedură. Luați în considerare procedura de compilare a ecuațiilor prin această metodă folosind exemplul reacției dintre permanganatul de potasiu și sulfitul de sodiu într-un mediu acid.

1. Scriem schema de reacție (indicați reactivii și produsele de reacție):

1. Determinăm starea de oxidare a atomilor elementelor care își modifică valoarea:

7 + 4 + 2 + 6

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.

3) Întocmim o diagramă electronică de bilanţ. Pentru a face acest lucru, notăm semnele chimice ale elementelor ai căror atomi își schimbă starea de oxidare și determinăm câți electroni dau sau adaugă atomii sau ionii corespunzători.

Indicăm procesele de oxidare și reducere, agentul oxidant și agentul reducător.

Egalăm numărul de electroni dați și primiți și, astfel, determinăm coeficienții agentului reducător și agentului oxidant (în acest caz, sunt egali cu 5 și respectiv 2):

5 S +4 – 2 e- → S +6 proces de oxidare, agent reducător

2 Mn +7 + 5 e- → Mn +2 proces de reducere, agent oxidant.

2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 8H 2 SO 4 \u003d 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O.

5) Dacă hidrogenul și oxigenul nu își schimbă stările de oxidare, atunci numărul lor este numărat ultimul și numărul necesar de molecule de apă este adăugat în partea stângă sau dreaptă a ecuației.

Reacțiile redox sunt împărțite în trei tipuri:reacții intermoleculare, intramoleculare și de autooxidare - autovindecare (disproporționare).

Reacții de oxidare-reducere intermolecularăsunt numite reacții redox, în care agentul de oxidare și agentul reducător sunt reprezentați de molecule de diferite substanțe.

De exemplu:

0 +3 0 +3

2Al + Fe 2 O 3 \u003d 2Fe + Al 2 O 3,

Al 0 – 3e – → Al +3 oxidare, agent reducător,

Fe +3 +3e – → Fe 0 agent de reducere, oxidant.

În această reacție, agentul de reducere (Al) și agentul de oxidare (Fe+3 ) fac parte din diferite molecule.

Reacții de oxidare intramoleculară– recuperare se numesc reactii in care agentul oxidant si agentul reducator fac parte din aceeasi molecula (si sunt reprezentate fie prin elemente diferite, fie printr-un singur element, dar cu grade diferite oxidare):

5 –1 0

2 KClO 3 \u003d KCl + 3O 2

2 CI +5 + 6e – → CI –1 reducere, oxidant

3 2O –2 – 4e – → oxidare, agent reducător

În această reacție, agentul reducător (O–2) și un agent oxidant (CI +5 ) fac parte dintr-o moleculă și sunt reprezentate de elemente diferite.

În reacția de descompunere termică a nitritului de amoniu, atomii aceluiași element chimic, azotul, care fac parte dintr-o moleculă, își schimbă stările de oxidare:

3 +3 0

NH 4 NO 2 \u003d N 2 + 2H 2 O

N –3 – 3e – → N 0 reducere, oxidant

N +3 + 3e – → N 0 oxidare, agent reducător.

Reacțiile de acest tip sunt adesea numite reacții.contraproporționare.

Reacții de autooxidare - autovindecare(disproporționare) -Acestea sunt reacții în cursul cărora același element cu aceeași stare de oxidare însuși crește și scade starea de oxidare.

De exemplu: 0 -1 +1

Cl2 + H2O \u003d HCI + HCIO

CI 0 + 1e – → CI –1 reducere, oxidant

CI 0 – 1e – → CI +1 oxidare, agent reducător.

Reacțiile de disproporționare sunt posibile atunci când elementul din substanța originală are o stare intermediară de oxidare.

Proprietățile substanțelor simple pot fi prezise prin poziția atomilor elementelor lor în sistemul periodic al elementelor D.I. Mendeleev. Deci, toate metalele din reacțiile redox vor fi agenți reducători. Cationii metalici pot fi, de asemenea, agenți oxidanți. Nemetalele sub formă de substanțe simple pot fi atât agenți oxidanți, cât și reductori (cu excepția fluorului și a gazelor inerte).

Capacitatea de oxidare a nemetalelor crește în perioada de la stânga la dreapta, iar în grup - de jos în sus.

Abilitățile de restaurare, dimpotrivă, scad de la stânga la dreapta și de jos în sus atât pentru metale, cât și pentru nemetale.

Dacă reacția redox a metalelor are loc în soluție, atunci pentru a determina capacitatea de reducere, utilizațio gamă de potenţiale standard ale electrodului(seria de activitate a metalelor). În această serie, metalele sunt aranjate pe măsură ce capacitatea de reducere a atomilor lor scade și capacitatea de oxidare a cationilor lor crește (Vezi tabelul. 9 aplicații).

Cele mai active metale, aflate într-o serie de potențiale standard de electrozi până la magneziu, pot reacționa cu apa, înlocuind hidrogenul din aceasta.

De exemplu:

Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2

Atunci când interacționează metalele cu soluții de sare, trebuie avut în vedere faptul căfiecare metal mai activ (care nu interacționează cu apa) este capabil să înlocuiască (restaurează) metalul din spatele său dintr-o soluție de sare..

Astfel, atomii de fier pot reduce cationii de cupru dintr-o soluție de sulfat de cupru (CuSO 4 ):

Fe + CuSO 4 \u003d Cu + FeSO 4

Fe 0 - 2e - \u003d Fe +2 oxidare, agent reducător

Cu +2 + 2e – = Cu 0 agent de reducere, oxidant.

În această reacție, fierul (Fe) este situat în seria de activități înaintea cuprului (Cu) și este un agent reducător mai activ.

Reacția, de exemplu, a argintului cu o soluție de clorură de zinc va fi imposibilă, deoarece argintul este situat în seria potențialelor standard de electrozi la dreapta zincului și este un agent reducător mai puțin activ.

Ag + ZnCI2 ≠

Toate metalele care se află în seria de activitate până la hidrogen pot înlocui hidrogenul din soluțiile de acizi obișnuiți, adică îl pot restabili:

Zn + 2HCl \u003d ZnCI 2 + H 2

Zn 0 – 2e – = Zn +2 oxidare, agent reducător

2H + + 2e – → agent de reducere, oxidant.

Metalele care sunt în seria de activitate după hidrogen nu vor reduce hidrogenul din soluțiile de acizi obișnuiți.

Cu + HCI ≠

Pentru a determina dacă ar putea exista agent oxidant sau agent de reduceresubstanță complexă, este necesar să se găsească gradul de oxidare al elementelor care o compun. Elementele care se află încea mai mare stare de oxidare, o poate coborî doar acceptând electroni. Prin urmare,substanțele ale căror molecule conțin atomi de elemente în cea mai mare stare de oxidare vor fi doar agenți oxidanți.

De exemplu, HNO3, KMnO4, H2SO4 în reacțiile redox, ele vor funcționa doar ca un agent de oxidare. Starile de oxidare a azotului (N+5), mangan (Mn +7) și sulf (S +6 ) în acești compuși au valori maxime (coincid cu numărul de grup al elementului dat).

Dacă elementele din compuși au cea mai scăzută stare de oxidare, atunci o pot crește doar donând electroni. În același timp, așasubstanțele care conțin elemente în starea cea mai scăzută de oxidare vor funcționa doar ca agent reducător.

De exemplu, amoniacul, hidrogenul sulfurat și acidul clorhidric (NH 3, H2 S, HCI) vor fi doar agenți reducători, deoarece stările de oxidare ale azotului (N–3), sulf (S –2) și clor (Cl –1 ) sunt cele mai mici pentru aceste elemente.

Substanțele care conțin elemente cu stări intermediare de oxidare pot fi atât agenți oxidanți, cât și reductori., în funcție de reacția specifică. Astfel, ele pot prezenta dualitate redox.

Astfel de substanțe includ, de exemplu, peroxid de hidrogen (H 2O2 ), o soluție apoasă de oxid de sulf (IV) (acid sulfuros), sulfiți etc. Substanțe similare, în funcție de condițiile de mediu și de prezența agenților oxidanți mai puternici (agenți reducători), pot prezenta în unele cazuri proprietăți oxidante și proprietăți reducătoare. În altele.

După cum știți, multe elemente au un grad variabil de oxidare, făcând parte din diverși compuși. De exemplu, sulful din compușii H 2S, H2S03, H2S04 iar sulful S în stare liberă are stări de oxidare –2, +4, +6 și respectiv 0. Sulful se referă la elemente R -familia de electroni, electronii sai de valenta sunt situati pe ultimul s - și p -subniveluri (...3 s 3 p ). Atomul de sulf cu starea de oxidare - 2 subnivele de valență este complet echipat. Prin urmare, un atom de sulf cu o stare de oxidare minimă (–2) poate doar dona electroni (oxida) și poate fi doar un agent reducător. Un atom de sulf cu o stare de oxidare de +6 și-a pierdut toți electronii de valență și în această stare poate accepta doar electroni (recuperarea). Prin urmare, atomul de sulf cu starea de oxidare maximă (+6) poate fi doar un agent de oxidare.

Atomii de sulf cu stări intermediare de oxidare (0, +4) pot pierde și câștiga electroni, adică pot fi atât agenți reducători, cât și agenți oxidanți.

Raționament similar este valabil atunci când se consideră proprietățile redox ale atomilor altor elemente.

Natura cursului reacției redox este afectată de concentrația de substanțe, de mediul soluției și de puterea agentului de oxidare și a agentului reducător. Astfel, acidul azotic concentrat și diluat reacționează diferit cu metalele active și inactive. Adâncimea de reducere a azotului (N+5 ) de acid azotic (oxidant) va fi determinată de activitatea metalului (reductor) și de concentrația (diluția) acidului.

4HNO 3 (conc.) + Cu \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,

8HNO 3 (razb.) + 3Cu \u003d 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O,

10HNO 3 (conc.) + 4Mg \u003d 4Mg (NO 3) 2 + N 2O + 5H 2O,

10HNO 3 (c. razb.) + 4Mg \u003d 4Mg (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

Reacția mediului are o influență semnificativă asupra cursului proceselor redox.

Dacă permanganat de potasiu (KMnO 4 ), apoi, în funcție de reacția mediului de soluție, Mn+7 se va recupera în diferite moduri:

într-un mediu acid (până la Mn +2 ) produsul de reducere va fi o sare, de exemplu MnSO 4 ,

într-un mediu neutru(până la Mn +4 ) produsul de reducere va fi MnO 2 sau MnO (OH) 2,

într-un mediu alcalin(până la Mn +6 ) produsul de reducere va fi un manganat, de exemplu, K 2 MnO4.

De exemplu, la reducerea unei soluții de permanganat de potasiu cu sulfit de sodiu, în funcție de reacția mediului, se vor obține produsele corespunzătoare:

mediu acid -

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

mediu neutru –

2KMnO 4 + 3Na 2 SO 3 + H 2 O \u003d 3Na 2 SO 4 + 2MnO 2 + 2KOH

mediu alcalin -

2KMnO 4 + Na 2 SO 3 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 4 + Na 2 MnO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O.

Temperatura sistemului afectează, de asemenea, cursul reacției redox. Deci, produsele interacțiunii clorului cu o soluție alcalină vor fi diferite în funcție de condițiile de temperatură.

Când clorul reacţionează cusoluție alcalină receReacția continuă cu formarea de clorură și hipoclorit:

0 -1 +1

CI2 + KOH → KCI + KCIO + H2O

CI 0 + 1e – → CI –1 reducere, oxidant

CI 0 – 1e – → CI +1 oxidare, agent reducător.

Dacă iei soluție concentrată fierbinte de KOH, apoi ca urmare a interacțiunii cu clorul obținem clorură și clorat:

0 t ° -1 +5

3CI 2 + 6KOH → 5KCI + KCIO 3 + 3H 2 O

5 │ CI 0 + 1e – → CI –1 reducere, oxidant

1 │ CI 0 – 5e – → CI +5 oxidare, agent reducător.

Întrebări pentru autocontrol pe subiect

„Reacții redox”

1. Ce reacții se numesc reacții redox?

2. Care este starea de oxidare a unui atom? Cum este definit?

3. Care este gradul de oxidare al atomilor din substanțele simple?

4. Care este suma stărilor de oxidare ale tuturor atomilor dintr-o moleculă?

5. Ce proces se numește procesul de oxidare?

6. Ce substanțe se numesc agenți oxidanți?

7. Cum se modifică starea de oxidare a unui agent oxidant în reacțiile redox?

8. Dați exemple de substanțe care sunt doar agenți de oxidare în reacțiile redox.

9. Ce proces se numește procesul de recuperare?

10. Definiți termenul „reductor”.

11. Cum se modifică starea de oxidare a agentului reducător în reacțiile redox?

12. Ce substanțe pot fi doar agenți reducători?

13. Ce element este un agent oxidant în reacția acidului sulfuric diluat cu metalele?

14. Ce element este un agent oxidant în interacțiunea acidului sulfuric concentrat cu metalele?

15. Care este funcția acidului azotic în reacțiile redox?

16. Ce compuși se pot forma în urma reducerii acidului azotic în reacțiile cu metalele?

17. Ce element este un agent oxidant în acid azotic concentrat, diluat și foarte diluat?

18. Ce rol poate juca peroxidul de hidrogen în reacțiile redox?

19. Cum sunt clasificate toate reacțiile redox?

Teste pentru autocontrolul cunoștințelor teoriei pe tema „Reacții de oxidare-reducere”

Opțiunea numărul 1

1) CuSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Cu,

2) CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2,

3) SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4,

4) FeCl 3 + 3NaOH \u003d Fe (OH) 3 + 3NaCl,

5) NaHC03 + NaOH = Na2CO3 + H2O.

2. Pe baza structurii atomilor, determinați sub ce număr este indicată formula ionului, care poate fi doar un agent oxidant:

1) Mn , 2) NO 3– , 3) ​​​​Br – , 4) S 2– , 5) NO 2– ?

3. Sub ce număr este formula substanței care este cel mai puternic agent reducător, dintre următoarele:

1) NO 3–, 2) Сu, 3) Fe, 4) Ca, 5) S?

4. Ce număr indică cantitatea de substanță KMnO 4 , în moli, care interacționează cu 10 moli de Na 2 SO 3 în reacția reprezentată de următoarea schemă:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O?

1) 4, 2) 2, 3) 5, 4) 3, 5) 1.

5. Ce număr este reacția de disproporționare (auto-oxidare - auto-recuperare)?

1) 2H 2 S + H 2 SO 3 \u003d 3S + 3H 2 O,

2) 4KClO 3 \u003d KCl + 3KClO 4,

3) 2F 2 + 2H 2 O \u003d 4HF + O 2.

4) 2Au 2 O 3 \u003d 4Au + 3O 2,

5) 2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2.

Opțiunea numărul 2

1. Sub ce număr este dată ecuația reacției redox?

1) 4KClO 3 \u003d KCl + 3KClO 4,

2) CaCO 3 \u003d CaO + CO 2,

3) CO 2 + Na 2 O \u003d Na 2 CO 3,

4) CuOHCI + HCl \u003d CuCl 2 + H 2 O,

5) Pb(N03)2 + Na2S04 = PbS04 + 2NaN03.

2. Sub ce număr este formula unei substanțe care poate fi doar un agent reducător:

1) SO2, 2) NaClO, 3) KI, 4) NaNO2, 5) Na2SO3?

3. Sub ce număr se află formula substanței, care este cel mai puternic agent oxidant, dintre date:

1) I 2 , 2) S, 3) F 2 , 4) O 2 , 5) Br 2 ?

4. În ce număr este volumul de hidrogen în litri în condiții normale, care poate fi obținut din 9 g de Al ca urmare a următoarei reacții redox:

2Al + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2

1) 67,2, 2) 44,8, 3) 33,6, 4) 22,4, 5) 11,2?

5. Ce număr este schema reacției redox care are loc la pH > 7?

1) I 2 + H 2 O → HI + HIO,

2) FeSO 4 + HIO 3 + ... → I 2 + Fe(SO 4 ) 3 + …,

3) KMnO4 + NaNO2 + … → MnSO4 + …,

4) KMnO4 + NaNO2 + … → K2 MNO4 + …,

5) CrCl3 + KMnO4 + … → K2 Cr2 O7 + MnO(OH)2 + … .

Opțiunea numărul 3

1. Sub ce număr este dată ecuația reacției redox?

1) H2 ASA DE4 + Mg → MgSO4 + H2 ,

2) CuSO4 + 2NaOH →Cu(OH)2 + Na2 ASA DE4 ,

3) Așadar3 + K2 O→K2 ASA DE4 ,

4) CO2 + H2 O→H2 CO3 ,

5) H2 ASA DE4 + 2KOH → K2 ASA DE4 + 2H2 Oh

2. Pe baza structurii atomului, determinați numărul sub care este dată formula ionului, care poate fi un agent reducător:

1) Ag+ , 2) Al3+, 3) Cl7+, 4) Sn2+ , 5) Zn2+ ?

3. Care este numărul procesului de recuperare?

1) NU2– → NU3– , 2) S2– →S0 , 3) Mn2+ →MnO2 ,

4) 2I– → eu2 , 5) → 2Cl– .

4. În ce număr este dată masa fierului reacţionat, dacă în urma reacţiei este reprezentată de următoarea schemă:

Fe + HNO3 → Fe(NR3 ) 3 + NU + H2 O

format 11,2 L NO(n.o.)?

1) 2,8, 2) 7, 3) 14, 4) 56, 5) 28.

5. Sub ce număr se află schema reacției de autooxidare-auto-recuperare (dismutare)?

1) HI+H2 ASA DE4 → eu2 + H2 S+H2 O

2) FeCl2 + SnCl4 → FeCl3 + SnCl2 ,

3) HNO2 → NU + NU2 + H2 O

4) KClO3 → KCl + O2 ,

5) Hg (NO3 ) 2 → HgO + NO2 +O2 .

Vezi răspunsurile la întrebările testului de la p.

Întrebări și exerciții pentru auto-studiu

munca de cercetare pe tema.

1. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care se află schemele reacțiilor redox:

1) MgCO3 + HCI MgCl2 + CO2 + H2 O

2) FeO + P Fe+P2 O5 ,

4) H2 O2  H2O+O2 , 8) KOH + CO2  KHCO3 .

2. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care se află procesele redox:

1) electroliza soluției de clorură de sodiu,

2) arderea piritei,

3) hidroliza soluției de carbonat de sodiu,

4) stingerea varului.

3. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care se află denumirile grupurilor de substanțe, caracterizate printr-o creștere a proprietăților oxidante:

1) clor, brom, fluor,

2) carbon, azot, oxigen,

3) hidrogen, sulf, oxigen,

4) brom, fluor, clor.

4. Care dintre substanțe -clor, sulf, aluminiu, oxigen– este un agent reducător mai puternic? În răspunsul dvs., indicați valoarea masei molare a compusului selectat.

5. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care se află numai agenții oxidanți:

1) K2 MNO4 , 2) KMnO4 , 4) MnO3 , 8) MnO2 ,

16) K2 Cr2 O7 , 32) K2 ASA DE3 .

6. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care se află formulele substanțelor cu dualitate redox:

1) KI, 2) H2 O2 , 4) Al, 8) SO2 , 16) K2 Cr2 O7 , 32) H2 .

7. Care dintre compuși -oxid de fier(III)oxid de crom(III)oxid de sulf(IV)Oxid de azot(II)Oxid de azot(V) - poate fi doar un agent oxidant? În răspunsul dvs., indicați valoarea masei molare a compusului selectat.

8. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate, sub care se află formulele substanțelor care au o stare de oxidare a oxigenului - 2:

1) H2 Pe o2 O, Cl2 O, 2) HPO3 , Fe2 O3 , ASA DE3 ,

4) OF2 , Ba(OH)2 , Al2 O3 , 8) BaO2 , Fe3 O4 , SiO2 .

9. Care dintre următorii compuși poate fi doar un agent oxidant:nitrit de sodiu, acid sulfuros, hidrogen sulfurat, acid azotic? În răspunsul dvs., indicați valoarea masei molare a compusului selectat.

10. Care dintre următorii compuși cu azot - NH3 ; HNO3 ; HNO2 ; NU2 - poate fi doar un agent oxidant? În răspunsul dvs., notați valoarea greutății moleculare relative a compusului selectat.

11. Sub ce număr, dintre denumirile de substanțe enumerate mai jos, este indicat cel mai puternic agent oxidant?

1) acid azotic concentrat,

2) oxigen,

3) electricitate la anod în timpul electrolizei,

4) fluor.

12. Care dintre următorii compuși cu azot - HNO3 ; NH3 ; HNO2 ; NU - poate fi doar un agent reducător? În răspunsul dvs., notați masa molară a compusului selectat.

13. Care dintre compuși - Na2 S; K2 Cr2 O7 ; KMnO4 ; NaNO2 ; KClO4 - poate fi atât agent oxidant, cât și agent reducător, în funcție de condițiile de reacție? În răspunsul dvs., notați masa molară a compusului selectat.

14. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate, unde sunt indicați ionii care pot fi agenți reducători:

1) (MnO4 ) 2– , 2) (CrO4 ) –2 , 4) Fe+2 , 8) Sn+4 , 16) (ClO4 ) – .

15. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate, sub care se află doar agenții oxidanți:

1) K2 MNO4 , 2) HNO3 , 4) MNO3 , 8) MnO2 , 16) K2 CrO4 , 32) H2 O2 .

16. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate, sub care se află doar denumirile substanțelor între care nu sunt posibile reacții redox:

1) carbon și acid sulfuric,

2) acid sulfuric și sulfat de sodiu,

4) hidrogen sulfurat și hidrogen iodură,

8) oxid de sulf (IV) și hidrogen sulfurat.

17. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care sunt situate procesele de oxidare:

1) S+6  S–2 , 2) Mn+2  Mn+7 , 4) S–2  S+4 ,

8) Mn+6  Mn+4 , 16) O2  2O–2 , 32) S+4  S+6 .

18. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care se află procesele de recuperare:

1) 2I–1  eu2 , 2) 2N+3  N2 , 4) S–2  S+4 ,

8) Mn+6  Mn+2 , 16) Fe+3  Fe0 , 32) S0  S+6 .

19. Specificați numărul sau suma numerelor condiționate sub care se află procesele de recuperare:

1) C0  CO2 , 2) Fe+2  Fe+3 ,

4) (SO3 ) 2–  (ASA DE4 ) 2– , 8) MnO2  Mn+2 .

20. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care se află procesele de recuperare:

1) Mn+2  MNO2 , 2) (IO3 ) –  (IO4 ) – ,

4) (NR2 ) –  (NU3 ) – , 8) MnO2  Mn+2 .

21. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care se află ionii care sunt agenți reducători.

1) Ca+2 , 2) Al+3 , 4) K+ , 8) S–2 , 16) Zn+2 , 32) (SO3 ) 2– .

22. Sub ce număr se află formula unei substanțe, în interacțiunea cu care hidrogenul acționează ca agent oxidant?

1) O2 , 2) Na, 3) S, 4) FeO.

23. Sub ce număr se află ecuația reacției în care apar proprietățile reducătoare ale ionului clorură?

1) MNO2 + 4HCI = MnCI2 +Cl2 + 2H2 DESPRE,

2) CuO + 2HCl = CuCl2 + H2 O

3) Zn + 2HCI = ZnCl2 + H2 ,

4) AgNO3 + HCI = AgCI + HNO3 .

24. Când interacționează cu care dintre următoarele substanțe - O2 , NaOH, H2 S - oxid de sulf (IV) prezintă proprietățile unui agent oxidant? Scrieți ecuația reacției corespunzătoare și în răspuns indicați suma coeficienților substanțelor inițiale.

25. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care se află schemele de reacție de disproporționare:

1) NH4 NU3  N2 O+H2 O, 2) NH4 NU2  N2 + H2 O

4) KClO3  KClO4 + KCI, 8) KClO3  KCI+O2 .

26. Desenați o diagramă de echilibru electronic și indicați cât de mult permanganat de potasiu este implicat în reacția cu zece moli de oxid de sulf (IV). Reacția se desfășoară conform schemei:

KMnO4 + Așa2  MnSO4 + K2 ASA DE4 + Așa3 .

27. Desenați o diagramă de echilibru electronic și indicați câtă substanță sulfură de potasiu interacționează cu șase moli de permanganat de potasiu în reacție:

K2 S+KMnO4 + H2 O MNO2 + S + KOH.

28. Desenați o diagramă de echilibru electronic și indicați câtă substanță de permanganat de potasiu interacționează cu zece moli de sulfat de fier (II) în reacție:

KMnO4 + FeSO4 + H2 ASA DE4  MnSO4 + Fe2 (ASA DE4 ) 3 + K2 ASA DE4 + H2 Oh

29. Desenați o diagramă de echilibru electronic și indicați cât de mult cromit de potasiu (KCrO2 ) reacționează cu șase moli de brom în reacția:

KCrO2 +Br2 +KOH K2 CrO4 + KBr + H2 Oh

30. Desenați o diagramă electronică de echilibru și indicați cât de mult din substanța de oxid de mangan (IV) interacționează cu șase moli de oxid de plumb (IV) în reacție:

MNO2 + PbO2 + HNO3  HMnO4 + Pb (NR3 ) 2 + H2 Oh

31. Scrieți ecuația reacției:

KMnO4 + NaI + H2 SO4 eu2 + K2 ASA DE4 +MnSO4 + Na2 ASA DE4 + H2 Oh

32. Scrieți ecuația reacției:

KMnO4 + NaNO2 + H2 O MNO2 + NaNO3 + KOH.

În răspunsul dvs., indicați suma coeficienților stoichiometrici din ecuația de reacție.

33. Scrieți ecuația reacției:

K2 Cr2 O7 + HCIconc. KCl + CrCl3 +Cl2 + H2 Oh

În răspunsul dvs., indicați suma coeficienților stoichiometrici din ecuația de reacție.

34. Desenați o diagramă de echilibru electronic și indicați cât azotat de sodiu (NaNO2 ) reacționează cu patru moli de permanganat de potasiu în reacție:

KMnO4 + NaNO2 + H2 ASA DE4  MnSO4 + NaNO3 + K2 ASA DE4 + H2 Oh

35. Desenați o diagramă de echilibru electronic și indicați câtă substanță hidrogen sulfurat interacționează cu șase moli de permanganat de potasiu în reacție:

KMnO4 + H2 S+H2 ASA DE4  S+MnSO4 + K2 ASA DE4 + H2 Oh

36. Ce cantitate de substanță de fier în moli va fi oxidată de oxigen cu un volum de 33,6 litri (n.o.) în reacția care se desfășoară conform schemei de mai jos?

Fe+H2 O+O2  Fe(OH)3 .

37. Care dintre următoarele metale - Zn, Rb, Ag, Fe, Mg - nu se dizolvă în acid sulfuric diluat? În răspunsul dvs., indicați valoarea masei atomice relative a acestui metal.

38. Care dintre următoarele metale - Zn, Rb, Ag, Fe, Mg - nu se dizolvă în acid sulfuric concentrat? În răspunsul dumneavoastră, indicați numărul ordinal al elementului din sistemul periodic al D.I. Mendeleev.

39. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care sunt pasivate metalele în soluții concentrate de acizi oxidanți.

1) Zn, 2) Cu, 4) Au, 8) Fe, 16) Mg, 32) Cr.

40. Indicați numărul sau suma numerelor condiționate sub care există semne chimice ale metalelor care nu înlocuiesc hidrogenul dintr-o soluție diluată de acid sulfuric, ci înlocuiesc mercurul din soluțiile de săruri de Hg2+ :

1) Fe, 2) Zn, 4) Au, 8) Ag, 16) Cu.

41. În ce număr sunt semnele chimice ale metalelor, fiecare dintre ele nu reacționează cu acidul azotic?

1) Zn, Ag; 2) Pt, Au; 3) Cu, Zn; 4) Ag, Hg.

42. Sub ce numar este indicata metoda de obtinere a clorului in industrie?

1) electroliza soluției de clorură de sodiu;

2) actiunea oxidului de mangan (1V) asupra acidului clorhidric;

3) descompunerea termică a compuşilor naturali ai clorului;

4) actiunea fluorului asupra clorurilor.

43. Sub ce număr este formula chimică a gazului care se eliberează predominant în timpul acțiunii unei soluții concentrate de acid azotic asupra cuprului?

1) N2 , 2) NR2 , 3) NU, 4) H2 .

44. Sub ce număr sunt formulele produșilor de reacție ai arderii hidrogenului sulfurat în aer cu lipsă de oxigen?

1) Așadar2 + H2 O, 2) S + H2 O

3) Așadar3 + H2 O, 4) Așadar2 + H2 .

Dați numărul răspunsului corect.

45. Scrieți o ecuație pentru reacția interacțiunii acidului sulfuric concentrat cu cuprul. În răspunsul dvs., indicați suma coeficienților din ecuația de reacție.

8. Clasificarea reacțiilor chimice. OVR. Electroliză

8.3. Reacții redox: Dispoziții generale

reacții redox(OVR) se numesc reacții care apar cu modificarea stării de oxidare a atomilor elementelor. Ca urmare a acestor reacții, unii atomi donează electroni, în timp ce alții îi acceptă.

Un agent reducător este un atom, ion, moleculă sau FE care donează electroni, un agent oxidant este un atom, ion, moleculă sau FE care acceptă electroni:

Procesul de eliberare de electroni se numește oxidare, iar procesul de acceptare - restaurare. În OVR, trebuie să existe un agent reducător și un agent oxidant. Nu există proces de oxidare fără un proces de reducere și nu există proces de reducere fără un proces de oxidare.

Agentul reducător donează electroni și este oxidat, în timp ce agentul oxidant acceptă electroni și este redus.

Procesul de reducere este însoțit de o scădere a gradului de oxidare a atomilor, iar procesul de oxidare este însoțit de o creștere a gradului de oxidare a atomilor de elemente. Este convenabil să ilustrați cele de mai sus cu o diagramă (CO - stare de oxidare):

Exemple specifice procesele de oxidare și reducere (scheme de echilibrare electronică) sunt date în Tabel. 8.1.

Tabelul 8.1

Exemple de scheme de echilibrare electronică

Schema echilibrului electronic	Caracteristica procesului
Procesul de oxidare
	Atomul de calciu donează electroni, crește gradul de oxidare, este un agent reducător
	Ionul Cr +2 donează electroni, crește gradul de oxidare, este un agent reducător
	Molecula de clor donează electroni, atomii de clor cresc starea de oxidare de la 0 la +1, clorul este un agent reducător
Proces de recuperare
	Atomul de carbon acceptă electroni, scade starea de oxidare, este un agent oxidant
	Molecula de oxigen acceptă electroni, atomii de oxigen își scad starea de oxidare de la 0 la -2, molecula de oxigen este un agent de oxidare
	Ionul acceptă electroni, scade starea de oxidare, este un agent oxidant

Cei mai importanți agenți reducători: substante simple metale; hidrogen; carbon sub formă de cocs; monoxid de carbon (II); compuși care conțin atomi în cea mai scăzută stare de oxidare (hidruri metalice, sulfuri, ioduri, amoniac); cel mai puternic agent reducător este curentul electric la catod.

Cei mai importanți oxidanți: substante simple - halogeni, oxigen, ozon; acid sulfuric concentrat; Acid azotic; un număr de săruri (KCl03, KMn04, K2Cr2O7); peroxid de hidrogen H2O2; cel mai puternic agent oxidant este un curent electric la anod.

Pe parcursul perioadei, proprietățile oxidante ale atomilor și substanțelor simple sunt îmbunătățite: fluor - cel mai puternic agent oxidant dintre toate substanțele simple. În fiecare perioadă, halogenii formează substanțe simple cu cele mai pronunțate proprietăți oxidante.

În grupele A, de sus în jos, proprietățile oxidante ale atomilor și substanțelor simple slăbesc, în timp ce proprietățile reducătoare cresc.

Pentru atomii de același tip, proprietățile reducătoare cresc odată cu creșterea razei lor; de exemplu, proprietățile reducătoare ale anionului
I - sunt mai pronunțate decât anionul Cl - .

Pentru metale, proprietățile redox ale substanțelor simple și ale ionilor într-o soluție apoasă sunt determinate de poziția metalului în seria electrochimică: de la stânga la dreapta (sus în jos), proprietățile reducătoare ale metalelor simple slăbesc: cel mai puternic agent reducător- litiu.

Pentru ionii metalici într-o soluție apoasă, de la stânga la dreapta pe același rând, respectiv, proprietățile de oxidare sunt îmbunătățite: cel mai puternic agent oxidant- Au 3 + ioni.

Pentru a aranja coeficienții în OVR, puteți utiliza o metodă bazată pe maparea proceselor de oxidare și reducere. Această metodă se numește metoda echilibrului electronic.

Esența metodei echilibrului electronic este următoarea.

1. Întocmește o schemă de reacție și determină elementele care au modificat starea de oxidare.

2. Alcătuiți ecuații electronice pentru semireacții de reducere și oxidare.

3. Deoarece numărul de electroni donați de agentul reducător trebuie să fie egal cu numărul de electroni acceptați de agentul de oxidare, se găsesc factori suplimentari folosind metoda celui mai mic multiplu comun (LCM).

4. Multiplicatorii suplimentari sunt introduși înainte de formulele substanțelor corespunzătoare (coeficientul 1 este omis).

5. Echivalați numărul de atomi ale acelor elemente care nu au modificat gradul de oxidare (întâi - hidrogen în apă, apoi - numărul de atomi de oxigen).

Un exemplu de compilare a unei ecuații pentru o reacție redox

metoda echilibrului electronic.

Constatăm că atomii de carbon și sulf și-au schimbat starea de oxidare. Compunem ecuațiile semireacțiilor de reducere și oxidare:

În acest caz, LCM este 4, iar factorii suplimentari sunt 1 (pentru carbon) și 2 (pentru acid sulfuric).

Am pus factorii suplimentari găsiți în părțile din stânga și din dreapta ale schemei de reacție în fața formulelor de substanțe care conțin carbon și sulf:

C + 2H2SO4 → CO2 + 2SO2 + H2O

Egalizăm numărul de atomi de hidrogen punând un factor de 2 în fața formulei apei și ne asigurăm că numărul de atomi de oxigen din ambele părți ale ecuației este același. Prin urmare, ecuația OVR

C + 2H 2 SO 4 \u003d CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Se pune întrebarea: în ce parte a schemei OVR ar trebui plasați factorii suplimentari găsiți - în stânga sau în dreapta?

Pentru reacții simple, acest lucru nu contează. Cu toate acestea, trebuie avut în vedere: dacă factorii suplimentari sunt definiți în partea stângă a ecuației, atunci coeficienții sunt plasați înaintea formulelor substanțelor din partea stângă; dacă calculele au fost efectuate pentru partea dreaptă, atunci coeficienții sunt puși în partea dreaptă a ecuației. De exemplu:

În funcție de numărul de atomi de Al din partea stângă:

În funcție de numărul de atomi de Al din partea dreaptă:

În cazul general, dacă substanțele unei structuri moleculare participă la reacție (O 2, Cl 2, Br 2, I 2, N 2), atunci atunci când se selectează coeficienții, aceștia pornesc exact de la numărul de atomi din moleculă:

Dacă N 2 O se formează într-o reacție care implică HNO 3, atunci este, de asemenea, mai bine să scrieți schema de echilibru electronic pentru azot bazată pe doi atomi de azot .

În unele reacții redox, una dintre substanțe poate îndeplini atât funcția de agent oxidant (agent reducător), cât și de formator de sare (adică, participa la formarea sării).

Astfel de reacții sunt tipice, în special, pentru interacțiunea metalelor cu acizi oxidanți (HNO 3 , H 2 SO 4 (conc)), precum și săruri oxidante (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , KClO 3 , Ca ( OCl) 2) cu acid clorhidric (datorită anionilor Cl − acid clorhidric are proprietăți reducătoare) și alți acizi, al căror anion este un agent reducător.

Să facem o ecuație pentru reacția cuprului cu acidul azotic diluat:

Vedem că o parte din moleculele de acid azotic este cheltuită pentru oxidarea cuprului, în timp ce este redusă la oxid nitric (II), iar o parte este folosită pentru a lega ionii de Cu 2+ formați la sarea Cu (NO 3) 2 (în compoziția sării, gradul de oxidare al atomului de azot este același, ca și în acid, adică nu se modifică). În astfel de reacții, un factor suplimentar pentru elementul oxidant este întotdeauna plasat în partea dreaptă înaintea formulei produsului de reducere, în acest caz, înaintea formulei NO, și nu HNO3 sau Cu(NO3)2.

Înainte de formula HNO 3 punem un coeficient de 8 (două molecule de HNO 3 sunt cheltuite pentru oxidarea cuprului și șase pentru legarea a trei ioni de Cu 2+ într-o sare), egalăm numărul de atomi de H și O și obținem

3Cu + 8HNO 3 \u003d 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

În alte cazuri, un acid, cum ar fi acidul clorhidric, poate fi simultan atât un agent reducător, cât și să participe la formarea unei sări:

Exemplul 8.5. Calculați ce masă de HNO3 este cheltuită pentru formarea sării, atunci când este în reacție, a cărei ecuație

zincul intră cu o masă de 1,4 g.

Soluţie. Din ecuația reacției, vedem că din 8 moli de acid azotic, doar 2 moli au trecut la oxidarea a 3 moli de zinc (există un factor de 2 în fața formulei pentru produsul de reducere a acidului, NO). Formarea sării a consumat 6 moli de acid, care este ușor de determinat prin înmulțirea coeficientului 3 din fața formulei de sare Zn(HNO3)2 cu numărul de reziduuri acide dintr-o unitate de formulă a sării, adică. pe 2.

n (Zn) \u003d 1,4 / 65 \u003d 0,0215 (mol).

x = 0,043 mol;

m (HNO 3) \u003d n (HNO 3) M (HNO 3) \u003d 0,043 ⋅ 63 \u003d 2,71 (g)

Răspuns: 2,71 g.

În unele OVR, starea de oxidare este schimbată de atomii nu a două, ci a trei elemente.

Exemplul 8.6. Aranjați coeficienții în curgerea OVR după schema FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 folosind metoda echilibrului electronic.

Soluţie. Vedem că starea de oxidare este modificată de atomii a trei elemente: Fe, S și O. În astfel de cazuri, se însumează numărul de electroni donați de atomii diferitelor elemente:

După plasarea coeficienților stoichiometrici, obținem:

4FeS + 7O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.

Luați în considerare exemple de rezolvare a altor tipuri de sarcini de examinare pe această temă.

Exemplul 8.7. Indicați numărul de electroni care trec de la agentul reducător la agentul oxidant în timpul descompunerii complete a azotatului de cupru(II), cu o masă de 28,2 g.

Soluţie. Notăm ecuația de reacție pentru descompunerea sării și schema balanței electronice a OVR; M = 188 g/mol.

Vedem că în timpul descompunerii a 4 moli de sare se formează 2 mol O 2. În același timp, 4 moli de electroni trec de la atomii agentului reducător (în acest caz, aceștia sunt ioni) la agentul de oxidare (adică la ioni): . Deoarece cantitatea chimică de sare este n = 28,2/188 = = 0,15 (mol), avem:

2 moli de sare - 4 moli de electroni

0,15 mol - x

n (e) \u003d x \u003d 4 ⋅ 0,15 / 2 \u003d 0,3 (mol),

N (e) \u003d N A n (e) \u003d 6,02 ⋅ 10 23 ⋅ 0,3 \u003d 1,806 ⋅ 10 23 (electroni).

Răspuns: 1,806 ⋅ 10 23 .

Exemplul 8.8. În timpul interacțiunii acidului sulfuric cu o cantitate chimică de 0,02 mol cu ​​magneziu, atomii de sulf au adăugat 7,224 ⋅ 10 22 electroni. Găsiți formula pentru produsul de recuperare a acidului.

Soluţie. În cazul general, schemele pentru procesele de reducere a atomilor de sulf în compoziția acidului sulfuric pot fi următoarele:

acestea. 1 mol de atomi de sulf poate accepta 2, 6 sau 8 moli de electroni. Avand in vedere ca 1 mol de acid contine 1 mol de atomi de sulf, i.e. n (H 2 SO 4) = n (S), avem:

n (e) \u003d N (e) / N A \u003d (7,224 ⋅ 10 22) / (6,02 ⋅ 10 23) \u003d 0,12 (mol).

Calculăm numărul de electroni acceptați de 1 mol de acid:

0,02 moli de acid acceptă 0,12 moli de electroni

1 mol - x

n (e) \u003d x \u003d 0,12 / 0,02 \u003d 6 (mol).

Acest rezultat corespunde procesului de reducere a acidului sulfuric la sulf:

Răspuns: sulf.

Exemplul 8.9. În reacția carbonului cu acidul azotic concentrat, se formează apă și doi oxizi care formează sare. Găsiți masa de carbon care a reacționat dacă atomii agentului de oxidare au luat 0,2 moli de electroni în acest proces.

Soluţie. Interacțiunea substanțelor se desfășoară conform schemei de reacție

Compunem ecuațiile pentru semireacțiile de oxidare și reducere:

Din schemele balanței electronice, vedem că dacă atomii agentului de oxidare () acceptă 4 moli de electroni, atunci în reacție intră 1 mol (12 g) de carbon. Compuneți și rezolvați proporția:

4 moli de electroni - 12 g de carbon

0,2 - x

x = 0,2 ⋅ 12 4 = 0,6 (d).

Răspuns: 0,6 g.

Clasificarea reacțiilor redox

Există reacții redox intermoleculare și intramoleculare.

Când OVR intermolecular atomii agentului de oxidare și ai agentului reducător fac parte din diferite substanțe și sunt atomi ai diferitelor elemente chimice.

Când OVR intramolecular Atomii oxidanți și reducători sunt în aceeași substanță. Reacţiile intramoleculare sunt disproporționare, în care agentul oxidant și agentul reducător sunt atomi ai aceluiași element chimic din compoziția aceleiași substanțe. Astfel de reacții sunt posibile pentru substanțele care conțin atomi cu o stare intermediară de oxidare.

Exemplul 8.10. Specificați schema de disproporționare OVR:

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

2) Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2

3) KI + Cl 2 → KCl + I 2

4) CI2 + KOH → KCl + KClO + H2O

Soluție. Reacțiile 1)–3) sunt OVR intermoleculare:

Reacția de disproporționare este reacția 4), deoarece conține un atom de clor și un agent oxidant și un agent reducător:

Răspuns: 4).

Este posibil să se evalueze calitativ proprietățile redox ale substanțelor pe baza analizei stărilor de oxidare ale atomilor din compoziția substanței:

1) dacă atomul responsabil de proprietățile redox se află în cel mai înalt grad de oxidare, atunci acest atom nu mai poate dona electroni, ci doar îi poate accepta. Prin urmare, în OVR, această substanță va prezenta numai proprietăți oxidante. Exemple de astfel de substanțe (în formule este indicată starea de oxidare a atomului responsabil pentru proprietățile redox):

2) dacă atomul responsabil pentru proprietățile redox se află în cea mai scăzută stare de oxidare, atunci această substanță din OVR va arăta numai proprietăți de restaurare(Un atom dat nu mai poate accepta electroni, ci doar îi poate da departe). Exemple de astfel de substanțe:,. Prin urmare, toți anionii halogen (cu excepția F - pentru oxidarea cărora se folosește un curent electric la anod), ionul sulfură S 2-, atomul de azot din molecula de amoniac și ionul hidrură H - arată numai proprietăți reducătoare în OVR. Metalele (Na, K, Fe) au numai proprietăți reducătoare;

3) dacă un atom al unui element se află într-o stare intermediară de oxidare (starea de oxidare este mai mare decât minimul, dar mai mică decât maximul), atunci substanța corespunzătoare (ionul) va prezenta, în funcție de condiții, dubla oxidare-proprietăți de restaurare: agenții oxidanți mai puternici vor oxida aceste substanțe (ioni), iar agenții reducători mai puternici le vor reduce. Exemple de astfel de substanțe: sulf, deoarece cea mai mare stare de oxidare a atomului de sulf este +6, iar cea mai scăzută este -2, oxid de sulf (IV), oxid nitric (III) (cea mai mare stare de oxidare a atomului de azot este +5 , iar cea mai mică este -3), peroxid de hidrogen ( Cea mai mare stare de oxidare a atomului de oxigen este +2, iar cea mai scăzută este -2). Proprietăți duble redox sunt prezentate de ionii metalici într-o stare intermediară de oxidare: Fe 2+, Mn +4, Cr +3 etc.

Exemplul 8.11. O reacție redox nu poate avea loc, a cărei schemă este:

1) CI2 + KOH → KCl + KClO3 + H2O

2) S + NaOH → Na2S + Na2SO3 + H2O

3) KClO → KClO 3 + KClO 4

4) KBr + Cl2 → KCl + Br

Soluţie. Reacția, a cărei schemă este indicată la numărul 3), nu poate continua, deoarece conține un agent reducător, dar nu un agent oxidant:

Răspuns: 3).

Pentru unele substanțe, dualitatea redox se datorează prezenței în compoziția lor a diferiților atomi atât în ​​starea cea mai joasă, cât și în cea mai mare de oxidare; de exemplu, acidul clorhidric (HCl) datorat atomului de hidrogen (cea mai mare stare de oxidare, egală cu +1) este un agent oxidant, iar datorită anionului Cl − este un agent reducător (stare de oxidare inferioară).

OVR este imposibilă între substanțele care prezintă doar proprietăți oxidante (HNO3 și H2SO4, KMnO4 și K2CrO7) sau doar reducătoare (HCl și HBr, HI și H2S)

OVR sunt extrem de frecvente în natură (metabolism în organismele vii, fotosinteză, respirație, descompunere, ardere), sunt utilizate pe scară largă de om în diverse scopuri (obținerea metalelor din minereuri, acizi, alcalii, amoniac și halogeni, crearea de surse de curent chimic, obținerea de căldură). și energie în timpul arderii diferitelor substanțe). Rețineți că OVR ne complică adesea viața (alterarea alimentelor, fructelor și legumelor, coroziunea metalelor - toate acestea sunt asociate cu apariția diferitelor procese redox).

Metoda ion-electronică (metoda semireacției)

La compilarea ecuațiilor OVR care curg în soluţii apoase, este de preferat să se selecteze coeficienții folosind metoda semireacției.

Procedura de selectare a coeficienților folosind metoda semireacției:

1. Scrieţi schema de reacţie în forme moleculare şi ionico-moleculare şi determinaţi ionii şi moleculele care modifică starea de oxidare.

2. Determinați mediul în care se desfășoară reacția (H + - acid; OH - alcalin; H 2 O - neutru)

3. Alcătuiți o ecuație ion-moleculară pentru fiecare semireacție și egalizați numărul de atomi ale tuturor elementelor.

1. Numărul de atomi de oxigen este egalizat folosind molecule de apă sau ioni OH.
2. Dacă ionul sau molecula originală conține mai mulți atomi de oxigen decât produsul de reacție, atunci

• un exces de atomi de oxigen într-un mediu acid se leagă cu ioni de H + în moleculele de apă
• în mediu neutru și alcalin atomii de oxigen în exces sunt legați de moleculele de apă în grupe OH -
  

1. Dacă ionul sau molecula originală conține mai puțini atomi de oxigen decât produsul de reacție, atunci

· lipsa atomilor de oxigen din solutiile acide si neutre este compensata de moleculele de apa

· în soluţii alcaline - datorită ionilor OH -.

4. Alcătuiți ecuații electron-ion ale semireacțiilor.

Pentru a face acest lucru, electronii sunt adăugați (sau scădeți) în partea stângă a fiecărei semireacții în așa fel încât sarcina totală de pe părțile stânga și dreaptă ale ecuațiilor să devină aceeași. Înmulțim ecuațiile rezultate cu cei mai mici factori, pentru echilibrul electronilor.

5. Rezumați ecuațiile electron-ion rezultate. Anulați termenii similari și obțineți ecuația OVR ion-moleculară

6. După ecuaţia ion-moleculară obţinută se realizează o ecuaţie moleculară.

Exemplu :

1 . Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

2Na + +SO 3 2- +K + +MnO 4 - +2H + +SO 4 2- →2Na + +SO 4 2- +Mn 2+ +SO 4 2- +2K + +SO 4 2- +H 2 O

ASA DE 3 2- → ASA DE 4 2-

MNO 4 - → Mn 2+

2 . Mediu acid - H +

3 .

MnO4 - + 8 H + → Mn2+ + 4 H2O

SO32- + H2O → SO42- + 2H+

4 .

MnO 4 - + 8 H + + 5ē → Mn 2+ + 4 H 2 O│ X2

SO 3 2- + H 2 O - 2ē → SO 4 2- + 2 H + │ X5

5 .

2MnO 4 - + 16 H + + 10ē →2Mn 2+ + 8 H 2 O

5SO 3 2- + 5H 2 O - 10ē → 5SO 4 2- + 10 H +

2MnO 4 - + 16 H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O →2Mn 2+ + 8 H 2 O + 5SO 4 2- + 10 H +

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

6 . 5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

Aducere aminte!