Elektronikus mérleg módszer a reakciók összeállításához. Mi az az elektronikus mérleg? Most nézzünk meg egy konkrét példát

Sok OVR sajátossága, hogy az egyenletek összeállítása során az együtthatók kiválasztása nehézséget okoz. Az együtthatók kiválasztásának megkönnyítésére leggyakrabban ezt használják elektronegyensúly módszer és ion-elektronikai módszer (félreakciós módszer). Tekintse meg ezen módszerek mindegyikének alkalmazását példákkal.

Elektronikus mérleg módszer

Azon alapul következő szabály: a redukáló atomok által adományozott elektronok teljes számának meg kell egyeznie az oxidáló atomok által fogadott elektronok számával.

Az OVR összeállításának példájaként vegyük figyelembe a nátrium-szulfit és a kálium-permanganát kölcsönhatásának folyamatát savas környezetben.

1. Először el kell készítenie egy reakciósémát:írja le az anyagokat a reakció elején és végén, tekintettel arra, hogy savas környezetben az MnO 4 - Mn 2+ -ra redukálódik ():

1. Ezután meghatározzuk, hogy melyik vegyületek; keresse meg oxidációs állapotukat a reakció elején és végén:

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

A fenti diagramból jól látható, hogy a reakció során a kén oxidációs állapota +4-ről +6-ra növekszik, így az S +4 2 elektront adományoz és redukálószer. A mangán oxidációs állapota +7-ről +2-re csökkent, azaz. Mn +7 5 elektront fogad és van oxidálószer.

1. Elektronikus egyenleteket állítunk össze, és megtaláljuk az oxidálószer és redukálószer együtthatóit.

S +4 - 2e - \u003d S +6 ¦ 5

Mn +7 +5e - = Mn +2 ¦ 2

Ahhoz, hogy a redukálószer által adományozott elektronok száma megegyezzen a redukálószer által elfogadott elektronok számával, szükséges:

• Tedd a redukálószer által adományozott elektronok számát tényezőként az oxidálószer elé!
• Tegye a redukálószer elé tényezőként az oxidálószer által elfogadott elektronok számát!

Így az Mn +7 oxidálószer által kapott 5 elektront a redukálószer elé tesszük, az S +4 redukálószer által leadott 2 elektront pedig együtthatóként az oxidálószer elé:

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

1. Ezután ki kell egyenlítenie azon elemek atomjainak számát, amelyek nem változtatják meg az oxidációs állapotot, a következő sorrendben: a fématomok száma, savmaradékok, a közeg (sav vagy lúg) molekuláinak száma. Végül megszámoljuk a képződött vízmolekulák számát.

Tehát esetünkben a fématomok száma a jobb és a bal oldalon azonos.

Az egyenlet jobb oldalán található savmaradékok számával megkapjuk a sav együtthatóját.

A reakció eredményeként 8 SO 4 2- savmaradék képződik, ebből 5 az 5SO 3 2- → 5SO 4 2- átalakulás következtében, 3 pedig a 8SO 4 2- - 5SO 4 kénsavmolekulák következtében. 2- \u003d 3SO 4 2 - .

Így a kénsavnak 3 molekulát kell felvennie:

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

1. Hasonlóképpen a víz együtthatóját a hidrogénionok számával találjuk meg adott mennyiségű savban

6H++3O-2 = 3H2O

Az egyenlet végső formája a következő:

Az együtthatók helyes elhelyezésének jele, hogy az egyenlet mindkét részében az egyes elemek azonos számú atomja van.

Ion-elektronikus módszer (félreakciós módszer)

Az elektrolit oldatokban az oxidációs-redukciós reakciók, valamint a cserereakciók ionok részvételével mennek végbe. Ezért az OVR ionos-molekuláris egyenletei jobban tükrözik a redox reakciók lényegét. Az ion-molekula egyenletek írásakor az erős elektrolitokat , a gyenge elektrolitokat, csapadékokat és gázokat molekulákként írjuk fel (nem disszociált formában). Az ionos sémában jelölje meg azokat a részecskéket, amelyek változáson mennek keresztül oxidációs állapotok, valamint a környezet jellemzése, részecskék: H + - savas környezet,Ó-- lúgos környezetés H 2 O - semleges környezet.

Tekintsünk egy példát a közötti reakcióegyenlet összeállítására nátrium-szulfit és kálium-permanganát savas környezetben.

1. Először fel kell készítenie egy reakciósémát: írja le az anyagokat a reakció elején és végén:

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

1. Az egyenletet ionos formában írjuk fel csökkenti azokat az ionokat, amelyek nem vesznek részt a redox folyamatban:

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

1. Ezt követően meghatározzuk az oxidálószert és a redukálószert, valamint összeállítjuk a redukciós és oxidációs folyamatok félreakcióit.

A fenti reakcióban oxidálószer - MnO 4- 5 savas környezetben visszanyerődő elektront Mn 2+-ra fogad be. Ebben az esetben oxigén szabadul fel, amely a MnO 4 - része, amely H +-val kombinálva vizet képez:

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

Redukálószer SO 3 2-- SO 4 2-vé oxidálódik, 2 elektront adva. Amint látható, a kapott SO 4 2- ion több oxigént tartalmaz, mint az eredeti SO 3 2-. Az oxigénhiányt vízmolekulák pótolják, és ennek eredményeként 2H + szabadul fel:

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

1. Megtaláljuk az oxidálószer és a redukálószer együtthatóját figyelembe véve, hogy az oxidálószer annyi elektront ad hozzá, amennyit a redukálószer felad az oxidációs-redukciós folyamatban:

MnO 4 - + 8H + + 5e - \u003d Mn 2+ + 4H 2 O ¦2 oxidálószer, redukciós folyamat

SO 3 2- + H 2 O - 2e - \u003d SO 4 2- + 2H + ¦5 redukálószer, oxidációs folyamat

1. Ezután mindkét félreakciót összegezni kell, előzetesen megszorozva a talált együtthatókkal, a következőt kapjuk:

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

A hasonló tagokat redukálva megtaláljuk az ionos egyenletet:

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

1. Írjuk fel a molekuláris egyenletet, amelynek a következő formája van:

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

NÁL NÉL ionos forma az egyenlet így alakul:

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

Az előző példához hasonlóan az oxidálószer MnO 4-, a redukálószer pedig SO 3 2-.

Semleges és enyhén lúgos környezetben a MnO 4 - 3 elektront fogad el, és MnO 2 -dá redukálódik. A SO 3 2- - SO 4 2- oxidálódik, így 2 elektron keletkezik.

Félreakciók a következő űrlappal rendelkezik:

MnO 4 - + 2H 2 O + 3e - \u003d MnO 2 + 4OH - ¦2 oxidálószer, redukciós eljárás

SO 3 2- + 2OH - - 2e - \u003d SO 4 2- + H 2 O ¦3 redukálószer, oxidációs folyamat

Az ionos és molekuláris egyenleteket az oxidálószer és a redukálószer együtthatóinak figyelembevételével írjuk fel:

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

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

És még egy példa - egyenlet felállítása a közötti reakcióra nátrium-szulfit és kálium-permanganát lúgos közegben.

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

NÁL NÉL ionos forma az egyenlet így alakul:

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

Lúgos környezetben oxidálószer MnO 4 - 1 elektront vesz fel és MnO 4 2-vé redukálódik. A SO 3 2- - redukálószer SO 4 2- oxidálódik, így 2 elektron keletkezik.

Félreakciók a következő űrlappal rendelkezik:

MnO 4 - + e - \u003d MnO 2 ¦2 oxidálószer, redukciós folyamat

SO 3 2- + 2OH - - 2e - \u003d SO 4 2- + H 2 O ¦1 redukálószer, oxidációs folyamat

Írjuk fel az ionos és molekuláris egyenleteket, figyelembe véve az oxidálószer és a redukálószer együtthatóit:

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

Meg kell jegyezni, hogy nem mindig oxidálószer és redukálószer jelenlétében fordulhat elő spontán OVR. Ezért az oxidálószer és a redukálószer erősségének kvantitatív jellemzésére és a reakció irányának meghatározására a redoxpotenciálok értékeit használják.

Kategóriák,

Ion-elektronikus módszer (félreakciós módszer)

Az OVR egyenletek összeállításakor folyó vizes oldatokban, előnyösebb az együtthatókat a félreakciós módszerrel kiválasztani.

Az együtthatók kiválasztásának eljárása félreakciós módszerrel:

1. Írja fel a reakcióvázlatot molekuláris és ionos-molekuláris formában, és határozza meg az oxidációs állapotot megváltoztató ionokat és molekulákat!

2. Határozza meg a környezetet, amelyben a reakció lezajlik (H + - savas; OH - lúgos; H 2 O - semleges)

3. Készítsen ion-molekula egyenletet minden félreakcióhoz, és egyenlítse ki az összes elem atomszámát!

1. Az oxigénatomok számát vízmolekulák vagy OH-ionok segítségével kiegyenlítik.
2. Ha az eredeti ion vagy molekula több oxigénatomot tartalmaz, mint a reakciótermék, akkor

• oxigénatomok feleslege savas környezetben H + ionokkal kötődik vízmolekulákká
• semleges és lúgos környezetben a felesleges oxigénatomokat a vízmolekulák OH csoportokká kötik -
  

1. Ha az eredeti ion vagy molekula kevesebb oxigénatomot tartalmaz, mint a reakciótermék, akkor

· a savas és semleges oldatokban az oxigénatomok hiányát vízmolekulák pótolják

· lúgos oldatokban - az OH miatt - ionok.

4. Állítsa fel a félreakciók elektron-ion egyenleteit!

Ehhez az egyes félreakciók bal oldalához elektronokat adunk (vagy vonunk ki) oly módon, hogy az egyenlet bal és jobb oldalán a teljes töltés azonos legyen. A kapott egyenleteket megszorozzuk a legkisebb tényezőkkel, az elektronok egyensúlyára.

5. Foglalja össze a kapott elektron-ion egyenleteket! Törölje a hasonló kifejezéseket, és kapja meg az ion-molekuláris OVR egyenletet

6. A kapott ion-molekula egyenlet szerint molekuláris egyenletet készítünk.

Példa :

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 + +MnO4 - +2H + +SO 4 2- →2Na + +SO 4 2- +Mn 2+ +SO 4 2- +2K + +SO 4 2- +H 2 O

ÍGY 3 2- → ÍGY 4 2-

MNO 4 - → Mn 2+

2 . Savas környezet - H +

3 .

MnO 4 - + 8 H + → Mn 2+ + 4 H 2 O

SO 3 2- + H 2 O → SO 4 2- + 2 H +

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 - 10° → 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 2SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5Na 2 SO 4 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

Emlékeztető!

Restaurátorok
A redukálószer (oxidálószer) neve	Elektronikus egyenlet	Ion-elektronikus egyenlet	Oxidációs termék ( felépülés)
Króm(III)-ion ) lúgos környezetben	Cr +3 - 3ē = Cr +6	Cr 3+ + 8OH - - 3ē \u003d CrO 4 2- + 4H 2 O	CrO 4 2-
Króm(III)-ion savas közegben	Cr +3 - 3ē = Cr +6	2Cr 3+ + 7H 2 O - 6ē \u003d Cr 2 O 7 2- + 14 H +	Cr 2 O 7 2-
hidrogén-szulfid	S -2 - 2ē \u003d S 0	H 2 S - 2ē \u003d S + 2H +
szulfit ion	S +4 - 2ē = S +6	SO 3 2- + H 2 O - 2ē \u003d SO 4 2- + 2 H +	SO 4 2-
Oxidálószerek
Permanganát ion savas környezetben	Mn +7 + 5ē = Mn +2	MnO 4 - + 8H + + 5ē \u003d Mn 2+ + 4H 2 O	Mn2+
Permanganát ion semleges környezetben	Mn +7 + 3ē = Mn +4	MnO 4 - + 2H 2 O + 3ē \u003d MnO 2 + 4OH -	MnO2
Permanganát ion lúgos környezetben	Mn +7 + ē = Mn +6	MnO 4 - + ē \u003d MnO 4 2-	MnO 4 2-
dikromát ion	2Cr +6 + 6ē = 2Cr +3	Cr 2 O 7 2- + 14H + + 6ē \u003d 2Cr 3+ + 7H 2 O	Cr+3
Hidrogén-peroxid savas környezetben	2O - + 2ē \u003d 2O -2	H 2 O 2 + 2H + + 2ē \u003d 2H 2 O	H2O
Hidrogén-peroxid semleges és lúgos közegben	2O - + 2ē \u003d 2O -2	H 2 O 2 + 2ē \u003d 2 OH -	oh-

Először meg kell győződnie arról, hogy az egyenletben bemutatott reakció OVR (oxidációs-redukciós p-tion). Emlékeztetni kell arra, hogy az OVR-reakciók nem tartalmazzák a cserekörzeteket. Jegyzet. H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O - kicserélődési reakció, az oxidációs állapotok nem változnak.

2 lépés

Miután megbizonyosodtunk arról, hogy ez egy OVR, folytatjuk az együtthatók elhelyezését. Először el kell rendezni az oxidációs állapotokat a reakció minden eleme felett. Lásd a 2. ábrát.
Látható, hogy egyes elemek oxidációs állapota megváltozott. A mérleg módszere az oxidációs állapot változásának felhasználása.

3 lépés

Most közvetlenül elektronikus mérleg.
Általában így történik: Lásd a 3. ábrát.
Megjegyzés: Ha szükséges, be kell állítania az együtthatókat.
Most, hogy megmagyarázzuk, mi történt itt, a nitrogénnek (N) három extra elektronja volt (¯e) a reakcióban, elveszíti az összes extra elektront.
Az oxigénnel (O2) az ellenkezője történik - elektronokat szerez, mert vegyületekben más elemektől veszi át az elektronokat.
Ennek eredményeként két számot kaptunk - 6-ot és 4-et, ezek a 2 többszörösei, 3-at és 2-t kapunk. Ezután felcseréljük őket (Miért? Ne is gondolja, miért =)). Ez a két szám segít kiegyenlíteni reakciónkat.

8. A kémiai reakciók osztályozása. OVR. Elektrolízis

8.3. Redox reakciók: Általános rendelkezések

redox reakciók(OVR) olyan reakcióknak nevezzük, amelyek az elemek atomjainak oxidációs állapotának megváltozásával jönnek létre. E reakciók eredményeként egyes atomok elektronokat adnak, míg mások elfogadják azokat.

A redukálószer egy atom, ion, molekula vagy FE, amely elektronokat ad át, az oxidálószer egy atom, ion, molekula vagy FE, amely elektronokat fogad el:

Az elektronok leadásának folyamatát oxidációnak, az elfogadás folyamatát pedig - felújítás. Az OVR-ben redukálószernek és oxidálószernek kell lennie. Nincs oxidációs folyamat redukciós folyamat nélkül, és nincs redukciós folyamat oxidációs folyamat nélkül.

A redukálószer elektronokat ad és oxidálódik, míg az oxidálószer elektronokat fogad el és redukálódik.

A redukciós folyamatot az atomok oxidációs fokának csökkenése, az oxidációs folyamatot pedig az elemek atomjainak oxidációs fokának növekedése kíséri. A fentieket célszerű diagrammal illusztrálni (CO - oxidációs állapot):

Az oxidációs és redukciós folyamatokra (elektronegyensúlyi sémák) a táblázatban találhatók konkrét példák. 8.1.

8.1. táblázat

Példák elektronikus mérlegsémákra

Az elektronikus mérleg sémája	A folyamat jellemzői
Oxidációs folyamat
	A kalcium atom elektronokat ad, növeli az oxidáció mértékét, redukálószer
	Az ion Cr +2 elektronokat ad, növeli az oxidáció mértékét, redukálószer
	A klórmolekula elektronokat ad, a klóratomok 0-ról +1-re emelik az oxidációs állapotot, a klór redukálószer
Helyreállítási folyamat
	A szénatom elektronokat fogad be, csökkenti az oxidációs állapotot, oxidálószer
	Az oxigénmolekula elektronokat fogad, az oxigénatomok oxidációs állapotukat 0-ról -2-re csökkentik, az oxigénmolekula oxidálószer
	Az ion elektronokat fogad fel, csökkenti az oxidációs állapotot, oxidálószer

A legfontosabb redukálószerek: egyszerű anyagok fémek; hidrogén; szén koksz formájában; szén-monoxid(II); a legalacsonyabb oxidációs állapotú atomokat tartalmazó vegyületek (fém-hidridek, szulfidok, jodidok, ammónia); a legerősebb redukálószer elektromosság a katódon.

A legfontosabb oxidálószerek: egyszerű anyagok - halogének, oxigén, ózon; tömény kénsav; Salétromsav; számos só (KClO 3, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7); hidrogén-peroxid H 2 O 2; a legerősebb oxidálószer az anódon lévő elektromos áram.

Az idő múlásával az atomok és az egyszerű anyagok oxidáló tulajdonságai javulnak: fluor - az összes egyszerű anyag közül a legerősebb oxidálószer. Minden időszakban a halogének egyszerű anyagokat képeznek, amelyek a legkifejezettebb oxidáló tulajdonságokkal rendelkeznek.

Az A csoportokban felülről lefelé az atomok és az egyszerű anyagok oxidáló tulajdonságai gyengülnek, míg a redukáló tulajdonságok nőnek.

Az azonos típusú atomok esetében a redukáló tulajdonságok a sugaruk növekedésével nőnek; például az anion redukáló tulajdonságai
Az I - kifejezettebb, mint a Cl - anion.

Fémeknél az egyszerű anyagok és ionok redox tulajdonságait vizes oldatban a fém helyzete határozza meg az elektrokémiai sorozatban: balról jobbra (fentről lefelé) az egyszerű fémek redukáló tulajdonságai gyengülnek: a legerősebb redukálószer- lítium.

Vizes oldatban lévő fémionok esetében, ugyanabban a sorban balról jobbra, az oxidációs tulajdonságok javulnak: legerősebb oxidálószer- Au 3 + ionok.

Az együtthatók elrendezéséhez az OVR-ben az oxidációs és redukciós folyamatok leképezésén alapuló módszert használhatja. Ezt a módszert hívják elektronikus mérlegmódszer.

Az elektronikus mérleg módszerének lényege a következő.

1. Készítsen reakcióvázlatot, és határozza meg azokat az elemeket, amelyek megváltoztatták az oxidációs állapotot!

2. Készítsen elektronikus egyenleteket a redukció és az oxidáció félreakcióira.

3. Mivel a redukálószer által adományozott elektronok számának meg kell egyeznie az oxidálószer által elfogadott elektronok számával, további tényezőket találunk a legkisebb közös többszörös (LCM) módszerrel.

4. A megfelelő anyagok képlete elé további szorzószámokat írnak le (az 1-es együtthatót kihagyjuk).

5. Egyenlítse ki azon elemek atomjainak számát, amelyek nem változtatták meg az oxidáció mértékét (először - hidrogén a vízben, majd - az oxigénatomok száma).

Példa egy redox reakció egyenletének összeállítására

elektronikus mérlegmódszer.

Azt találtuk, hogy a szén- és kénatom megváltoztatta oxidációs állapotát. Összeállítjuk a redukció és az oxidáció félreakcióinak egyenleteit:

Ebben az esetben az LCM 4, a további tényezők pedig 1 (szén) és 2 (kénsav).

A reakcióséma bal és jobb oldalán található további tényezőket a szén- és kéntartalmú anyagok képlete elé írjuk le:

C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 + H 2 O

Kiegyenlítjük a hidrogénatomok számát úgy, hogy a vízképlet elé 2-es tényezőt teszünk, és ügyelünk arra, hogy az oxigénatomok száma az egyenlet mindkét részében azonos legyen. Ezért az OVR egyenlet

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

Felmerül a kérdés: az OVR séma melyik részében kell a talált további tényezőket elhelyezni - balra vagy jobbra?

Egyszerű reakciók esetén ez nem számít. Ugyanakkor szem előtt kell tartani: ha az egyenlet bal oldalán további tényezőket definiálunk, akkor az együtthatók a bal oldalon lévő anyagok képlete elé kerülnek; ha a számításokat a jobb oldalra végeztük, akkor az együtthatók az egyenlet jobb oldalára kerülnek. Például:

A bal oldalon lévő Al atomok száma szerint:

A jobb oldalon lévő Al atomok száma szerint:

Általános esetben, ha a reakcióban molekulaszerkezetű anyagok vesznek részt (O 2, Cl 2, Br 2, I 2, N 2), akkor az együtthatók kiválasztásakor pontosan a molekulában lévő atomok számából indulnak ki:

Ha HNO 3 részvételével zajló reakcióban N 2 O keletkezik, akkor a nitrogén elektronegyensúlyi sémáját is érdemesebb két nitrogénatom alapján megírni. .

Egyes redoxreakciókban az egyik anyag oxidálószerként (redukálószerként) és sóképzőként is elláthatja (azaz részt vehet a sóképzésben).

Az ilyen reakciók különösen a fémek oxidáló savakkal (HNO 3, H 2 SO 4 (konc)), valamint az oxidáló sók (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, KClO 3, Ca) kölcsönhatására jellemzőek. OCl) 2) sósavval (a Cl-anionok miatt - a sósav redukáló tulajdonságokkal rendelkezik) és más savakkal, amelyek anionja redukálószer.

Készítsünk egyenletet a réz és híg salétromsav reakciójára:

Látjuk, hogy a salétromsavmolekulák egy része a réz oxidációjára megy el, miközben nitrogén-monoxiddá redukálódik (II), egy részét pedig a képződött Cu 2+ ionok Cu (NO 3) 2 sóval való megkötésére használják. a só összetétele, a nitrogénatom oxidációs foka ugyanaz, mint a savban, azaz nem változik). Az ilyen reakciókban az oxidáló elemre vonatkozó további faktor mindig a jobb oldalra kerül a redukciós termékképlet elé, ebben az esetben az NO képlet elé, és nem a HNO 3 vagy Cu(NO 3) 2 elé.

A HNO 3 képlet elé teszünk egy 8-as együtthatót (két HNO 3 molekulát a réz oxidálására, hatot pedig három Cu 2+ ion sóvá kötésére fordítunk), kiegyenlítjük a H és O atomok számát, és megkapjuk.

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

Más esetekben egy sav, például a sósav, egyidejűleg lehet redukálószer és részt vehet a sóképzésben:

8.5. példa. Számítsa ki, mekkora tömegű HNO 3 költ sóképzésre, amikor a reakcióban, melynek egyenlete

a cink 1,4 g tömeggel lép be.

Megoldás. A reakcióegyenletből azt látjuk, hogy 8 mol salétromsavból csak 2 mol ment 3 mol cink oxidációjára (a savredukciós termék, az NO képlete előtt 2-es tényező áll). A sóképződés 6 mol savat emésztett fel, ami könnyen meghatározható, ha a Zn(HNO 3) 2 sóképlet előtti 3-as együtthatót megszorozzuk a só egy képletegységében lévő savmaradékok számával, azaz. 2-án.

n (Zn) \u003d 1,4 / 65 = 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)

Válasz: 2,71 g.

Egyes OVR-ekben az oxidációs állapotot nem két, hanem három elem atomjai változtatják meg.

8.6. példa. Rendezzük az együtthatókat az OVR-ben az áramló FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 séma szerint az elektronegyensúly módszerével.

Megoldás. Látjuk, hogy az oxidációs állapotot három elem atomja változtatja meg: Fe, S és O. Ilyen esetekben a különböző elemek atomjai által adományozott elektronok számát összegezzük:

A sztöchiometrikus együtthatók elhelyezése után a következőket kapjuk:

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

Vegyünk példákat más típusú vizsgafeladatok megoldására ebben a témában.

8.7. példa. Adja meg a 28,2 g tömegű réz(II)-nitrát teljes bomlása során a redukálószerből az oxidálószerbe áthaladó elektronok számát.

Megoldás. Felírjuk a sóbontás reakcióegyenletét és az OVR elektronikus mérlegének sémáját; M = 188 g/mol.

Látjuk, hogy 4 mol só bomlása során 2 mol O 2 képződik. Ugyanakkor a redukálószer atomjaitól (jelen esetben ezek ionok) 4 mol elektron jut át ​​az oxidálószerhez (azaz ionokhoz): . Mivel a só kémiai mennyisége n = 28,2/188 = = 0,15 (mol), a következőket kapjuk:

2 mol só - 4 mol elektron

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 (elektronok).

Válasz: 1.806 ⋅ 10 23 .

8.8. példa. A 0,02 mol kémiai mennyiségű kénsav magnéziummal való kölcsönhatása során a kénatomok 7,224 ⋅ 10 22 elektront adtak hozzá. Keresse meg a savvisszanyerő termék képletét.

Megoldás. Általános esetben a kénsav összetételében lévő kénatomok redukciós folyamatai a következők lehetnek:

azok. 1 mol kénatom 2, 6 vagy 8 mol elektront képes befogadni. Tekintettel arra, hogy 1 mol sav 1 mol kénatomot tartalmaz, i.e. n (H 2 SO 4) = n (S), van:

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

Kiszámoljuk az 1 mol sav által elfogadott elektronok számát:

0,02 mol sav 0,12 mol elektront fogad el

1 mol - x

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

Ez az eredmény megfelel a kénsav kénné redukálásának folyamatának:

Válasz: kén.

8.9. példa. A szén és a tömény salétromsav reakciója során víz és két sóképző oxid képződik. Határozza meg a szén tömegét, amely akkor reagált, ha az oxidálószer atomjai 0,2 mol elektront vettek fel ebben a folyamatban.

Megoldás. Az anyagok kölcsönhatása a reakcióséma szerint megy végbe

Összeállítjuk az oxidáció és a redukció félreakcióinak egyenleteit:

Az elektronmérleg sémáiból azt látjuk, hogy ha az oxidálószer () atomjai 4 mol elektront vesznek fel, akkor 1 mol (12 g) szén lép be a reakcióba. Állítsa össze és oldja meg az arányt:

4 mol elektron - 12 g szén

0,2 - x

x = 0,2 ⋅ 12 4 = 0,6 (d).

Válasz: 0,6 g.

Redox reakciók osztályozása

Léteznek intermolekuláris és intramolekuláris redox reakciók.

Mikor intermolekuláris OVR az oxidálószer és a redukálószer atomjai különböző anyagok részei és különböző kémiai elemek atomjai.

Mikor intramolekuláris OVR Az oxidáló és redukáló atomok ugyanabban az anyagban vannak. Az intramolekuláris reakciók azok aránytalanság, amelyben az oxidálószer és a redukálószer ugyanazon anyag összetételében lévő azonos kémiai elem atomjai. Ilyen reakciók olyan anyagoknál lehetségesek, amelyek köztes oxidációs állapotú atomokat tartalmaznak.

8.10. példa. Adja meg az OVR aránytalanítási sémáját:

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

Megoldás . Az 1)–3) reakciók intermolekuláris OVR:

Az aránytalanítási reakció a 4) reakció, mivel egy klóratomot és egy oxidálószert és egy redukálószert tartalmaz:

Válasz: 4).

Lehetőség van az anyagok redox tulajdonságainak minőségi értékelésére az anyag összetételében lévő atomok oxidációs állapotának elemzése alapján:

1) ha a redox tulajdonságokért felelős atom a legmagasabb oxidációs fokon van, akkor ez az atom már nem tud elektronokat adni, csak befogadni. Ezért az OVR-ben ez az anyag megjelenik csak oxidáló tulajdonságokkal rendelkezik. Példák ilyen anyagokra (a képletekben a redox tulajdonságokért felelős atom oxidációs állapota van feltüntetve):

2) ha a redox tulajdonságokért felelős atom a legalacsonyabb oxidációs állapotban van, akkor ez az anyag az OVR-ben csak helyreállító tulajdonságokkal rendelkezik(Egy adott atom már nem képes elektronokat fogadni, csak leadni). Példák ilyen anyagokra:,. Ezért az összes halogén anion (az F kivételével - amelynek oxidációjához az anódon elektromos áramot használnak), az S 2- szulfidion, az ammónia molekulában lévő nitrogénatom és a H hidridion csak csökkentő tulajdonságok az OVR-ben. A fémek (Na, K, Fe) csak redukáló tulajdonságokkal rendelkeznek;

3) ha egy elem atomja közbenső oxidációs állapotban van (az oxidációs állapot nagyobb, mint a minimum, de kisebb, mint a maximum), akkor a megfelelő anyag (ion) a körülményektől függően kettős oxidáció-helyreállító tulajdonságok: az erősebb oxidálószerek oxidálják ezeket az anyagokat (ionokat), az erősebb redukálószerek pedig redukálják őket. Példák ilyen anyagokra: kén, mivel a kénatom legmagasabb oxidációs foka +6, a legalacsonyabb pedig -2, kén-oxid (IV), nitrogén-oxid (III) (a nitrogénatom legmagasabb oxidációs foka +5 , a legalacsonyabb pedig -3), hidrogén-peroxid ( Az oxigénatom legmagasabb oxidációs foka +2, a legalacsonyabb pedig -2). Kettős redox tulajdonságokat mutatnak a fémionok köztes oxidációs állapotban: Fe 2+, Mn +4, Cr +3 stb.

8.11. példa. Nem mehet végbe redox reakció, melynek sémája a következő:

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 + Cl2 → KCl + Br

Megoldás. A reakció, amelynek sémáját a 3. szám jelzi, nem mehet végbe, mivel redukálószert tartalmaz, de oxidálószert nem:

Válasz: 3).

Egyes anyagok esetében a redox kettősség abból adódik, hogy összetételükben különböző atomok jelen vannak a legalacsonyabb és a legmagasabb oxidációs állapotban; például a sósav (HCl) a hidrogénatom miatt (legmagasabb oxidációs állapot, egyenlő +1) oxidálószer, a Cl − anion miatt pedig redukálószer (legalacsonyabb oxidációs állapot).

Az OVR nem lehetséges olyan anyagok között, amelyek csak oxidáló (HNO 3 és H 2 SO 4, KMnO 4 és K 2 CrO 7) vagy csak redukáló tulajdonságokat (HCl és HBr, HI és H 2 S) mutatnak.

Az OVR rendkívül elterjedt a természetben (anyagcsere az élő szervezetekben, fotoszintézis, légzés, bomlás, égés), az emberek széles körben használják különféle célokra (fémek kinyerése ércekből, savakból, lúgokból, ammóniából és halogénekből, kémiai áramforrások létrehozása, hőtermelés és energia különböző anyagok égése során). Vegye figyelembe, hogy az OVR gyakran megnehezíti az életünket (élelmiszerek, gyümölcsök és zöldségek romlása, fémek korróziója - mindez különféle redox folyamatok előfordulásával jár).

Tekintsük az alábbi reakcióegyenleteket. Mi a lényegi különbségük? Változott-e ezekben a reakciókban az elemek oxidációs állapota?

Az első egyenletben az elemek oxidációs állapota nem változott, a másodikban viszont megváltoztak - rézben és vasban.

A második reakció a redox.

Azokat a reakciókat, amelyek következtében a reaktánsokat és reakciótermékeket alkotó elemek oxidációs állapota megváltozik, redoxreakcióknak (ORD) nevezzük.

REDOX REAKCIÓK EGYENLETEK ÖSSZEÁLLÍTÁSA.

A redoxreakciók összeállítására két módszer létezik - az elektronegyensúly módszer és a félreakciós módszer. Itt megvizsgáljuk az elektronikus mérleg módszerét.
Ebben a módszerben a kiindulási anyagokban és a reakciótermékekben lévő atomok oxidációs állapotát hasonlítjuk össze, miközben a szabályt követjük: a redukálószer által adományozott elektronok számának meg kell egyeznie az oxidálószer által hozzáadott elektronok számával.
Az egyenlet felállításához ismerni kell a reaktánsok és reakciótermékek képleteit. Nézzük meg ezt a módszert egy példán keresztül.

Rendezze el az együtthatókat a reakcióban, amelynek sémája a következő: HCl + MnO 2 \u003d Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Algoritmus az együtthatók elhelyezésére

1. Jelöljük a kémiai elemek oxidációs állapotát. Azok a kémiai elemek, amelyekben az oxidációs állapot megváltozott, aláhúzott.

2. Elektronikus egyenleteket állítunk össze, amelyekben megadjuk az adott és a kapott elektronok számát. A függőleges vonal mögé helyezzük az oxidációs és redukciós folyamatok során átvitt elektronok számát. Megtaláljuk a legkisebb közös többszöröst (a piros körben). Ezt a számot elosztjuk az elmozdult elektronok számával, és megkapjuk az együtthatókat (kék körben). Ez azt jelenti, hogy a mangán előtt lesz egy -1 együttható, amit nem írunk, a Cl 2 előtt pedig szintén -1. A HCl előtt nem a 2-es együtthatót állítjuk be, hanem a reakciótermékekben lévő klóratomok számát vesszük figyelembe. Ez egyenlő -4-gyel. Ezért a HCl elé -4-et teszünk, a jobb oldalon kiegyenlítjük a hidrogén- és oxigénatomok számát, a H 2 O elé 2-es együtthatót teszünk. Az eredmény egy kémiai egyenlet:

Tekintsünk egy bonyolultabb egyenletet:

H 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 \u003d S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Elrendezzük a kémiai elemek oxidációs állapotát:

Az elektronikus egyenletek a következő formában lesznek A -2 és 0 oxidációs állapotú kén előtt beállítjuk az 5-ös együtthatót, a -2 mangánvegyületek előtt kiegyenlítjük a többi kémiai elem atomszámát és megkapjuk a végső reakcióegyenletet

A redoxreakciók elméletének főbb rendelkezései

1. Oxidáció hívott az elektronok adományozásának folyamata egy atomból, molekulából vagy ionból.

Például :

Al - 3e - \u003d Al 3+

Fe 2+ - e - \u003d Fe 3+

H2-2e- = 2H+

2Cl - - 2e - \u003d Cl 2

Ha oxidálódik, az oxidációs állapot megemelkedik.

2. Felépülés hívott az elektronszerzés folyamata egy atom, molekula vagy ion által.

Például:

S + 2e - \u003d S 2-

TÓL TŐL l 2 + 2e- \u003d 2Cl -

Fe 3+ + e - \u003d Fe 2+

Ha redukáljuk, az oxidációs állapot csökken..

3. Az elektronokat adományozó atomokat, molekulákat vagy ionokat nevezzük redukálószerek . A reakció soránoxidálódnak.

Az elektronokat befogadó atomokat, molekulákat vagy ionokat nevezzük oxidálószerek . A reakció sorángyógyulnak.

Mivel az atomok, molekulák és ionok bizonyos anyagok részét képezik, ezeket az anyagokat ill redukálószerek vagy oxidálószerek.

4. A redoxreakciók két ellentétes folyamat – az oxidáció és a redukció – egysége.

A redukálószer által adományozott elektronok száma megegyezik az oxidálószer által hozzákapcsolt elektronok számával.

SZIMULÁTOROK

1. számú szimulátor Redox reakciók

Trainer #2 Elektronikus mérleg módszer

3. szimulátor teszt "Oxidációs-redukciós reakciók"

MEGERŐSÍTÉSI FELADATOK

1. sz. Határozza meg a kémiai elemek atomjainak oxidációs állapotát vegyületeik képlete alapján: H 2 S, O 2, NH 3, HNO 3, Fe, K 2 Cr 2 O 7

2. sz. Határozza meg, mi történik a kén oxidációs állapotával a következő átmenetek során:

A) H 2 S → SO 2 → SO 3

B ) SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3

Milyen következtetés vonható le a második genetikai lánc végrehajtása után?

Milyen csoportok sorolhatók be kémiai reakciók kémiai elemek atomjainak oxidációs állapotának megváltoztatásával?

3. szám. Rendezd az együtthatókat UCR-ben az elektronikus mérleg módszerével, jelezd az oxidációs (redukciós) folyamatokat, az oxidálószert (redukálószert); írja le a reakciókat teljes és ionos formában:

A) Zn + HCl \u003d H 2 + ZnCl 2

B) Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4. sz. A reakcióegyenlet sémája a következő:
СuS + HNO 3 (hígítva ) \u003d Cu (NO 3) 2 + S + NO + H 2 O

K + H 2 O \u003d KOH + H 2
Rendezd az együtthatókat a reakciókban az elektronikus mérleg módszerével!
Nevezze meg az oxidálószert és a redukálószert!