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

Sok OVR sajátossága, hogy az egyenletek összeállításakor nehéz az együtthatók kiválasztása. Az együtthatók kiválasztásának megkönnyítése érdekében leggyakrabban használják elektronegyensúly módszer és ion-elektron módszer (félreakciós módszer). Nézzük meg ezeknek a módszereknek a használatát példákon keresztül.

Elektronikus mérleg módszer

Azon alapul következő szabály: a redukáló atomok által feladott összes elektronszámnak meg kell egyeznie az oxidáló atomok által felvett összes elektronszámmal.

Az ORR összeállításának példájaként vegyük figyelembe a nátrium-szulfit és a kálium-permanganát közötti kölcsönhatás folyamatát savas környezetben.

1. Először fel kell készítenie egy reakciódiagramot:írja le az anyagokat a reakció elején és végén, figyelembe véve, hogy savas környezetben az MnO 4 - Mn 2+ -ra redukálódik ():

1. Ezután meghatározzuk, hogy melyik kapcsolatok vannak; Nézzük meg az 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 el és van oxidálószer.

1. Állítsunk fel elektronikus egyenleteket, és keressük meg az oxidálószer és a redukálószer együtthatóit.

S +4 – 2e – = 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:

• A redukálószer által adományozott elektronok száma együtthatóként kerül az oxidálószer elé.
• Az oxidálószer által befogadott elektronok száma együtthatóként a redukálószer elé kerül.

Így az Mn +7 oxidálószer által felvett 5 elektron a redukálószer elé kerül koefficiensként, és az S +4 redukálószer által feladott 2 elektron 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 egyenlítenünk azon elemek atomok számát, amelyek nem változtatják meg az oxidációs állapotot, a következő sorrendben: a fématomok száma, savmaradékok, a közeg (sav vagy lúg) molekuláinak száma. Végül számolja meg a képződött vízmolekulák számát.

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

Az egyenlet jobb oldalán található savmaradékok számát felhasználva megtaláljuk a sav együtthatóját.

A reakció eredményeként 8 savas SO 4 2- maradék képződik, ebből 5 az 5SO 3 2- → 5SO 4 2- átalakulás következtében, 3 pedig a 8SO 4 2- - 5SO 4 kénsavmolekulák következtében. 2- = 3SO 4 2 - .

Így 3 molekula kénsavat kell bevennie:

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 vízre vonatkozó együtthatót az adott savmennyiségben lévő hidrogénionok számából találjuk meg

6H++3O-2 = 3H2O

Az egyenlet végső formája:

Az együtthatók helyes elhelyezésének jele, hogy az egyenlet mindkét oldalán minden elem 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 ionos-molekuláris ORR egyenletek világosabban tükrözik az oxidációs-redukciós reakciók lényegét. Ion-molekuláris egyenletek írásakor az erős elektrolitokat , a gyenge elektrolitokat, csapadékokat és gázokat molekulákként (nem disszociált formában) írjuk fel. Az ionrendszerben azok a részecskék, amelyek változáson mennek keresztül oxidációs állapotok, valamint a környezetet jellemző részecskék: H + - savas környezetó — — 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 reakciódiagramot: 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. Írjuk fel az egyenletet ionos formában, redukálja azokat az ionokat, amelyek nem vesznek részt az oxidációs-redukciós folyamatban:

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

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

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

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

Redukálószer SO 3 2-- SO 4 2- oxidálódik, 2 elektront leadva. 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 - = SO 4 2- + 2H +

1. Az oxidálószer és a redukálószer együtthatójának meghatározása figyelembe véve, hogy az oxidálószer annyi elektront ad hozzá, amennyit a redukálószer lead az oxidációs-redukciós folyamatban:

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

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

1. Ezután mindkét félreakciót összegezni kell, a talált együtthatókkal előszorozva kapjuk:

2MnO 4 - + 16H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2O + 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 = Na 2 SO 4 + MnO 2 + KOH

BAN BEN ionos forma az egyenlet a következő alakot ölti:

SO 3 2- + MnO 4 — + H 2 O = 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. SO 3 2- - SO 4 2- oxidálódik, 2 elektront leadva.

Félreakciók a következő űrlappal rendelkezik:

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

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

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

3SO 3 2- + 2MnO 4 — + H 2 O =2 MnO 2 + 3SO 4 2- + 2OH —

3Na 2 SO 3 + 2 KMnO 4 + H 2 O = 2 MnO 2 + 3 Na 2 SO 4 + 2 KOH

És egy másik példa az közötti reakcióegyenlet felállítása nátrium-szulfit és kálium-permanganát lúgos környezetben.

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

BAN BEN ionos forma az egyenlet a következő alakot ölti:

SO 3 2- + MnO 4 - + OH - = 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, 2 elektront adva fel.

Félreakciók a következő űrlappal rendelkezik:

MnO 4 - + e - = MnO 2 ¦2 oxidálószer, redukciós folyamat

SO 3 2- + 2OH — — 2e — = 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 — = 2MnО 4 2- + SO 4 2- + H 2 O

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

Meg kell jegyezni, hogy a spontán ORR nem mindig fordul elő oxidálószer és redukálószer jelenlétében. 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 ORR áramlási egyenletek összeállítása során vizes oldatokban, előnyösebb az együtthatók kiválasztása a félreakció módszerével.

Eljárás az együtthatók kiválasztására félreakciós módszerrel:

1. Írja fel a reakcióvázlatot molekuláris és ion-molekuláris formában, és azonosítsa az oxidációs állapotot megváltoztató ionokat és molekulákat!

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

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

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

• felesleges oxigénatomok savas környezetben H+ ionokkal kötődik a vízmolekulákhoz
• 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 kompenzálják

· lúgos oldatokban - az OH miatt - ionok.

4. Készítsen elektron-ion egyenleteket félreakciókra!

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, hogy kiegyensúlyozzuk az elektronokat.

5. Foglalja össze a kapott elektron-ion egyenleteket! Csökkentse a hasonló tagokat, és kapja meg az ion-molekuláris ORR egyenletet

6. A kapott ion-molekula egyenlet alapján 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 2 SO 3 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 → 5 Na 2 SO 4 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3 H 2 O

Emlékeztető!

Restaurátorok
A redukálószer (oxidálószer) neve	Elektronikus egyenlet	Ion-elektron egyenlet	Oxidációs termék ( felépülés)
Króm(III)-ion ) lúgos környezetben	Cr +3 - 3ē = Cr +6	Cr 3+ + 8OH - - 3ē = 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 = Cr 2 O 7 2- + 14 H +	Cr2O72-
Hidrogén-szulfid	S -2 - 2ē = S 0	H2S-2ē = S + 2H+
Szulfit ion	S +4 - 2ē = S +6	SO 3 2- +H 2 O – 2ē = SO 4 2- + 2 H +	SO 4 2-
Oxidálószerek
Permanganát ion savas környezetben	Mn +7 + 5ē = Mn +2	MnO 4 - + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H 2 O	Mn 2+
Permanganát ion semleges környezetben	Mn +7 + 3ē = Mn +4	MnO 4 - + 2H 2 O + 3ē = MnO 2 + 4OH -	MnO2
Permanganát ion lúgos környezetben	Mn +7 + ē = Mn +6	MnO 4 - + ē = MnO 4 2-	MnO 4 2-
Dikromát ion	2Cr +6 + 6ē = 2Cr +3	Cr 2 O 7 2- + 14H + + 6ē = 2Cr 3+ + 7H 2 O	Cr +3
Hidrogén-peroxid savas környezetben	2O - + 2ē = 2O -2	H 2 O 2 + 2H + + 2ē = 2H 2 O	H2O
Hidrogén-peroxid semleges és lúgos közegben	2O - + 2ē = 2O -2	H 2 O 2 + 2ē = 2 OH -	ó-

Először meg kell győződnie arról, hogy az egyenletben bemutatott reakció ORR (redox reakció). Emlékeztetni kell arra, hogy az OVR-reakciók nem tartalmaznak anyagcsere-folyamatokat. jegyzet H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O – cserereakció, az oxidációs állapotok nem változnak.

2. lépés

Miután megbizonyosodtunk arról, hogy ez egy OVR, folytatjuk az együtthatók elrendezését. Először meg kell rendezni az oxidációs számokat a reakció minden eleméhez. Lásd a 2. ábrát.
Látható, hogy egyes elemek oxidációs állapota megváltozott. A mérleg módszere az oxidációs állapot változásának alkalmazása.

3. lépés

Most maga az elektronikus mérleg.
Ez általában a következőképpen történik: Lásd a 3. ábrát.
Megjegyzés: Ha szükséges, be kell állítania az együtthatókat.
Most elmagyarázom, mi történt itt, a nitrogénnek (N) három extra elektronja volt (¯e) a reakcióban, elveszíti az összes extra elektront.
Oxigénnel (O2) az ellenkezője történik - elektronokat nyer, 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 megváltoztatjuk a helyüket (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(ORR) olyan reakciók, amelyek az elemek atomjainak oxidációs állapotának megváltozásával jönnek létre. E reakciók eredményeként egyes atomok feladják az elektronokat, míg mások elfogadják azokat.

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

Az elektronok feladásának folyamatát oxidációnak, az elektronok befogadásának folyamatát pedig ún felújítás. Az OVR-nek tartalmaznia kell egy redukáló anyagot és egy oxidáló anyagot. Nincs oxidációs folyamat redukciós folyamat nélkül, és nincs redukciós folyamat oxidációs folyamat nélkül.

A redukálószer elektronokat ad fel és oxidálódik, az oxidálószer pedig elektronokat fogad fel és redukálódik

A redukciós folyamat az atomok oxidációs állapotának csökkenésével, az oxidációs folyamat pedig az elemek atomjainak oxidációs állapotának növekedésével jár együtt. A fentieket célszerű diagrammal illusztrálni (CO - oxidációs állapot):

Az oxidációs és redukciós folyamatok konkrét példái (elektronikus egyensúlyi diagramok) a táblázatban találhatók. 8.1.

8.1. táblázat

Példák elektronikus mérlegsémákra

Elektronikus mérlegrendszer	A folyamat jellemzői
Oxidációs folyamat
	A kalcium atom elektronokat ad, növeli az oxidációs állapotot és redukálószer.
	A Cr +2 ion elektronokat ad, növeli az oxidációs állapotot és redukálószer
	A klórmolekula elektronokat ad fel, a klóratomok 0-ról +1-re növelik az oxidációs állapotot, a klór redukálószer
Helyreállítási folyamat
	A szénatom elektronokat fogad be, csökkenti az oxidációs számot, oxidálószer
	Az oxigénmolekula elektronokat fogad be, az oxigénatomok az oxidációs állapotot 0-ról -2-re csökkentik, az oxigénmolekula oxidálószer
	Az ion elektronokat fogad be, csökkenti az oxidációs számot, oxidálószer

A legfontosabb redukálószerek: egyszerű anyagok fémek; hidrogén; szén koksz formájában; szén(II)-monoxid; 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 elektromos áram az anódon.

A korszaknak megfelelően az atomok és az egyszerű anyagok oxidáló tulajdonságai megnőnek: 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, a redukáló tulajdonságok nőnek.

Azonos típusú atomokra helyreállító tulajdonságok a sugár növekedésével növekszik; 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.

A fémionok vizes oldatában, balról jobbra ugyanabban a sorban, az oxidációs tulajdonságok ennek megfelelően nőnek: a legerősebb oxidálószer- Au 3 + ionok.

Az együtthatók ORR-ben történő hozzárendeléséhez használhat egy olyan módszert, amely az oxidációs és redukciós folyamatok diagramjainak felépítésén alapul. Ezt a módszert hívják elektronikus mérlegmódszer.

Az elektronikus mérleg módszerének lényege a következő.

1. Készítsen reakcióvázlatot, és azonosítsa 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. További tényezők kerülnek a megfelelő anyagok képlete elé (az 1-es együtthatót elhagyjuk).

5. Azon elemek atomjainak száma, amelyek nem változtatták meg az oxidációs állapotot, kiegyenlítődnek (először - hidrogén a vízben, majd - az oxigénatomok száma).

Példa egy redox reakció egyenletének felállítására

elektronikus mérlegmódszer.

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

Ebben az esetben a LOC értéke 4, a további tényezők pedig 1 (szénre) és 2 (kénsavra).

A reakciódiagram bal és jobb oldalán található további tényezőket a szén- és kéntartalmú anyagok képlete elé helyezzük:

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 oldalán azonos legyen. Ezért az OVR egyenlet

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

Felmerül a kérdés: az OVR áramkör melyik részében kell elhelyezni a talált további szorzókat - a bal vagy a jobb oldalon?

Egyszerű reakciók esetén ez nem számít. Ugyanakkor szem előtt kell tartani: ha az egyenlet bal oldalán további tényezőket definiálunk, akkor az együtthatók is a bal oldalon lévő anyagok képletei 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 alapján:

A jobb oldalon lévő Al atomok száma alapján:

Általános esetben, ha a reakcióban molekulaszerkezetű anyagok (O 2, Cl 2, Br 2, I 2, N 2 ) vesznek részt, akkor az együtthatók kiválasztásakor a molekulában lévő atomok számát veszik alapul:

Ha HNO 3 részvételével zajló reakcióban N 2 O képződik, akkor a nitrogén elektronikus egyensúlyi diagramját is érdemesebb két nitrogénatom alapján megírni. .

Egyes redoxreakciókban az egyik anyag oxidálószerként (redukálószerként) és sóképzőként is működhet (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() OCl) 2) sósavval (a Cl-anionok miatt a sósav redukáló tulajdonságokkal rendelkezik) és más savakkal, amelyek anionja redukálószer.

Készítsünk egyenletet a réz és a híg salétromsav reakciójára:

Látjuk, hogy a salétromsavmolekulák egy része a réz oxidációjára fordítódik, nitrogén-oxiddá (II) redukálódik, egy része pedig a keletkező Cu 2+ ionok Cu(NO 3) 2 sóvá történő megkötésére szolgál. A só összetétele, a nitrogénatom oxidációs állapota ugyanaz, mint a savban, azaz nem változik). Az ilyen reakciókban az oxidáló elemre vonatkozó további faktor mindig a jobb oldalra kerül a redukciós termék képlete elé, ebben az esetben az NO képlet elé, és nem a HNO 3 vagy a 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 = 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 reakció, amelynek egyenlete:

1,4 g tömegű cink lép be.

Megoldás. A reakcióegyenletből azt látjuk, hogy 8 mol salétromsavból csak 2 mol ment el 3 mol cink oxidálására (a savredukciós termék, az NO képletét 2-es együttható előzi meg). A sóképzéshez 6 mól sav fogyott el, 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) = 1,4/65 = 0,0215 (mol).

x = 0,043 mol;

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

Válasz: 2,71 g.

Egyes ORR-ekben az oxidációs állapotot nem két, hanem három elem atomja változtatja meg.

8.6. példa. Rendezzük az együtthatókat a FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 séma szerint áramló ORR-ben az elektronikus mérleg 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 elrendezésével a következőket kapjuk:

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

Nézzünk 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 átvitt elektronok számát.

Megoldás. Felírjuk a sóbomlás reakciójának egyenletét és az ORR elektronmérlegének diagramját; M = 188 g/mol.

Látjuk, hogy 4 mól só lebontásából 2 mol O 2 keletkezik. Ebben az esetben 4 mol elektron megy át a redukálószer atomjaitól (jelen esetben ionok) az oxidálószerhez (azaz ionokhoz): . Mivel a só kémiai mennyisége n = 28,2/188 = 0,15 (mol), így van:

2 mol só - 4 mol elektron

0,15 mol - x

n (e) = x = 4 ⋅ 0,15/2 = 0,3 (mol),

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

Válasz: 1,806 ⋅ 10 23.

8.8. példa. Amikor a kénsav 0,02 mol kémiai mennyiségben magnéziummal reagált, a kénatomok 7,224 ⋅ 10 22 elektront adtak hozzá. Keresse meg a savredukciós termék képletét!

Megoldás. Általában a kénsavban lévő kénatomok redukciójának sémája a következő lehet:

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

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

Ez az eredmény megfelel a kénsav kénné redukálásának folyamatának:

Válasz: kén.

8.9. példa. A szén és a tömény salétromsav reakciója vizet és két sóképző oxidot eredményez. Határozza meg a szén tömegét, amely akkor reagált, ha az oxidáló atomok 0,2 mol elektront kaptak ebben a folyamatban.

Megoldás. Az anyagok kölcsönhatása a reakcióséma szerint megy végbe

Összeállítjuk az oxidáció és a redukció félreakcióinak egyenleteit:

Az elektronikus egyensúly diagramokból azt látjuk, hogy ha az oxidáló atomok () 4 mol elektront vesznek fel, akkor 1 mol (12 g) szén lép be a reakcióba. Összeállítjuk és megoldjuk az arányt:

4 mol elektron - 12 g szén

0,2 - x

x = 0,2 ⋅ 12 4 = 0,6 (g).

Válasz: 0,6 g.

Redox reakciók osztályozása

Léteznek intermolekuláris és intramolekuláris redox reakciók.

Amikor intermolekuláris ORR-ek Az oxidáló és redukáló atomok különböző anyagok részei, és különböző kémiai elemek atomjai.

Amikor intramolekuláris ORR Az oxidáló és redukáló atomok ugyanannak az anyagnak a részei. Az intramolekuláris reakciók közé tartozik 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 ORR-ek:

Az aránytalanítási reakció a 4) reakció, mivel ebben a klóratom egyben oxidálószer és redukálószer is:

Válasz: 4).

Az anyagok redox tulajdonságai minőségileg értékelhetők az anyag összetételében lévő atomok oxidációs állapotának elemzése alapján:

1) ha a redox tulajdonságokért felelős atom a legmagasabb oxidációs állapotban van, akkor ez az atom már nem tud elektronokat feladni, csak befogadni. Ezért az OVR-ben ez az anyag megjelenik csak oxidáló tulajdonságokkal rendelkezik. Példák ilyen anyagokra (a képletek a redox tulajdonságokért felelős atom oxidációs állapotát jelzik):

2) ha a redox tulajdonságokért felelős atom a legalacsonyabb oxidációs állapotban van, akkor ez az anyag csak helyreállító tulajdonságokkal rendelkezik(ez az atom már nem képes elektronokat fogadni, csak leadni). Példák ilyen anyagokra: , . Ezért az ORR-ben csak redukáló tulajdonságokat mutat az összes halogénanion (kivéve az F−, amelynek oxidálásához elektromos áramot használnak az anódon), az S2− szulfidion, az ammónia molekulában lévő nitrogénatom, és a H− hidridion. 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 oxidatív-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). A köztes oxidációs állapotú fémionok kettős redox tulajdonságokat mutatnak: Fe 2+, Mn +4, Cr +3 stb.

8.11. példa. Oxidációs-redukciós reakció nem mehet végbe, 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. Az a reakció, amelynek sémája a 3) szám alatt van feltüntetve, 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 +1) oxidálószer, a Cl − anion miatt redukálószer (legalacsonyabb oxidációs állapot).

Az ORR 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-ek rendkívül elterjedtek a természetben (anyagcsere az élő szervezetekben, fotoszintézis, légzés, bomlás, égés), és az emberek széles körben használják különféle célokra (fémek kinyerése ércekből, savakból, lúgokból, ammóniából és halogénekből, kémiai áramforrások létrehozása, kinyerése). hő és energia különböző anyagok elégetésekor). Vegyük észre, hogy az OVR-ek gyakran megnehezítik az életünket (élelmiszerek, gyümölcsök és zöldségek romlása, fémek korróziója - mindez különféle redox folyamatok előfordulásával jár).

Tekintsük az alábbi reakcióegyenlet-diagramokat. Mi a lényeges különbségük? Változott-e ezekben a reakciókban az elemek oxidációs állapota?

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

A második reakció egy redox reakció.

Azokat a reakciókat, amelyek a reaktánsokat és reakciótermékeket alkotó elemek oxidációs állapotának megváltozását eredményezik, oxidációs-redukciós reakcióknak (ORR) 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, és a következő szabályt követjük: a redukálószer által adományozott elektronok számának meg kell egyeznie az oxidálószer által nyert elektronok számával.
Egyenlet létrehozásához ismernie kell a reaktánsok és a reakciótermékek képleteit. Nézzük meg ezt a módszert egy példán keresztül.

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

Algoritmus az együtthatók beállítására

1. Jelöljük a kémiai elemek oxidációs állapotát. Hangsúlyozzák azokat a kémiai elemeket, amelyekben az oxidációs állapot megváltozott.

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. Keresse meg a legkisebb közös többszöröst (a piros körben látható). Ezt a számot elosztjuk az elmozdult elektronok számával, és megkapjuk az együtthatókat (a kék körben). Ez azt jelenti, hogy a mangán előtt -1-es együttható lesz, amit nem írunk, a Cl 2 előtt pedig szintén -1. A HCl elé nem 2-es tényezőt teszünk, hanem megszámoljuk a reakciótermékekben lévő klóratomok számát. 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 = 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 elé 5-ös együtthatót teszünk, a -2 mangánvegyületek elé kiegyenlítjük a többi kémiai elem atomszámát és megkapjuk a végső reakcióegyenletet

A redoxreakciók elméletének alapelvei

1. Oxidáció hívott Az elektronvesztés folyamata egy atom, molekula vagy ion által.

Például :

Al – 3e – = Al 3+

Fe 2+ - e - = Fe 3+

H2-2e- = 2H+

2Cl - - 2e - = Cl 2

Az oxidáció során az oxidációs állapot növekszik.

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

Például:

S + 2е - = S 2-

VAL VEL l 2 + 2е- = 2Сl -

Fe 3+ + e - = Fe 2+

A redukció során az oxidációs állapot csökken.

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

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

Mivel az atomok, molekulák és ionok bizonyos anyagok részét képezik, ezeket az anyagokat ennek megfelelően nevezik restaurátorok vagy oxidálószerek.

4. A redoxreakciók két egymással ellentétes folyamat – az oxidáció és a redukció – egységét képviselik.

A redukálószer által leadott elektronok száma megegyezik az oxidálószer által nyert elektronok számával.

FELADATOK

1. szimulátor Oxidációs-redukciós reakciók

2. szimulátor Elektronikus mérleg módszer

3. szimulátor teszt „Oxidációs-redukciós reakciók”

MEGADÁSI FELADATOK

1. sz. Határozza meg a kémiai elemek atomjainak oxidációs állapotát vegyületeik képleteivel: 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 következtetést vonhatunk le a második genetikai lánc befejezése után?

Milyen csoportokba sorolható? kémiai reakciók a kémiai elemek atomjainak oxidációs állapotának változásával?

3. sz. Rendezze el az együtthatókat a CHR-ben az elektronikus mérleg módszerével, jelezze az oxidáció (redukció), az oxidálószer (redukálószer) folyamatait; Írd le a reakciókat teljes és ionos formában:

A) Zn + HCl = H 2 + ZnCl 2

B) Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4. sz. Adott reakcióegyenletek diagramjai:
СuS + HNO 3 (hígítva ) = Cu(NO 3) 2 + S + NO + H 2 O

K + H 2 O = KOH + H 2
Rendezd az együtthatókat a reakciókban az elektronikus mérleg módszerével!
Jelölje meg az anyagot - oxidálószert és egy anyagot - redukálószert.