Metoda wagi elektronicznej do zestawiania reakcji. Czym jest bilans elektroniczny? Rozważmy teraz konkretny przykład

Specyfika wielu OVR polega na tym, że przy opracowywaniu ich równań dobór współczynników sprawia trudności. W celu ułatwienia doboru współczynników jest najczęściej używany metoda równowagi elektronowej i metoda jonowo-elektroniczna (metoda półreakcyjna). Rozważ zastosowanie każdej z tych metod z przykładami.

Metoda wagi elektronicznej

Opiera się na następna zasada: całkowita liczba elektronów oddanych przez atomy redukujące musi odpowiadać całkowitej liczbie elektronów otrzymanych przez atomy utleniające.

Jako przykład kompilacji OVR rozważ proces oddziaływania siarczynu sodu z nadmanganianem potasu w środowisku kwaśnym.

1. Najpierw musisz sporządzić schemat reakcji: zapisz substancje na początku i na końcu reakcji, biorąc pod uwagę, że w środowisku kwaśnym MnO 4 - redukuje się do Mn 2+ ():

1. Następnie określamy, które ze związków są; znajdź ich stan utlenienia na początku i na końcu reakcji:

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

Z powyższego wykresu jasno wynika, że ​​podczas reakcji stopień utlenienia siarki wzrasta z +4 do +6, więc S +4 oddaje 2 elektrony i jest Środek redukujący. Stopień utlenienia manganu spadł z +7 do +2, tj. Mn+7 przyjmuje 5 elektronów i jest Środek utleniający.

1. Komponujemy równania elektroniczne i znajdujemy współczynniki dla środka utleniającego i środka redukującego.

S +4 - 2e - \u003d S +6 ¦ 5

Mn +7 +5e - = Mn +2 ¦ 2

Aby liczba elektronów oddanych przez czynnik redukujący była równa liczbie elektronów przyjmowanych przez czynnik redukujący, konieczne jest:

• Umieść liczbę elektronów oddanych przez czynnik redukujący jako czynnik przed czynnikiem utleniającym.
• Liczba elektronów przyjmowanych przez środek utleniający jest umieszczana jako czynnik przed środkiem redukującym.

Tak więc 5 elektronów odebranych przez środek utleniający Mn +7, współczynnik kładziemy przed środkiem redukującym, a 2 elektrony oddawane przez środek redukujący S +4 jako współczynnik przed środkiem utleniającym:

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. Następnie należy wyrównać liczbę atomów pierwiastków, które nie zmieniają stopnia utlenienia, w następującej kolejności: liczba atomów metalu, reszt kwasowych, liczba cząsteczek pożywki (kwasowej lub zasady). Na koniec liczona jest liczba utworzonych cząsteczek wody.

Tak więc w naszym przypadku liczba atomów metalu w prawej i lewej części jest taka sama.

Przez liczbę reszt kwasowych po prawej stronie równania znajdujemy współczynnik dla kwasu.

W wyniku reakcji powstaje 8 reszt kwasowych SO 4 2-, z których 5 jest związanych z przemianą 5SO 3 2- → 5SO 4 2-, a 3 są związane z cząsteczkami kwasu siarkowego 8SO 4 2--5SO 4 2- \u003d 3SO 4 2 - .

Tak więc kwas siarkowy musi wziąć 3 cząsteczki:

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

1. Podobnie obliczamy współczynnik dla wody przez liczbę jonów wodorowych w danej ilości kwasu

6H + + 3O -2 = 3H 2O

Ostateczna postać równania jest następująca:

O prawidłowym rozmieszczeniu współczynników świadczy jednakowa liczba atomów każdego z pierwiastków w obu częściach równania.

Metoda jonowo-elektroniczna (metoda półreakcyjna)

Reakcje utleniania-redukcji, a także wymiany, w roztworach elektrolitów zachodzą z udziałem jonów. Dlatego równania jonowo-molekularne OVR wyraźniej odzwierciedlają istotę reakcji redoks. Podczas zapisywania równań jonowo-molekularnych silne elektrolity są zapisywane jako , a słabe elektrolity, osady i gazy są zapisywane jako cząsteczki (w postaci niezdysocjowanej). W schemacie jonowym wskaż cząstki podlegające zmianie w ich stany utlenienia, a także charakteryzujące środowisko, cząstki: H + - środowisko kwaśne,OH - - środowisko alkaliczne i H 2 O - neutralne środowisko.

Rozważ przykład kompilacji równania reakcji między siarczyn sodu i nadmanganian potasu w środowisku kwaśnym.

1. Najpierw musisz sporządzić schemat reakcji: zapisz substancje na początku i na końcu reakcji:

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

1. Równanie zapisujemy w formie jonowej, redukując te jony, które nie biorą udziału w procesie redoks:

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

1. Następnie definiujemy czynnik utleniający i redukujący oraz zestawiamy reakcje połówkowe procesów redukcji i utleniania.

W powyższej reakcji utleniacz - MnO 4- przyjmuje 5 elektronów powracających w środowisku kwaśnym do Mn 2+. W tym przypadku uwalniany jest tlen, który jest częścią MnO 4 -, który w połączeniu z H + tworzy wodę:

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

Reduktor SO 3 2-- utleniony do SO 4 2-, dając 2 elektrony. Jak widać, powstały jon SO 4 2- zawiera więcej tlenu niż oryginalny SO 3 2- . Brak tlenu jest uzupełniany przez cząsteczki wody, w wyniku czego uwalniane jest 2H+:

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

1. Znajdujemy współczynnik dla środka utleniającego i środka redukującego, biorąc pod uwagę, że czynnik utleniający dodaje tyle elektronów, ile czynnik redukujący oddaje w procesie utleniania-redukcji:

MnO 4 - + 8H + + 5e - \u003d Mn 2+ + 4H 2 O ¦2 utleniacz, proces redukcji

SO 3 2- + H 2 O - 2e - \u003d SO 4 2- + 2H + ¦5 środek redukujący, proces utleniania

1. Następnie należy zsumować obie reakcje połówkowe, mnożąc wstępnie przez znalezione współczynniki, otrzymujemy:

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

Redukując podobne terminy, znajdujemy równanie jonowe:

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

1. Napiszmy równanie molekularne, który ma następującą postać:

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

W forma jonowa równanie staje się:

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

Również, jak w poprzednim przykładzie, środkiem utleniającym jest MnO 4 -, a środkiem redukującym jest SO 3 2-.

W obojętnym i lekko zasadowym środowisku MnO 4 - przyjmuje 3 elektrony i jest redukowany do MnO 2. SO 3 2- - utlenia się do SO 4 2-, dając 2 elektrony.

Połowa reakcji mają następującą postać:

MnO 4 - + 2H 2 O + 3e - \u003d MnO 2 + 4OH - ¦2 środek utleniający, proces redukcji

SO 3 2- + 2OH - - 2e - \u003d SO 4 2- + H 2 O ¦3 środek redukujący, proces utleniania

Piszemy równania jonowe i molekularne, biorąc pod uwagę współczynniki dla środka utleniającego i środka redukującego:

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

I jeszcze jeden przykład - sporządzenie równania reakcji między siarczyn sodu i nadmanganian potasu w środowisku alkalicznym.

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

W forma jonowa równanie staje się:

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

W środowisku alkalicznym utleniacz MnO 4 - przyjmuje 1 elektron i jest redukowany do MnO 4 2-. Reduktor SO 3 2- - utlenia się do SO 4 2-, dając 2 elektrony.

Połowa reakcji mają następującą postać:

MnO 4 - + e - \u003d MnO 2 ¦2 utleniacz, proces redukcji

SO 3 2- + 2OH - - 2e - \u003d SO 4 2- + H 2 O ¦1 środek redukujący, proces utleniania

Zapiszmy równania jonowe i molekularne, biorąc pod uwagę współczynniki dla środka utleniającego i środka redukującego:

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

Należy zauważyć, że nie zawsze w obecności środka utleniającego i środka redukującego może wystąpić spontaniczny OVR. Dlatego do ilościowego scharakteryzowania siły czynnika utleniającego i redukującego oraz określenia kierunku reakcji wykorzystuje się wartości potencjałów redoks.

Kategorie ,

Metoda jonowo-elektroniczna (metoda półreakcyjna)

Podczas kompilowania płynących równań OVR w roztworach wodnych, korzystniej jest dobierać współczynniki metodą połówkowej reakcji.

Procedura doboru współczynników metodą połówkową:

1. Zapisz schemat reakcji w formach molekularnych i jonowo-molekularnych oraz określ jony i cząsteczki zmieniające stopień utlenienia.

2. Określ środowisko, w którym przebiega reakcja (H + - kwaśny; OH - zasadowy; H 2 O - obojętny)

3. Sporządź równanie jonowo-molekularne dla każdej reakcji połówkowej i wyrównaj liczbę atomów wszystkich pierwiastków.

1. Liczbę atomów tlenu wyrównuje się za pomocą cząsteczek wody lub jonów OH -.
2. Jeśli oryginalny jon lub cząsteczka zawiera więcej atomów tlenu niż produkt reakcji, to

• nadmiar atomów tlenu w kwaśnym środowisku wiąże się z jonami H+ w cząsteczki wody
• w środowisku obojętnym i zasadowym nadmiar atomów tlenu jest wiązany przez cząsteczki wody w grupy OH -
  

1. Jeśli oryginalny jon lub cząsteczka zawiera mniej atomów tlenu niż produkt reakcji, to

· brak atomów tlenu w roztworach kwaśnych i obojętnych jest kompensowany przez cząsteczki wody

· w roztworach alkalicznych - dzięki jonom OH -.

4. Układać równania elektronowo-jonowe reakcji połówkowych.

Aby to zrobić, elektrony są dodawane (lub odejmowane) po lewej stronie każdej połówkowej reakcji w taki sposób, że całkowity ładunek po lewej i prawej stronie równania staje się taki sam. Otrzymane równania mnożymy przez najmniejsze współczynniki, dla równowagi elektronów.

5. Podsumuj otrzymane równania elektron-jon. Anuluj podobne terminy i uzyskaj równanie jonowo-molekularne OVR

6. Zgodnie z otrzymanym równaniem jonowo-cząsteczkowym tworzy się równanie cząsteczkowe.

Przykład :

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

WIĘC 3 2- → WIĘC 4 2-

MNO 4 - → Mn 2+

2 . Środowisko kwaśne - 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 - 2² → SO 4 2- + 2 H + │ x5

5 .

2MnO 4 - + 16 H + + 10² →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

Przypomnienie!

Konserwatorzy
Nazwa środka redukującego (utleniacz)	Równanie elektroniczne	Równanie jonowo-elektroniczne	Produkt utleniania ( powrót do zdrowia)
Jon chromu(III) ) w środowisku alkalicznym	Cr +3 - 3ē = Cr +6	Cr 3+ + 8OH - - 3ē \u003d CrO 4 2- + 4H 2 O	CrO 4 2-
Jon chromu(III) w środowisku kwaśnym	Cr +3 - 3ē = Cr +6	2Cr 3+ + 7H 2 O - 6ē \u003d Cr 2 O 7 2- + 14 H +	Cr 2 O 7 2-
siarkowodór	S -2 - 2ē \u003d S 0	H 2 S - 2ē \u003d S + 2H +
jon siarczynowy	S +4 - 2ē = S +6	SO 3 2- + H 2 O - 2² \u003d SO 4 2- + 2 H +	SO 4 2-
Utleniacze
Jon nadmanganianowy w środowisku kwaśnym	Mn +7 + 5ē = Mn +2	MnO 4 - + 8H + + 5ē \u003d Mn 2+ + 4H 2 O	Mn2+
Jon nadmanganianowy w środowisku obojętnym	Mn +7 + 3ē = Mn +4	MnO 4 - + 2H 2 O + 3² \u003d MnO 2 + 4OH -	MnO2
Jon nadmanganianowy w środowisku alkalicznym	Mn +7 + ē = Mn +6	MnO 4 - + ē \u003d MnO 4 2-	MnO 4 2-
jon dwuchromianowy	2Cr +6 + 6ē = 2Cr +3	Cr 2 O 7 2- + 14H + + 6ē \u003d 2Cr 3+ + 7H 2 O	Cr+3
Nadtlenek wodoru w środowisku kwaśnym	2O - + 2ē \u003d 2O -2	H 2 O 2 + 2H + + 2² \u003d 2H 2 O	H2O
Nadtlenek wodoru w mediach obojętnych i alkalicznych	2O - + 2ē \u003d 2O -2	H 2 O 2 + 2² \u003d 2 OH -	Oh-

Najpierw musisz upewnić się, że reakcja przedstawiona w równaniu to OVR (p-toksydacja-redukcja). Należy pamiętać, że reakcje OVR nie obejmują okręgów wymiany. Notatka. H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O - reakcja wymiany, stany utlenienia nie zmieniają się.

2 kroki

Po upewnieniu się, że jest to OVR, przystępujemy do umieszczania współczynników. Najpierw musisz uporządkować stany utlenienia nad każdym elementem reakcji. Patrz rys.2.
Widać, że w niektórych pierwiastkach zmienił się stan utlenienia. Metoda bilansowa polega na wykorzystaniu zmiany stanów utlenienia.

3 kroki

Teraz bezpośrednio waga elektroniczna.
Zwykle robi się to w ten sposób: patrz rys.3.
Uwaga: Musisz ustawić współczynniki, jeśli są wymagane.
Teraz, aby wyjaśnić, co się tutaj stało, azot (N) miał w reakcji trzy dodatkowe elektrony (¯e), traci wszystkie dodatkowe elektrony.
Z tlenem (O2) dzieje się odwrotnie - pozyskuje elektrony, ponieważ w związkach pobiera elektrony z innych pierwiastków.
W rezultacie otrzymaliśmy dwie liczby - 6 i 4, są wielokrotnościami 2, otrzymujemy 3 i 2. Następnie zamieniamy je (dlaczego? Nawet nie myśl, dlaczego =)). Te dwie liczby pomogą nam wyrównać naszą reakcję.

8. Klasyfikacja reakcji chemicznych. OVR. Elektroliza

8.3. Reakcje redoks: Postanowienia ogólne

reakcje redoks(OVR) nazywane są reakcjami, które zachodzą wraz ze zmianą stopnia utlenienia atomów pierwiastków. W wyniku tych reakcji niektóre atomy oddają elektrony, a inne je akceptują.

Środek redukujący to atom, jon, cząsteczka lub FE, który przekazuje elektrony, środkiem utleniającym jest atom, jon, cząsteczka lub FE, który przyjmuje elektrony:

Proces wydzielania elektronów nazywa się utlenianiem, a proces przyjmowania - przywrócenie. W OVR musi być czynnik redukujący i utleniający. Nie ma procesu utleniania bez procesu redukcji i nie ma procesu redukcji bez procesu utleniania.

Środek redukujący oddaje elektrony i jest utleniany, podczas gdy środek utleniający przyjmuje elektrony i jest redukowany.

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

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

Tabela 8.1

Przykłady schematów wag elektronicznych

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

Najważniejsze reduktory: proste substancje metale; wodór; węgiel w postaci koksu; tlenek węgla(II); związki zawierające atomy na najniższym stopniu utlenienia (wodorki metali, siarczki, jodki, amoniak); najsilniejszy środek redukujący Elektryczność na katodzie.

Najważniejsze utleniacze: substancje proste - halogeny, tlen, ozon; stężony kwas siarkowy; Kwas azotowy; szereg soli (KClO3, KMnO4, K2Cr2O7); nadtlenek wodoru H2O2; najsilniejszym środkiem utleniającym jest prąd elektryczny na anodzie.

Z biegiem czasu poprawiają się utleniające właściwości atomów i prostych substancji: fluor - najsilniejszy utleniacz ze wszystkich prostych substancji. W każdym okresie halogeny tworzą proste substancje o najsilniejszych właściwościach utleniających.

W grupach A, od góry do dołu, właściwości utleniające atomów i substancji prostych słabną, natomiast właściwości redukujące wzrastają.

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

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

W przypadku jonów metali w roztworze wodnym, odpowiednio od lewej do prawej w tym samym rzędzie, właściwości utleniające są wzmocnione: najsilniejszy środek utleniający- jony Au 3 +.

Do uporządkowania współczynników w OVR można wykorzystać metodę opartą na mapowaniu procesów utleniania i redukcji. Ta metoda nazywa się metoda równowagi elektronicznej.

Istota metody wagi elektronicznej jest następująca.

1. Opracuj schemat reakcji i określ pierwiastki, które zmieniły stopień utlenienia.

2. Układać równania elektronowe dla reakcji połówkowej redukcji i utleniania.

3. Ponieważ liczba elektronów oddanych przez czynnik redukujący musi być równa liczbie elektronów przyjmowanych przez czynnik utleniający, dodatkowe współczynniki znajdują się przy użyciu metody najmniejszej wspólnej wielokrotności (LCM).

4. Dodatkowe mnożniki należy umieścić przed wzorami odpowiednich substancji (współczynnik 1 jest pominięty).

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

Przykład kompilacji równania dla reakcji redoks

metoda wagi elektronicznej.

Odkryliśmy, że atomy węgla i siarki zmieniły swój stan utlenienia. Układamy równania połówkowych reakcji redukcji i utleniania:

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

Dodatkowe czynniki znajdujące się w lewej i prawej części schematu reakcji umieszczamy przed wzorami substancji zawierających węgiel i siarkę:

C + 2H2SO4 → CO2 + 2SO2 + H2O

Wyrównujemy liczbę atomów wodoru, wstawiając czynnik 2 przed formułą wody i upewniamy się, że liczba atomów tlenu w obu częściach równania jest taka sama. Dlatego równanie OVR

C + 2H2SO4 \u003d CO2 + 2SO2 + 2H2O

Powstaje pytanie: w której części schematu OVR należy umieścić znalezione dodatkowe czynniki - po lewej czy po prawej?

W przypadku prostych reakcji nie ma to znaczenia. Należy jednak pamiętać: jeśli po lewej stronie równania zostaną zdefiniowane dodatkowe czynniki, to współczynniki są umieszczane przed wzorami substancji po lewej stronie; jeżeli obliczenia zostały przeprowadzone dla prawej strony, to współczynniki są umieszczane po prawej stronie równania. Na przykład:

Zgodnie z liczbą atomów Al po lewej stronie:

Zgodnie z liczbą atomów Al po prawej stronie:

W ogólnym przypadku, jeśli w reakcji uczestniczą substancje o strukturze molekularnej (O 2, Cl 2, Br 2, I 2, N 2), to przy doborze współczynników wychodzą one dokładnie z liczby atomów w cząsteczce:

Jeśli w reakcji z udziałem HNO 3 powstaje N 2 O, lepiej jest również napisać schemat równowagi elektronowej dla azotu opartego na dwóch atomach azotu .

W niektórych reakcjach redoks jedna z substancji może pełnić funkcję zarówno środka utleniającego (reduktora), jak i substancji tworzącej sól (tj. uczestniczyć w tworzeniu soli).

Takie reakcje są typowe w szczególności dla oddziaływania metali z kwasami utleniającymi (HNO 3, H 2 SO 4 (stęż.)), a także solami utleniającymi (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , KClO 3 , Ca ( OCl) 2) z kwasem solnym (dzięki anionom Cl - kwas solny ma właściwości redukujące) i innymi kwasami, których anion jest reduktorem.

Zróbmy równanie reakcji miedzi z rozcieńczonym kwasem azotowym:

Widzimy, że część cząsteczek kwasu azotowego jest zużywana na utlenianie miedzi, podczas gdy jest redukowana do tlenku azotu (II), a część jest wykorzystywana do wiązania utworzonych jonów Cu 2+ z solą Cu (NO 3) 2 (w skład soli, stopień utlenienia atomu azotu jest taki sam jak w kwasie, tj. nie zmienia się). W takich reakcjach dodatkowy czynnik dla pierwiastka utleniającego jest zawsze umieszczany po prawej stronie przed formułą produktu redukcji, w tym przypadku przed formułą NO, a nie HNO 3 lub Cu(NO 3) 2 .

Przed formułą HNO 3 kładziemy współczynnik 8 (dwie cząsteczki HNO 3 zużywają się na utlenianie miedzi i sześć na związanie trzech jonów Cu 2+ w sól), wyrównujemy liczbę atomów H i O oraz dostwać

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

W innych przypadkach kwas, taki jak kwas solny, może jednocześnie być zarówno reduktorem, jak i uczestniczyć w tworzeniu soli:

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

cynk wchodzi z masą 1,4 g.

Rozwiązanie. Z równania reakcji widzimy, że z 8 moli kwasu azotowego tylko 2 mole poszły na utlenianie 3 moli cynku (przed wzorem produktu redukcji kwasu, NO, znajduje się czynnik 2). Utworzenie soli zużyło 6 moli kwasu, co można łatwo określić, mnożąc współczynnik 3 przed wzorem soli Zn(HNO 3) 2 przez liczbę reszt kwasowych w jednej jednostce wzoru soli, tj. na 2.

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

x = 0,043 mola;

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

Odpowiedź: 2,71 g.

W niektórych OVR stan utlenienia jest zmieniany przez atomy nie dwóch, ale trzech pierwiastków.

Przykład 8.6. Ułóż współczynniki w przepływającym OVR według schematu FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 metodą równowagi elektronowej.

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

Po umieszczeniu współczynników stechiometrycznych otrzymujemy:

4FeS + 7O2 \u003d 2Fe2O3 + 4SO2.

Rozważ przykłady rozwiązywania innych rodzajów zadań egzaminacyjnych na ten temat.

Przykład 8.7. Wskazać liczbę elektronów przechodzących od środka redukującego do środka utleniającego podczas całkowitego rozkładu azotanu miedzi(II) o masie 28,2 g.

Rozwiązanie. Zapisujemy równanie reakcji rozkładu soli i schemat równowagi elektronicznej OVR; M = 188 g/mol.

Widzimy, że podczas rozkładu 4 moli soli powstają 2 mole O 2 . Jednocześnie 4 mole elektronów przechodzą z atomów czynnika redukującego (w tym przypadku są to jony) do czynnika utleniającego (czyli do jonów): . Ponieważ chemiczna ilość soli wynosi n = 28,2/188 = = 0,15 (mol), mamy:

2 mole soli - 4 mole elektronów

0,15 mola - 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 (elektrony).

Odpowiedź: 1,806 ⋅ 10 23 .

Przykład 8.8. Podczas oddziaływania kwasu siarkowego o chemicznej ilości 0,02 mola z magnezem atomy siarki dodały 7,224 ⋅ 10 22 elektronów. Znajdź formułę produktu do odzyskiwania kwasu.

Rozwiązanie. W ogólnym przypadku schematy procesów redukcji atomów siarki w składzie kwasu siarkowego mogą wyglądać następująco:

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

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

Obliczamy liczbę elektronów przyjmowanych przez 1 mol kwasu:

0,02 mola kwasu przyjmuje 0,12 mola elektronów

1 mol - x

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

Wynik ten odpowiada procesowi redukcji kwasu siarkowego do siarki:

Odpowiedź: siarka.

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

Rozwiązanie. Interakcja substancji przebiega zgodnie ze schematem reakcji

Układamy równania dla połówkowych reakcji utleniania i redukcji:

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

4 mole elektronów - 12 g węgla

0,2 - x

x = 0,2 12 4 = 0,6 (d).

Odpowiedź: 0,6g.

Klasyfikacja reakcji redoks

Zachodzą międzycząsteczkowe i wewnątrzcząsteczkowe reakcje redoks.

Kiedy międzycząsteczkowy OVR atomy środka utleniającego i środka redukującego są częścią różnych substancji i są atomami różnych pierwiastków chemicznych.

Kiedy wewnątrzcząsteczkowy OVR Atomy utleniające i redukujące znajdują się w tej samej substancji. Reakcje wewnątrzcząsteczkowe są dysproporcja, w której środek utleniający i środek redukujący są atomami tego samego pierwiastka chemicznego w składzie tej samej substancji. Takie reakcje są możliwe dla substancji zawierających atomy o pośrednim stopniu utlenienia.

Przykład 8.10. Określ schemat dysproporcji OVR:

1) MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O

2) Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2

3) KI + Cl 2 → KCl + I 2

4) Cl2 + KOH → KCl + KClO + H2O

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

Reakcja dysproporcjonowania to reakcja 4), ponieważ zawiera atom chloru i środek utleniający oraz środek redukujący:

Odpowiedź: 4).

Możliwa jest jakościowa ocena właściwości redoks substancji na podstawie analizy stanów utlenienia atomów w składzie substancji:

1) jeśli atom odpowiedzialny za właściwości redoks jest w najwyższym stopniu utlenienia, to atom ten nie może już oddawać elektronów, a jedynie je przyjmować. Dlatego w OVR ta substancja będzie wykazywać tylko właściwości utleniające. Przykłady takich substancji (we wzorach wskazano stopień utlenienia atomu odpowiedzialnego za właściwości redoks):

2) jeśli atom odpowiedzialny za właściwości redoks jest na najniższym stopniu utlenienia, to ta substancja w OVR pokaże tylko właściwości regenerujące(Dany atom nie może już przyjmować elektronów, może je tylko oddawać). Przykłady takich substancji:,. Dlatego wszystkie aniony halogenowe (z wyjątkiem F - do utlenienia którego używany jest prąd elektryczny na anodzie), jon siarczkowy S 2 - atom azotu w cząsteczce amoniaku i jon wodorkowy H - wykazują tylko właściwości redukujące w OVR. Metale (Na, K, Fe) mają tylko właściwości redukujące;

3) jeśli atom pierwiastka znajduje się na pośrednim stopniu utlenienia (stopień utlenienia jest większy niż minimum, ale mniejszy niż maksimum), to odpowiednia substancja (jon) będzie wykazywać, w zależności od warunków podwójne utlenianie-właściwości regenerujące: silniejsze środki utleniające utlenią te substancje (jony), a silniejsze środki redukujące je zredukują. Przykłady takich substancji: siarka, ponieważ najwyższy stopień utlenienia atomu siarki wynosi +6, a najniższy -2, tlenek siarki (IV), tlenek azotu (III) (najwyższy stopień utlenienia atomu azotu wynosi +5 , a najniższy to -3), nadtlenek wodoru (najwyższy stopień utlenienia atomu tlenu to +2, a najniższy to -2). Podwójne właściwości redoks wykazują jony metali na pośrednim stopniu utlenienia: Fe 2+, Mn +4, Cr +3 itp.

Przykład 8.11. Nie może zachodzić reakcja redoks, której schemat jest następujący:

1) Cl2 + KOH → KCl + KClO3 + H2O

2) S + NaOH → Na2S + Na2SO3 + H2O

3) KClO → KClO 3 + KClO 4

4) KBr + Cl2 → KCl + Br

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

Odpowiedź: 3).

W przypadku niektórych substancji dwoistość redoks wynika z obecności w ich składzie różnych atomów zarówno na najniższym, jak i najwyższym stopniu utlenienia; np. kwas solny (HCl) ze względu na atom wodoru (najwyższy stopień utlenienia, równy +1) jest środkiem utleniającym, a ze względu na anion Cl − jest środkiem redukującym (niższy stopień utlenienia).

OVR jest niemożliwy pomiędzy substancjami, które wykazują tylko właściwości utleniające (HNO 3 i H 2 SO 4, KMnO 4 i K 2 CrO 7) lub tylko redukujące (HCl i HBr, HI i H 2 S)

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

Rozważ poniższe równania reakcji. Jaka jest ich zasadnicza różnica? Czy w tych reakcjach zmieniły się stany utlenienia pierwiastków?

W pierwszym równaniu stany utlenienia pierwiastków nie zmieniły się, ale w drugim zmieniły się - w miedzi i żelazie.

Druga reakcja to redoks.

Reakcje, w wyniku których zmieniają się stany utlenienia pierwiastków tworzących reagenty i produkty reakcji, nazywane są reakcjami redoks (ORD).

KOMPILACJA RÓWNAŃ REAKCJI REDOX.

Istnieją dwie metody kompilacji reakcji redoks - metoda równowagi elektronowej i metoda reakcji połówkowej. Tutaj rozważymy metodę równowagi elektronicznej.
W metodzie tej porównuje się stany utlenienia atomów w substancjach wyjściowych i produktach reakcji, kierując się zasadą: liczba elektronów oddanych przez środek redukujący musi być równa liczbie elektronów dodanych przez środek utleniający.
Aby sporządzić równanie, musisz znać wzory na reagenty i produkty reakcji. Spójrzmy na tę metodę na przykładzie.

Ułóż współczynniki w reakcji, której schemat jest następujący: HCl + MnO2 \u003d Cl2 + MnCl2 + H2O

Algorytm umieszczania współczynników

1. Wskazujemy stany utlenienia pierwiastków chemicznych. Podkreślono pierwiastki chemiczne, w których zmienił się stopień utlenienia.

2. Układamy równania elektronowe, w których wskazujemy liczbę elektronów danych i otrzymanych. Za pionową linią umieszczamy liczbę elektronów przenoszonych podczas procesów utleniania i redukcji. Znajdujemy najmniej wspólną wielokrotność (wziętą w czerwonym kółku). Dzielimy tę liczbę przez liczbę przemieszczonych elektronów i otrzymujemy współczynniki (wzięte w niebieskim kółku). Oznacza to, że przed manganem będzie współczynnik -1, którego nie piszemy, a przed Cl 2 również -1. Przed HCl nie ustalamy współczynnika 2, ale bierzemy pod uwagę liczbę atomów chloru w produktach reakcji. Jest równy - 4. Dlatego umieszczamy - 4 przed HCl, wyrównujemy liczbę atomów wodoru i tlenu po prawej stronie, umieszczając współczynnik - 2 przed H 2 O. Wynikiem jest równanie chemiczne:

Rozważ bardziej złożone równanie:

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

Uporządkujemy stany utlenienia pierwiastków chemicznych:

Równania elektroniczne przyjmą następującą postać Przed siarką o stopniu utlenienia -2 i 0 ustalamy współczynnik 5, przed związkami manganu -2 wyrównujemy liczbę atomów innych pierwiastków chemicznych i otrzymujemy końcowe równanie reakcji

Główne postanowienia teorii reakcji redoks

1. Utlenianie nazywa się proces przekazywania elektronów z atomu, cząsteczki lub jonu.

Na przykład :

Al - 3e - \u003d Al 3+

Fe 2+ - e - \u003d Fe 3+

H 2 - 2e - \u003d 2H +

2Cl - - 2e - \u003d Cl 2

Po utlenieniu wzrasta stopień utlenienia.

2. Powrót do zdrowia nazywa się proces pozyskiwania elektronów przez atom, cząsteczkę lub jon.

Na przykład:

S + 2e - \u003d S 2-

OD l 2 + 2e- \u003d 2Cl -

Fe 3+ + e - \u003d Fe 2+

Po zmniejszeniu zmniejsza się stopień utlenienia..

3. Atomy, cząsteczki lub jony, które oddają elektrony, nazywane są środki redukujące . Podczas reakcjiutleniają się.

Atomy, cząsteczki lub jony, które przyjmują elektrony, nazywane są utleniacze . Podczas reakcjioni wracają do zdrowia.

Ponieważ atomy, cząsteczki i jony są częścią pewnych substancji, substancje te są odpowiednio nazywane środki redukujące lub utleniacze.

4. Reakcje redoks to jedność dwóch przeciwstawnych procesów - utleniania i redukcji.

Liczba elektronów przekazanych przez środek redukujący jest równa liczbie elektronów przyłączonych przez środek utleniający.

SYMULATORY

Symulator nr 1 Reakcje redoks

Trainer #2 Metoda wagi elektronicznej

Symulator nr 3 Test „Reakcje utleniania-redukcji”

ZADANIA WZMOCNIENIA

nr 1. Określ stopień utlenienia atomów pierwiastków chemicznych według wzorów ich związków: H 2 S, O 2, NH 3, HNO 3, Fe, K 2 Cr 2 O 7

nr 2. Określ, co dzieje się ze stopniem utlenienia siarki podczas następujących przejść:

A) H2S → SO2 → SO3

b ) SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3

Jaki wniosek można wyciągnąć po wykonaniu drugiego łańcucha genetycznego?

Jakie grupy można sklasyfikować reakcje chemiczne zmieniając stopień utlenienia atomów pierwiastków chemicznych?

Nr 3. Uporządkuj współczynniki w UCR metodą bilansu elektronicznego, wskaż procesy utleniania (redukcji), środek utleniający (reduktor); zapisz reakcje w pełnej i jonowej formie:

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

B) Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Nr 4. Podano schematy równań reakcji:
СuS + HNO 3 (rozcieńczony ) \u003d Cu (NO 3) 2 + S + NO + H 2 O

K + H 2 O \u003d KOH + H 2
Ułóż współczynniki w reakcjach metodą bilansu elektronicznego.
Wymień środek utleniający i środek redukujący.