Libro de tareas sobre química general e inorgánica.
2.2. Reacciones redox
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Las reacciones redox incluyen reacciones químicas, que van acompañados de un cambio en los estados de oxidación de los elementos. En las ecuaciones de tales reacciones, la selección de coeficientes se realiza compilando balance electrónico. El método de selección de coeficientes utilizando la balanza electrónica consta de los siguientes pasos:
a) escribe las fórmulas de los reactivos y productos, y luego encuentra los elementos que aumentan y disminuyen sus estados de oxidación, y escríbelos por separado:
MnCO 3 + KClO 3 ® MnO2+ KCl + CO2
Clase V¼ = cl - I
Manganeso II¼ = Manganeso IV
b) componer las ecuaciones de semirreacciones de reducción y oxidación, observando las leyes de conservación del número de átomos y carga en cada semirreacción:
media reacción recuperación Clase V + 6 mi - = cl - I
media reacción oxidación Manganeso II- 2 mi - = Manganeso IV
c) seleccionar factores adicionales para la ecuación de la semirreacción de modo que la ley de conservación de la carga se cumpla para la reacción en su conjunto, para lo cual el número de electrones recibidos en las semirreacciones de reducción se hace igual al número de electrones donados en la semirreacción de oxidación:
Clase V + 6 mi - = cl - yo 1
Manganeso II- 2 mi - = Manganeso IV 3
d) anotar (según los factores encontrados) coeficientes estequiométricos en el esquema de reacción (se omite el coeficiente 1):
3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MNO 2 + KCl+CO2
D) igualar el número de átomos de aquellos elementos que no cambian su estado de oxidación durante el curso de la reacción (si hay dos de esos elementos, entonces es suficiente igualar el número de átomos de uno de ellos y verificar el segundo ). Obtenga la ecuación de la reacción química:
3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MNO 2 + KCl+ 3CO2
Ejemplo 3. Coeficientes de ajuste en la ecuación redox
Fe 2 O 3 + CO ® Fe + CO2
Solución
Fe 2 O 3 + 3 CO \u003d 2 Fe + 3 CO 2
Fe III + 3 mi - = Fe 0 2
ICI - 2 mi - = C IV 3
Con la oxidación (o reducción) simultánea de átomos de dos elementos de una sustancia, el cálculo se realiza para una unidad de fórmula de esta sustancia.
Ejemplo 4 Coeficientes de ajuste en la ecuación redox
Fe(S ) 2 + O 2 = Fe 2 O 3 + SO 2
Solución
4Fe(S ) 2 + 11 O 2 = 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2
Fe II- mi - = Fe III
- 11 mi - 4
2S - I - 10 mi - = 2SIV
O 2 0 + 4 mi - = 2O - II + 4 mi - 11
En los ejemplos 3 y 4, las funciones del agente oxidante y reductor se dividen entre diferentes sustancias, Fe 2 O 3 y O 2 - agentes oxidantes, CO y Fe(S)2 - agentes reductores; tales reacciones son intermolecular reacciones redox.
Cuándo intramolecular oxidación-reducción, cuando en la misma sustancia se oxidan los átomos de un elemento y se reducen los átomos de otro elemento, el cálculo se realiza por unidad fórmula de la sustancia.
Ejemplo 5 Encuentre los coeficientes en la ecuación de la reacción redox.
(NH4) 2CrO4 ® Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O + NH 3
Solución
2 (NH 4) 2 CrO 4 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 +5 H 2 O + 2 NH 3
Cr VI + 3 mi - = Cr III 2
2N - tercero - 6 mi - = norte 2 0 1
para reacciones dismutaciones (desproporción, autooxidación- autorreparación), en el que los átomos del mismo elemento en el reactivo se oxidan y se reducen, los factores adicionales se colocan primero en el lado derecho de la ecuación y luego se encuentra el coeficiente del reactivo.
Ejemplo 6. Coeficientes de ajuste en la ecuación de reacción de dismutación
H2O2 ® H 2 O + O 2
Solución
2 H 2 O 2 \u003d 2 H 2 O + O 2
O - yo + mi - =O - II 2
2O - I - 2 mi - = O 2 0 1
Para la reacción de conmutación ( sinproporcionación), en el que los átomos de un mismo elemento de diferentes reactivos, como resultado de su oxidación y reducción, reciben el mismo estado de oxidación, los factores adicionales se colocan primero en el lado izquierdo de la ecuación.
Ejemplo 7 Seleccione los coeficientes en la ecuación de reacción de conmutación:
H 2 S + SO 2 \u003d S + H 2 O
Solución
2 H 2 S + SO 2 \u003d 3 S + 2H 2 O
S - II - 2 mi - = S 0 2
SIV+4 mi - = S 0 1
Para seleccionar coeficientes en las ecuaciones de reacciones redox que ocurren en una solución acuosa con la participación de iones, se utiliza el método equilibrio electrón-ión. El método de selección de coeficientes utilizando el balance electrón-ión consta de los siguientes pasos:
a) escriba las fórmulas de los reactivos de esta reacción redox
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + H 2 S
y establecer la función química de cada uno de ellos (aquí K2Cr2O7 - agente oxidante, H 2 SO 4 - medio de reacción ácido, H 2 S - agente reductor);
b) escribir (en la línea siguiente) las fórmulas de los reactivos en forma iónica, indicando sólo aquellos iones (para electrolitos fuertes), moléculas (para electrolitos débiles y gases) y unidades fórmula (para sólidos) que participarán en la reacción como agente oxidante ( Cr2O72 - ), ambientes ( H+- más precisamente, el catión oxonio H3O+ ) y agente reductor ( H2S):
Cr2O72 - + H + + H 2 S
c) determinar la fórmula reducida del agente oxidante y la forma oxidada del agente reductor, las cuales deben ser conocidas o especificadas (por ejemplo, aquí el ion dicromato pasa cationes cromo ( III), y sulfuro de hidrógeno - en azufre); estos datos se registran en las siguientes dos líneas, se compilan las ecuaciones de ion-electrón de las semirreacciones de reducción y oxidación, y se seleccionan factores adicionales para las ecuaciones de semirreacción:
media reacción reducción de Cr 2 O 7 2 - + 14 H + + 6 mi - \u003d 2 Cr 3+ + 7 H 2 O 1
media reacción Oxidación de H2S - 2 mi - = S(t) + 2H + 3
d) al sumar las ecuaciones de las semirreacciones, componen la ecuación iónica de esta reacción, es decir entrada suplementaria (b):
Cr2O72 - + 8 H + + 3 H 2 S = 2 Cr 3+ + 7 H 2 O + 3 S ( t)
D) sobre la base de la ecuación iónica forman la ecuación molecular de esta reacción, es decir complementar la entrada (a), y las fórmulas de cationes y aniones que están ausentes en la ecuación iónica se agrupan en fórmulas de productos adicionales ( K2SO4):
K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3H 2 S \u003d Cr 2 (SO 4) 3 + 7H 2 O + 3S ( m) + K 2 SO 4
f) verificar los coeficientes seleccionados por el número de átomos de elementos en las partes izquierda y derecha de la ecuación (generalmente es suficiente verificar solo el número de átomos de oxígeno).
oxidadoy restaurado formas de agente oxidante y reductor a menudo difieren en el contenido de oxígeno (compárese Cr2O72 - y Cr3+ ). Por lo tanto, al compilar ecuaciones de semirreacción usando el método de balance de iones de electrones, incluyen pares H + / H 2 O (para un ambiente ácido) y OH - / H 2 O (para un ambiente alcalino). Si durante la transición de una forma a otra, la forma original (generalmente - oxidado) pierde sus iones de óxido (que se muestran a continuación entre corchetes), entonces estos últimos, dado que no existen en forma libre, deben combinarse con cationes de hidrógeno en un ambiente ácido y en un ambiente alcalino - con moléculas de agua, lo que conduce a la formación de moléculas de agua (en un ambiente ácido) e iones de hidróxido (en un ambiente alcalino):
ambiente ácido[ O2 - ] + 2 H + = H 2 O
ambiente alcalino [ O 2 - ] + H 2 O \u003d 2 OH -
Falta de iones de óxido en su forma original (más a menudo- reducido) en comparación con la forma final se compensa con la adición de moléculas de agua (en medio ácido) o iones de hidróxido (en medio alcalino):
ambiente ácido H 2 O \u003d [ O 2 - ] + 2 H +
ambiente alcalino2 OH - = [ O 2 - ] + H2O
Ejemplo 8 Seleccione los coeficientes usando el método de balance de iones de electrones en la ecuación de reacción redox:
® MnSO 4 + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼
Solución
2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 + 5 Na 2 SO 3 \u003d
2 MnSO 4 + 3 H 2 O + 5 Na 2 SO 4 + + K 2 SO 4
2 MnO4 - + 6 H + + 5 SO 3 2 - = 2 Mn 2+ + 3 H 2 O + 5 SO 4 2 -
MnO4 - + 8 horas + + 5 mi - = Mn 2+ + 4 H 2 O2
SO 3 2 - + H2O - 2 mi - = SO 4 2 - + 2 H + 5
Ejemplo 9. Seleccione los coeficientes usando el método de balance de iones de electrones en la ecuación de reacción redox:
Na2SO3 + KOH + KMnO4 ® Na 2 SO 4 + H 2 O + K 2 MnO 4
Solución
Na 2 SO 3 + 2 KOH + 2 KMnO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + 2 K 2 MnO 4
SO 3 2 - + 2OH - + 2 MnO4 - = SO 4 2 - + H 2 O + 2 MnO 4 2 -
MnO4 - + 1 mi - = MnO4 2 - 2
SO 3 2 - + 2OH - - 2 mi - = SO 4 2 - + H 2 O 1
Si el ion permanganato se usa como agente oxidante en un ambiente débilmente ácido, entonces la ecuación de semirreacción de reducción es:
MnO4 - + 4 H + + 3 mi - = MinnesotaO2( m) + 2 H 2 O
y si en un medio débilmente alcalino, entonces
MNO 4 - + 2 H 2 O + 3 mi - = MinnesotaO2( m) + 4OH -
A menudo, un medio débilmente ácido y débilmente alcalino se denomina condicionalmente neutro, mientras que solo se introducen moléculas de agua en las ecuaciones de semirreacción de la izquierda. En este caso, al compilar la ecuación, uno debe (después de seleccionar factores adicionales) escribir una ecuación adicional que refleje la formación de agua a partir de iones H + y OH - .
Ejemplo 10. Seleccione los coeficientes en la ecuación para la reacción que tiene lugar en un medio neutro:
KMnO 4 + H 2 O + Na 2 SO 3 ® Minnesota O 2( t) + Na2SO4 ¼
Solución
2 KMnO 4 + H 2 O + 3 Na 2 SO 3 \u003d 2 MinnesotaO2( t) + 3 Na2SO4 + 2 KOH
MnO4 - + H 2 O + 3 SO 3 2 - = 2 MinnesotaO2( m) + 3 SO 4 2 - + 2OH -
MNO 4 - + 2 H 2 O + 3 mi - = MinnesotaO2( m) + 4OH -
SO 3 2 - + H2O - 2 mi - = SO 4 2 - +2H+
8OH - + 6 H + = 6 H 2 O + 2 OH -
Por lo tanto, si la reacción del ejemplo 10 se lleva a cabo simplemente drenando soluciones acuosas de permanganato de potasio y sulfito de sodio, entonces se desarrolla en un ambiente condicionalmente neutro (y de hecho ligeramente alcalino) debido a la formación de hidróxido de potasio. Si la solución de permanganato de potasio está ligeramente acidificada, entonces la reacción procederá en un medio débilmente ácido (condicionalmente neutro).
Ejemplo 11. Seleccione los coeficientes en la ecuación para la reacción que tiene lugar en un ambiente débilmente ácido:
KMnO 4 + H 2 SO 4 + Na 2 SO 3 ® Minnesota O 2( t) + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼
Solución
2KMnO 4 + H 2 SO 4 + 3Na 2 SO 3 \u003d 2Mn O2( t) + H2O + 3Na2SO4 + K2SO4
2 MnO4 - + 2 H + + 3 SO 3 2 - = 2 MinnesotaO2( t) + H 2 O + 3 SO 4 2 -
MnO4 - +4H + + 3 mi - = Minnesota O2(t) + 2H2O2
SO 3 2 - + H2O - 2 mi - = SO 4 2 - + 2 H + 3
Formas de existencia de agentes oxidantes y agentes reductores antes y después de la reacción, es decir. sus formas oxidadas y reducidas se llaman parejas redox. Entonces, se sabe por la práctica química (y esto debe recordarse) que el ion permanganato en un medio ácido forma un catión manganeso ( II ) (par MNO 4 - + H + / Minnesota 2+ + H2O ), en un medio débilmente alcalino- óxido de manganeso (IV) (par MNO 4 - +H+ ¤ Minnesota O 2 (t) + H 2 O o MNO 4 - + H2O = Minnesota O2(t) + OH - ). Se determina la composición de las formas oxidada y reducida, por lo tanto, propiedades químicas de este elemento en varios estados de oxidación, es decir estabilidad desigual de formas específicas en varios medios de una solución acuosa. Todos los pares redox usados en esta sección se dan en los problemas 2.15 y 2.16.
18. Reacciones redox (continuación 1)
18.5. Peróxido de hidrógeno OVR
En las moléculas de peróxido de hidrógeno H 2 O 2, los átomos de oxígeno están en el estado de oxidación –I. Este es un estado de oxidación intermedio y no el más estable de los átomos de este elemento, por lo que el peróxido de hidrógeno exhibe propiedades tanto oxidantes como reductoras.
La actividad redox de esta sustancia depende de la concentración. En soluciones de uso común con una fracción de masa del 20%, el peróxido de hidrógeno es un agente oxidante bastante fuerte; en soluciones diluidas, su actividad oxidante disminuye. Las propiedades reductoras del peróxido de hidrógeno son menos características que las oxidantes y también dependen de la concentración.
El peróxido de hidrógeno es un ácido muy débil (ver Apéndice 13), por lo tanto, en soluciones fuertemente alcalinas, sus moléculas se convierten en iones de hidroperóxido.
Dependiendo de la reacción del medio y de si el agente oxidante o reductor es el peróxido de hidrógeno en esta reacción, los productos de la interacción redox serán diferentes. Las ecuaciones de semirreacción para todos estos casos se dan en la Tabla 1.
tabla 1
Ecuaciones para semirreacciones redox de H 2 O 2 en soluciones
Reacción del entorno |
H 2 O 2 oxidante |
agente reductor de H 2 O 2 |
| Ácido | ||
| Neutral | H 2 O 2 + 2e - \u003d 2OH | H 2 O 2 + 2H 2 O - 2e - \u003d O 2 + 2H 3 O |
| alcalino | HO 2 + H 2 O + 2e - \u003d 3OH |
Consideremos ejemplos de OVR que involucran peróxido de hidrógeno.
Ejemplo 1. Escribe una ecuación para la reacción que ocurre cuando se agrega una solución de yoduro de potasio a una solución de peróxido de hidrógeno, acidificada con ácido sulfúrico.
| 1 | H 2 O 2 + 2H 3 O + 2e - = 4H 2 O |
| 1 | 2I – 2e – = Yo 2 |
H 2 O 2 + 2H 3 O + 2I \u003d 4H 2 O + I 2
H 2 O 2 + H 2 SO 4 + 2KI \u003d 2H 2 O + I 2 + K 2 SO 4
Ejemplo 2. Escriba una ecuación para la reacción entre el permanganato de potasio y el peróxido de hidrógeno en solución acuosa acidificado con ácido sulfúrico.
| 2 | MnO 4 + 8H 3 O + 5e - \u003d Mn 2 + 12H 2 O |
| 5 | H 2 O 2 + 2H 2 O - 2e - \u003d O 2 + 2H 3 O |
2MnO4 + 6H3O+ + 5H2O2 = 2Mn2 + 14H2O + 5O2
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2O2 = 2MnSO4 + 8H2O + 5O2 + K2SO4
Ejemplo 3 Escriba una ecuación para la reacción del peróxido de hidrógeno con yoduro de sodio en solución en presencia de hidróxido de sodio.
| 3 | 6 | HO 2 + H 2 O + 2e - \u003d 3OH |
| 1 | 2 | Yo + 6OH - 6e - \u003d IO 3 + 3H 2 O |
3HO 2 + I = 3OH + IO 3
3NaHO 2 + NaI = 3NaOH + NaIO 3
Sin tener en cuenta la reacción de neutralización entre el hidróxido de sodio y el peróxido de hidrógeno, esta ecuación a menudo se escribe de la siguiente manera:
3H 2 O 2 + NaI \u003d 3H 2 O + NaIO 3 (en presencia de NaOH)
Se obtendrá la misma ecuación si la formación de iones de hidroperóxido no se tiene en cuenta inmediatamente (en la etapa de compilación del balance).
Ejemplo 4. Escriba una ecuación para la reacción que ocurre cuando se agrega dióxido de plomo a una solución de peróxido de hidrógeno en presencia de hidróxido de potasio.
El dióxido de plomo PbO 2 es un agente oxidante muy fuerte, especialmente en un ambiente ácido. Recuperándose en estas condiciones, forma iones Pb 2 . En un ambiente alcalino, cuando se reduce el PbO 2, se forman iones.
| 1 | PbO 2 + 2H 2 O + 2e - = + OH |
| 1 | HO 2 + OH - 2e - \u003d O 2 + H 2 O |
PbO 2 + H 2 O + HO 2 \u003d + O 2
Sin tener en cuenta la formación de iones hidroperóxido, la ecuación se escribe de la siguiente manera:
PbO 2 + H 2 O 2 + OH = + O 2 + 2H 2 O
Si, de acuerdo con la condición de asignación, la solución de peróxido de hidrógeno añadida era alcalina, entonces la ecuación molecular debe escribirse de la siguiente manera:
PbO 2 + H 2 O + KHO 2 \u003d K + O 2
si en mezcla de reacción que contiene álcali, se agrega una solución neutra de peróxido de hidrógeno, luego la ecuación molecular se puede escribir sin tener en cuenta la formación de hidroperóxido de potasio:
PbO 2 + KOH + H 2 O 2 \u003d K + O 2
18.6. Dismutaciones OVR y OVR intramolecular
Entre las reacciones redox se encuentran reacciones de dismutación (desproporción, autooxidación-autocuración).
Un ejemplo de una reacción de dismutación que usted conoce es la reacción del cloro con el agua:
Cl 2 + H 2 O HCl + HClO
En esta reacción, la mitad de los átomos de cloro(0) se oxidan al estado de oxidación +I y la otra mitad se reduce al estado de oxidación –I:
Usemos el método de balance de iones de electrones para componer una ecuación para una reacción similar que ocurre cuando el cloro pasa a través de una solución alcalina fría, por ejemplo, KOH:
| 1 | Cl 2 + 2e - \u003d 2Cl |
| 1 | Cl 2 + 4OH - 2e - \u003d 2ClO + 2H 2 O |
2Cl2 + 4OH = 2Cl + 2ClO + 2H2O
Todos los coeficientes en esta ecuación tienen un divisor común, por lo tanto:
Cl 2 + 2OH \u003d Cl + ClO + H 2 O
Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O
La dismutación del cloro en una solución caliente procede de manera algo diferente:
| 5 | Cl 2 + 2e - \u003d 2Cl | |
| 1 | Cl 2 + 12OH - 10e - \u003d 2ClO 3 + 6H 2 O |
3Cl2 + 6OH = 5Cl + ClO3 + 3H2O
3Cl 2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
De gran importancia práctica es la dismutación del dióxido de nitrógeno durante su reacción con el agua ( a) y con soluciones alcalinas ( B):
| a) | NO 2 + 3H 2 O - e - \u003d NO 3 + 2H 3 O | NO 2 + 2OH - e - \u003d NO 3 + H 2 O | |||
| NO 2 + H 2 O + e - \u003d HNO 2 + OH | NO 2 + e - \u003d NO 2 | ||||
2NO 2 + 2H 2 O \u003d NO 3 + H 3 O + HNO 2 |
2NO 2 + 2OH \u003d NO 3 + NO 2 + H 2 O |
||||
2NO2 + H2O \u003d HNO3 + HNO2 |
2NO 2 + 2NaOH \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O |
||||
Las reacciones de dismutación ocurren no solo en soluciones, sino también cuando se calientan sólidos, por ejemplo, clorato de potasio:
4KClO 3 \u003d KCl + 3KClO 4
Un ejemplo característico y muy efectivo de OVR intramolecular es la reacción de descomposición térmica del dicromato de amonio (NH 4) 2 Cr 2 O 7 . En esta sustancia, los átomos de nitrógeno están en su estado de oxidación más bajo (–III) y los átomos de cromo están en su estado de oxidación más alto (+VI). A temperatura ambiente, este compuesto es bastante estable, pero cuando se calienta, se descompone rápidamente. En este caso, el cromo(VI) se transforma en cromo(III), el estado más estable del cromo, mientras que el nitrógeno(–III) se transforma en nitrógeno(0), también el estado más estable. Teniendo en cuenta el número de átomos en la fórmula unidad de la ecuación de balance electrónico:
| 2Cr + VI + 6e – = 2Cr + III | |
| 2N -III - 6e - \u003d N 2, |
y la propia ecuación de reacción:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.
Otro ejemplo importante de OVR intramolecular es la descomposición térmica del perclorato de potasio KClO 4 . En esta reacción, el cloro(VII), como siempre, cuando actúa como agente oxidante, pasa a cloro(–I), oxidando el oxígeno(–II) a una sustancia simple:
| 1 | Cl + VII + 8e – = Cl –I | |
| 2 | 2O -II - 4e - \u003d O 2 |
y por lo tanto la ecuación de reacción
KClO 4 \u003d KCl + 2O 2
De manera similar, el clorato de potasio KClO 3 se descompone cuando se calienta, si la descomposición se lleva a cabo en presencia de un catalizador (MnO 2): 2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2
En ausencia de un catalizador, procede la reacción de dismutación.
El grupo de OVR intramolecular también incluye reacciones de descomposición térmica de nitratos.
Por lo general, los procesos que ocurren cuando se calientan los nitratos son bastante complejos, especialmente en el caso de los hidratos cristalinos. Si las moléculas de agua se retienen débilmente en el hidrato cristalino, entonces, con un calentamiento débil, se produce la deshidratación del nitrato [por ejemplo, LiNO 3 . 3H 2 O y Ca(NO 3) 2 4H 2 O se deshidratan a LiNO 3 y Ca(NO 3) 2 ], si el agua está más fuertemente unida [como, por ejemplo, en Mg(NO 3) 2 . 6H2O y Bi(NO3)3. 5H 2 O], luego se produce una especie de reacción de "hidrólisis intramolecular" con la formación de sales básicas: nitratos de hidróxido que, al calentarse más, pueden convertirse en nitratos de óxido (y (NO 3) 6 ), este último a más alta temperatura descomponerse en óxidos.
Los nitratos anhidros, cuando se calientan, pueden descomponerse en nitritos (si existen y aún son estables a esta temperatura), y los nitritos pueden descomponerse en óxidos. Si el calentamiento se lleva a cabo a una temperatura suficientemente alta, o el óxido correspondiente es inestable (Ag 2 O, HgO), entonces un metal (Cu, Cd, Ag, Hg) también puede ser un producto de descomposición térmica.
Un esquema algo simplificado de la descomposición térmica de los nitratos se muestra en la fig. 5.
Ejemplos de transformaciones sucesivas que ocurren cuando se calientan ciertos nitratos (las temperaturas se dan en grados Celsius):
KNO 3 KNO 2 K 2 O;
Ca(NO3)2. 4H2O Ca(NO3)2Ca(NO2)2CaO;
mg(NO3)2. 6H2O Mg(NO3)(OH) MgO;
Cu(NO3) 2 . 6H2O Cu(NO3)2CuO Cu2O Cu;
Bi(NO3)3. 5H 2 O Bi (NO 3) 2 (OH) Bi (NO 3) (OH) 2 (NO 3) 6 Bi 2 O 3 .
A pesar de la complejidad de los procesos en curso, al responder a la pregunta de qué sucede cuando el nitrato anhidro correspondiente se "calcina" (es decir, a una temperatura de 400 - 500 o C), generalmente se guían por las siguientes reglas extremadamente simplificadas:
1) los nitratos de los metales más activos (en la serie de voltajes, a la izquierda del magnesio) se descomponen en nitritos;
2) los nitratos de metales menos activos (en una serie de voltajes, desde magnesio hasta cobre) se descomponen en óxidos;
3) los nitratos de los metales menos activos (a la derecha del cobre en la serie de voltaje) se descomponen en metal.
Al usar estas reglas, debe recordarse que en tales condiciones
LiNO 3 se descompone en óxido,
Be (NO 3) 2 se descompone en óxido a una temperatura más alta,
a partir de Ni (NO 3) 2, además de NiO, también se puede obtener Ni (NO 2) 2,
Mn(NO 3) 2 se descompone en Mn 2 O 3,
Fe(NO 3) 2 se descompone en Fe 2 O 3;
a partir de Hg (NO 3) 2, además del mercurio, también se puede obtener su óxido.
Considere ejemplos típicos de reacciones relacionadas con estos tres tipos:
KNO 3 KNO 2 + O 2
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2 |
Zn(NO 3 ) 2 ZnO + NO 2 + O 2
2Zn(NO 3) 2 \u003d 2ZnO + 4NO 2 + O 2 |
AgNO 3 Ag + NO 2 + O 2 18.7. Reacciones de conmutación redox Estas reacciones pueden ser tanto intermoleculares como intramoleculares. Por ejemplo, la OVR intramolecular que se produce durante la descomposición térmica del nitrato de amonio y el nitrito pertenecen a reacciones de conmutación, ya que aquí se iguala el estado de oxidación de los átomos de nitrógeno: NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2H 2 O (alrededor de 200 o C) A una temperatura más alta (250 - 300 o C), el nitrato de amonio se descompone en N 2 y NO, ya una temperatura aún más alta (por encima de los 300 o C) en nitrógeno y oxígeno, en ambos casos se forma agua. Un ejemplo de una reacción de cambio intermolecular es la reacción que ocurre cuando se vierten soluciones calientes de nitrito de potasio y cloruro de amonio: NH 4 + NO 2 \u003d N 2 + 2H 2 O NH 4 Cl + KNO 2 \u003d KCl + N 2 + 2H 2 O Si se lleva a cabo una reacción similar calentando una mezcla de sulfato de amonio cristalino y nitrato de calcio, entonces, dependiendo de las condiciones, la reacción puede proceder de diferentes maneras: (NH 4) 2 SO 4 + Ca(NO 3) 2 = 2N 2 O + 4H 2 O + CaSO 4 (t< 250 o C) La primera y la tercera de estas reacciones son reacciones de conmutación, la segunda es una reacción más compleja, que incluye tanto la conmutación de átomos de nitrógeno como la oxidación de átomos de oxígeno. Cuál de las reacciones procederá a una temperatura superior a 250 o C depende de la proporción de los reactivos. Las reacciones de conmutación que conducen a la formación de cloro ocurren cuando las sales de ácidos clorados que contienen oxígeno se tratan con ácido clorhídrico, por ejemplo: 6HCl + KClO 3 \u003d KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O Además, por la reacción de conmutación, se forma azufre a partir de sulfuro de hidrógeno gaseoso y dióxido de azufre: 2H 2 S + SO 2 \u003d 3S + 2H 2 O Las conmutaciones OVR son bastante numerosas y variadas, incluso incluyen algunas reacciones ácido-base, por ejemplo: NaH + H2O \u003d NaOH + H2. Para compilar las ecuaciones de la conmutación OVR se utilizan tanto balances electron-iónicos como electrónicos, dependiendo de si una determinada reacción ocurre en una solución o no. 18.8. Electrólisis Al estudiar el Capítulo IX, se familiarizó con la electrólisis de fundidos de diversas sustancias. Dado que los iones móviles también están presentes en las soluciones, las soluciones de varios electrolitos también pueden someterse a electrólisis. Tanto en la electrólisis de fundidos como en la electrólisis de soluciones se suelen utilizar electrodos de un material que no reacciona (grafito, platino, etc.), pero en ocasiones también se realiza la electrólisis con un ánodo "soluble". El ánodo "soluble" se usa en aquellos casos en que es necesario obtener una conexión electroquímica del elemento del que está hecho el ánodo. Durante la electrólisis, tiene gran importancia los espacios del ánodo y el cátodo están separados, o el electrolito se mezcla durante la reacción; los productos de reacción en estos casos pueden resultar diferentes. Considere los casos más importantes de electrólisis. 1. Electrólisis de NaCl fundido. Los electrodos son inertes (grafito), los espacios anódico y catódico están separados. Como ya sabéis, en este caso se producen reacciones en el cátodo y en el ánodo: K: Na + e - = Na Habiendo escrito las ecuaciones de las reacciones que ocurren en los electrodos de esta manera, obtenemos semirreacciones con las que podemos actuar exactamente de la misma manera que en el caso de usar el método de balance de iones de electrones:
Sumando estas ecuaciones de media reacción, obtenemos la ecuación de electrólisis iónica 2Na + 2Cl 2Na + Cl2 y luego molecular 2NaCl 2Na + Cl2 En este caso, los espacios del cátodo y el ánodo deben estar separados para que los productos de reacción no reaccionen entre sí. En la industria, esta reacción se utiliza para producir sodio metálico. 2. Electrólisis de K 2 CO 3 fundido. Los electrodos son inertes (platino). Los espacios del cátodo y del ánodo están separados.
4K+ + 2CO 3 2 4K + 2CO 2 + O 2 3. Electrólisis del agua (H 2 O). Los electrodos son inertes.
4H 3 O + 4OH 2H 2 + O 2 + 6H 2 O 2H 2 O 2H 2 + O 2 El agua es un electrolito muy débil, contiene muy pocos iones, por lo que la electrólisis del agua pura es extremadamente lenta. 4. Electrólisis de solución de CuCl 2 . Electrodos de grafito. El sistema contiene cationes Cu 2 y H 3 O, así como aniones Cl y OH. Los iones Cu 2 son agentes oxidantes más fuertes que los iones H 3 O (ver la serie de voltajes), por lo tanto, los iones de cobre se descargarán primero en el cátodo, y solo cuando queden muy pocos, se descargarán los iones de oxonio. . Para los aniones, puede seguir la siguiente regla: |
Tarea número 1
Si + HNO 3 + HF → H 2 SiF 6 + NO + ...
N +5 + 3e → N +2 │4 reacción de reducción
Si 0 - 4e → Si +4 │3 reacción de oxidación
N +5 (HNO 3) - agente oxidante, Si - agente reductor
3Si + 4HNO3 + 18HF → 3H2SiF6 + 4NO + 8H2O
Tarea número 2
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
B+ HNO 3 + HF → HBF 4 + NO 2 + …
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
N +5 + 1e → N +4 │3 reacción de reducción
B 0 -3e → B +3 │1 reacción de oxidación
N +5 (HNO 3) - agente oxidante, B 0 - agente reductor
B+ 3HNO 3 + 4HF → HBF 4 + 3NO 2 + 3H 2 O
Tarea número 3
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
K 2 Cr 2 O 7 + HCl → Cl 2 + KCl + … + …
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
2Cl -1 -2e → Cl 2 0 │3 reacción de oxidación
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - agente oxidante, Cl -1 (HCl) - agente reductor
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O
Tarea número 4
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
Cr 2 (SO 4) 3 + ... + NaOH → Na 2 CrO 4 + NaBr + ... + H 2 O
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
Br 2 0 + 2e → 2Br -1 │3 reacción de reducción
2Cr +3 - 6e → 2Cr +6 │1 reacción de oxidación
Br 2 - agente oxidante, Cr +3 (Cr 2 (SO 4) 3) - agente reductor
Cr 2 (SO 4) 3 + 3Br 2 + 16NaOH → 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 3Na 2 SO 4 + 8H 2 O
Tarea número 5
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
K 2 Cr 2 O 7 + ... + H 2 SO 4 → l 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + ... + H 2 O
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 reacción de reducción
2I -1 -2e → l 2 0 │3 reacción de oxidación
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - agente oxidante, l -1 (Hl) - agente reductor
K 2 Cr 2 O 7 + 6HI + 4H 2 SO 4 → 3l 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O
Tarea número 6
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
H 2 S + HMnO 4 → S + MnO 2 + ...
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
3H2S + 2HMnO4 → 3S + 2MnO2 + 4H2O
Tarea número 7
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
H 2 S + HClO 3 → S + HCl + ...
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
S -2 -2e → S 0 │3 reacción de oxidación
Mn +7 (HMnO 4) - agente oxidante, S -2 (H 2 S) - agente reductor
3H 2 S + HClO 3 → 3S + HCl + 3H 2 O
Tarea número 8
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
NO + HClO 4 + ... → HNO 3 + HCl
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
Cl +7 + 8e → Cl -1 │3 reacción de reducción
N +2 -3e → N +5 │8 reacción de oxidación
Cl +7 (HClO 4) - agente oxidante, N +2 (NO) - agente reductor
8NO + 3HClO4 + 4H2O → 8HNO3 + 3HCl
Tarea número 9
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4 → MnSO 4 + S + ... + ...
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
S -2 -2e → S 0 │5 reacción de oxidación
Mn +7 (KMnO 4) - agente oxidante, S -2 (H 2 S) - agente reductor
2KMnO 4 + 5H 2 S + 3H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5S + K 2 SO 4 + 8H 2 O
Tarea número 10
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
KMnO 4 + KBr + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Br 2 + ... + ...
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reacción de reducción
2Br -1 -2e → Br 2 0 │5 reacción de oxidación
Mn +7 (KMnO 4) - agente oxidante, Br -1 (KBr) - agente reductor
2KMnO4 + 10KBr + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5Br2 + 6K2SO4 + 8H2O
Tarea número 11
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
PH 3 + HClO 3 → HCl + ...
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │4 reacción de reducción
Cl +5 (HClO 3) - agente oxidante, P -3 (H 3 PO 4) - agente reductor
3PH 3 + 4HClO 3 → 4HCl + 3H 3 PO 4
Tarea número 12
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
PH 3 + HMnO 4 → MnO 2 + … + …
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │8 reacción de reducción
P -3 - 8e → P +5 │3 reacción de oxidación
Mn +7 (HMnO 4) - agente oxidante, P -3 (H 3 PO 4) - agente reductor
3PH3 + 8HMnO4 → 8MnO2 + 3H3PO4 + 4H2O
Tarea número 13
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
NO + KClO + … → KNO 3 + KCl + …
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
Cl +1 + 2e → Cl -1 │3 reacción de reducción
N +2 − 3e → N +5 │2 reacción de oxidación
Cl +1 (KClO) - agente oxidante, N +2 (NO) - agente reductor
2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO3 + 3KCl + H2O
Tarea número 14
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
PH 3 + AgNO 3 + ... → Ag + ... + HNO 3
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
Ag +1 + 1e → Ag 0 │8 reacción de reducción
P -3 - 8e → P +5 │1 reacción de oxidación
Ag +1 (AgNO 3) - agente oxidante, P -3 (PH 3) - agente reductor
PH 3 + 8AgNO 3 + 4H 2 O → 8Ag + H 3 PO 4 + 8HNO 3
Tarea número 15
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
KNO 2 + ... + H 2 SO 4 → I 2 + NO + ... + ...
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
N +3 + 1e → N +2 │ 2 reacción de reducción
2I -1 - 2e → I 2 0 │ 1 reacción de oxidación
N +3 (KNO 2) - agente oxidante, I -1 (HI) - agente reductor
2KNO 2 + 2HI + H 2 SO 4 → I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + 2H 2 O
Tarea número 16
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
Na 2 SO 3 + Cl 2 + ... → Na 2 SO 4 + ...
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
Cl 2 0 + 2e → 2Cl -1 │1 reacción de reducción
Cl 2 0 - agente oxidante, S +4 (Na 2 SO 3) - agente reductor
Na 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O → Na 2 SO 4 + 2HCl
Tarea número 17
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
KMnO 4 + MnSO 4 + H 2 O → MnO 2 + ... + ...
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 reacción de reducción
Mn +2 − 2e → Mn +4 │3 reacción de oxidación
Mn +7 (KMnO 4) - agente oxidante, Mn +2 (MnSO 4) - agente reductor
2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O → 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4
Tarea número 18
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
KNO 2 + ... + H 2 O → MnO 2 + ... + KOH
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 reacción de reducción
N +3 − 2e → N +5 │3 reacción de oxidación
Mn +7 (KMnO 4) - agente oxidante, N +3 (KNO 2) - agente reductor
3KNO2 + 2KMnO4 + H2O → 2MnO2 + 3KNO3 + 2KOH
Tarea #19
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
Cr 2 O 3 + ... + KOH → KNO 2 + K 2 CrO 4 + ...
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
N +5 + 2e → N +3 │3 reacción de reducción
2Cr +3 − 6e → 2Cr +6 │1 reacción de oxidación
N +5 (KNO 3) - agente oxidante, Cr +3 (Cr 2 O 3) - agente reductor
Cr 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH → 3KNO 2 + 2K 2 CrO 4 + 2H 2 O
Tarea número 20
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
YO 2 + K 2 SO 3 + ... → K 2 SO 4 + ... + H 2 O
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
I 2 0 + 2e → 2I -1 │1 reacción de reducción
S +4 - 2e → S +6 │1 reacción de oxidación
I 2 - agente oxidante, S +4 (K 2 SO 3) - agente reductor
YO 2 + K 2 SO 3 + 2KOH → K 2 SO 4 + 2KI + H 2 O
Tarea número 21
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
KMnO 4 + NH 3 → MnO 2 + N 2 + ... + ...
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 reacción de reducción
2N -3 - 6e → N 2 0 │1 reacción de oxidación
Mn +7 (KMnO 4) - agente oxidante, N -3 (NH 3) - agente reductor
2KMnO4 + 2NH3 → 2MnO2 + N2 + 2KOH + 2H2O
Tarea #22
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
NO 2 + P 2 O 3 + ... → NO + K 2 HPO 4 + ...
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
N +4 + 2e → N +2 │2 reacción de reducción
2P +3 - 4e → 2P +5 │1 reacción de oxidación
N +4 (NO 2) - agente oxidante, P +3 (P 2 O 3) - agente reductor
2NO 2 + P 2 O 3 + 4KOH → 2NO + 2K 2 HPO 4 + H 2 O
Tarea #23
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
KI + H 2 SO 4 → I 2 + H 2 S + … + …
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
S +6 + 8e → S -2 │1 reacción de reducción
2I -1 - 2e → I 2 0 │4 reacción de oxidación
S +6 (H 2 SO 4) - agente oxidante, I -1 (KI) - agente reductor
8KI + 5H 2 SO 4 → 4I 2 + H 2 S + 4K 2 SO 4 + 4H 2 O
Tarea #24
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
FeSO 4 + ... + H 2 SO 4 → ... + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reacción de reducción
2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │5 reacción de oxidación
Mn +7 (KMnO 4) - agente oxidante, Fe +2 (FeSO 4) - agente reductor
10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 → 5Fe 2 (SO 4) 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
Tarea #25
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
Na 2 SO 3 + ... + KOH → K 2 MnO 4 + ... + H 2 O
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
Mn +7 + 1e → Mn +6 │2 reacción de reducción
S +4 − 2e → S +6 │1 reacción de oxidación
Mn +7 (KMnO 4) - agente oxidante, S +4 (Na 2 SO 3) - agente reductor
Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2KOH → 2K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O
Tarea #26
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
H 2 O 2 + ... + H 2 SO 4 → O 2 + MnSO 4 + ... + ...
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reacción de reducción
2O -1 - 2e → O 2 0 │5 reacción de oxidación
Mn +7 (KMnO 4) - agente oxidante, O -1 (H 2 O 2) - agente reductor
5H 2 O 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
Tarea número 27
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + ... + ...
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 reacción de reducción
S -2 - 2e → S 0 │3 reacción de oxidación
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - agente oxidante, S -2 (H 2 S) - agente reductor
K 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 S + 4H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 3S + 7H 2 O
Tarea #28
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
KMnO 4 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + ... + ...
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reacción de reducción
2Cl -1 - 2e → Cl 2 0 │5 reacción de oxidación
Mn +7 (KMnO 4) - agente oxidante, Cl -1 (HCl) - agente reductor
2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O
Tarea #29
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
CrCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + ... → CrCl 3 + ... + H 2 O
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 reacción de reducción
Cr +2 − 1e → Cr +3 │6 reacción de oxidación
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - agente oxidante, Cr +2 (CrCl 2) - agente reductor
6CrCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 8CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O
Tarea número 30
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
K 2 CrO 4 + HCl → CrCl 3 + ... + ... + H 2 O
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
Cr +6 + 3e → Cr +3 │2 reacción de reducción
2Cl -1 - 2e → Cl 2 0 │3 reacción de oxidación
Cr +6 (K 2 CrO 4) - agente oxidante, Cl -1 (HCl) - agente reductor
2K2CrO4 + 16HCl → 2CrCl3 + 3Cl2 + 4KCl + 8H2O
Tarea número 31
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
KI + ... + H 2 SO 4 → I 2 + MnSO 4 + ... + H 2 O
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reacción de reducción
2l -1 − 2e → l 2 0 │5 reacción de oxidación
Mn +7 (KMnO 4) - agente oxidante, l -1 (Kl) - agente reductor
10KI + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 → 5I 2 + 2MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O
Tarea #32
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
FeSO 4 + KClO 3 + KOH → K 2 FeO 4 + KCl + K 2 SO 4 + H 2 O
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │2 reacción de reducción
Fe +2 − 4e → Fe +6 │3 reacción de oxidación
3FeSO4 + 2KClO3 + 12KOH → 3K2FeO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O
Tarea número 33
Usando el método de balance de electrones, escriba la ecuación para la reacción:
FeSO 4 + KClO 3 + ... → Fe 2 (SO 4) 3 + ... + H 2 O
Determinar el agente oxidante y el agente reductor.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │1 reacción de reducción
2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │3 reacción de oxidación
Cl +5 (KClO 3) - agente oxidante, Fe +2 (FeSO 4) - agente reductor
6FeSO 4 + KClO 3 + 3H 2 SO 4 → 3Fe 2 (SO 4) 3 + KCl + 3H 2 O
Tarea número 34
Usando el método de balance de electrones, escribe una ecuación para la reacción.
Con un aumento en el grado de oxidación. tiene lugar un proceso de oxidación, y la sustancia misma es un agente reductor. Cuando el estado de oxidación disminuye, continúa el proceso de reducción y la sustancia en sí es un agente oxidante.
El método descrito de ecualización de OVR se denomina "método de equilibrio del estado de oxidación".
Indicado en la mayoría de los libros de texto de química y ampliamente utilizado en la práctica. metodo de balanza electronica para la ecualización, OVR se puede usar con la advertencia de que el estado de oxidación no es igual a la carga.
2. Método de semirreacciones.
En esos casos, cuando la reacción transcurre en una solución acuosa (fundido), al trazar ecuaciones, estas no provienen de un cambio en el estado de oxidación de los átomos que componen los reactivos, sino de un cambio en las cargas de las partículas reales, es decir , tienen en cuenta la forma de existencia de las sustancias en una solución (ion simple o complejo, átomo o molécula de una sustancia no disuelta o débilmente disociada en agua).
En este caso al compilar ecuaciones iónicas de reacciones redox, se debe seguir la misma forma de notación que se adopta para las ecuaciones iónicas de naturaleza de intercambio, a saber: los compuestos gaseosos, poco solubles y poco disociados deben escribirse en forma molecular, y los iones que no cambiar su estado debe ser excluido de la ecuación. En este caso, los procesos de oxidación y reducción se registran como semirreacciones separadas. Habiéndolas igualado según el número de átomos de cada tipo, se suman las semirreacciones, multiplicando cada una por un coeficiente que iguala el cambio de carga del agente oxidante y del agente reductor.
El método de media reacción refleja con mayor precisión los verdaderos cambios en las sustancias en el proceso de reacciones redox y facilita la formulación de ecuaciones para estos procesos en forma ion-molecular.
En la medida en del mismo reactivos se pueden obtener diferentes productos dependiendo de la naturaleza del medio (ácido, alcalino, neutro), para tales reacciones en el esquema iónico, además de partículas que realizan las funciones de un agente oxidante y un agente reductor, partícula que caracteriza la reacción del medio (es decir, un ion H + o un ion OH -, o una molécula de H 2 O).
Ejemplo 5 Usando el método de media reacción, ordene los coeficientes en la reacción:
KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Solución. Escribimos la reacción en forma iónica, dado que todas las sustancias, excepto el agua, se disocian en iones:
MnO 4 - + NO 2 - + 2H + ® Mn 2+ + NO 3 - + H 2 O
(K + y SO 4 2 - permanecen sin cambios, por lo tanto, no se indican en el esquema iónico). Se puede ver en el diagrama iónico que el agente oxidante ion permanganato(MnO 4 -) se convierte en Mn 2+ -ion y se liberan cuatro átomos de oxígeno.
En un ambiente ácido cada átomo de oxígeno liberado por el agente oxidante se une al 2H+ para formar una molécula de agua.
esto implica: MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O .
Encontramos la diferencia en las cargas de productos y reactivos: Dq = +2-7 = -5 (el signo "-" indica que se está produciendo el proceso de reducción y el 5 está unido a los reactivos). Para el segundo proceso, la conversión de NO 2 - a NO 3 - , el oxígeno que falta proviene del agua al agente reductor y, como resultado, se forma un exceso de iones H +, mientras que los reactivos pierden 2 :
NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + .
Así obtenemos:
2 | MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O (reducción),
5 | NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + (oxidación).
Multiplicando los términos de la primera ecuación por 2 y la segunda por 5 y sumándolos, obtenemos la ecuación ion-molecular para esta reacción:
2MnO 4 - + 16H + + 5NO 2 - + 5H 2 O \u003d 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO 3 - + 10H +.
Habiendo cancelado partículas idénticas en los lados izquierdo y derecho de la ecuación, finalmente obtenemos la ecuación ion-molecular:
2MnO 4 - + 5NO 2 - + 6H + = 2Mn 2+ + 5NO 3 - + 3H 2 O.
De acuerdo con la ecuación iónica, componemos una ecuación molecular:
2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5KNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.
En ambientes alcalinos y neutros puede guiarse por las siguientes reglas: en un ambiente alcalino y neutro, cada átomo de oxígeno liberado por el agente oxidante se combina con una molécula de agua, formando dos iones de hidróxido (2OH -), y cada uno que falta va al agente reductor de 2 OH - iones con la formación de una molécula de agua en un ambiente alcalino, y en uno neutro proviene del agua con la liberación de 2 H + iones.
Si involucrado en reacciones redox peróxido de hidrógeno(H 2 O 2), es necesario tener en cuenta el papel del H 2 O 2 en una reacción particular. En H 2 O 2, el oxígeno se encuentra en un estado de oxidación intermedio (-1), por lo tanto, el peróxido de hidrógeno en las reacciones redox exhibe dualidad redox. En los casos en que el H 2 O 2 es agente oxidante, las semirreacciones tienen la siguiente forma:
H 2 O 2 + 2H + + 2? ® 2H 2 O (medio ácido);
H 2 O 2 +2? ® 2OH - (ambientes neutros y alcalinos).
Si el peróxido de hidrógeno es agente reductor:
H 2 O 2 - 2? ®O 2 + 2H + (medio ácido);
H 2 O 2 + 2OH - - 2? ® O 2 + 2H 2 O (alcalino y neutro).
Ejemplo 6 Igualar la reacción: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Solución. Escribimos la reacción en forma iónica:
I - + H 2 O 2 + 2H + ® I 2 + SO 4 2 - + H 2 O.
Componemos semirreacciones, dado que el H 2 O 2 en esta reacción es un agente oxidante y la reacción se desarrolla en un ambiente ácido:
1 2I - - 2= Yo 2 ,
1 H 2 O 2 + 2H + + 2® 2H 2 O.
Ecuación final: 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.
Hay cuatro tipos de reacciones redox:
1 . intermolecular Reacciones redox, en las que cambian los estados de oxidación de los átomos de los elementos que componen diferentes sustancias. Las reacciones discutidas en los ejemplos 2-6 son de este tipo.
2 . intramolecular Reacciones redox en las que el estado de oxidación es cambiado por átomos de diferentes elementos de la misma sustancia. Según este mecanismo, proceden las reacciones de descomposición térmica de los compuestos. Por ejemplo, en la reacción
Pb(NO 3 ) 2 ® PbO + NO 2 + O 2
cambia el estado de oxidación del átomo de nitrógeno (N +5 ® N +4) y oxígeno (O - 2 ® O 2 0) ubicado dentro de la molécula de Pb(NO 3) 2.
3. Reacciones de autooxidación-autocuración(desproporción, dismutación). En este caso, el estado de oxidación del mismo elemento aumenta y disminuye. Las reacciones de desproporción son características de los compuestos o elementos de sustancias correspondientes a uno de los estados de oxidación intermedios del elemento.
Ejemplo 7 Usando todos los métodos anteriores, iguale la reacción:
Solución.
a) El método del balance de estados de oxidación.
Determinemos los estados de oxidación de los elementos involucrados en el proceso redox antes y después de la reacción:
K 2 MnO 4 + H 2 O ® KMnO 4 + MnO 2 + KOH.
De una comparación de estados de oxidación se deduce que el manganeso participa simultáneamente en el proceso de oxidación, aumentando el estado de oxidación de +6 a +7, y en el proceso de reducción, disminuyendo el estado de oxidación de +6 a +4.2 Mn +6 ® Mn + 7; Dw = 7-6 = +1 (proceso de oxidación, agente reductor),
1 Mn+6® Mn+4; Dw = 4-6 = -2 (proceso de reducción, agente oxidante).
Dado que en esta reacción la misma sustancia (K 2 MnO 4) actúa como agente oxidante y reductor, se suman los coeficientes que se encuentran delante. Escribimos la ecuación:
3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH.
b) Método de semirreacciones.
La reacción se lleva a cabo en un ambiente neutral. Elaboramos un esquema de reacción iónica, teniendo en cuenta que H 2 O es un electrolito débil y MnO 2 es un óxido poco soluble en agua:
MnO 4 2 - + H 2 O ® MnO 4 - + ¯MnO 2 + OH - .
Anotamos las semirreacciones:
2 MnO4 2 - - ? ® MnO 4 - (oxidación),
1 MnO 4 2 - + 2H 2 O + 2? ® MnO 2 + 4OH - (recuperación).
Multiplicamos por los coeficientes y sumamos ambas semirreacciones, obtenemos la ecuación iónica total:
3MnO 4 2 - + 2H 2 O \u003d 2MnO 4 - + MnO 2 + 4OH -.
Ecuación molecular: 3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.
En este caso, el K 2 MnO 4 es tanto un agente oxidante como un agente reductor.
4. Las reacciones de oxidación-reducción intramoleculares, en las que se alinean los estados de oxidación de los átomos de un mismo elemento (es decir, al revés de los considerados anteriormente), son procesos contradesproporción(cambio), por ejemplo
NH 4 NO 2 ® N 2 + 2H 2 O.
1 2N - 3 - 6? ® N 2 0 (proceso de oxidación, agente reductor),
1 2N +3 + 6?® N 2 0 (proceso de reducción, agente oxidante).
Los mas dificiles son Reacciones redox en las que átomos o iones de no uno, sino dos o más elementos se oxidan o reducen simultáneamente.
Ejemplo 8 Iguale la reacción usando los métodos anteriores:
3 -2 +5 +5 +6 +2
As 2 S 3 + HNO 3 ® H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO.
Antes de dar ejemplos de reacciones redox con solución, señalemos las principales definiciones asociadas a estas transformaciones.
Aquellos átomos o iones que, durante la interacción, cambian su estado de oxidación con una disminución (aceptan electrones) se denominan agentes oxidantes. Entre las sustancias con tales propiedades, se pueden observar ácidos inorgánicos fuertes: sulfúrico, clorhídrico, nítrico.
Agente oxidante
Los permanganatos y cromatos de metales alcalinos también son agentes oxidantes fuertes.
El agente oxidante toma en el curso de la reacción lo que necesita para completar el nivel de energía (establecimiento de la configuración completa).
Agente reductor
Cualquier esquema de reacción redox implica la identificación de un agente reductor. Incluye iones o átomos neutros que pueden aumentar el estado de oxidación durante la interacción (ceder electrones a otros átomos).
Los átomos de metal se pueden citar como agentes reductores típicos.
Procesos en OVR
Qué más se caracteriza por un cambio en los estados de oxidación de las sustancias de partida.
La oxidación implica el proceso de emisión de partículas negativas. La restauración implica tomarlos de otros átomos (iones).
Algoritmo de análisis
Se ofrecen ejemplos de reacciones redox con una solución en varios materiales de referencia diseñados para preparar a los estudiantes de secundaria para los exámenes de posgrado en química.
Para poder afrontar con éxito lo propuesto en la OGE y USAR asignaciones, es importante conocer el algoritmo para compilar y analizar procesos redox.
- En primer lugar, se establecen los valores de carga de todos los elementos de las sustancias propuestas en el esquema.
- Los átomos (iones) se escriben desde el lado izquierdo de la reacción, que, durante la interacción, cambió los indicadores.
- Con un aumento en el grado de oxidación, se usa el signo "-" y con una disminución en "+".
- Entre los electrones dados y recibidos se determina el mínimo común múltiplo (el número por el que se dividen sin resto).
- Al dividir LCM en electrones, obtenemos coeficientes estereoquímicos.
- Los colocamos delante de las fórmulas en la ecuación.
El primer ejemplo de la OGE
En noveno grado, no todos los estudiantes saben cómo resolver reacciones redox. Es por eso que cometen muchos errores, no obtienen puntajes altos para el OGE. El algoritmo de acciones se da arriba, ahora intentemos resolverlo en ejemplos concretos.
La peculiaridad de las asignaciones relacionadas con la ubicación de los coeficientes en la reacción propuesta, emitida a los graduados de la etapa principal de educación, es que se dan las partes izquierda y derecha de la ecuación.
Esto simplifica enormemente la tarea, ya que no es necesario inventar productos de interacción de forma independiente, seleccionar los materiales de partida que faltan.
Por ejemplo, se propone utilizar la balanza electrónica para identificar los coeficientes en la reacción:
A primera vista, esta reacción no requiere coeficientes estereoquímicos. Pero, para confirmar su punto de vista, es necesario que todos los elementos tengan números de carga.
En los compuestos binarios, que incluyen el óxido de cobre (2) y el óxido de hierro (2), la suma de los estados de oxidación es cero, dado que para el oxígeno es -2, para el cobre y el hierro este indicador es +2. Las sustancias simples no dan (no aceptan) electrones, por lo que se caracterizan por un valor cero del estado de oxidación.
Hagamos un balance electrónico, mostrando el signo "+" y "-" el número de recibidos y dados en el curso de la interacción de electrones.
Fe 0 -2e \u003d Fe 2+.
Dado que el número de electrones recibidos y cedidos durante la interacción es el mismo, no tiene sentido encontrar el mínimo común múltiplo, determinar los coeficientes estereoquímicos y colocarlos en el esquema de interacción propuesto.
Para obtener el puntaje máximo para la tarea, es necesario no solo escribir ejemplos de reacciones redox con una solución, sino también escribir la fórmula del agente oxidante (CuO) y el agente reductor (Fe) por separado.
El segundo ejemplo con la OGE
Demos más ejemplos de reacciones redox con una solución que pueden encontrar los estudiantes de noveno grado que han elegido química como examen final.
Supongamos que se propone ordenar los coeficientes en la ecuación:
Na+HCl=NaCl+H2.
Para hacer frente a la tarea, primero es importante determinar los indicadores de los estados de oxidación para cada sustancia simple y compleja. Para el sodio y el hidrógeno, serán iguales a cero, ya que son sustancias simples.
En el ácido clorhídrico, el hidrógeno tiene un estado de oxidación positivo y el cloro tiene un estado de oxidación negativo. Después de colocar los coeficientes, obtenemos la reacción con los coeficientes.
El primero del examen
¿Cómo complementar las reacciones redox? Los ejemplos con solución encontrada en el USE (Grado 11) implican la adición de espacios, así como la colocación de coeficientes.
Por ejemplo, debe complementar la reacción con una balanza electrónica:
H 2 S+ HMnO 4 = S+ MnO 2 +…
Determine el agente reductor y el agente oxidante en el esquema propuesto.
¿Cómo aprender a componer reacciones redox? La muestra asume el uso de un algoritmo específico.
En primer lugar, en todas las sustancias dadas por la condición del problema, es necesario establecer los estados de oxidación.
A continuación, debe analizar qué sustancia puede convertirse en un producto desconocido en este proceso. Dado que aquí está presente un agente oxidante (el manganeso juega su papel), un agente reductor (es azufre), los estados de oxidación no cambian en el producto deseado, por lo tanto, es agua.
Discutiendo sobre cómo resolver correctamente las reacciones redox, notamos que el siguiente paso será elaborar una relación electrónica:
Mn +7 toma 3 e= Mn +4 ;
S -2 da 2e= S 0 .
El catión manganeso es un agente reductor, mientras que el anión azufre es un agente oxidante típico. Dado que el múltiplo más pequeño entre los electrones recibidos y dados será 6, obtenemos los coeficientes: 2, 3.
El último paso será establecer los coeficientes en la ecuación original.
3H2S+ 2HMnO4 = 3S+ 2MnO2 + 4H2O.
La segunda muestra del OVR en el examen.
¿Cómo escribir reacciones redox correctamente? Los ejemplos con una solución ayudarán a resolver el algoritmo de acciones.
Se propone utilizar el método del balance electrónico para llenar los vacíos en la reacción:
PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…
Ordenamos los estados de oxidación de todos los elementos. En este proceso, las propiedades oxidantes se manifiestan por el manganeso, que forma parte de la composición y el agente reductor debe ser el fósforo, cambiando su estado de oxidación a positivo en ácido fosfórico.
De acuerdo con la suposición realizada, obtenemos el esquema de reacción, luego componemos la ecuación de balance electrónico.
P -3 da 8 e y se convierte en P +5 ;
Mn +7 toma 3e, yendo a Mn +4.
El LCM será 24, por lo que el fósforo debería tener un coeficiente estereométrico de 3 y el manganeso de -8.
Ponemos los coeficientes en el proceso resultante, obtenemos:
3 PH 3 + 8 HMnO 4 = 8 MnO 2 + 4H 2 O+ 3 H 3 PO 4 .
El tercer ejemplo del examen.
Usando el balance de iones de electrones, debe componer una reacción, indicar el agente reductor y el agente oxidante.
KMnO 4 + MnSO 4 +…= MnO 2 +…+ H2SO 4 .
Según el algoritmo, colocamos estados de oxidación para cada elemento. A continuación, determinamos aquellas sustancias que se omiten en las partes derecha e izquierda del proceso. Aquí se dan un agente reductor y un agente oxidante, por lo que los estados de oxidación no cambian en los compuestos omitidos. El producto perdido será agua y el compuesto de partida será sulfato de potasio. Obtenemos el esquema de reacción para el cual haremos un balance electrónico.
Mn +2 -2 e= Mn +4 3 agente reductor;
Mn +7 +3e= Mn +4 2 agente oxidante.
Escribimos los coeficientes en la ecuación, sumando los átomos de manganeso en el lado derecho del proceso, ya que pertenece al proceso de desproporción.
2KMnO 4 + 3MnSO 4 + 2H 2 O \u003d 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4.
Conclusión
Las reacciones redox son de particular importancia para el funcionamiento de los organismos vivos. Ejemplos de OVR son los procesos de putrefacción, fermentación, actividad nerviosa, respiración y metabolismo.
La oxidación y la reducción son relevantes para las industrias metalúrgica y química, gracias a tales procesos, los metales pueden restaurarse a partir de sus compuestos, protegerse de la corrosión química y procesarse.
Para elaborar un proceso redox en orgánico o es necesario usar un cierto algoritmo de acciones. Primero, en el esquema propuesto, se ordenan los estados de oxidación, luego se determinan aquellos elementos que aumentaron (bajaron) el indicador y se registra el balance electrónico.
Si sigue la secuencia de acciones propuestas anteriormente, puede hacer frente fácilmente a las tareas que se ofrecen en las pruebas.
Además del método de balanza electrónica, también es posible la colocación de coeficientes mediante la compilación de semirreacciones.
