کتاب کار شیمی عمومی و معدنی
2.2. واکنش های ردوکس
دیدن وظایف >>>بخش تئوری
واکنش های ردوکس شامل واکنش های شیمیایی، که با تغییر در حالت اکسیداسیون عناصر همراه است. در معادلات این گونه واکنش ها، انتخاب ضرایب با کامپایل انجام می شود تعادل الکترونیکی. روش انتخاب ضرایب با استفاده از تراز الکترونیکی شامل مراحل زیر است:
الف) فرمول واکنش دهنده ها و فرآورده ها را بنویسید و سپس عناصری را که حالت اکسیداسیون آنها را افزایش و کاهش می دهند پیدا کنید و آنها را جداگانه بنویسید:
MnCO 3 + KClO 3 ® MnO2+ KCl + CO2
Cl V¼ = Cl - من
MnII¼ = Mn IV
ب) با رعایت قوانین بقای تعداد اتم ها و بار در هر نیمه واکنش، معادلات نیمه واکنش های کاهش و اکسیداسیون را بسازید:
نیمه واکنشبهبود Cl V + 6 ه - = Cl - من
نیمه واکنشاکسیداسیون MnII- 2 ه - = Mn IV
ج) عوامل اضافی را برای معادله نیم‌واکنش‌ها انتخاب کنید تا قانون بقای بار برای واکنش به طور کلی برآورده شود، که برای آن تعداد الکترون‌های پذیرفته‌شده در نیمه‌واکنش‌های کاهشی برابر با تعداد الکترون‌ها ساخته می‌شود. اهدا شده در نیمه واکنش اکسیداسیون:
Cl V + 6 ه - = Cl - من 1
MnII- 2 ه - = Mn IV 3
د) ضرایب استوکیومتری (با توجه به عوامل یافت شده) را در طرح واکنش قرار دهید (ضریب 1 حذف شده است):
3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MNO 2 + KCl+CO2
د) تعداد اتم های آن عناصری را که در طول واکنش حالت اکسیداسیون خود را تغییر نمی دهند برابر کنید (اگر دو عنصر از این قبیل وجود داشته باشد، کافی است تعداد اتم های یکی از آنها را برابر کنید و دومی را بررسی کنید. ). معادله واکنش شیمیایی را بدست آورید:
3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MNO 2 + KCl+ 3CO2
مثال 3. ضرایب برازش در معادله ردوکس
Fe 2 O 3 + CO ® Fe + CO2
راه حل
Fe 2 O 3 + 3 CO \u003d 2 Fe + 3 CO 2
Fe III + 3 ه - = Fe 0 2
CII - 2 ه - = C IV 3
با اکسیداسیون (یا کاهش) همزمان اتم های دو عنصر از یک ماده، محاسبه برای یک واحد فرمول این ماده انجام می شود.
مثال 4ضرایب برازش در معادله ردوکس
Fe(S ) 2 + O 2 = Fe 2 O 3 + SO 2
راه حل
4 Fe (S ) 2 + 11 O 2 = 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2
Fe II- ه - = Fe III
- 11 ه - 4
2S - من - 10 ه - = 2SIV
O 2 0 + 4 ه - = 2O - II + 4 ه - 11
در مثال های 3 و 4، عملکردهای عامل اکسید کننده و کاهنده بین مواد مختلف تقسیم شده است. Fe 2 O 3 و O 2 - عوامل اکسید کننده، CO و Fe(S)2 - عوامل کاهش دهنده؛ چنین واکنش هایی هستند بین مولکولیواکنش های ردوکس
چه زمانی درون مولکولیاکسیداسیون - احیا، هنگامی که در یک ماده اتم های یک عنصر اکسید شده و اتم های عنصر دیگر کاهش می یابد، محاسبه بر اساس یک واحد فرمول ماده انجام می شود.
مثال 5ضرایب را در معادله واکنش ردوکس بیابید
(NH 4) 2 CrO 4 ® Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O + NH 3
راه حل
2 (NH 4) 2 CrO 4 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 5 H 2 O + 2 NH 3
Cr VI + 3 ه - = Cr III 2
2N - III - 6 ه - = N 2 0 1
برای واکنش ها تغییر شکل ها (عدم تناسب، خود اکسیداسیون- خود ترمیمی)، که در آن اتم های همان عنصر در معرف اکسید و احیا می شوند، عوامل اضافی ابتدا در سمت راست معادله قرار می گیرند و سپس ضریب برای معرف پیدا می شود.
مثال 6. ضرایب برازش در معادله واکنش جهش
H2O2 ® H 2 O + O 2
راه حل
2 H 2 O 2 \u003d 2 H 2 O + O 2
O - من + ه - = O - II 2
2O - من - 2 ه - = O 2 0 1
برای واکنش کموتاسیون ( هم تناسبی) که در آن اتم های یک عنصر معرف های مختلف در نتیجه اکسیداسیون و احیای آنها حالت اکسیداسیون یکسانی را دریافت می کنند، عوامل اضافی ابتدا در سمت چپ معادله قرار می گیرند.
مثال 7ضرایب را در معادله واکنش کموتاسیون انتخاب کنید:
H 2 S + SO 2 \u003d S + H 2 O
راه حل
2 H 2 S + SO 2 \u003d 3 S + 2H 2 O
اس - II - 2 ه - = S 0 2
SIV+4 ه - = S 0 1
برای انتخاب ضرایب در معادلات واکنش های ردوکس که در یک محلول آبی با مشارکت یون ها اتفاق می افتد، از روش استفاده می شود. تعادل الکترون یونروش انتخاب ضرایب با استفاده از موازنه یون الکترون شامل مراحل زیر است:
الف) فرمول معرفهای این واکنش ردوکس را بنویسید
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + H 2 S
و عملکرد شیمیایی هر یک از آنها را مشخص کنید (اینجا K2Cr2O7 - عامل اکسید کننده، H 2 SO 4 - محیط واکنش اسیدی، H 2 S - عامل کاهنده)؛
ب) فرمول معرف ها را به شکل یونی بنویسید (در خط بعدی) و فقط آن یون ها (برای الکترولیت های قوی)، مولکول ها (برای الکترولیت ها و گازهای ضعیف) و واحدهای فرمول (برای جامدات) را نشان دهید که در واکنش به عنوان یک عامل اکسید کننده ( Cr2O72 - )، محیط های ( H+- به طور دقیق تر، کاتیون اکسونیوم H3O+ ) و عامل کاهنده ( H2S):
Cr2O72 - + H + + H 2 S
ج) فرمول احیا شده عامل اکسید کننده و فرم اکسید شده عامل احیا کننده را تعیین کنید که باید مشخص یا مشخص باشد (مثلاً در اینجا یون دی کرومات از کاتیون های کروم عبور می کند. III) و سولفید هیدروژن - به گوگرد)؛ این داده‌ها در دو خط بعدی نوشته می‌شوند، معادلات الکترون-یون نیمه‌واکنش‌های کاهش و اکسیداسیون جمع‌آوری می‌شوند، و عوامل اضافی برای معادلات نیمه‌واکنش انتخاب می‌شوند:
نیمه واکنشکاهش Cr 2 O 7 2 - + 14 H + + 6 ه - \u003d 2 Cr 3+ + 7 H 2 O 1
نیمه واکنشاکسیداسیون H 2 S - 2 ه - = S(t) + 2H + 3
د) با جمع کردن معادلات نیم‌واکنش‌ها، معادله یونی این واکنش را می‌سازند، یعنی. مدخل مکمل (ب):
Cr2O72 - + 8 H + + 3 H 2 S = 2 Cr 3 + + 7 H 2 O + 3 S (ت )
د) بر اساس معادله یونی معادله مولکولی این واکنش را بسازید، یعنی. مکمل مدخل (a)، و فرمول های کاتیون ها و آنیون هایی که در معادله یونی وجود ندارند در فرمول های محصولات اضافی گروه بندی می شوند. 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
و) ضرایب انتخاب شده را با تعداد اتم های عناصر در قسمت های چپ و راست معادله بررسی کنید (معمولاً فقط تعداد اتم های اکسیژن را بررسی کنید).
اکسید شدهو بازسازی شداشکال اکسید کننده و کاهنده اغلب در محتوای اکسیژن متفاوت است (مقایسه کنید Cr2O72 - و Cr3+ ). بنابراین، هنگام تدوین معادلات نیمه واکنش با استفاده از روش موازنه یون الکترون، آنها شامل جفت H + / H 2 O (برای یک محیط اسیدی) و OH هستند. - / H 2 O (برای محیط قلیایی). اگر در حین انتقال از یک فرم به فرم دیگر، شکل اصلی (معمولا - اکسید شده) یون های اکسید خود را از دست می دهد (در زیر در براکت های مربع نشان داده شده است)، سپس دومی، از آنجایی که به صورت آزاد وجود ندارند، باید با کاتیون های هیدروژن در یک محیط اسیدی و در یک محیط قلیایی ترکیب شوند. - با مولکول های آب، که منجر به تشکیل مولکول های آب (در محیط اسیدی) و یون های هیدروکسید (در محیط قلیایی) می شود.):
محیط اسیدی[ O2 - ] + 2 H + = H 2 O
محیط قلیایی [O2 - ] + H 2 O \u003d 2 OH -
عدم وجود یون های اکسید در شکل اصلی خود (بیشتر- کاهش می یابد) در مقایسه با شکل نهایی با افزودن مولکول های آب (در یک محیط اسیدی) یا یون های هیدروکسید (در یک محیط قلیایی) جبران می شود:
محیط اسیدی H 2 O \u003d [ O 2 - ] + 2 H +
محیط قلیایی 2 OH - = [ O 2 - ] + H 2 O
مثال 8ضرایب را با استفاده از روش موازنه یون الکترون در معادله واکنش ردوکس انتخاب کنید:
® MnSO 4 + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼
راه حل
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 MnO 4 - + 6 H + + 5 SO 3 2 - = 2 Mn 2 + + 3 H 2 O + 5 SO 4 2 -
MnO4 - + 8 ساعت + + 5 ه - = Mn 2 + + 4 H 2 O2
SO 3 2 - + H2O - 2 ه - = SO 4 2 - + 2 H + 5
مثال 9. ضرایب را با استفاده از روش موازنه یون الکترون در معادله واکنش ردوکس انتخاب کنید:
Na 2 SO 3 + KOH + KMnO 4 ® Na 2 SO 4 + H 2 O + K 2 MnO 4
راه حل
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 MnO 4 - = SO 4 2 - + H 2 O + 2 MnO 4 2 -
MnO4 - + 1 ه - = MnO 4 2 - 2
SO 3 2 - + 2OH - - 2 ه - = SO 4 2 - + H 2 O 1
اگر یون پرمنگنات به عنوان یک عامل اکسید کننده در یک محیط اسیدی ضعیف استفاده شود، معادله نیمه واکنش کاهشی به صورت زیر است:
MnO4 - + 4 H + + 3 ه - = منگنزO 2( m) + 2 H 2 O
و اگر در یک محیط ضعیف قلیایی، پس
MNO 4 - + 2 H 2 O + 3 ه - = منگنزO 2( m) + 4 OH -
اغلب، یک محیط ضعیف اسیدی و ضعیف قلیایی به طور مشروط خنثی نامیده می شود، در حالی که فقط مولکول های آب در معادلات نیمه واکنش در سمت چپ وارد می شوند. در این حالت، هنگام تدوین معادله، باید (پس از انتخاب عوامل اضافی) یک معادله اضافی نوشت که تشکیل آب از یون های H + و OH را منعکس می کند. - .
مثال 10. ضرایب موجود در معادله را برای واکنش انجام شده در محیط خنثی انتخاب کنید:
KMnO 4 + H 2 O + Na 2 SO 3 ® منگنز O 2( t) + Na 2 SO 4 ¼
راه حل
2 KMnO 4 + H 2 O + 3 Na 2 SO 3 \u003d 2 منگنزO 2( t) + 3 Na 2 SO 4 + 2 KOH
MnO4 - + H 2 O + 3 SO 3 2 - = 2 منگنزO 2( m) + 3 SO 4 2 - + 2 اوه -
MNO 4 - + 2 H 2 O + 3 ه - = منگنزO 2( m) + 4 OH -
SO 3 2 - + H2O - 2 ه - = SO 4 2 - +2H+
8OH - + 6 H + = 6 H 2 O + 2 OH -
بنابراین، اگر واکنش از مثال 10 به سادگی با تخلیه محلول های آبی پرمنگنات پتاسیم و سولفیت سدیم انجام شود، به دلیل تشکیل هیدروکسید پتاسیم در یک محیط مشروط خنثی (و در واقع، در یک محیط کمی قلیایی) ادامه می یابد. اگر محلول پرمنگنات پتاسیم کمی اسیدی شود، واکنش در یک محیط ضعیف اسیدی (شرط خنثی) انجام می شود.
مثال 11. ضرایب موجود در معادله را برای واکنشی که در یک محیط اسیدی ضعیف انجام می شود انتخاب کنید:
KMnO 4 + H 2 SO 4 + Na 2 SO 3 ® منگنز O 2( t) + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼
راه حل
2KMnO 4 + H 2 SO 4 + 3Na 2 SO 3 \u003d 2Mn O 2(ت ) + H 2 O + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4
2 MnO 4 - + 2 H + + 3 SO 3 2 - = 2 منگنزO 2( t) + H 2 O + 3 SO 4 2 -
MnO4 - +4H + + 3 ه - = منگنز O 2 ( t ) + 2 H 2 O2
SO 3 2 - + H2O - 2 ه - = SO 4 2 - + 2 H + 3
اشکال وجود عوامل اکسید کننده و کاهنده قبل و بعد از واکنش، یعنی. اشکال اکسید شده و احیا شده آنها نامیده می شود زوج های ردوکس. بنابراین، از عمل شیمیایی مشخص است (و این را باید به خاطر داشت) که یون پرمنگنات در یک محیط اسیدی یک کاتیون منگنز را تشکیل می دهد. II ) (جفت MNO 4 - + H + / منگنز 2+ + H 2 O ، در یک محیط قلیایی ضعیف- اکسید منگنز (IV) (جفت MNO 4 - +H+ ¤ منگنز O 2 (t) + H 2 O یا MNO 4 - + H 2 O = منگنز O 2 (t) + OH - ). ترکیب اشکال اکسید شده و احیا شده تعیین می شود، بنابراین، خواص شیمیاییاین عنصر در حالت های مختلف اکسیداسیون، به عنوان مثال. پایداری نابرابر اشکال خاص در محیط های مختلف یک محلول آبی. تمام جفت های ردوکس مورد استفاده در این بخش در مسائل 2.15 و 2.16 آورده شده است.
18. واکنش های ردوکس (ادامه 1)
18.5. پراکسید هیدروژن OVR
در مولکول های پراکسید هیدروژن H 2 O 2، اتم های اکسیژن در حالت اکسیداسیون –I هستند. این حالت میانی و نه پایدارترین حالت اکسیداسیون اتم های این عنصر است، بنابراین پراکسید هیدروژن هم خاصیت اکسید کننده و هم خاصیت کاهنده را از خود نشان می دهد.
فعالیت ردوکس این ماده به غلظت آن بستگی دارد. در محلول های رایج با کسر جرمی 20٪، پراکسید هیدروژن یک عامل اکسید کننده نسبتاً قوی است؛ در محلول های رقیق، فعالیت اکسید کننده آن کاهش می یابد. خواص احیا کنندگی پراکسید هیدروژن نسبت به اکسید کننده ها مشخصه کمتری دارد و به غلظت آن نیز بستگی دارد.
پراکسید هیدروژن یک اسید بسیار ضعیف است (به پیوست 13 مراجعه کنید)، بنابراین، در محلول های قلیایی قوی، مولکول های آن به یون های هیدروپراکسید تبدیل می شوند.
بسته به واکنش محیط و اینکه عامل اکسید کننده یا احیا کننده پراکسید هیدروژن در این واکنش باشد، محصولات حاصل از برهمکنش ردوکس متفاوت خواهد بود. معادلات نیمه واکنش برای همه این موارد در جدول 1 آورده شده است.
میز 1
معادلات نیمه واکنش های ردوکس H 2 O 2 در محلول ها
واکنش محیطی |
اکسید کننده H 2 O 2 |
عامل کاهنده H 2 O 2 |
| اسید | ||
| خنثی | H 2 O 2 + 2e - \u003d 2OH | H 2 O 2 + 2H 2 O - 2e - \u003d O 2 + 2H 3 O |
| قلیایی | HO 2 + H 2 O + 2e - \u003d 3OH |
اجازه دهید نمونه هایی از OVR را که شامل پراکسید هیدروژن است در نظر بگیریم.
مثال 1. معادله ای را برای واکنشی بنویسید که وقتی محلول یدید پتاسیم به محلول پراکسید هیدروژن اسیدی شده با اسید سولفوریک اضافه می شود، روی می دهد.
| 1 | H 2 O 2 + 2H 3 O + 2e - = 4H 2 O |
| 1 | 2I – 2e – = I 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
مثال 2. یک معادله برای واکنش بین پرمنگنات پتاسیم و پراکسید هیدروژن در محلول آبیاسیدی شده با اسید سولفوریک
| 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 |
2MnO 4 + 6H 3 O + + 5H 2 O 2 = 2Mn 2 + 14H 2 O + 5O 2
2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 + 5H 2 O 2 = 2MnSO 4 + 8H 2 O + 5O 2 + K 2 SO 4
مثال 3 معادله ای برای واکنش پراکسید هیدروژن با یدید سدیم در محلول در حضور هیدروکسید سدیم بنویسید.
| 3 | 6 | HO 2 + H 2 O + 2e - \u003d 3OH |
| 1 | 2 | I + 6OH - 6e - \u003d IO 3 + 3H 2 O |
3HO 2 + I = 3OH + IO 3
3NaHO 2 + NaI = 3 NaOH + NaIO 3
بدون در نظر گرفتن واکنش خنثی سازی بین هیدروکسید سدیم و پراکسید هیدروژن، این معادله اغلب به صورت زیر نوشته می شود:
3H 2 O 2 + NaI \u003d 3H 2 O + NaIO 3 (در حضور NaOH)
در صورتی که تشکیل یون های هیدروپراکسید بلافاصله (در مرحله تشکیل تراز) در نظر گرفته نشود، همین معادله به دست می آید.
مثال 4. معادله ای را برای واکنشی که با افزودن دی اکسید سرب به محلول پراکسید هیدروژن در حضور هیدروکسید پتاسیم رخ می دهد، بنویسید.
دی اکسید سرب PbO 2 یک عامل اکسید کننده بسیار قوی به خصوص در محیط اسیدی است. در این شرایط بهبود می یابد، یون سرب 2 را تشکیل می دهد. در یک محیط قلیایی، هنگامی که PbO 2 کاهش می یابد، یون ها تشکیل می شوند.
| 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
بدون در نظر گرفتن تشکیل یون های هیدروپراکسید، معادله به صورت زیر نوشته می شود:
PbO 2 + H 2 O 2 + OH = + O 2 + 2H 2 O
اگر با توجه به شرایط تخصیص، محلول پراکسید هیدروژن اضافه شده قلیایی بود، معادله مولکولی باید به صورت زیر نوشته شود:
PbO 2 + H 2 O + KHO 2 \u003d K + O 2
اگر در مخلوط واکنشحاوی قلیایی، محلول خنثی پراکسید هیدروژن اضافه می شود، سپس معادله مولکولی را می توان بدون در نظر گرفتن تشکیل هیدروپراکسید پتاسیم نوشت:
PbO 2 + KOH + H 2 O 2 \u003d K + O 2
18.6. تغییرات OVR و OVR درون مولکولی
از جمله واکنش های ردوکس می توان به واکنش های تغییر شکل (عدم تناسب، خود اکسیداسیون- خود ترمیمی).
نمونه‌ای از واکنش تغییر شکلی که برای شما شناخته شده است، واکنش کلر با آب است:
Cl 2 + H 2 O HCl + HClO
در این واکنش، نیمی از اتم‌های کلر (0) به حالت اکسیداسیون +I اکسید می‌شوند و نیمی دیگر به حالت اکسیداسیون –I کاهش می‌یابند.
اجازه دهید از روش تعادل یون الکترون برای ایجاد معادله ای برای واکنش مشابهی استفاده کنیم که زمانی رخ می دهد که کلر از یک محلول قلیایی سرد عبور می کند، به عنوان مثال، KOH:
| 1 | Cl 2 + 2e - \u003d 2Cl |
| 1 | Cl 2 + 4OH - 2e - \u003d 2ClO + 2H 2 O |
2Cl 2 + 4OH = 2Cl + 2ClO + 2H 2 O
همه ضرایب در این معادله دارای یک مقسوم علیه مشترک هستند، از این رو:
Cl 2 + 2OH \u003d Cl + ClO + H 2 O
Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O
تغییر شکل کلر در محلول داغ تا حدودی متفاوت است:
| 5 | Cl 2 + 2e - \u003d 2Cl | |
| 1 | Cl 2 + 12OH - 10e - \u003d 2ClO 3 + 6H 2 O |
3Cl 2 + 6OH = 5Cl + ClO 3 + 3H 2 O
3Cl 2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
از اهمیت عملی زیادی برخوردار است که دی اکسید نیتروژن در طی واکنش آن با آب تغییر می کند. آو با محلول های قلیایی ( ب):
| آ) | 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 |
||||
2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 3 + HNO 2 |
2NO 2 + 2 NaOH \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O |
||||
واکنش‌های جهش نه تنها در محلول‌ها، بلکه هنگامی که جامدات گرم می‌شوند، به عنوان مثال، کلرات پتاسیم نیز رخ می‌دهد:
4KClO 3 \u003d KCl + 3KClO 4
یک مثال مشخص و بسیار مؤثر از OVR درون مولکولی، واکنش تجزیه حرارتی دی کرومات آمونیوم (NH 4) 2 Cr 2 O 7 است. در این ماده، اتم‌های نیتروژن در پایین‌ترین حالت اکسیداسیون (–III) و اتم‌های کروم در بالاترین حالت خود (+VI) قرار دارند. در دمای اتاق، این ترکیب کاملاً پایدار است، اما هنگامی که گرم می شود، به سرعت تجزیه می شود. در این حالت، کروم (VI) به کروم (III)، پایدارترین حالت کروم تبدیل می‌شود، در حالی که نیتروژن (-III) به نیتروژن (0) تبدیل می‌شود که پایدارترین حالت نیز هست. با در نظر گرفتن تعداد اتم ها در واحد فرمول معادله تعادل الکترونیکی:
| 2Cr + VI + 6e – = 2Cr + III | |
| 2N -III - 6e - \u003d N 2، |
و خود معادله واکنش:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.
نمونه مهم دیگر OVR درون مولکولی، تجزیه حرارتی پرکلرات پتاسیم KClO 4 است. در این واکنش، کلر (VII)، مانند همیشه، هنگامی که به عنوان یک عامل اکسید کننده عمل می کند، به کلر (-I) منتقل می شود و اکسیژن (-II) را به یک ماده ساده اکسید می کند:
| 1 | Cl + VII + 8e – = Cl –I | |
| 2 | 2O -II - 4e - \u003d O 2 |
و از این رو معادله واکنش
KClO 4 \u003d KCl + 2O 2
به طور مشابه، کلرات پتاسیم KClO 3 در صورت گرم شدن تجزیه می شود، اگر تجزیه در حضور کاتالیزور (MnO 2) انجام شود: 2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2
در غیاب کاتالیزور، واکنش جهش ادامه می یابد.
گروه OVR درون مولکولی نیز شامل واکنش های تجزیه حرارتی نیترات ها است.
معمولاً فرآیندهایی که هنگام گرم شدن نیترات ها اتفاق می افتد، به خصوص در مورد هیدرات های کریستالی بسیار پیچیده هستند. اگر مولکول های آب ضعیف در هیدرات کریستالی حفظ شوند، با حرارت ضعیف، آبگیری نیترات رخ می دهد [به عنوان مثال، LiNO 3 . 3H 2 O و Ca(NO 3) 2 4H 2 O به LiNO 3 و Ca(NO 3) 2 ] کم آب می شوند، اگر آب قوی تر باشد [به عنوان مثال، در Mg(NO 3) 2 . 6H 2 O و Bi(NO 3) 3 . 5H 2 O]، سپس نوعی واکنش "هیدرولیز درون مولکولی" با تشکیل نمک های اساسی - نیترات های هیدروکسید رخ می دهد، که با حرارت دادن بیشتر، می تواند به نیترات اکسید (و (NO 3) 6) تبدیل شود، دومی در بیشتر زمان. درجه حرارت بالابه اکسیدها تجزیه می شود.
نیترات های بدون آب وقتی حرارت می بینند می توانند به نیتریت ها تجزیه شوند (اگر وجود داشته باشند و در این دما هنوز پایدار باشند) و نیتریت ها می توانند به اکسید تجزیه شوند. اگر حرارت دادن تا دمای کافی بالا انجام شود، یا اکسید مربوطه ناپایدار باشد (Ag 2 O، HgO)، آنگاه فلز (Cu، Cd، Ag، Hg) نیز می تواند محصول تجزیه حرارتی باشد.
یک طرح تا حدودی ساده شده از تجزیه حرارتی نیترات ها در شکل نشان داده شده است. 5.
نمونه هایی از دگرگونی های متوالی که هنگام گرم شدن نیترات های خاص رخ می دهد (دما بر حسب درجه سانتیگراد آورده شده است):
KNO 3 KNO 2 K 2 O;
Ca(NO3)2. 4H 2 O Ca(NO 3) 2 Ca(NO 2) 2 CaO;
Mg(NO3)2. 6H 2 O Mg(NO 3) (OH) MgO;
مس (NO 3) 2 . 6H 2 O Cu (NO 3) 2 CuO Cu 2 O Cu;
Bi(NO3)3. 5H 2 O Bi (NO 3) 2 (OH) Bi (NO 3) (OH) 2 (NO 3) 6 Bi 2 O 3 .
علیرغم پیچیدگی فرآیندهای در حال انجام، هنگام پاسخ به این سوال که وقتی نیترات بی آب مربوطه "کلسینه" شود (یعنی در دمای 400 - 500 درجه سانتیگراد) چه اتفاقی خواهد افتاد، معمولاً قوانین بسیار ساده زیر را هدایت می کنند. :
1) نیترات های فعال ترین فلزات (در سری ولتاژها - سمت چپ منیزیم) به نیتریت ها تجزیه می شوند.
2) نیترات های فلزات کمتر فعال (در یک سری ولتاژ - از منیزیم تا مس) به اکسیدها تجزیه می شوند.
3) نیترات های فلزات کم فعال (در سمت راست مس در سری ولتاژ) به فلز تجزیه می شوند.
هنگام استفاده از این قوانین، باید به خاطر داشت که در چنین شرایطی
LiNO 3 به اکسید تجزیه می شود،
Be (NO 3) 2 در دمای بالاتر به اکسید تجزیه می شود،
از Ni (NO 3) 2، علاوه بر NiO، Ni (NO 2) 2 نیز به دست می آید،
Mn(NO 3) 2 به Mn 2 O 3 تجزیه می شود،
Fe(NO 3) 2 به Fe 2 O 3 تجزیه می شود.
از جیوه (NO 3) 2 علاوه بر جیوه، اکسید آن را نیز می توان به دست آورد.
نمونه های معمولی از واکنش های مربوط به این سه نوع را در نظر بگیرید:
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. واکنش های سوئیچینگ ردوکس این واکنش ها می توانند هم بین مولکولی و هم درون مولکولی باشند. به عنوان مثال، OVR درون مولکولی که در طی تجزیه حرارتی نیترات آمونیوم و نیتریت رخ می دهد، متعلق به واکنش های کموتاسیون است، زیرا درجه اکسیداسیون اتم های نیتروژن در اینجا برابر است: NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2H 2 O (حدود 200 درجه سانتیگراد) در دمای بالاتر (250 - 300 درجه سانتیگراد)، نیترات آمونیوم به N 2 و NO تجزیه می شود و در دمای بالاتر (بالای 300 درجه سانتیگراد) به نیتروژن و اکسیژن، در هر دو حالت آب تشکیل می شود. نمونه ای از واکنش سوئیچینگ بین مولکولی واکنشی است که هنگام ریختن محلول های داغ نیتریت پتاسیم و کلرید آمونیوم رخ می دهد: NH 4 + NO 2 \u003d N 2 + 2H 2 O NH 4 Cl + KNO 2 \u003d KCl + N 2 + 2H 2 O اگر واکنش مشابهی با حرارت دادن مخلوطی از سولفات آمونیوم کریستالی و نیترات کلسیم انجام شود، بسته به شرایط، واکنش می تواند به روش های مختلفی انجام شود: (NH 4) 2 SO 4 + Ca(NO 3) 2 = 2N 2 O + 4H 2 O + CaSO 4 (t< 250 o C) اولین و سومین این واکنش‌ها واکنش‌های کموتاسیون هستند، دومی واکنش پیچیده‌تری است، که هم تغییر اتم‌های نیتروژن و هم اکسیداسیون اتم‌های اکسیژن را شامل می‌شود. اینکه کدام یک از واکنش ها در دمای بالای 250 درجه سانتیگراد انجام می شود به نسبت معرف ها بستگی دارد. واکنش‌های سوئیچینگ که منجر به تشکیل کلر می‌شود، زمانی اتفاق می‌افتد که نمک‌های اسیدهای کلر حاوی اکسیژن با اسید هیدروکلریک تصفیه می‌شوند، به عنوان مثال: 6HCl + KClO 3 \u003d KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O همچنین با واکنش سوئیچینگ، گوگرد از گاز سولفید هیدروژن و دی اکسید گوگرد تشکیل می شود: 2H 2 S + SO 2 \u003d 3S + 2H 2 O تغییر OVR بسیار زیاد و متنوع است - آنها حتی شامل برخی از واکنش های اسید-باز هستند، به عنوان مثال: NaH + H 2 O \u003d NaOH + H 2. هر دو تعادل الکترونی یونی و الکترونیکی برای جمع‌آوری معادلات کموتاسیون OVR استفاده می‌شوند، بسته به اینکه یک واکنش معین در یک محلول رخ دهد یا خیر. 18.8. الکترولیز در مطالعه فصل نهم با الکترولیز مذاب مواد مختلف آشنا شدید. از آنجایی که یون های متحرک نیز در محلول ها وجود دارند، محلول های الکترولیت های مختلف نیز می توانند تحت الکترولیز قرار گیرند. هم در الکترولیز مذاب ها و هم در الکترولیز محلول ها، معمولاً از الکترودهایی استفاده می شود که از موادی که واکنشی ندارند (گرافیت، پلاتین و غیره) ساخته شده اند، اما گاهی اوقات الکترولیز با یک آند "محلول" نیز انجام می شود. آند "محلول" در مواردی استفاده می شود که لازم است اتصال الکتروشیمیایی عنصری که از آن آند ساخته شده است به دست آید. در حین الکترولیز، دارد پراهمیتفضاهای آند و کاتد از هم جدا می شوند، یا الکترولیت در طول واکنش مخلوط می شود - محصولات واکنش در این موارد ممکن است متفاوت باشند. مهم ترین موارد الکترولیز را در نظر بگیرید. 1. الکترولیز مذاب NaCl. الکترودها بی اثر هستند (گرافیت)، فضای آند و کاتد از هم جدا می شوند. همانطور که می دانید، در این مورد، واکنش ها روی کاتد و روی آند انجام می شود: ک: Na + e - = Na پس از نوشتن معادلات واکنش های رخ داده بر روی الکترودها، نیمه واکنش هایی را به دست می آوریم که می توانیم دقیقاً به همان روشی که در مورد استفاده از روش تعادل الکترون-یون انجام می شود عمل کنیم:
با اضافه کردن این معادلات نیمه واکنش، معادله الکترولیز یونی را به دست می آوریم 2Na + 2Cl 2Na + Cl2 و سپس مولکولی 2NaCl 2Na + Cl 2 در این حالت فضاهای کاتد و آند باید از هم جدا شوند تا محصولات واکنش با یکدیگر واکنش ندهند. در صنعت از این واکنش برای تولید سدیم فلزی استفاده می شود. 2. الکترولیز مذاب K 2 CO 3. الکترودها بی اثر (پلاتین) هستند. فضاهای کاتد و آند از هم جدا شده اند.
4K+ + 2CO 3 2 4K + 2CO 2 + O 2 3. الکترولیز آب (H 2 O). الکترودها بی اثر هستند.
4H 3 O + 4OH 2H 2 + O 2 + 6H 2 O 2H 2 O 2H 2 + O 2 آب یک الکترولیت بسیار ضعیف است، حاوی یون های بسیار کمی است، بنابراین الکترولیز آب خالص بسیار کند است. 4. الکترولیز محلول CuCl 2. الکترودهای گرافیت این سیستم حاوی کاتیون های Cu 2 و H 3 O و همچنین آنیون های Cl و OH است. یون‌های Cu 2 عوامل اکسید کننده قوی‌تری نسبت به یون‌های H 3 O هستند (به سری ولتاژها مراجعه کنید)، بنابراین، یون‌های مس ابتدا در کاتد تخلیه می‌شوند و تنها زمانی که تعداد بسیار کمی از آنها باقی بماند، یون‌های اکسونیوم تخلیه می‌شوند. . برای آنیون ها می توانید از قانون زیر پیروی کنید: |
کار شماره 1
Si + HNO 3 + HF → H 2 SiF 6 + NO + ...
واکنش کاهش N +5 + 3e → N +2 │4
واکنش اکسیداسیون Si 0 - 4e → Si +4 │3
N +5 (HNO 3) - عامل اکسید کننده، عامل کاهنده Si
3Si + 4HNO 3 + 18HF → 3H 2 SiF 6 + 4NO + 8H 2 O
کار شماره 2
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
B+ HNO 3 + HF → HBF 4 + NO 2 + …
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش N +5 + 1e → N +4 │3
واکنش اکسیداسیون B 0 -3e → B +3 │1
N +5 (HNO 3) - عامل اکسید کننده، B0 - عامل کاهنده
B+ 3HNO 3 + 4HF → HBF 4 + 3NO 2 + 3H 2 O
کار شماره 3
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
K 2 Cr 2 O 7 + HCl → Cl 2 + KCl + … + …
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش اکسیداسیون 2Cl -1 -2e → Cl 2 0 │3
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - عامل اکسید کننده، Cl -1 (HCl) - عامل کاهنده
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O
کار شماره 4
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
Cr 2 (SO 4) 3 + ... + NaOH → Na 2 CrO 4 + NaBr + ... + H 2 O
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش Br 2 0 + 2e → 2Br -1 │3
واکنش اکسیداسیون 2Cr +3 - 6e → 2Cr +6 │1
Br 2 - عامل اکسید کننده، Cr +3 (Cr 2 (SO 4) 3) - عامل کاهنده
Cr 2 (SO 4) 3 + 3Br 2 + 16NaOH → 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 3Na 2 SO 4 + 8H 2 O
کار شماره 5
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
K 2 Cr 2 O 7 + ... + H 2 SO 4 → l 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + ... + H 2 O
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش 2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1
2I -1 -2e → l 2 0 │3 واکنش اکسیداسیون
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - عامل اکسید کننده، l -1 (Hl) - عامل کاهنده
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
کار شماره 6
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
H 2 S + HMnO 4 → S + MnO 2 + ...
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
3H 2 S + 2HMnO 4 → 3S + 2MnO 2 + 4H 2 O
کار شماره 7
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
H 2 S + HClO 3 → S + HCl + ...
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش اکسیداسیون S -2 -2e → S 0 │3
Mn +7 (HMnO 4) - عامل اکسید کننده، S -2 (H 2 S) - عامل کاهنده
3H 2 S + HClO 3 → 3S + HCl + 3H 2 O
کار شماره 8
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
NO + HClO 4 + ... → HNO 3 + HCl
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش Cl +7 + 8e → Cl -1 │3
واکنش اکسیداسیون N +2 -3e → N +5 │8
Cl +7 (HClO 4) - عامل اکسید کننده، N + 2 (NO) - عامل کاهنده
8NO + 3HClO 4 + 4H 2 O → 8HNO 3 + 3HCl
کار شماره 9
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4 → MnSO 4 + S + ... + ...
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش اکسیداسیون S -2 -2e → S 0 │5
Mn +7 (KMnO 4) - عامل اکسید کننده، S -2 (H 2 S) - عامل کاهنده
2KMnO 4 + 5H 2 S + 3H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5S + K 2 SO 4 + 8H 2 O
کار شماره 10
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
KMnO 4 + KBr + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Br 2 + ... + ...
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش منگنز +7 + 5e → منگنز +2 │2
واکنش اکسیداسیون 2Br -1 -2e → Br 2 0 │5
Mn +7 (KMnO 4) - عامل اکسید کننده، Br -1 (KBr) - عامل کاهنده
2KMnO 4 + 10KBr + 8H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5Br 2 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O
کار شماره 11
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
PH 3 + HClO 3 → HCl + ...
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش Cl +5 + 6e → Cl -1 │4
Cl + 5 (HClO 3) - عامل اکسید کننده، P -3 (H 3 PO 4) - عامل کاهنده
3PH 3 + 4HClO 3 → 4HCl + 3H 3 PO 4
کار شماره 12
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
PH 3 + HMnO 4 → MnO 2 + … + …
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش Mn +7 + 3e → Mn +4 │8
P -3 - 8e → P +5 │3 واکنش اکسیداسیون
Mn +7 (HMnO 4) - عامل اکسید کننده، P -3 (H 3 PO 4) - عامل کاهنده
3PH 3 + 8HMnO 4 → 8MnO 2 + 3H 3 PO 4 + 4H 2 O
کار شماره 13
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
NO + KClO + … → KNO 3 + KCl + …
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش Cl +1 + 2e → Cl -1 │3
واکنش اکسیداسیون N +2 - 3e → N +5 │2
Cl +1 (KClO) - عامل اکسید کننده، N + 2 (NO) - عامل کاهنده
2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO 3 + 3KCl + H 2 O
کار شماره 14
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
PH 3 + AgNO 3 + ... → Ag + ... + HNO 3
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش Ag +1 + 1e → Ag 0 │8
P -3 - 8e → P +5 │1 واکنش اکسیداسیون
Ag +1 (AgNO 3) - عامل اکسید کننده، P -3 (PH 3) - عامل کاهنده
PH 3 + 8AgNO 3 + 4H 2 O → 8Ag + H 3 PO 4 + 8HNO 3
کار شماره 15
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
KNO 2 + ... + H 2 SO 4 → I 2 + NO + ... + ...
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش N +3 + 1e → N +2 │ 2
2I -1 - 2e → I 2 0 │ 1 واکنش اکسیداسیون
N +3 (KNO 2) - عامل اکسید کننده، I -1 (HI) - عامل کاهنده
2KNO 2 + 2HI + H 2 SO 4 → I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + 2H 2 O
کار شماره 16
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
Na 2 SO 3 + Cl 2 + ... → Na 2 SO 4 + ...
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش Cl 2 0 + 2e → 2Cl -1 │1
Cl 2 0 - عامل اکسید کننده، S +4 (Na 2 SO 3) - عامل کاهنده
Na 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O → Na 2 SO 4 + 2HCl
کار شماره 17
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
KMnO 4 + MnSO 4 + H 2 O → MnO 2 + ... + ...
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش Mn +7 + 3e → Mn +4 │2
واکنش اکسیداسیون Mn + 2 - 2e → Mn +4 │3
منگنز +7 (KMnO 4) - عامل اکسید کننده، منگنز +2 (MnSO 4) - عامل کاهنده
2KMnO 4 + 3MnSO 4 + 2H 2 O → 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4
کار شماره 18
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
KNO 2 + ... + H 2 O → MnO 2 + ... + KOH
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش Mn +7 + 3e → Mn +4 │2
واکنش اکسیداسیون N +3 - 2e → N +5 │3
Mn +7 (KMnO 4) - عامل اکسید کننده، N + 3 (KNO 2) - عامل کاهنده
3KNO 2 + 2KMnO 4 + H 2 O → 2MnO 2 + 3KNO 3 + 2KOH
وظیفه شماره 19
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
Cr 2 O 3 + ... + KOH → KNO 2 + K 2 CrO 4 + ...
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش N +5 + 2e → N +3 │3
واکنش اکسیداسیون 2Cr +3 − 6e → 2Cr +6 │1
N +5 (KNO 3) - عامل اکسید کننده، Cr +3 (Cr 2 O 3) - عامل کاهنده
Cr 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH → 3KNO 2 + 2K 2 CrO 4 + 2H 2 O
کار شماره 20
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
I 2 + K 2 SO 3 + ... → K 2 SO 4 + ... + H 2 O
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش I 2 0 + 2e → 2I -1 │1
واکنش اکسیداسیون S +4 - 2e → S +6 │1
I 2 - عامل اکسید کننده، S +4 (K 2 SO 3) - عامل کاهنده
I 2 + K 2 SO 3 + 2KOH → K 2 SO 4 + 2KI + H 2 O
کار شماره 21
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
KMnO 4 + NH 3 → MnO 2 + N 2 + ... + ...
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش Mn +7 + 3e → Mn +4 │2
واکنش اکسیداسیون 2N -3 - 6e → N 2 0 │1
Mn +7 (KMnO 4) - عامل اکسید کننده، N -3 (NH 3) - عامل کاهنده
2KMnO 4 + 2NH 3 → 2MnO 2 + N 2 + 2KOH + 2H 2 O
وظیفه شماره 22
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
NO 2 + P 2 O 3 + ... → NO + K 2 HPO 4 + ...
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش N +4 + 2e → N +2 │2
واکنش اکسیداسیون 2P +3 - 4e → 2P +5 │1
N +4 (NO 2) - عامل اکسید کننده، P +3 (P 2 O 3) - عامل کاهنده
2NO 2 + P 2 O 3 + 4KOH → 2NO + 2K 2 HPO 4 + H 2 O
وظیفه شماره 23
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
KI + H 2 SO 4 → I 2 + H 2 S + … + …
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش S +6 + 8e → S -2 │1
واکنش اکسیداسیون 2I -1 - 2e → I 2 0 │4
S +6 (H 2 SO 4) - عامل اکسید کننده، I -1 (KI) - عامل کاهنده
8KI + 5H 2 SO 4 → 4I 2 + H 2 S + 4K 2 SO 4 + 4H 2 O
وظیفه شماره 24
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
FeSO 4 + ... + H 2 SO 4 → ... + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش منگنز +7 + 5e → منگنز +2 │2
واکنش اکسیداسیون 2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │5
Mn +7 (KMnO 4) - عامل اکسید کننده، Fe + 2 (FeSO 4) - عامل کاهنده
10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 → 5Fe 2 (SO 4) 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
وظیفه شماره 25
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
Na 2 SO 3 + ... + KOH → K 2 MnO 4 + ... + H 2 O
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش Mn +7 + 1e → Mn +6 │2
واکنش اکسیداسیون S +4 - 2e → S +6 │1
Mn +7 (KMnO 4) - عامل اکسید کننده، S +4 (Na 2 SO 3) - عامل کاهنده
Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2KOH → 2K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O
وظیفه شماره 26
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
H 2 O 2 + ... + H 2 SO 4 → O 2 + MnSO 4 + ... + ...
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش منگنز +7 + 5e → منگنز +2 │2
واکنش اکسیداسیون 2O -1 - 2e → O 2 0 │5
منگنز +7 (KMnO 4) - عامل اکسید کننده، O -1 (H 2 O 2) - عامل کاهنده
5H 2 O 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
کار شماره 27
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + ... + ...
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش 2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1
واکنش اکسیداسیون S -2 - 2e → S 0 │3
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - عامل اکسید کننده، S -2 (H 2 S) - عامل کاهنده
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
وظیفه شماره 28
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
KMnO 4 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + ... + ...
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش منگنز +7 + 5e → منگنز +2 │2
واکنش اکسیداسیون 2Cl -1 - 2e → Cl 2 0 │5
Mn +7 (KMnO 4) - عامل اکسید کننده، Cl -1 (HCl) - عامل کاهنده
2KMnO 4 + 16HCl → 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 2KCl + 8H 2 O
وظیفه شماره 29
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
CrCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + ... → CrCl 3 + ... + H 2 O
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش 2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1
واکنش اکسیداسیون Cr +2 - 1e → Cr +3 │6
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - عامل اکسید کننده، Cr + 2 (CrCl 2) - عامل کاهنده
6CrCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 8CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O
کار شماره 30
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
K 2 CrO 4 + HCl → CrCl 3 + ... + ... + H 2 O
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش Cr +6 + 3e → Cr +3 │2
واکنش اکسیداسیون 2Cl -1 - 2e → Cl 2 0 │3
Cr +6 (K 2 CrO 4) - عامل اکسید کننده، Cl -1 (HCl) - عامل کاهنده
2K 2 CrO 4 + 16HCl → 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 4KCl + 8H 2 O
کار شماره 31
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
KI + ... + H 2 SO 4 → I 2 + MnSO 4 + ... + H 2 O
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش منگنز +7 + 5e → منگنز +2 │2
2l -1 - 2e → l 2 0 │5 واکنش اکسیداسیون
Mn +7 (KMnO 4) - عامل اکسید کننده، l -1 (Kl) - عامل کاهنده
10KI + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 → 5I 2 + 2MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O
وظیفه شماره 32
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
FeSO 4 + KClO 3 + KOH → K 2 FeO 4 + KCl + K 2 SO 4 + H 2 O
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش Cl +5 + 6e → Cl -1 │2
واکنش اکسیداسیون Fe +2 - 4e → Fe +6 │3
3FeSO 4 + 2KClO 3 + 12KOH → 3K 2 FeO 4 + 2KCl + 3K 2 SO 4 + 6H 2 O
کار شماره 33
با استفاده از روش تعادل الکترون، معادله واکنش را بنویسید:
FeSO 4 + KClO 3 + ... → Fe 2 (SO 4) 3 + ... + H 2 O
عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید.
واکنش کاهش Cl +5 + 6e → Cl -1 │1
واکنش اکسیداسیون 2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │3
Cl + 5 (KClO 3) - عامل اکسید کننده، Fe + 2 (FeSO 4) - عامل کاهنده
6FeSO 4 + KClO 3 + 3H 2 SO 4 → 3Fe 2 (SO 4) 3 + KCl + 3H 2 O
کار شماره 34
با استفاده از روش تعادل الکترون، یک معادله برای واکنش بنویسید.
با افزایش درجه اکسیداسیونیک فرآیند اکسیداسیون انجام می شود و خود ماده یک عامل کاهنده است. هنگامی که حالت اکسیداسیون کاهش می یابد، فرآیند کاهش ادامه می یابد و خود ماده یک عامل اکسید کننده است.
روش توصیف شده برای یکسان سازی OVR "روش تعادل حالت اکسیداسیون" نامیده می شود.
در اکثر کتاب های درسی شیمی بیان شده و در عمل بسیار مورد استفاده قرار می گیرد روش تراز الکترونیکیبرای یکسان سازی، OVR را می توان با این اخطار استفاده کرد که حالت اکسیداسیون با بار برابر نیست.
2. روش نیمه واکنش ها.
در آن موارد، هنگامی که واکنش در یک محلول آبی (ذوب) انجام می شود ، هنگام ترسیم معادلات ، آنها نه از تغییر در حالت اکسیداسیون اتم هایی که واکنش دهنده ها را تشکیل می دهند ، بلکه از تغییر در بارهای ذرات واقعی ناشی می شوند. آنها شکل وجود مواد را در یک محلول (یون ساده یا پیچیده، اتم یا مولکول یک ماده حل نشده یا ضعیف در آب) در نظر می گیرند.
در این موردهنگام تنظیم معادلات یونی واکنش‌های ردوکس، باید به همان شکل نمادگذاری که برای معادلات یونی با ماهیت تبادلی اتخاذ می‌شود، پایبند بود، یعنی: ترکیبات کم محلول، تفکیک ضعیف و گازی باید به شکل مولکولی نوشته شوند و یون‌هایی که اینگونه نیستند. تغییر حالت آنها باید از معادله حذف شود. در این حالت، فرآیندهای اکسیداسیون و احیا به عنوان نیمه واکنش های جداگانه ثبت می شوند. پس از مساوی کردن آنها با توجه به تعداد اتم های هر نوع، نیمه واکنش ها اضافه می شوند و هر کدام در ضریبی ضرب می شوند که تغییر در بار عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را برابر می کند.
روش نیمه واکنش با دقت بیشتری منعکس کننده تغییرات واقعی مواد در فرآیند واکنش های ردوکس است و فرمول بندی معادلات این فرآیندها را به شکل یونی - مولکولی تسهیل می کند.
تا جایی کهاز همان معرف هابسته به ماهیت محیط (اسیدی، قلیایی، خنثی)، برای چنین واکنش هایی در طرح یونی، علاوه بر ذراتی که عملکرد یک عامل اکسید کننده و یک عامل کاهنده را انجام می دهند، می توان محصولات مختلفی را به دست آورد، ذره ای که واکنش را مشخص می کند. از محیط (یعنی یک یون H + یا یک یون OH -، یا یک مولکول H 2 O).
مثال 5با استفاده از روش نیمه واکنش، ضرایب را در واکنش مرتب کنید:
KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.
راه حل.ما واکنش را به شکل یونی می نویسیم، با توجه به اینکه همه مواد، به جز آب، به یون ها تجزیه می شوند:
MnO 4 - + NO 2 - + 2H + ® Mn 2 + + NO 3 - + H 2 O
(K + و SO 4 2 - بدون تغییر باقی می مانند، بنابراین در طرح یونی نشان داده نمی شوند). از نمودار یونی می توان دریافت که عامل اکسید کننده است یون پرمنگنات(MnO 4 -) به یون Mn 2+ تبدیل می شود و چهار اتم اکسیژن آزاد می شود.
در محیط اسیدیهر اتم اکسیژن آزاد شده توسط عامل اکسید کننده به 2H + متصل می شود تا یک مولکول آب تشکیل دهد.
این دلالت می کنه که: MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2 + + 4H 2 O .
ما تفاوت در بارهای محصولات و معرف ها را می یابیم: Dq = +2-7 = -5 (علامت "-" نشان می دهد که فرآیند کاهش در حال انجام است و 5 به معرف ها متصل است). برای فرآیند دوم، تبدیل NO 2 - به NO 3 -، اکسیژن از دست رفته از آب به عامل کاهنده می رسد و در نتیجه یون های H + اضافی تشکیل می شود.در حالی که معرف ها 2 را از دست می دهند :
NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + .
بدین ترتیب به دست می آوریم:
2 | MnO 4 - + 8H + + 5® Mn2+ + 4H2O (کاهش)،
5 | NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + (اکسیداسیون).
با ضرب ترم های معادله اول در 2 و دومی - در 5 و جمع کردن آنها، معادله یون مولکولی این واکنش را بدست می آوریم:
2MnO 4 - + 16H + + 5NO 2 - + 5H 2 O \u003d 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO 3 - + 10H +.
با حذف ذرات یکسان در سمت چپ و راست معادله، در نهایت معادله یون مولکولی را بدست می آوریم:
2MnO 4 - + 5NO 2 - + 6H + = 2Mn 2+ + 5NO 3 - + 3H 2 O.
با توجه به معادله یونی، یک معادله مولکولی می سازیم:
2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5KNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.
در محیط های قلیایی و خنثیشما می توانید با قوانین زیر هدایت شوید: در یک محیط قلیایی و خنثی، هر اتم اکسیژن آزاد شده توسط عامل اکسید کننده با یک مولکول آب ترکیب می شود و دو یون هیدروکسید (2OH -) تشکیل می دهد و هر اتم از دست رفته به عامل کاهنده می رود. 2 OH - یون با تشکیل یک مولکول آب در یک محیط قلیایی و در یک محیط خنثی با آزاد شدن 2 یون H + از آب می آید.
اگردر واکنش های ردوکس نقش دارند آب اکسیژنه(H 2 O 2 )، لازم است نقش H 2 O 2 را در یک واکنش خاص در نظر بگیریم. در H 2 O 2، اکسیژن در حالت اکسیداسیون متوسط است (-1)، بنابراین، پراکسید هیدروژن در واکنش های ردوکس دوگانه ردوکس را نشان می دهد. در مواردی که H 2 O 2 باشد عامل اکسید کننده، نیمه واکنش ها به شکل زیر هستند:
H 2 O 2 + 2H + + 2؟ ® 2H 2 O (محیط اسیدی)؛
H 2 O 2 +2؟ ® 2OH - (محیط های خنثی و قلیایی).
اگر پراکسید هیدروژن باشد عامل کاهنده:
H 2 O 2 - 2؟ ® O 2 + 2H + (محیط اسیدی)؛
H 2 O 2 + 2OH - - 2؟ ® O 2 + 2H 2 O (قلیایی و خنثی).
مثال 6واکنش را برابر کنید: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.
راه حل.واکنش را به صورت یونی می نویسیم:
I - + H 2 O 2 + 2H + ® I 2 + SO 4 2 - + H 2 O.
با توجه به اینکه H 2 O 2 در این واکنش یک عامل اکسید کننده است و واکنش در یک محیط اسیدی انجام می شود، نیمه واکنش ها را تشکیل می دهیم:
1 2I - - 2= I 2 ,
1 H 2 O 2 + 2H + + 2® 2H 2 O.
معادله نهایی: 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.
چهار نوع واکنش ردوکس وجود دارد:
1 . بین مولکولیواکنش های ردوکس، که در آن حالت های اکسیداسیون اتم های عناصر تشکیل دهنده مواد مختلف تغییر می کند. واکنش های مورد بحث در مثال های 2-6 از این نوع هستند.
2 . درون مولکولیواکنش های ردوکس که در آنها حالت اکسیداسیون توسط اتم های عناصر مختلف یک ماده تغییر می کند. بر اساس این مکانیسم، واکنش های تجزیه حرارتی ترکیبات انجام می شود. مثلا در واکنش
Pb(NO 3) 2 ® PbO + NO 2 + O 2
حالت اکسیداسیون نیتروژن (N + 5 ® N + 4 ) و اتم اکسیژن ( O - 2 ® O 2 0 ) واقع در داخل مولکول Pb(NO 3) 2 را تغییر می دهد.
3. واکنش های خود اکسیداسیون - خود ترمیمی(عدم تناسب، عدم تناسب). در این حالت، حالت اکسیداسیون همان عنصر هم افزایش می یابد و هم کاهش می یابد. واکنش های عدم تناسب مشخصه ترکیبات یا عناصر مواد مربوط به یکی از حالت های اکسیداسیون میانی عنصر است.
مثال 7با استفاده از تمام روش های فوق، واکنش را برابر کنید:
راه حل.
آ) روش تعادل حالت های اکسیداسیون.
اجازه دهید حالت های اکسیداسیون عناصر درگیر در فرآیند ردوکس را قبل و بعد از واکنش تعیین کنیم:
K 2 MnO 4 + H 2 O ® KMnO 4 + MnO 2 + KOH.
از مقایسه حالت های اکسیداسیون چنین برمی آید که منگنز به طور همزمان در فرآیند اکسیداسیون شرکت می کند و حالت اکسیداسیون را از 6+ به 7+ افزایش می دهد و در فرآیند احیا، حالت اکسیداسیون را از 6+ به 4.2+ Mn +6 ® Mn + کاهش می دهد. 7 ; Dw = 7-6 = +1 (فرایند اکسیداسیون، عامل کاهنده)،
1 Mn +6 ® Mn +4 ; Dw = 4-6 = -2 (فرایند احیا، عامل اکسید کننده).
از آنجایی که در این واکنش همان ماده (K 2 MnO 4 ) به عنوان یک عامل اکسید کننده و کاهنده عمل می کند، ضرایب مقابل آن خلاصه می شود. معادله را می نویسیم:
3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.
ب) روش نیمه واکنش ها.
واکنش در یک محیط خنثی انجام می شود. ما یک طرح واکنش یونی ترسیم می کنیم، با توجه به اینکه H 2 O یک الکترولیت ضعیف است، و MnO 2 یک اکسید است که در آب کم محلول است:
MnO 4 2 - + H 2 O ® MnO 4 - + ¯MnO 2 + OH - .
نیمه واکنش ها را می نویسیم:
2 MnO 4 2 - - ? ® MnO 4 - (اکسیداسیون)،
1 MnO 4 2 - + 2H 2 O + 2؟ ® MnO 2 + 4OH - (بازیابی).
در ضرایب ضرب می کنیم و هر دو نیمه واکنش را جمع می کنیم، معادله یونی کل را بدست می آوریم:
3MnO 4 2 - + 2H 2 O \u003d 2MnO 4 - + MnO 2 + 4OH -.
معادله مولکولی: 3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.
در این مورد، K 2 MnO 4 هم یک عامل اکسید کننده و هم یک عامل کاهنده است.
4. واکنش‌های کاهش اکسیداسیون درون مولکولی، که در آن حالت‌های اکسیداسیون اتم‌های یک عنصر در یک راستا قرار می‌گیرند (یعنی برعکس آنچه قبلاً در نظر گرفته شد)، فرآیندهایی هستند. عدم تناسب(سوئیچینگ)، به عنوان مثال
NH 4 NO 2 ® N 2 + 2H 2 O.
1 2N - 3 - 6؟ ® N 2 0 (فرایند اکسیداسیون، عامل کاهنده)،
1 2N +3 + 6?® N 2 0 (فرایند احیا، عامل اکسید کننده).
سخت ترین ها هستندواکنش های ردوکس که در آن اتم ها یا یون های نه یک، بلکه دو یا چند عنصر به طور همزمان اکسید یا احیا می شوند.
مثال 8با استفاده از روش های فوق واکنش را یکسان کنید:
3 -2 +5 +5 +6 +2
به عنوان 2 S 3 + HNO 3 ® H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO.
قبل از ارائه نمونه هایی از واکنش های ردوکس با یک راه حل، اجازه دهید تعاریف اصلی مرتبط با این تبدیل ها را مشخص کنیم.
آن دسته از اتم ها یا یون هایی که در حین برهم کنش، با کاهش، حالت اکسیداسیون خود را تغییر می دهند (الکترون می پذیرند) عوامل اکسید کننده نامیده می شوند. از جمله مواد با چنین خواصی می توان به اسیدهای معدنی قوی اشاره کرد: سولفوریک، کلریدریک، نیتریک.
عامل اکسید کننده
پرمنگنات ها و کرومات های فلزات قلیایی نیز عوامل اکسید کننده قوی هستند.
عامل اکسید کننده در جریان واکنشی که برای تکمیل سطح انرژی به آن نیاز دارد (ایجاد پیکربندی کامل) انجام می شود.
عامل کاهنده
هر طرح واکنش ردوکس شامل شناسایی یک عامل کاهنده است. این شامل یون ها یا اتم های خنثی است که می توانند حالت اکسیداسیون را در طول برهمکنش افزایش دهند (به اتم های دیگر الکترون بدهند).
اتم های فلز را می توان به عنوان عوامل کاهنده معمولی ذکر کرد.
فرآیندها در OVR
چه چیز دیگری با تغییر در حالت اکسیداسیون مواد اولیه مشخص می شود.
اکسیداسیون شامل فرآیند تولید ذرات منفی است. بازیابی شامل گرفتن آنها از اتم های دیگر (یون ها) است.
الگوریتم تجزیه
نمونه‌هایی از واکنش‌های ردوکس با یک محلول در مواد مرجع مختلف ارائه شده است که برای آماده‌سازی دانش‌آموزان دبیرستانی برای آزمون‌های فارغ‌التحصیل در شیمی طراحی شده‌اند.
به منظور مقابله با موفقیت با پیشنهاد در OGE و از تکالیف استفاده کنید، دانستن الگوریتم کامپایل و تجزیه و تحلیل فرآیندهای ردوکس بسیار مهم است.
- اول از همه، مقادیر شارژ تمام عناصر موجود در مواد پیشنهادی در طرح قرار داده شده است.
- اتم‌ها (یون‌ها) از سمت چپ واکنش نوشته می‌شوند که در حین تعامل، شاخص‌ها را تغییر می‌دهند.
- با افزایش درجه اکسیداسیون، علامت "-" و با کاهش "+" استفاده می شود.
- بین الکترون های داده شده و دریافتی، کمترین مضرب مشترک تعیین می شود (تعدادی که آنها بر آن بدون باقیمانده تقسیم می شوند).
- هنگام تقسیم LCM به الکترون، ضرایب استریوشیمیایی را به دست می آوریم.
- آنها را در مقابل فرمول های معادله قرار می دهیم.
اولین مثال از OGE
در کلاس نهم، همه دانش آموزان نمی دانند چگونه واکنش های ردوکس را حل کنند. به همین دلیل است که آنها اشتباهات زیادی مرتکب می شوند، نمرات بالایی برای OGE نمی گیرند. الگوریتم اقدامات در بالا ارائه شده است، اکنون بیایید سعی کنیم آن را حل کنیم نمونه های عینی.
ویژگی وظایف مربوط به قرار دادن ضرایب در واکنش پیشنهادی صادر شده برای فارغ التحصیلان مرحله اصلی آموزش، این است که هر دو قسمت چپ و راست معادله آورده شده است.
این کار را بسیار ساده می کند، زیرا نیازی به اختراع مستقل محصولات تعاملی نیست، مواد اولیه گم شده را انتخاب کنید.
به عنوان مثال، استفاده از تراز الکترونیکی برای شناسایی ضرایب در واکنش پیشنهاد شده است:
در نگاه اول، این واکنش نیازی به ضرایب استریوشیمیایی ندارد. اما برای تایید دیدگاه او، لازم است همه عناصر دارای شماره شارژ باشند.
در ترکیبات دوتایی که شامل اکسید مس (2) و اکسید آهن (2) می شود، مجموع حالت های اکسیداسیون صفر است، با توجه به اینکه برای اکسیژن 2- است، برای مس و آهن این نشانگر 2+ است. مواد ساده الکترون نمی دهند (نمی پذیرند) بنابراین با مقدار صفر حالت اکسیداسیون مشخص می شوند.
بیایید یک تراز الکترونیکی ایجاد کنیم، با نشان دادن علامت "+" و "-" تعداد دریافت و داده شده در جریان برهمکنش الکترون ها.
Fe 0 -2e \u003d Fe 2+.
از آنجایی که تعداد الکترون های دریافت شده و داده شده در طول برهمکنش یکسان است، یافتن کمترین مضرب مشترک، تعیین ضرایب استریوشیمیایی و قرار دادن آنها در طرح برهمکنش پیشنهادی معنی ندارد.
برای به دست آوردن حداکثر امتیاز برای کار، لازم است نه تنها نمونه هایی از واکنش های ردوکس را با یک محلول یادداشت کنید، بلکه فرمول عامل اکسید کننده (CuO) و عامل کاهنده (Fe) را نیز به طور جداگانه بنویسید.
مثال دوم با OGE
اجازه دهید نمونه‌های بیشتری از واکنش‌های ردوکس را با راه‌حلی ارائه کنیم که ممکن است دانش‌آموزان کلاس نهم که شیمی را به عنوان امتحان نهایی خود انتخاب کرده‌اند، با آن مواجه شوند.
فرض کنید پیشنهاد شده است که ضرایب را در معادله مرتب کنید:
Na+HCl=NaCl+H2.
برای کنار آمدن با کار، ابتدا مهم است که شاخص های حالت های اکسیداسیون برای هر ماده ساده و پیچیده را تعیین کنید. برای سدیم و هیدروژن، آنها برابر با صفر خواهند بود، زیرا آنها مواد ساده هستند.
در اسید کلریدریک هیدروژن مثبت و کلر حالت اکسیداسیون منفی دارد. پس از قرار دادن ضرایب، واکنش را با ضرایب دریافت می کنیم.
اول امتحان
چگونه واکنش های ردوکس را تکمیل کنیم؟ نمونه هایی با راه حل یافت شده در USE (درجه 11) شامل اضافه کردن شکاف ها و همچنین قرار دادن ضرایب است.
به عنوان مثال، شما باید واکنش را با تراز الکترونیکی تکمیل کنید:
H 2 S + HMnO 4 = S + MnO 2 +…
تعیین عامل کاهنده و عامل اکسید کننده در طرح پیشنهادی.
چگونه یاد بگیریم که واکنش های ردوکس را بنویسیم؟ نمونه استفاده از یک الگوریتم خاص را فرض می کند.
ابتدا، در تمام مواد داده شده توسط شرایط مشکل، لازم است که حالت های اکسیداسیون را تنظیم کنید.
در مرحله بعد، باید تجزیه و تحلیل کنید که کدام ماده می تواند در این فرآیند به یک محصول ناشناخته تبدیل شود. از آنجایی که یک عامل اکسید کننده در اینجا وجود دارد (منگنز نقش خود را ایفا می کند)، یک عامل کاهنده (گوگرد است)، حالت های اکسیداسیون در محصول مورد نظر تغییر نمی کند، بنابراین آب است.
با بحث در مورد چگونگی حل صحیح واکنش های ردوکس، توجه می کنیم که گام بعدی ترسیم نسبت الکترونیکی خواهد بود:
Mn +7 3 e= Mn +4 را می گیرد.
S -2 2e= S 0 می دهد.
کاتیون منگنز یک عامل کاهنده است، در حالی که آنیون گوگرد یک عامل اکسید کننده معمولی است. از آنجایی که کوچکترین مضرب بین الکترون های دریافتی و داده شده 6 خواهد بود، ضرایب را بدست می آوریم: 2، 3.
آخرین مرحله تنظیم ضرایب در معادله اصلی خواهد بود.
3H 2 S + 2HMnO 4 = 3S + 2MnO 2 + 4H 2 O.
نمونه دوم OVR در آزمون
چگونه واکنش های ردوکس را به درستی بنویسیم؟ مثال هایی با یک راه حل به تعیین الگوریتم اقدامات کمک می کند.
پیشنهاد می شود از روش تعادل الکترونیکی برای پر کردن شکاف های واکنش استفاده شود:
PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…
ما حالت های اکسیداسیون همه عناصر را مرتب می کنیم. در این فرآیند، خاصیت اکسید کننده توسط منگنز که بخشی از ترکیب است آشکار می شود و عامل احیا کننده باید فسفر باشد و حالت اکسیداسیون آن را در اسید فسفریک به مثبت تبدیل می کند.
با توجه به فرضی که انجام شده است، طرح واکنش را بدست می آوریم، سپس معادله تعادل الکترونیکی را می سازیم.
P -3 8 e می دهد و به P +5 تبدیل می شود.
Mn +7 3e می گیرد و به Mn +4 می رود.
LCM 24 خواهد بود، بنابراین فسفر باید دارای ضریب استریومتریک 3 و منگنز -8 باشد.
ما ضرایب را در فرآیند حاصل قرار می دهیم، به دست می آوریم:
3 PH 3 + 8 HMnO 4 = 8 MnO 2 + 4H 2 O + 3 H 3 PO 4 .
مثال سوم از امتحان
با استفاده از موازنه یون الکترون، باید یک واکنش ترکیب کنید، عامل کاهنده و عامل اکسید کننده را نشان دهید.
KMnO 4 + MnSO 4 +… = MnO 2 +… + H2SO 4 .
طبق الگوریتم برای هر عنصر حالت های اکسیداسیون قرار می دهیم. در مرحله بعد، موادی را تعیین می کنیم که در قسمت های راست و چپ فرآیند حذف شده اند. یک عامل کاهنده و یک عامل اکسید کننده در اینجا آورده شده است، بنابراین حالت های اکسیداسیون در ترکیبات حذف شده تغییر نمی کند. محصول از دست رفته آب و ترکیب اولیه سولفات پتاسیم خواهد بود. ما طرح واکنشی را دریافت می کنیم که برای آن تراز الکترونیکی ایجاد می کنیم.
Mn +2 -2 e= Mn +4 3 عامل کاهنده.
Mn +7 +3e= Mn +4 2 عامل اکسید کننده.
ما ضرایب را در معادله می نویسیم و اتم های منگنز را در سمت راست فرآیند جمع می کنیم، زیرا به فرآیند عدم تناسب تعلق دارد.
2KMnO 4 + 3MnSO 4 + 2H 2 O \u003d 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4.
نتیجه
واکنش های ردوکس برای عملکرد موجودات زنده اهمیت ویژه ای دارد. نمونه هایی از OVR فرآیندهای پوسیدگی، تخمیر، فعالیت عصبی، تنفس و متابولیسم هستند.
اکسیداسیون و احیا برای صنایع متالورژی و شیمیایی مرتبط است، به لطف چنین فرآیندهایی، فلزات را می توان از ترکیبات خود بازیابی کرد، از خوردگی شیمیایی محافظت کرد و فرآوری کرد.
برای ترسیم یک فرآیند ردوکس در ارگانیک یا استفاده از الگوریتم خاصی از اقدامات ضروری است. ابتدا در طرح پیشنهادی، حالت های اکسیداسیون مرتب می شوند، سپس آن عناصری که نشانگر را افزایش داده (کاهش می دهند) تعیین می شوند و تعادل الکترونیکی ثبت می شود.
اگر دنباله ای از اقدامات پیشنهادی در بالا را دنبال کنید، می توانید به راحتی با وظایف ارائه شده در آزمون ها کنار بیایید.
علاوه بر روش تراز الکترونیکی، قرار دادن ضرایب نیز با کامپایل نیمه واکنش ها امکان پذیر است.
