Feladatfüzet az általános és szervetlen kémiáról
2.2. Redox reakciók
Lát feladatokat >>>Elméleti rész
A redox reakciók közé tartozik kémiai reakciók, amelyek az elemek oxidációs állapotának megváltozásával járnak együtt. Az ilyen reakciók egyenleteiben az együtthatók kiválasztása összeállítással történik elektronikus mérleg. Az együtthatók elektronikus mérleg segítségével történő kiválasztásának módja a következő lépésekből áll:
a) írja le a reaktánsok és termékek képleteit, majd keresse meg az oxidációs állapotukat növelő és csökkentő elemeket, és írja ki őket külön-külön:
MnCO 3 + KClO 3 ® MnO2+ KCl + CO2
Cl V¼ = Cl - én
Mn II¼ = Mn IV
b) állítsa össze a redukció és az oxidáció félreakcióinak egyenleteit, betartva az atomok számának és töltésének megmaradásának törvényeit minden félreakcióban:
félreakció felépülés Cl V + 6 e - = Cl - én
félreakció oxidáció Mn II- 2 e - = Mn IV
c) válasszon további tényezőket a félreakció egyenletéhez úgy, hogy a reakció egészére teljesüljön a töltésmegmaradás törvénye, amelyre a redukciós félreakciókban kapott elektronok számát egyenlővé tesszük a reakcióban leadott elektronok számával. oxidációs félreakció:
Cl V + 6 e - = Cl - én 1
Mn II- 2 e - = Mn IV 3
d) írja le (a talált tényezőknek megfelelően) sztöchiometrikus együtthatókat a reakcióvázlatban (az 1-es együtthatót kihagyjuk):
3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MNO 2 + KCl+CO2
d) kiegyenlíti azon elemek atomszámát, amelyek nem változtatják meg az oxidációs állapotukat a reakció során (ha két ilyen elem van, akkor elegendő az egyik atomszámát kiegyenlíteni, a másodikat ellenőrizni ). Szerezd meg a kémiai reakció egyenletét:
3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MNO 2 + KCl+ 3CO2
3. példa. Illessze az együtthatókat a redox egyenletbe
Fe 2 O 3 + CO ® Fe + CO2
Megoldás
Fe 2 O 3 + 3 CO \u003d 2 Fe + 3 CO 2
Fe III + 3 e - = Fe 0 2
CII - 2 e - = C IV 3
Egy anyag két elemének atomjainak egyidejű oxidációjával (vagy redukciójával) a számítást ennek az anyagnak egy képletegységére kell elvégezni.
4. példa Illessze az együtthatókat a redox egyenletbe
Fe(S ) 2 + O 2 = Fe 2 O 3 + SO 2
Megoldás
4 Fe(S ) 2 + 11 O 2 = 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2
FeII- e - = Fe III
- 11 e - 4
2S - én - 10 e - = 2SIV
O 2 0 + 4 e - = 2O - II + 4 e - 11
A 3. és 4. példában az oxidálószer és a redukálószer funkciói különböző anyagok között vannak felosztva, Fe 2 O 3 és O 2 - oxidálószerek, CO és Fe(S)2 - redukálószerek; az ilyen reakciók intermolekuláris redox reakciók.
Amikor intramolekuláris oxidáció-redukció, amikor ugyanabban az anyagban az egyik elem atomjai oxidálódnak, és egy másik elem atomjai redukálódnak, a számítást az anyag egy képletegységére kell elvégezni.
5. példa Keresse meg az együtthatókat a redoxreakció egyenletében!
(NH 4) 2 CrO 4 ® Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O + NH 3
Megoldás
2 (NH 4) 2 CrO 4 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 5 H 2 O + 2 NH 3
Kr. VI + 3 e - = Cr III 2
2N - III - 6 e - = N 2 0 1
A reakciókhoz diszmutációk (aránytalanság, önoxidáció- öngyógyító), amelyben a reagensben lévő azonos elem atomjai oxidálódnak és redukálódnak, az egyenlet jobb oldalán először további tényezőket írnak le, majd megkeresik a reagens együtthatóját.
6. példa. Illessze az együtthatókat a diszmutációs reakció egyenletébe
H2O2 ® H 2 O + O 2
Megoldás
2 H 2 O 2 \u003d 2 H 2 O + O 2
O - I+ e - = O - II 2
2O - én - 2 e - = O 2 0 1
A kommutációs reakcióhoz ( szinproporcionálás), amelyben a különböző reagensek azonos elemének atomjai oxidációjuk és redukciójuk eredményeként azonos oxidációs állapotot kapnak, az egyenlet bal oldalára elsőként további tényezőket írunk le.
7. példa Válassza ki az együtthatókat a kommutációs reakcióegyenletben:
H 2 S + SO 2 \u003d S + H 2 O
Megoldás
2 H 2 S + SO 2 \u003d 3 S + 2H 2 O
S - II - 2 e - = S 0 2
SIV+4 e - = S 0 1
Az ionok részvételével vizes oldatban végbemenő redoxreakciók egyenleteinek együtthatóinak kiválasztására a módszert alkalmazzák. elektron-ion egyensúly. Az együtthatók elektron-ion egyensúly segítségével történő kiválasztásának módja a következő lépésekből áll:
a) írja le a redox reakció reagenseinek képleteit!
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + H 2 S
és meghatározza mindegyikük kémiai funkcióját (itt K2Cr2O7 - oxidálószer, H2SO4 - savas reakcióközeg, H 2 S - redukálószer);
b) írja le (a következő sorba) a reagensek képleteit ionos formában, csak azokat az ionokat (erős elektrolitoknál), molekulákat (gyenge elektrolitoknál és gázoknál) és képletegységeket (szilárd anyagoknál) jelölje meg, amelyek részt vesznek a reakcióban. reakció oxidálószerként ( Cr2O72 - ), környezetek ( H+- pontosabban az oxónium-kation H3O+ ) és redukálószer ( H2S):
Cr2O72 - + H + + H 2 S
c) meghatározza az oxidálószer redukált képletét és a redukálószer oxidált formáját, amelyet ismerni vagy specifikálni kell (például itt a dikromát ion áthalad a krómkationokon ( III) és hidrogén-szulfid - kénné); ezeket az adatokat a következő két sorba írjuk, összeállítjuk a redukciós és oxidációs félreakció elektron-ion egyenleteit, és további tényezőket választunk a félreakció egyenletekhez:
félreakció a Cr 2 O 7 2 redukciója - + 14 H + + 6 e - \u003d 2 Cr 3+ + 7 H 2 O 1
félreakció H 2 S oxidáció - 2 e - = S(t) + 2H + 3
d) a félreakciók egyenleteit összegezve alkotják meg ennek a reakciónak az ionegyenletét, azaz. kiegészítő bejegyzés (b):
Cr2O72 - + 8 H + + 3 H 2 S = 2 Cr 3+ + 7 H 2 O + 3 S ( T )
d) az ionos egyenlet alapján alkotják meg ennek a reakciónak a molekulaegyenletét, azaz. kiegészítjük az (a) bejegyzést, és az ionegyenletből hiányzó kationok és anionok képleteit további termékek képleteibe csoportosítjuk ( 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) ellenőrizze a kiválasztott együtthatókat az egyenlet bal és jobb oldalán lévő elemek atomszámával (általában elegendő az oxigénatomok számát ellenőrizni).
oxidáltÉs helyreállították Az oxidáló- és redukálószer formái gyakran különböznek az oxigéntartalomban (vö Cr2O72 - és Cr3+ ). Ezért, amikor az elektron-ion egyensúlyi módszerrel félreakcióegyenleteket állítunk össze, azok tartalmazzák a H + / H 2 O párokat (savas környezethez) és az OH-t. - / H 2 O (lúgos környezethez). Ha az egyik formáról a másikra való átmenet során az eredeti forma (általában - oxidálódott) elveszti oxidionjait (lásd alább szögletes zárójelben), akkor az utóbbiakat, mivel szabad formában nem léteznek, savas környezetben és lúgos környezetben hidrogénkationokkal kell kombinálni - vízmolekulákkal, ami vízmolekulák (savas környezetben) és hidroxidionok (lúgos környezetben) képződéséhez vezet):
savas környezet[ O2 - ] + 2 H + = H 2 O
lúgos környezet [ O 2 - ] + H 2 O \u003d 2 OH -
Az oxidionok hiánya eredeti formájukban (gyakrabban- redukált) a végső formához képest vízmolekulák (savas közegben) vagy hidroxidionok (lúgos közegben) hozzáadásával kompenzálják:
savas környezet H 2 O \u003d [ O 2 - ] + 2 H +
lúgos környezet2 OH - = [ O 2 - ] + H 2 O
8. példa Válassza ki az együtthatókat az elektron-ion egyensúly módszerrel a redox reakcióegyenletben:
® MnSO 4 + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼
Megoldás
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 - + 8H + + 5 e - = Mn 2+ + 4 H 2 O2
SO 3 2 - + H2O - 2 e - = SO 4 2 - + 2 H + 5
9. példa. Válassza ki az együtthatókat az elektron-ion egyensúly módszerrel a redox reakcióegyenletben:
Na 2 SO 3 + KOH + KMnO 4 ® Na 2 SO 4 + H 2 O + K 2 MnO 4
Megoldás
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 e - = MnO 4 2 - 2
SO 3 2 - + 2OH - - 2 e - = SO 4 2 - + H 2 O 1
Ha a permanganát iont oxidálószerként használjuk gyengén savas környezetben, akkor a redukciós félreakció egyenlete:
MnO4 - + 4 H + + 3 e - = MnO 2( m) + 2 H2O
és ha gyengén lúgos közegben, akkor
MNO 4 - + 2 H 2 O + 3 e - = MnO 2( m) + 4 OH -
Gyakran egy gyengén savas és gyengén lúgos közeget feltételesen semlegesnek neveznek, míg a bal oldali félreakcióegyenletekben csak vízmolekulák kerülnek be. Ebben az esetben az egyenlet összeállításakor (további tényezők kiválasztása után) egy további egyenletet kell felírni, amely tükrözi a víz képződését H + és OH ionokból - .
10. példa. Válassza ki az egyenletből a semleges közegben lezajló reakció együtthatóit:
KMnO 4 + H 2 O + Na 2 SO 3 ® Mn RÓL RŐL 2( t) + Na 2 SO 4 ¼
Megoldás
2 KMnO 4 + H 2 O + 3 Na 2 SO 3 \u003d 2 MnO 2( t) + 3 Na 2 SO 4 + 2 KOH
MnO4 - + H 2 O + 3 SO 3 2 - = 2 MnO 2( m) + 3 SO 4 2 - + 2 OH -
MNO 4 - + 2 H 2 O + 3 e - = MnO 2( m) + 4 OH -
SO 3 2 - + H2O - 2 e - = SO 4 2 - +2H+
8OH - + 6 H + = 6 H 2 O + 2 OH -
Így, ha a 10. példa szerinti reakciót kálium-permanganát és nátrium-szulfit vizes oldatának egyszerű lecsapolásával hajtjuk végre, akkor az feltételesen semleges (és valójában enyhén lúgos) környezetben megy végbe a kálium-hidroxid képződése miatt. Ha a kálium-permanganát oldatát enyhén savanyítják, akkor a reakció gyengén savas (feltételesen semleges) közegben megy végbe.
11. példa. Válassza ki az egyenletből a gyengén savas környezetben végbemenő reakció együtthatóit:
KMnO 4 + H 2 SO 4 + Na 2 SO 3 ® Mn RÓL RŐL 2( t) + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼
Megoldás
2KMnO 4 + H 2 SO 4 + 3 Na 2 SO 3 \u003d 2 Mn O 2( T ) + H 2 O + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4
2 MnO 4 - + 2 H + + 3 SO 3 2 - = 2 MnO 2( t) + H 2 O + 3 SO 4 2 -
MnO4 - +4H + + 3 e - = Mn O 2(t) + 2 H2O2
SO 3 2 - + H2O - 2 e - = SO 4 2 - + 2 H + 3
Az oxidálószerek és redukálószerek létformái a reakció előtt és után, pl. oxidált és redukált formájukat ún redox párok. Tehát a kémiai gyakorlatból ismert (és ezt nem szabad elfelejteni), hogy a permanganát ion savas közegben mangán kationt képez ( II ) (pár MNO 4 - + H + / Mn 2+ + H2O ), gyengén lúgos közegben- mangán(IV)-oxid (pár MNO 4 - +H+ ¤ Mn O 2 (t) + H 2 O vagy MNO 4 - + H 2 O = Mn O 2(t) + OH - ). Az oxidált és redukált formák összetételét meghatározzák, ezért kémiai tulajdonságok ennek az elemnek különböző oxidációs állapotokban, pl. specifikus formák egyenlőtlen stabilitása a vizes oldat különböző közegeiben. Az ebben a részben használt összes redox pár a 2.15. és 2.16. feladatban szerepel.
18. Redox reakciók (1. folytatás)
18.5. OVR hidrogén-peroxid
A hidrogén-peroxid H 2 O 2 molekulákban az oxigénatomok –I oxidációs állapotban vannak. Ez az elem atomjainak közbenső és nem a legstabilabb oxidációs állapota, így a hidrogén-peroxid oxidáló és redukáló tulajdonságokkal is rendelkezik.
Ennek az anyagnak a redox aktivitása a koncentrációtól függ. Az általánosan használt, 20%-os tömeghányadú oldatokban a hidrogén-peroxid meglehetősen erős oxidálószer, híg oldatokban oxidáló aktivitása csökken. A hidrogén-peroxid redukáló tulajdonságai kevésbé jellemzőek, mint az oxidálóké, és a koncentrációtól is függenek.
A hidrogén-peroxid nagyon gyenge sav (lásd 13. melléklet), ezért erősen lúgos oldatokban molekulái hidroperoxid ionokká alakulnak.
Attól függően, hogy a közeg milyen reakcióba lép, és hogy ebben a reakcióban az oxidáló vagy redukálószer hidrogén-peroxid, a redox kölcsönhatás termékei eltérőek lesznek. Mindezen esetekben a félreakció egyenleteit az 1. táblázat tartalmazza.
Asztal 1
H 2 O 2 redox félreakcióinak egyenletei oldatokban
Környezeti reakció |
H 2 O 2 oxidálószer |
H 2 O 2 redukálószer |
| Sav | ||
| Semleges | H 2 O 2 + 2e - \u003d 2OH | H 2 O 2 + 2H 2 O - 2e - \u003d O 2 + 2H 3 O |
| lúgos | HO 2 + H 2 O + 2e - \u003d 3OH |
Tekintsünk példákat a hidrogén-peroxidot tartalmazó OVR-re.
1. példa Írjon fel egyenletet arra a reakcióra, amely akkor megy végbe, ha kálium-jodid-oldatot adunk kénsavval megsavanyított hidrogén-peroxid-oldathoz.
| 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
2. példa Írjon fel egyenletet a kálium-permanganát és a hidrogén-peroxid reakciójára vizesoldat kénsavval savanyítják.
| 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 + 3H 2SO 4 + 5H 2 O 2 = 2MnSO 4 + 8H 2 O + 5O 2 + K 2 SO 4
3. példa Írjon fel egyenletet a hidrogén-peroxid és a nátrium-jodid oldatos reakciójára nátrium-hidroxid jelenlétében.
| 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 = 3NaOH + NaIO 3
A nátrium-hidroxid és a hidrogén-peroxid közti semlegesítési reakció figyelembevétele nélkül ezt az egyenletet gyakran a következőképpen írják le:
3H 2 O 2 + NaI \u003d 3H 2 O + NaIO 3 (NaOH jelenlétében)
Ugyanezt az egyenletet kapjuk, ha a hidroperoxid-ionok képződését nem vesszük azonnal figyelembe (a mérleg összeállításának szakaszában).
4. példa Írjon fel egyenletet arra a reakcióra, amely akkor megy végbe, ha ólom-dioxidot adunk hidrogén-peroxid oldatához kálium-hidroxid jelenlétében.
Az ólom-dioxid PbO 2 nagyon erős oxidálószer, különösen savas környezetben. Ilyen körülmények között helyreállva Pb 2 ionokat képez. Lúgos környezetben a PbO 2 redukálásakor ionok képződnek.
| 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
A hidroperoxid ionok képződésének figyelembe vétele nélkül az egyenlet a következőképpen írható fel:
PbO 2 + H 2 O 2 + OH = + O 2 + 2H 2 O
Ha a hozzárendelési feltétel szerint a hozzáadott hidrogén-peroxid oldat lúgos volt, akkor a molekulaegyenletet a következőképpen kell felírni:
PbO 2 + H 2 O + KHO 2 \u003d K + O 2
Ha be reakcióelegy lúgot tartalmazó semleges hidrogén-peroxid oldatot adunk hozzá, majd a molekulaegyenlet felírható anélkül, hogy figyelembe kellene venni a kálium-hidroperoxid képződését:
PbO 2 + KOH + H 2 O 2 \u003d K + O 2
18.6. OVR diszmutációk és intramolekuláris OVR
A redox reakciók közé tartozik diszmutációs reakciók (aránytalanítás, önoxidáció-öngyógyulás).
Az Ön által ismert diszmutációs reakcióra példa a klór és a víz reakciója:
Cl 2 + H 2 O HCl + HClO
Ebben a reakcióban a klór(0) atomok fele +I oxidációs állapotba oxidálódik, másik fele pedig –I oxidációs állapotba:
Használjuk az elektron-ion egyensúly módszerét, hogy egyenletet alkossunk egy hasonló reakcióhoz, amely akkor megy végbe, amikor klórt hideg lúgos oldaton, például KOH-n vezetünk át:
| 1 | Cl 2 + 2e - \u003d 2Cl |
| 1 | Cl 2 + 4OH - 2e - \u003d 2ClO + 2H 2 O |
2Cl 2 + 4OH = 2Cl + 2ClO + 2H 2 O
Ebben az egyenletben minden együtthatónak közös osztója van, ezért:
Cl 2 + 2OH \u003d Cl + ClO + H 2 O
Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O
A klór diszmutációja forró oldatban némileg eltérően megy végbe:
| 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
Nagy gyakorlati jelentőségű a nitrogén-dioxid dismutációja a vízzel való reakciója során ( de) és lúgos oldatokkal ( b):
| de) | 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 + 2NaOH \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O |
||||
A diszmutációs reakciók nemcsak oldatokban fordulnak elő, hanem szilárd anyagok, például kálium-klorát hevítésekor is:
4KClO 3 \u003d KCl + 3KClO 4
Az intramolekuláris OVR jellegzetes és nagyon hatékony példája az ammónium-dikromát (NH 4) 2 Cr 2 O 7 hőbomlási reakciója. Ebben az anyagban a nitrogénatomok a legalacsonyabb (–III), a krómatomok pedig a legmagasabb (+VI) oxidációs állapotukban vannak. Szobahőmérsékleten ez a vegyület meglehetősen stabil, de hevítve gyorsan lebomlik. Ebben az esetben a króm(VI) átalakul króm(III)-vá, a króm legstabilabb állapotává, míg a nitrogén(–III) átalakul nitrogénné(0), amely szintén a legstabilabb állapot. Figyelembe véve az atomok számát az elektronikus mérleg egyenlet képletegységében:
| 2Cr + VI + 6e – = 2Cr + III | |
| 2N -III - 6e - \u003d N 2, |
és maga a reakcióegyenlet:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.
Az intramolekuláris OVR másik fontos példája a kálium-perklorát KClO 4 termikus bomlása. Ebben a reakcióban a klór(VII), mint mindig, amikor oxidálószerként működik, klór(-I)-vé alakul át, az oxigént(-II) egyszerű anyaggá oxidálja:
| 1 | Cl + VII + 8e – = Cl –I | |
| 2 | 2O -II - 4e - \u003d O 2 |
és innen a reakcióegyenlet
KClO 4 \u003d KCl + 2O 2
Hasonlóképpen a KClO 3 kálium-klorát is bomlik hevítés közben, ha a lebontást katalizátor (MnO 2) jelenlétében hajtjuk végre: 2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2
Katalizátor hiányában a dismutációs reakció lezajlik.
Az intramolekuláris OVR csoportba tartoznak a nitrátok termikus bomlásának reakciói is.
Általában a nitrátok hevítése során fellépő folyamatok meglehetősen összetettek, különösen a kristályos hidrátok esetében. Ha a vízmolekulák gyengén maradnak vissza a kristályos hidrátban, akkor gyenge melegítéssel a nitrát kiszáradása következik be [például LiNO 3 . A 3H 2 O és a Ca(NO 3) 2 4H 2 O dehidratálódik LiNO 3 -dá és Ca(NO 3) 2 -vé], ha a víz erősebben kötődik [mint például a Mg(NO 3) 2 -ban. 6H20 és Bi(NO3)3. 5H 2 O], akkor egyfajta "intramolekuláris hidrolízis" reakció megy végbe bázikus sók - hidroxid-nitrátok - képződésével, amelyek további melegítés hatására oxid-nitrátokká (és (NO 3) 6 ) alakulhatnak át, utóbbiak több helyen magas hőmérsékletű oxidokra bomlik.
A vízmentes nitrátok hevítéskor nitritekre bomlhatnak (ha léteznek és ezen a hőmérsékleten még stabilak), a nitritek pedig oxidokká bomlhatnak. Ha kellően magas hőmérsékletre melegítjük, vagy a megfelelő oxid instabil (Ag 2 O, HgO), akkor egy fém (Cu, Cd, Ag, Hg) is lehet hőbomlás terméke.
A nitrátok termikus bomlásának némileg leegyszerűsített sémája látható az 1. ábrán. öt.
Példák bizonyos nitrátok hevítésekor fellépő egymást követő átalakulásokra (a hőmérséklet Celsius-fokban van megadva):
KNO 3 KNO 2 K 2 O;
Ca(NO3)2. 4H 2O Ca(NO 3) 2 Ca(NO 2) 2 CaO;
Mg(NO3)2. 6H 2O Mg(NO 3)(OH) MgO;
Cu(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.
A folyamatban lévő folyamatok összetettsége ellenére, amikor megválaszolják azt a kérdést, hogy mi történik, amikor a megfelelő vízmentes nitrátot "kalcinálják" (vagyis 400-500 o C hőmérsékleten), általában a következő rendkívül leegyszerűsített szabályok vezérlik őket:
1) a legaktívabb fémek nitrátjai (a feszültségsorozatban - a magnéziumtól balra) nitritekre bomlanak;
2) a kevésbé aktív fémek nitrátjai (feszültségsorozatban - magnéziumtól rézig) oxidokká bomlanak;
3) a legkevésbé aktív fémek nitrátjai (a feszültségsorban a réztől jobbra) fémre bomlanak.
E szabályok alkalmazásakor emlékezni kell arra, hogy ilyen körülmények között
A LiNO 3 oxiddá bomlik,
A Be (NO 3) 2 magasabb hőmérsékleten oxiddá bomlik,
Ni (NO 3) 2-ből a NiO mellett Ni (NO 2) 2 is előállítható,
A Mn(NO 3) 2 Mn 2 O 3-ra bomlik,
A Fe(NO 3) 2 Fe 2 O 3-ra bomlik;
Hg (NO 3) 2-ből a higanyon kívül annak oxidja is előállítható.
Vegyünk tipikus példákat az ehhez a három típushoz kapcsolódó reakciókra:
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. Redox kapcsolási reakciók Ezek a reakciók lehetnek intermolekulárisak és intramolekulárisak is. Például az ammónium-nitrát és a nitrit hőbomlása során fellépő intramolekuláris OVR a kapcsolási reakciókhoz tartozik, mivel a nitrogénatomok oxidációs állapota itt kiegyenlítődik: NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2H 2 O (körülbelül 200 o C) Magasabb hőmérsékleten (250 - 300 o C) az ammónium-nitrát N 2 -re és NO-ra, még magasabb hőmérsékleten (300 o C felett) nitrogénre és oxigénre bomlik, mindkét esetben víz képződik. Az intermolekuláris kapcsolási reakcióra példa az a reakció, amely kálium-nitrit és ammónium-klorid forró oldatának öntésekor következik be: NH 4 + NO 2 \u003d N 2 + 2H 2 O NH 4 Cl + KNO 2 \u003d KCl + N 2 + 2H 2 O Ha hasonló reakciót végzünk kristályos ammónium-szulfát és kalcium-nitrát keverékének melegítésével, akkor a körülményektől függően a reakció különböző módon mehet végbe: (NH 4) 2 SO 4 + Ca(NO 3) 2 = 2N 2 O + 4H 2 O + CaSO 4 (t< 250 o C) Ezen reakciók közül az első és a harmadik kommutációs reakció, a második egy összetettebb reakció, amely magában foglalja mind a nitrogénatomok kommutációját, mind az oxigénatomok oxidációját. Hogy a reakciók közül melyik megy végbe 250 o C feletti hőmérsékleten, az a reagensek arányától függ. Klórképződéshez vezető kapcsolási reakciók lépnek fel, amikor oxigéntartalmú klórsavak sóit sósavval kezelik, például: 6HCl + KClO 3 \u003d KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O Ezenkívül a kapcsolási reakció során kén keletkezik gázhalmazállapotú hidrogén-szulfidból és kén-dioxidból: 2H 2 S + SO 2 \u003d 3S + 2H 2 O Az OVR kommutációk igen sokrétűek és változatosak – még néhány sav-bázis reakciót is tartalmaznak, például: NaH + H 2 O \u003d NaOH + H 2. Mind az elektron-ionos, mind az elektronikus mérleget az OVR kommutáció egyenleteinek összeállítására használjuk, attól függően, hogy egy adott reakció az oldatban végbemegy-e vagy sem. 18.8. Elektrolízis A IX. fejezet tanulmányozása során megismerkedtél különféle anyagok olvadékainak elektrolízisével. Mivel az oldatokban mobil ionok is jelen vannak, különböző elektrolitok oldatai is elektrolízisnek vethetők alá. Mind az olvadékok elektrolízisénél, mind az oldatok elektrolízisénél általában nem reagáló anyagból (grafit, platina stb.) készült elektródákat használnak, de előfordul, hogy az elektrolízist is "oldható" anóddal végzik. Az "oldható" anódot azokban az esetekben használják, amikor szükség van annak az elemnek a elektrokémiai csatlakoztatására, amelyből az anód készül. Az elektrolízis során megvan nagyon fontos a reakció során az anód és a katód tér elválik, vagy az elektrolit keveredik - a reakciótermékek ezekben az esetekben eltérőek lehetnek. Tekintsük az elektrolízis legfontosabb eseteit. 1. NaCl-olvadék elektrolízise. Az elektródák közömbösek (grafit), az anód és a katód tér elkülönül. Mint már tudja, ebben az esetben a reakciók a katódon és az anódon mennek végbe: K: Na + e - = Na Az elektródákon lejátszódó reakcióegyenleteket így felírva olyan félreakciókat kapunk, amelyekkel pontosan ugyanúgy tudunk eljárni, mint az elektron-ion egyensúly módszere esetén:
Ezeket a félreakciós egyenleteket összeadva megkapjuk az ionos elektrolízis egyenletet 2Na + 2Cl 2Na + Cl2 majd molekuláris 2NaCl 2Na + Cl 2 Ebben az esetben a katód és az anód teret el kell választani, hogy a reakciótermékek ne lépjenek reakcióba egymással. Az iparban ezt a reakciót fémes nátrium előállítására használják. 2. K 2 CO 3 olvadék elektrolízise. Az elektródák közömbösek (platina). A katód és az anód tér el van választva.
4K+ + 2CO 3 2 4K + 2CO 2 + O 2 3. Víz (H 2 O) elektrolízise. Az elektródák inertek.
4H 3 O + 4OH 2H 2 + O 2 + 6H 2 O 2H 2 O 2H 2 + O 2 A víz nagyon gyenge elektrolit, nagyon kevés iont tartalmaz, ezért a tiszta víz elektrolízise rendkívül lassú. 4. CuCl 2 oldat elektrolízise. Grafit elektródák. A rendszer Cu 2 és H 3 O kationokat, valamint Cl és OH anionokat tartalmaz. A Cu 2 -ionok erősebb oxidálószerek, mint a H 3 O ionok (lásd a feszültségsorokat), ezért a rézionok elsősorban a katódon kisülnek, és csak akkor, ha már nagyon kevés marad belőlük, az oxóniumionok kisülnek. . Az anionok esetében a következő szabályt követheti: |
1. számú feladat
Si + HNO 3 + HF → H 2 SiF 6 + NO + ...
N +5 + 3e → N +2 │4 redukciós reakció
Si 0 - 4e → Si +4 │3 oxidációs reakció
N +5 (HNO 3) - oxidálószer, Si - redukálószer
3Si + 4HNO 3 + 18HF → 3H 2 SiF 6 + 4NO + 8H 2 O
2. számú feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
B+ HNO 3 + HF → HBF 4 + NO 2 + …
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
N +5 + 1e → N +4 │3 redukciós reakció
B 0 -3e → B +3 │1 oxidációs reakció
N +5 (HNO 3) - oxidálószer, B 0 - redukálószer
B+ 3HNO 3 + 4HF → HBF 4 + 3NO 2 + 3H 2 O
3. számú feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
K 2 Cr 2 O 7 + HCl → Cl 2 + KCl + … + …
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
2Cl -1 -2e → Cl 2 0 │3 oxidációs reakció
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - oxidálószer, Cl -1 (HCl) - redukálószer
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O
4. számú feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
Cr 2 (SO 4) 3 + ... + NaOH → Na 2 CrO 4 + NaBr + ... + H 2 O
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
Br 2 0 + 2e → 2Br -1 │3 redukciós reakció
2Cr +3 - 6e → 2Cr +6 │1 oxidációs reakció
Br 2 - oxidálószer, Cr +3 (Cr 2 (SO 4) 3) - redukálószer
Cr 2 (SO 4) 3 + 3Br 2 + 16NaOH → 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 3Na 2 SO 4 + 8H 2 O
5. számú feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
K 2 Cr 2 O 7 + ... + H 2 SO 4 → l 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + ... + H 2 O
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 redukciós reakció
2I -1 -2e → l 2 0 │3 oxidációs reakció
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - oxidálószer, l -1 (Hl) - redukálószer
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
6. számú feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
H 2 S + HMnO 4 → S + MnO 2 + ...
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
3H2S + 2HMnO4 → 3S + 2MnO2 + 4H2O
7. számú feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
H 2 S + HClO 3 → S + HCl + ...
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
S -2 -2e → S 0 │3 oxidációs reakció
Mn +7 (HMnO 4) - oxidálószer, S -2 (H 2 S) - redukálószer
3H 2S + HClO 3 → 3S + HCl + 3H 2 O
8. számú feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
NO + HClO 4 + ... → HNO 3 + HCl
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
Cl +7 + 8e → Cl -1 │3 redukciós reakció
N +2 -3e → N +5 │8 oxidációs reakció
Cl +7 (HClO 4) - oxidálószer, N +2 (NO) - redukálószer
8NO + 3HClO 4 + 4H 2 O → 8HNO 3 + 3HCl
9. számú feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4 → MnSO 4 + S + ... + ...
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
S -2 -2e → S 0 │5 oxidációs reakció
Mn +7 (KMnO 4) - oxidálószer, S -2 (H 2 S) - redukálószer
2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5S + K2SO4 + 8H2O
10. számú feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
KMnO 4 + KBr + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Br 2 + ... + ...
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 redukciós reakció
2Br -1 -2e → Br 2 0 │5 oxidációs reakció
Mn +7 (KMnO 4) - oxidálószer, Br -1 (KBr) - redukálószer
2KMnO4 + 10KBr + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5Br2 + 6K2SO4 + 8H2O
11. számú feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
PH 3 + HClO 3 → HCl + ...
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │4 redukciós reakció
Cl +5 (HClO 3) - oxidálószer, P -3 (H 3 PO 4) - redukálószer
3PH 3 + 4HClO 3 → 4HCl + 3H 3 PO 4
12. számú feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
PH 3 + HMnO 4 → MnO 2 + … + …
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │8 redukciós reakció
P -3 - 8e → P +5 │3 oxidációs reakció
Mn +7 (HMnO 4) - oxidálószer, P -3 (H 3 PO 4) - redukálószer
3PH 3 + 8HMnO 4 → 8MnO 2 + 3H 3 PO 4 + 4H 2 O
13. számú feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
NO + KClO + … → KNO 3 + KCl + …
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
Cl +1 + 2e → Cl -1 │3 redukciós reakció
N +2 − 3e → N +5 │2 oxidációs reakció
Cl +1 (KClO) - oxidálószer, N +2 (NO) - redukálószer
2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO 3 + 3KCl + H 2 O
14. számú feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
PH 3 + AgNO 3 + ... → Ag + ... + HNO 3
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
Ag +1 + 1e → Ag 0 │8 redukciós reakció
P -3 - 8e → P +5 │1 oxidációs reakció
Ag +1 (AgNO 3) - oxidálószer, P -3 (PH 3) - redukálószer
PH 3 + 8AgNO 3 + 4H 2 O → 8Ag + H 3 PO 4 + 8HNO 3
15. számú feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
KNO 2 + ... + H 2 SO 4 → I 2 + NO + ... + ...
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
N +3 + 1e → N +2 │ 2 redukciós reakció
2I -1 - 2e → I 2 0 │ 1 oxidációs reakció
N +3 (KNO 2) - oxidálószer, I -1 (HI) - redukálószer
2KNO 2 + 2HI + H 2 SO 4 → I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + 2 H 2 O
16. számú feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
Na 2 SO 3 + Cl 2 + ... → Na 2 SO 4 + ...
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
Cl 2 0 + 2e → 2Cl -1 │1 redukciós reakció
Cl 2 0 - oxidálószer, S +4 (Na 2 SO 3) - redukálószer
Na 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O → Na 2 SO 4 + 2HCl
17. számú feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
KMnO 4 + MnSO 4 + H 2 O → MnO 2 + ... + ...
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 redukciós reakció
Mn +2 − 2e → Mn +4 │3 oxidációs reakció
Mn +7 (KMnO 4) - oxidálószer, Mn +2 (MnSO 4) - redukálószer
2KMnO 4 + 3 MnSO 4 + 2H 2 O → 5 MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4
18. számú feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
KNO 2 + ... + H 2 O → MnO 2 + ... + KOH
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 redukciós reakció
N +3 − 2e → N +5 │3 oxidációs reakció
Mn +7 (KMnO 4) - oxidálószer, N +3 (KNO 2) - redukálószer
3KNO 2 + 2KMnO 4 + H 2 O → 2MnO 2 + 3KNO 3 + 2KOH
19. feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
Cr 2 O 3 + ... + KOH → KNO 2 + K 2 CrO 4 + ...
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
N +5 + 2e → N +3 │3 redukciós reakció
2Cr +3 − 6e → 2Cr +6 │1 oxidációs reakció
N +5 (KNO 3) - oxidálószer, Cr +3 (Cr 2 O 3) - redukálószer
Cr 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH → 3KNO 2 + 2K 2 CrO 4 + 2H 2 O
20. számú feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
I 2 + K 2 SO 3 + ... → K 2 SO 4 + ... + H 2 O
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
I 2 0 + 2e → 2I -1 │1 redukciós reakció
S +4 - 2e → S +6 │1 oxidációs reakció
I 2 - oxidálószer, S +4 (K 2 SO 3) - redukálószer
I 2 + K 2 SO 3 + 2KOH → K 2 SO 4 + 2KI + H 2 O
21. számú feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
KMnO 4 + NH 3 → MnO 2 +N 2 + ... + ...
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 redukciós reakció
2N -3 - 6e → N 2 0 │1 oxidációs reakció
Mn +7 (KMnO 4) - oxidálószer, N -3 (NH 3) - redukálószer
2KMnO4 + 2NH3 → 2MnO2 + N2 + 2KOH + 2H2O
22. feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
NO 2 + P 2 O 3 + ... → NO + K 2 HPO 4 + ...
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
N +4 + 2e → N +2 │2 redukciós reakció
2P +3 - 4e → 2P +5 │1 oxidációs reakció
N +4 (NO 2) - oxidálószer, P +3 (P 2 O 3) - redukálószer
2NO 2 + P 2 O 3 + 4KOH → 2NO + 2K 2 HPO 4 + H 2 O
23. feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
KI + H 2 SO 4 → I 2 + H 2 S + … + …
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
S +6 + 8e → S -2 │1 redukciós reakció
2I -1 - 2e → I 2 0 │4 oxidációs reakció
S +6 (H 2 SO 4) - oxidálószer, I -1 (KI) - redukálószer
8KI + 5H 2SO 4 → 4I 2 + H 2 S + 4K 2 SO 4 + 4H 2 O
24. feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
FeSO 4 + ... + H 2 SO 4 → ... + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 redukciós reakció
2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │5 oxidációs reakció
Mn +7 (KMnO 4) - oxidálószer, Fe +2 (FeSO 4) - redukálószer
10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 → 5Fe 2 (SO 4) 3 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
25. feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
Na 2 SO 3 + ... + KOH → K 2 MnO 4 + ... + H 2 O
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
Mn +7 + 1e → Mn +6 │2 redukciós reakció
S +4 − 2e → S +6 │1 oxidációs reakció
Mn +7 (KMnO 4) - oxidálószer, S +4 (Na 2 SO 3) - redukálószer
Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2KOH → 2K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O
26. feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
H 2 O 2 + ... + H 2 SO 4 → O 2 + MnSO 4 + ... + ...
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 redukciós reakció
2O -1 - 2e → O 2 0 │5 oxidációs reakció
Mn +7 (KMnO 4) - oxidálószer, O -1 (H 2 O 2) - redukálószer
5H 2 O 2 + 2 KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8 H 2 O
27. számú feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + ... + ...
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 redukciós reakció
S -2 - 2e → S 0 │3 oxidációs reakció
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - oxidálószer, S -2 (H 2 S) - redukálószer
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
28. feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
KMnO 4 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + ... + ...
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 redukciós reakció
2Cl -1 - 2e → Cl 2 0 │5 oxidációs reakció
Mn +7 (KMnO 4) - oxidálószer, Cl -1 (HCl) - redukálószer
2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H 2O
29. feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
CrCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + ... → CrCl 3 + ... + H 2 O
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 redukciós reakció
Cr +2 − 1e → Cr +3 │6 oxidációs reakció
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - oxidálószer, Cr +2 (CrCl 2) - redukálószer
6CrCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 8CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O
30. számú feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
K 2 CrO 4 + HCl → CrCl 3 + ... + ... + H 2 O
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
Cr +6 + 3e → Cr +3 │2 redukciós reakció
2Cl -1 - 2e → Cl 2 0 │3 oxidációs reakció
Cr +6 (K 2 CrO 4) - oxidálószer, Cl -1 (HCl) - redukálószer
2K 2CrO 4 + 16HCl → 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 4KCl + 8H 2 O
31. számú feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
KI + ... + H 2 SO 4 → I 2 + MnSO 4 + ... + H 2 O
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 redukciós reakció
2l -1 − 2e → l 2 0 │5 oxidációs reakció
Mn +7 (KMnO 4) - oxidálószer, l -1 (Kl) - redukálószer
10KI + 2KMnO4 + 8H 2SO 4 → 5I 2 + 2 MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O
32. feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
FeSO 4 + KClO 3 + KOH → K 2 FeO 4 + KCl + K 2 SO 4 + H 2 O
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │2 redukciós reakció
Fe +2 − 4e → Fe +6 │3 oxidációs reakció
3FeSO 4 + 2KClO 3 + 12KOH → 3K 2 FeO 4 + 2KCl + 3K 2 SO 4 + 6H 2 O
33. számú feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét:
FeSO 4 + KClO 3 + ... → Fe 2 (SO 4) 3 + ... + H 2 O
Határozza meg az oxidálószert és a redukálószert.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │1 redukciós reakció
2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │3 oxidációs reakció
Cl +5 (KClO 3) - oxidálószer, Fe +2 (FeSO 4) - redukálószer
6FeSO 4 + KClO 3 + 3H 2 SO 4 → 3Fe 2 (SO 4) 3 + KCl + 3H 2 O
34. számú feladat
Az elektronegyensúly módszerével írja fel a reakció egyenletét!
Az oxidáció mértékének növekedésével oxidációs folyamat megy végbe, és maga az anyag redukálószer. Amikor az oxidációs állapot csökken, a redukciós folyamat folytatódik, és maga az anyag oxidálószer.
Az OVR kiegyenlítésének leírt módszerét „oxidációs állapot egyensúlyi módszernek” nevezik.
A legtöbb kémia tankönyvben szerepel, és a gyakorlatban széles körben használják elektronikus mérlegmódszer kiegyenlítéshez az OVR használható azzal a megkötéssel, hogy az oxidációs állapot nem egyenlő a töltéssel.
2. Félreakciók módszere.
Azokban az esetekben, amikor a reakció vizes oldatban (olvadékban) megy végbe, az egyenletek felállításakor nem a reaktánsokat alkotó atomok oxidációs állapotának változásából indulnak ki, hanem a valós részecskék töltéseinek változásából, azaz , figyelembe veszik az anyagok oldatban való létezésének formáját (egyszerű vagy összetett ion, atom vagy egy oldatlan vagy gyengén disszociálódó anyag molekulája vízben).
Ebben az esetben a redoxreakciók ionos egyenleteinek összeállításakor ugyanazt a jelölési formát kell követni, mint a csere jellegű ionegyenleteknél, nevezetesen: a rosszul oldódó, rosszul disszociált és gáznemű vegyületeket molekuláris formában kell felírni, az ionokat pedig, amelyek nem. állapotának megváltoztatását ki kell zárni az egyenletből. Ebben az esetben az oxidációs és redukciós folyamatokat külön félreakcióként rögzítjük. Miután kiegyenlítettük őket az egyes típusok atomszáma szerint, a félreakciókat összeadjuk, mindegyiket megszorozzuk egy együtthatóval, amely kiegyenlíti az oxidálószer és a redukálószer töltésének változását.
A félreakciós módszer pontosabban tükrözi az anyagok valódi változásait a redoxreakciók folyamatában, és megkönnyíti ezen folyamatok egyenleteinek megfogalmazását ion-molekuláris formában.
Amennyiben ugyanabból reagensek a közeg jellegétől függően (savas, lúgos, semleges) különböző termékek nyerhetők, az ilyen reakciókhoz az ionos sémában az oxidálószer és redukálószer funkciót ellátó részecskék mellett a reakciót jellemző részecske a közeg (vagyis egy H + ion vagy egy OH ion - vagy egy H 2 O molekula).
5. példa A félreakciós módszerrel rendezze el az együtthatókat a reakcióban:
KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Megoldás. A reakciót ionos formában írjuk le, mivel a víz kivételével minden anyag ionokká disszociál:
MnO 4 - + NO 2 - + 2H + ® Mn 2+ + NO 3 - + H 2 O
(A K + és SO 4 2 - változatlanok maradnak, ezért nem szerepelnek az ionos sémában). Az iondiagramból látható, hogy az oxidálószer permanganát ion(MnO 4 -) Mn 2+ -ionná alakul, és négy oxigénatom szabadul fel.
Savas környezetben az oxidálószer által felszabaduló minden oxigénatom a 2H +-hoz kötődik és vízmolekulát képez.
ez azt jelenti: MnO 4- + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2O.
A termékek és a reagensek töltéseiben találjuk a különbséget: Dq = +2-7 = -5 (a "-" jel azt jelzi, hogy a redukciós folyamat zajlik, és az 5 a reagensekhez kapcsolódik). A második folyamat esetében az NO 2 - átalakítása NO 3 -dá, a hiányzó oxigén a vízből érkezik a redukálószerbe, és ennek eredményeként feleslegben lévő H + ionok képződnek, míg a reagensek 2-t veszítenek :
NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + .
Így kapjuk:
2 | MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O (redukció),
5 | NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + (oxidáció).
Az első egyenlet feltételeit megszorozzuk 2-vel, a másodikat pedig 5-tel, és összeadjuk őket, megkapjuk a reakció ion-molekuláris egyenletét:
2MnO 4- + 16H+ + 5NO 2- + 5H 2O \u003d 2Mn 2+ + 8H 2O + 5NO 3 - + 10H+.
Miután az egyenlet bal és jobb oldalán azonos részecskéket töröltünk, végül megkapjuk az ion-molekula egyenletet:
2MnO 4 - + 5NO 2 - + 6H + = 2Mn 2+ + 5NO 3 - + 3H 2 O.
Az ionos egyenlet szerint molekuláris egyenletet állítunk össze:
2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2 MnSO 4 + 5 KNO 3 + K 2 SO 4 + 3 H 2 O.
Lúgos és semleges környezetben a következő szabályok szerint járhat el: lúgos és semleges környezetben az oxidálószer által kibocsátott minden oxigénatom egy molekula vízzel egyesül, két hidroxidiont (2OH -) képezve, és mindegyik hiányzó a redukálószerbe kerül. 2 OH - ion egy molekula víz képződésével lúgos környezetben, semlegesben pedig vízből származik 2 H + ion felszabadulásával.
Ha részt vesz a redox reakciókban hidrogén-peroxid(H 2 O 2), figyelembe kell venni a H 2 O 2 szerepét egy adott reakcióban. A H 2 O 2-ben az oxigén közbenső oxidációs állapotban van (-1), ezért a hidrogén-peroxid a redox reakciókban redox kettősséget mutat. Azokban az esetekben, amikor a H 2 O 2 az oxidálószer, a félreakciók a következő formájúak:
H 2O 2 + 2H + + 2? ® 2H 2O (savas közeg);
H 2 O 2 +2? ® 2OH - (semleges és lúgos környezet).
Ha a hidrogén-peroxid az redukálószer:
H 2 O 2 - 2? ® O 2 + 2H+ (savas közeg);
H 2 O 2 + 2OH - - 2? ® O 2 + 2H 2 O (lúgos és semleges).
6. példa A reakciót kiegyenlítjük: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Megoldás. A reakciót ionos formában írjuk fel:
I - + H 2 O 2 + 2H + ® I 2 + SO 4 2 - + H 2 O.
Félreakciókat állítunk elő, mivel ebben a reakcióban a H 2 O 2 oxidálószer, és a reakció savas környezetben megy végbe:
1 2I - - 2= I 2,
1 H 2 O 2 + 2H + + 2® 2H 2 O.
Végső egyenlet: 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.
A redox reakcióknak négy típusa van:
1 . Intermolekuláris redox reakciók, amelyek során a különböző anyagokat alkotó elemek atomjainak oxidációs állapota megváltozik. A 2-6. példákban tárgyalt reakciók ilyen típusúak.
2 . Intramolekuláris redox reakciók, amelyek során az oxidációs állapotot ugyanazon anyag különböző elemeinek atomjai változtatják meg. E mechanizmus szerint a vegyületek hőbomlási reakciói mennek végbe. Például a reakcióban
Pb(NO 3) 2 ® PbO + NO 2 + O 2
megváltoztatja a Pb(NO 3) 2 molekulán belül található nitrogén (N +5 ® N +4) és oxigénatom (O - 2 ® O 2 0) oxidációs állapotát.
3. Önoxidációs-öngyógyító reakciók(aránytalanság, diszmutáció). Ebben az esetben ugyanannak az elemnek az oxidációs állapota növekszik és csökken. Az aránytalanítási reakciók olyan vegyületekre vagy anyagok elemeire jellemzőek, amelyek az elem egyik köztes oxidációs állapotának felelnek meg.
7. példa A fenti módszerek mindegyikével kiegyenlítjük a reakciót:
Megoldás.
de) Az oxidációs állapotok egyensúlyának módszere.
Határozzuk meg a redox folyamatban részt vevő elemek oxidációs állapotát a reakció előtt és után:
K 2 MnO 4 + H 2 O ® KMnO 4 + MnO 2 + KOH.
Az oxidációs állapotok összehasonlításából az következik, hogy a mangán egyszerre vesz részt az oxidációs folyamatban, az oxidációs állapotot +6-ról +7-re növeli, és a redukciós folyamatban, csökkenti az oxidációs állapotot +6-ról +4,2 Mn +6 ® Mn + 7; Dw = 7-6 = +1 (oxidációs folyamat, redukálószer),
1 Mn +6® Mn +4; Dw = 4-6 = -2 (redukciós eljárás, oxidálószer).
Mivel ebben a reakcióban ugyanaz az anyag (K 2 MnO 4) működik oxidáló- és redukálószerként, az előtte lévő együtthatók összeadódnak. Felírjuk az egyenletet:
3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.
b) Félreakciók módszere.
A reakció semleges környezetben megy végbe. Ionos reakciósémát készítünk, figyelembe véve, hogy a H 2 O gyenge elektrolit, a MnO 2 pedig egy vízben rosszul oldódó oxid:
MnO 4 2 - + H 2 O ® MnO 4 - + ¯MnO 2 + OH - .
Felírjuk a félreakciókat:
2 MnO 4 2 - - ? ® MnO 4 - (oxidáció),
1 MnO 4 2 - + 2H 2O + 2? ® MnO 2 + 4OH - (visszanyerés).
Megszorozzuk az együtthatókkal, és összeadjuk mindkét félreakciót, így megkapjuk a teljes ionegyenletet:
3MnO 4 2 - + 2H 2 O \u003d 2MnO 4 - + MnO 2 + 4OH -.
Molekulaegyenlet: 3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.
Ebben az esetben a K 2 MnO 4 oxidálószer és redukálószer is.
4. Az intramolekuláris oxidációs-redukciós reakciók, amelyekben ugyanazon elem atomjainak oxidációs állapotai egybeesnek (vagyis az előzőekben leírtak fordítottja), folyamatok. aránytalanság ellen(váltás), például
NH 4 NO 2 ® N 2 + 2H 2 O.
1 2N - 3 - 6? ® N 2 0 (oxidációs folyamat, redukálószer),
1 2N +3 + 6?® N 2 0 (redukciós eljárás, oxidálószer).
A legnehezebbek azok redox reakciók, amelyek során nem egy, hanem két vagy több elem atomjai vagy ionjai egyidejűleg oxidálódnak vagy redukálódnak.
8. példa Egyenlítse ki a reakciót a fenti módszerekkel:
3 -2 +5 +5 +6 +2
Mint 2 S 3 + HNO 3 ® H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO.
Mielőtt példákat mondanánk a redoxreakciókra egy megoldással, emeljük ki az ezekhez az átalakulásokhoz kapcsolódó főbb definíciókat.
Azokat az atomokat vagy ionokat, amelyek a kölcsönhatás során csökkenéssel megváltoztatják oxidációs állapotukat (elektronokat fogadnak el), oxidálószereknek nevezzük. Az ilyen tulajdonságokkal rendelkező anyagok közül az erős szervetlen savak említhetők: kénsav, sósav, salétromsav.
Oxidálószer
Az alkálifém-permanganátok és -kromátok szintén erős oxidálószerek.
Az oxidálószer a reakció során felveszi azt, amire szüksége van az energiaszint teljesítéséhez (a kész konfiguráció kialakításához).
Redukáló szer
Bármely redox reakcióvázlat magában foglalja a redukálószer azonosítását. Olyan ionokat vagy semleges atomokat tartalmaz, amelyek a kölcsönhatás során növelhetik az oxidációs állapotot (elektronokat adnak más atomoknak).
A fématomok tipikus redukálószerekként említhetők.
Folyamat az OVR-ben
Mire jellemző még a kiindulási anyagok oxidációs állapotának változása.
Az oxidáció magában foglalja a negatív részecskék kibocsátásának folyamatát. A helyreállítás azt jelenti, hogy más atomoktól (ionoktól) veszik át őket.
Elemző algoritmus
Az oldattal végzett redoxreakciókra példákat kínálnak különböző referenciaanyagok, amelyek célja a középiskolás diákok felkészítése a kémia érettségire.
Annak érdekében, hogy sikeresen megbirkózzon az OGE-ben javasolt és USE hozzárendeléseket, fontos ismerni a redox folyamatok összeállítására és elemzésére szolgáló algoritmust.
- Mindenekelőtt a rendszerben javasolt anyagok összes elemének töltési értékét rögzítik.
- A reakció bal oldaláról atomok (ionok) íródnak ki, amelyek a kölcsönhatás során indikátorokat váltottak.
- Az oxidációs fok növekedésével a "-" jelet használják, és a "+" csökkenésével.
- Az adott és a kapott elektronok között meghatározzuk a legkisebb közös többszöröst (azt a számot, amellyel maradék nélkül elosztjuk).
- Amikor az LCM-et elektronokra osztjuk, sztereokémiai együtthatókat kapunk.
- Az egyenletben a képletek elé helyezzük őket.
Az első példa az OGE-től
A kilencedik osztályban nem minden diák tudja, hogyan kell megoldani a redox reakciókat. Ezért sok hibát követnek el, nem kapnak magas pontszámot az OGE-ért. A műveletek algoritmusa fent található, most próbáljuk meg kidolgozni konkrét példák.
A főiskolai végzettségűek számára kiadott, javasolt reakcióban az együtthatók elhelyezésére vonatkozó feladatok sajátossága, hogy az egyenlet bal és jobb része is adott.
Ez nagyban leegyszerűsíti a feladatot, mivel nincs szükség interakciós termékek önálló feltalálására, a hiányzó kiindulási anyagok kiválasztására.
Például javasolt az elektronikus mérleg használata az együtthatók azonosítására a reakcióban:
Első pillantásra ez a reakció nem igényel sztereokémiai együtthatókat. De ahhoz, hogy megerősítsük álláspontját, minden elemnek töltésszámmal kell rendelkeznie.
A bináris vegyületekben, amelyek magukban foglalják a réz-oxidot (2) és a vas-oxidot (2), az oxidációs állapotok összege nulla, mivel oxigénnél -2, réznél és vasnál ez a mutató +2. Az egyszerű anyagok nem adnak (nem fogadnak el) elektronokat, ezért az oxidációs állapot nulla értéke jellemzi őket.
Készítsünk elektronikus mérleget, a „+” és „-” jellel az elektronok kölcsönhatása során kapott és adott számot.
Fe 0 -2e \u003d Fe 2+.
Mivel a kölcsönhatás során kapott és leadott elektronok száma azonos, nincs értelme a legkisebb közös többszöröst megtalálni, meghatározni a sztereokémiai együtthatókat, és belehelyezni a javasolt kölcsönhatási sémába.
A feladat maximális pontszámának elérése érdekében nemcsak az oldattal való redoxreakciók példáit kell felírni, hanem külön ki kell írni az oxidálószer (CuO) és a redukálószer (Fe) képletét is.
A második példa az OGE-vel
Mondjunk még példákat redoxreakciókra egy olyan megoldással, amellyel a kémiát záróvizsgáként választó kilencedikesek találkozhatnak.
Tegyük fel, hogy javasolt az együtthatók elrendezése az egyenletben:
Na+HCl=NaCl+H2.
A feladattal való megbirkózás érdekében először is fontos meghatározni az egyes egyszerű és összetett anyagok oxidációs állapotának mutatóit. A nátrium és a hidrogén esetében ezek nullával egyenlőek, mivel egyszerű anyagok.
A sósavban a hidrogén pozitív, a klór negatív oxidációs állapotú. Az együtthatók elhelyezése után megkapjuk a reakciót az együtthatókkal.
A vizsga első része
Hogyan lehet kiegészíteni a redox reakciókat? A USE-ban (11. fokozat) található megoldási példák közé tartozik a hézagok hozzáadása, valamint az együtthatók elhelyezése.
Például ki kell egészítenie a reakciót egy elektronikus mérleggel:
H 2 S+ HMnO 4 = S+ MnO 2 +…
Határozza meg a redukálószert és az oxidálószert a javasolt sémában.
Hogyan tanuljunk meg redox reakciókat összeállítani? A minta egy meghatározott algoritmus használatát feltételezi.
Először is, minden anyagnál, amelyet a probléma állapota ad meg, be kell állítani az oxidációs állapotokat.
Ezután elemeznie kell, melyik anyag válhat ismeretlen termékké ebben a folyamatban. Mivel itt van jelen egy oxidálószer (a mangán játssza a szerepét), egy redukálószer (ez a kén), ezért a kívánt termékben az oxidációs állapot nem változik, ezért vízről van szó.
A redoxreakciók helyes megoldásáról vitatkozva megjegyezzük, hogy a következő lépés az elektronikus arány elkészítése lesz:
Mn +7 értéke 3 e= Mn +4;
S -2 értéke 2e= S 0.
A mangán kation redukálószer, míg a kén anion tipikus oxidálószer. Mivel a kapott és adott elektronok legkisebb többszöröse 6 lesz, így az együtthatókat kapjuk: 2, 3.
Az utolsó lépés az együtthatók beállítása az eredeti egyenletben.
3H2S+2HMnO4=3S+2MnO2+4H2O.
Az OVR második mintája a vizsgán
Hogyan írjunk helyesen redox reakciókat? A megoldást tartalmazó példák segítenek a műveletek algoritmusának kidolgozásában.
A reakció hiányosságainak pótlására az elektronikus mérleg módszerét javasoljuk:
PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…
Minden elem oxidációs állapotát rendezzük. Ebben a folyamatban az oxidáló tulajdonságok a készítmény részét képező mangánban nyilvánulnak meg, és a redukálószernek foszfornak kell lennie, oxidációs állapotát foszforsavban pozitívra változtatva.
A feltett feltételezés szerint megkapjuk a reakciósémát, majd összeállítjuk az elektronikus mérleg egyenletét.
P -3 8 e-t ad, és P +5-re változik;
Mn +7 veszi a 3e-t, megy Mn +4-re.
Az LCM 24 lesz, tehát a foszfor sztereometrikus együtthatója 3, a mangáné pedig -8.
Betesszük az együtthatókat a kapott folyamatba, így kapjuk:
3 PH 3 + 8 HMnO 4 = 8 MnO 2 + 4H 2 O+ 3 H 3 PO 4.
A harmadik példa a vizsgáról
Az elektron-ion egyensúly segítségével reakciót kell összeállítani, meg kell adni a redukálószert és az oxidálószert.
KMnO 4 + MnSO 4 +…= MnO 2 +…+ H2SO 4.
Az algoritmus szerint minden elemhez oxidációs állapotot helyezünk el. Ezután meghatározzuk azokat az anyagokat, amelyek kimaradnak a folyamat jobb és bal oldalán. Itt egy redukálószert és egy oxidálószert adunk meg, így az oxidációs állapotok nem változnak a kihagyott vegyületekben. Az elveszett termék víz, a kiindulási vegyület pedig kálium-szulfát lesz. Megkapjuk a reakciósémát, amelyhez elektronikus mérleget készítünk.
Mn +2 -2 e= Mn +4 3 redukálószer;
Mn +7 +3e= Mn +4 2 oxidálószer.
Az együtthatókat az egyenletbe írjuk, összeadva a folyamat jobb oldalán található mangánatomokat, mivel az az aránytalanítási folyamathoz tartozik.
2KMnO 4 + 3 MnSO 4 + 2H 2 O \u003d 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4.
Következtetés
A redoxreakciók különösen fontosak az élő szervezetek működése szempontjából. Az OVR példái a rothadás, az erjedés, az idegi aktivitás, a légzés és az anyagcsere folyamatai.
Az oxidáció és a redukció a kohászati és a vegyiparban releváns, az ilyen eljárásoknak köszönhetően a fémek vegyületeikből kinyerhetők, kémiai korróziótól védettek és feldolgozhatók.
A redox folyamat felállításához szervesen vagy egy bizonyos műveleti algoritmusra van szükség. Először a javasolt sémában az oxidációs állapotokat rendezik, majd meghatározzák azokat az elemeket, amelyek növelték (csökkentették) az indikátort, és rögzítik az elektronikus egyensúlyt.
Ha követi a fent javasolt műveletsort, könnyen megbirkózik a tesztekben felkínált feladatokkal.
Az együtthatók elhelyezése az elektronikus mérleg módszere mellett félreakciók összeállításával is lehetséges.
