Užduočių knyga apie bendrąją ir neorganinę chemiją
2.2. Redokso reakcijos
Matyti užduotys >>>Teorinė dalis
Redokso reakcijos apima cheminės reakcijos, kuriuos lydi elementų oksidacijos būsenų pasikeitimas. Tokių reakcijų lygtyse koeficientų parinkimas atliekamas sudarant elektroninis balansas. Koeficientų atrankos metodas naudojant elektroninį balansą susideda iš šių žingsnių:
a) surašykite reagentų ir produktų formules, tada suraskite elementus, kurie padidina ir mažina jų oksidacijos būsenas, ir išrašykite juos atskirai:
MnCO 3 + KClO 3 ® MnO2+ KCl + CO2
Cl V¼ = Cl - aš
MnII¼ = MnIV
b) sudaryti redukcijos ir oksidacijos pusinių reakcijų lygtis, laikydamiesi atomų skaičiaus ir krūvio išsaugojimo dėsnių kiekvienoje pusinėje reakcijoje:
pusiau reakcija atsigavimas Cl V + 6 e - = Cl - aš
pusiau reakcija oksidacija MnII- 2 e - = MnIV
c) parinkite papildomus pusinės reakcijos lygties veiksnius, kad būtų įvykdytas visos reakcijos, kurios redukcijos pusinės reakcijos metu gautų elektronų skaičius yra lygus elektronų skaičiui, paaukotų Oksidacijos pusinė reakcija:
Cl V + 6 e - = Cl - aš 1
MnII- 2 e - = Mn IV 3
d) reakcijos schemoje surašykite (pagal rastus veiksnius) stechiometrinius koeficientus (koeficientas 1 praleistas):
3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MNO 2 + KCl+CO2
d) išlyginti atomų skaičių tų elementų, kurie reakcijos eigoje nekeičia savo oksidacijos būsenos (jei tokių elementų yra du, tai užtenka vieno iš jų atomų skaičių išlyginti, o antrojo patikrinti ). Gaukite cheminės reakcijos lygtį:
3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MNO 2 + KCl+ 3CO2
3 pavyzdys. Sutalpinti koeficientus redokso lygtyje
Fe 2 O 3 + CO ® Fe + CO2
Sprendimas
Fe 2 O 3 + 3 CO \u003d 2 Fe + 3 CO 2
Fe III + 3 e - = Fe 0 2
C II - 2 e - = C IV 3
Vienu metu oksiduojant (arba redukuojant) dviejų vienos medžiagos elementų atomus, apskaičiuojamas vienas šios medžiagos formulės vienetas.
4 pavyzdys Sutalpinti koeficientus redokso lygtyje
Fe (S ) 2 + O 2 = Fe 2 O 3 + SO 2
Sprendimas
4 Fe (S ) 2 + 11 O 2 = 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2
FeII- e - = Fe III
- 11 e - 4
2S - aš - 10 e - = 2SIV
O 2 0 + 4 e - = 2O - II + 4 e - 11
3 ir 4 pavyzdžiuose oksidatoriaus ir redukcijos agento funkcijos yra paskirstytos skirtingoms medžiagoms, Fe 2 O 3 ir O 2 - oksiduojančios medžiagos, CO ir Fe(S)2 - reduktorius; tokios reakcijos yra tarpmolekulinės redokso reakcijos.
Kada intramolekulinis oksidacija-redukcija, kai toje pačioje medžiagoje oksiduojasi vieno elemento atomai, o redukuojasi kito elemento atomai, skaičiuojama pagal vieną medžiagos formulės vienetą.
5 pavyzdys Raskite redokso reakcijos lygties koeficientus
(NH 4) 2 CrO 4 ® Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O + NH 3
Sprendimas
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
Dėl reakcijų dismutacijos (neproporcingumas, autoksidacija- savaiminis išgydymas), kuriame oksiduojasi ir redukuojasi to paties elemento atomai reagente, dešinėje lygties pusėje pirmiausia įrašomi papildomi faktoriai, o tada randamas reagento koeficientas.
6 pavyzdys. Sutalpinti koeficientus dismutacijos reakcijos lygtyje
H2O2 ® H 2 O + O 2
Sprendimas
2 H 2 O 2 \u003d 2 H 2 O + O 2
O - aš + e - =O - II 2
2O - aš - 2 e - = O 2 0 1
Komutacijos reakcijai ( sinproporcija), kuriame skirtingų reagentų to paties elemento atomai dėl jų oksidacijos ir redukcijos įgauna tą pačią oksidacijos būseną, papildomi veiksniai pirmiausia pateikiami kairėje lygties pusėje.
7 pavyzdys Komutavimo reakcijos lygtyje pasirinkite koeficientus:
H 2 S + SO 2 \u003d S + H 2 O
Sprendimas
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
Redokso reakcijų, vykstančių vandeniniame tirpale dalyvaujant jonams, lygčių koeficientams parinkti naudojamas metodas. elektronų-jonų balansas. Koeficientų atrankos metodas naudojant elektronų jonų balansą susideda iš šių žingsnių:
a) užrašykite šios redokso reakcijos reagentų formules
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + H 2 S
ir nustatyti kiekvieno iš jų cheminę funkciją (čia K2Cr2O7 - oksidatorius, H2SO4 - rūgštinės reakcijos terpė, H2S - reduktorius);
b) užsirašykite (kitoje eilutėje) joninių reagentų formules, nurodydami tik tuos jonus (stipriems elektrolitams), molekules (silpniems elektrolitams ir dujoms) ir formulės vienetus (kietoms medžiagoms), kurie dalyvaus reakcija kaip oksidatorius ( Cr2O72 - ), aplinka ( H+- tiksliau, oksonio katijonas H3O+ ) ir reduktorius ( H2S):
Cr2O72 - + H + + H 2 S
c) nustatyti redukuotą oksidatoriaus formulę ir reduktorių oksiduotą formą, kuri turi būti žinoma arba nurodyta (pavyzdžiui, čia dichromato jonas praeina chromo katijonus ( III) ir vandenilio sulfidas - į sierą); šie duomenys užrašomi kitose dviejose eilutėse, sudaromos redukcijos ir oksidacijos pusreakcijų elektronų jonų lygtys, pusinės reakcijos lygtims parenkami papildomi faktoriai:
pusiau reakcija Cr 2 O 7 2 redukcija - + 14 H + + 6 e - \u003d 2 Cr 3+ + 7 H 2 O 1
pusiau reakcija H 2 S oksidacija - 2 e - = S(t) + 2H + 3
d) susumavus pusinių reakcijų lygtis, jos sudaro šios reakcijos joninę lygtį, t.y. b papildymo įrašas:
Cr2O72 - + 8 H + + 3 H 2 S = 2 Cr 3+ + 7 H 2 O + 3 S ( T )
d) remdamiesi jonine lygtimi sudaro šios reakcijos molekulinę lygtį, t.y. papildyti a įrašą, o katijonų ir anijonų formulės, kurių nėra joninėje lygtyje, sugrupuojamos į papildomų produktų formules ( 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) patikrinkite pasirinktus koeficientus pagal elementų atomų skaičių kairėje ir dešinėje lygties dalyse (dažniausiai pakanka patikrinti deguonies atomų skaičių).
oksiduotasIr atkurta Oksidatorių ir reduktorių formos dažnai skiriasi deguonies kiekiu (plg Cr2O72 - ir Cr3+ ). Todėl sudarant pusinės reakcijos lygtis naudojant elektronų-jonų balanso metodą, jos apima H + / H 2 O poras (rūgščiai aplinkai) ir OH. - / H 2 O (šarminei aplinkai). Jei pereinant iš vienos formos į kitą, pradinė forma (dažniausiai - oksiduoti) praranda oksido jonus (parodyta toliau laužtiniuose skliaustuose), tada pastarieji, kadangi jie neegzistuoja laisvoje formoje, turi būti derinami su vandenilio katijonais rūgščioje aplinkoje ir šarminėje aplinkoje. - su vandens molekulėmis, dėl ko susidaro vandens molekulės (rūgščioje aplinkoje) ir hidroksido jonai (šarminėje aplinkoje)):
rūgštinė aplinka[ O2 - ] + 2 H + = H 2 O
šarminė aplinka [ O 2 - ] + H 2 O \u003d 2 OH -
Pradinės formos oksido jonų trūkumas (dažniau- sumažintas), palyginti su galutine forma, kompensuojamas pridedant vandens molekulių (rūgščioje terpėje) arba hidroksido jonus (šarminėje terpėje):
rūgštinė aplinka H 2 O \u003d [ O 2 - ] + 2 H +
šarminė aplinka2 OH - = [ O 2 - ] + H2O
8 pavyzdys Redokso reakcijos lygtyje pasirinkite koeficientus naudodami elektronų jonų balanso metodą:
® MnSO 4 + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼
Sprendimas
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 pavyzdys. Redokso reakcijos lygtyje pasirinkite koeficientus naudodami elektronų jonų balanso metodą:
Na 2 SO 3 + KOH + KMnO 4 ® Na 2 SO 4 + H 2 O + K 2 MnO 4
Sprendimas
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
Jei permanganato jonas naudojamas kaip oksidatorius silpnai rūgščioje aplinkoje, tada redukcijos pusinės reakcijos lygtis yra tokia:
MnO4 - + 4 H + + 3 e - = MnO 2 ( m) + 2 H2O
o jei silpnai šarminėje terpėje, tai
MNO 4 - + 2 H 2 O + 3 e - = MnO 2 ( m) + 4 OH -
Dažnai silpnai rūgštinė ir silpnai šarminė terpė sąlyginai vadinama neutralia, o į pusinės reakcijos lygtis kairėje įvedamos tik vandens molekulės. Šiuo atveju, sudarant lygtį, reikėtų (parinkus papildomus veiksnius) parašyti papildomą lygtį, kuri atspindi vandens susidarymą iš H + ir OH jonų. - .
10 pavyzdys. Lygtyje pasirinkite reakcijos, vykstančios neutralioje terpėje, koeficientus:
KMnO 4 + H 2 O + Na 2 SO 3 ® Mn APIE 2( t) + Na 2 SO 4 ¼
Sprendimas
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 -
Taigi, jei 10 pavyzdžio reakcija atliekama tiesiog nusausinant vandeninius kalio permanganato ir natrio sulfito tirpalus, tada ji vyksta sąlyginai neutralioje (ir iš tikrųjų šiek tiek šarminėje) aplinkoje, nes susidaro kalio hidroksidas. Jei kalio permanganato tirpalas šiek tiek parūgštinamas, reakcija vyks silpnai rūgščioje (sąlygiškai neutralioje) terpėje.
11 pavyzdys. Lygtyje pasirinkite reakcijos, vykstančios silpnai rūgščioje aplinkoje, koeficientus:
KMnO 4 + H 2 SO 4 + Na 2 SO 3 ® Mn APIE 2( t) + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼
Sprendimas
2KMnO 4 + H 2 SO 4 + 3Na 2 SO 3 \u003d 2Mn 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 H 2 O2
SO 3 2 - + H2O - 2 e - = SO 4 2 - + 2 H + 3
Oksidatorių ir reduktorių egzistavimo formos prieš ir po reakcijos, t.y. vadinamos jų oksiduotos ir redukuotos formos redokso poros. Taigi iš cheminės praktikos žinoma (ir tai reikia atsiminti), kad permanganato jonas rūgštinėje terpėje sudaro mangano katijoną ( II ) (pora MNO 4 - + H + / Mn 2+ + H2O ), silpnai šarminėje terpėje- mangano (IV) oksidas (pora MNO 4 - +H+ ¤ Mn O 2 (t) + H 2 O arba MNO 4 - + H 2 O = Mn O 2(t) + OH - ). Nustatoma oksiduotų ir redukuotų formų sudėtis, todėl cheminės savybėsšio elemento esant įvairioms oksidacijos būsenoms, t.y. nevienodas konkrečių formų stabilumas įvairiose vandeninio tirpalo terpėse. Visos šiame skyriuje naudojamos redokso poros pateiktos 2.15 ir 2.16 uždaviniuose.
18. Redokso reakcijos (tęsinys 1)
18.5. OVR vandenilio peroksidas
Vandenilio peroksido H 2 O 2 molekulėse deguonies atomai yra –I oksidacijos būsenoje. Tai yra tarpinė ir ne pati stabiliausia šio elemento atomų oksidacijos būsena, todėl vandenilio peroksidas pasižymi ir oksiduojančiomis, ir redukuojančiomis savybėmis.
Šios medžiagos redoksinis aktyvumas priklauso nuo koncentracijos. Dažniausiai naudojamuose tirpaluose, kurių masės dalis yra 20%, vandenilio peroksidas yra gana stiprus oksidatorius, atskiestuose tirpaluose jo oksidacinis aktyvumas mažėja. Vandenilio peroksido redukuojančios savybės yra mažiau būdingos nei oksiduojančios, be to, priklauso nuo koncentracijos.
Vandenilio peroksidas yra labai silpna rūgštis (žr. 13 priedą), todėl stipriai šarminiuose tirpaluose jo molekulės virsta hidroperoksido jonais.
Priklausomai nuo terpės reakcijos ir nuo to, ar šioje reakcijoje oksidatorius ar reduktorius yra vandenilio peroksidas, redokso sąveikos produktai bus skirtingi. Visų šių atvejų pusinės reakcijos lygtys pateiktos 1 lentelėje.
1 lentelė
H 2 O 2 redokso pusinių reakcijų tirpaluose lygtys
Aplinkos reakcija |
H 2 O 2 oksidatorius |
H 2 O 2 reduktorius |
| Rūgštis | ||
| Neutralus | H 2 O 2 + 2e - \u003d 2OH | H 2 O 2 + 2H 2 O - 2e - \u003d O 2 + 2H 3 O |
| šarminis | HO 2 + H 2 O + 2e - \u003d 3OH |
Panagrinėkime OVR, susijusio su vandenilio peroksidu, pavyzdžius.
1 pavyzdys. Parašykite lygtį reakcijai, kuri įvyksta, kai į vandenilio peroksido tirpalą, parūgštintą sieros rūgštimi, įpilama kalio jodido tirpalo.
| 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 pavyzdys. Parašykite kalio permanganato ir vandenilio peroksido reakcijos lygtį vandeninis tirpalas parūgštinta sieros rūgštimi.
| 2 | MnO 4 + 8H 3 O + 5e - \u003d Mn 2 + 12H 2 O |
| 5 | H 2 O 2 + 2H 2 O - 2e - \u003d O 2 + 2H 3 O |
2MnO4 + 6H3O+ + 5H2O2 = 2Mn2 + 14H2O + 5O2
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2O2 = 2MnSO4 + 8H2O + 5O2 + K2SO4
3 pavyzdys Parašykite vandenilio peroksido ir natrio jodido reakcijos tirpale, dalyvaujant natrio hidroksidui, lygtį.
| 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
Neatsižvelgiant į neutralizacijos reakciją tarp natrio hidroksido ir vandenilio peroksido, ši lygtis dažnai rašoma taip:
3H 2 O 2 + NaI \u003d 3H 2 O + NaIO 3 (esant NaOH)
Ta pati lygtis bus gauta, jei į hidroperoksido jonų susidarymą nebus atsižvelgta iš karto (balanso sudarymo etape).
4 pavyzdys. Parašykite reakcijos, kuri vyksta, kai į vandenilio peroksido tirpalą, esant kalio hidroksidui, pridedama švino dioksido, lygtį.
Švino dioksidas PbO 2 yra labai stiprus oksidatorius, ypač rūgščioje aplinkoje. Atsigavęs tokiomis sąlygomis, susidaro Pb 2 jonai. Šarminėje aplinkoje, redukuojant PbO 2, susidaro jonai.
| 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
Neatsižvelgiant į hidroperoksido jonų susidarymą, lygtis parašyta taip:
PbO 2 + H 2 O 2 + OH = + O 2 + 2H 2 O
Jei pagal priskyrimo sąlygą pridėtas vandenilio peroksido tirpalas buvo šarminis, tada molekulinė lygtis turi būti parašyta taip:
PbO 2 + H 2 O + KHO 2 \u003d K + O 2
Jei į reakcijos mišinys kuriame yra šarmo, pridedamas neutralus vandenilio peroksido tirpalas, tada molekulinę lygtį galima parašyti neatsižvelgiant į kalio hidroperoksido susidarymą:
PbO 2 + KOH + H 2 O 2 \u003d K + O 2
18.6. OVR dismutacijos ir intramolekulinis OVR
Tarp redokso reakcijų yra dismutacijos reakcijos (disproporcingumas, savaiminė oksidacija-savaiminis gijimas).
Jums žinomos dismutacijos reakcijos pavyzdys yra chloro reakcija su vandeniu:
Cl 2 + H 2 O HCl + HClO
Šioje reakcijoje pusė chloro (0) atomų oksiduojasi iki +I oksidacijos būsenos, o kita pusė redukuojama iki –I oksidacijos būsenos:
Naudokime elektronų jonų balanso metodą, kad sudarytume lygtį panašiai reakcijai, kuri įvyksta, kai chloras praleidžiamas per šaltą šarmo tirpalą, pavyzdžiui, 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
Visi šios lygties koeficientai turi bendrą daliklį, taigi:
Cl 2 + 2OH \u003d Cl + ClO + H 2 O
Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O
Chloro dismutacija karštame tirpale vyksta šiek tiek kitaip:
| 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
Didelę praktinę reikšmę turi azoto dioksido dismutacija jam reaguojant su vandeniu ( bet) ir šarminiais tirpalais ( b):
| bet) | 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 |
||||
Dismutacijos reakcijos vyksta ne tik tirpaluose, bet ir kaitinant kietas medžiagas, pavyzdžiui, kalio chloratą:
4KClO 3 \u003d KCl + 3KClO 4
Būdingas ir labai efektyvus intramolekulinio OVR pavyzdys yra amonio dichromato (NH 4) 2 Cr 2 O 7 terminio skilimo reakcija. Šioje medžiagoje azoto atomai yra žemiausioje oksidacijos būsenoje (–III), o chromo atomai – aukščiausioje (+VI). Kambario temperatūroje šis junginys yra gana stabilus, tačiau kaitinant greitai suyra. Šiuo atveju chromas (VI) virsta chromu (III), stabiliausia chromo būsena, o azotas (–III) virsta azotu (0), taip pat stabiliausia būsena. Atsižvelgiant į atomų skaičių elektroninės balanso lygties formulės vienete:
| 2Cr + VI + 6e – = 2Cr + III | |
| 2N -III - 6e - \u003d N 2, |
ir pati reakcijos lygtis:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.
Kitas svarbus intramolekulinio OVR pavyzdys yra terminis kalio perchlorato KClO 4 skilimas. Šioje reakcijoje chloras (VII), kaip visada, veikdamas kaip oksidatorius, virsta chloru (–I), oksiduodamas deguonį (–II) į paprastą medžiagą:
| 1 | Cl + VII + 8e – = Cl –I | |
| 2 | 2O -II - 4e - \u003d O 2 |
taigi ir reakcijos lygtis
KClO 4 \u003d KCl + 2O 2
Panašiai suyra ir kalio chloratas KClO 3 kaitinant, jei skaidymas atliekamas esant katalizatoriui (MnO 2): 2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2
Jei katalizatoriaus nėra, vyksta dismutacijos reakcija.
Intramolekulinių OVR grupei taip pat priklauso terminio nitratų skilimo reakcijos.
Paprastai procesai, vykstantys kaitinant nitratus, yra gana sudėtingi, ypač kristalinių hidratų atveju. Jei kristaliniame hidrate vandens molekulės išsilaiko silpnai, tai silpnai kaitinant įvyksta nitrato dehidratacija [pavyzdžiui, LiNO 3 . 3H 2 O ir Ca(NO 3) 2 4H 2 O dehidratuojami iki LiNO 3 ir Ca(NO 3) 2 ], jei vanduo yra stipriau surištas [kaip, pavyzdžiui, Mg(NO 3) 2 . 6H2O ir Bi(NO3)3. 5H 2 O], tada vyksta savotiška „intramolekulinė hidrolizės“ reakcija, kai susidaro bazinės druskos – hidroksido nitratai, kurie toliau kaitinant gali virsti oksido nitratais ( ir (NO 3) 6 ), pastarieji daugiau. aukštos temperatūros suyra iki oksidų.
Bevandeniai nitratai, kaitinami, gali suirti į nitritus (jei tokių yra ir vis dar yra stabilūs tokioje temperatūroje), o nitritai – iki oksidų. Jei kaitinama iki pakankamai aukštos temperatūros arba atitinkamas oksidas yra nestabilus (Ag 2 O, HgO), tai metalas (Cu, Cd, Ag, Hg) taip pat gali būti terminio skilimo produktas.
Šiek tiek supaprastinta nitratų terminio skilimo schema parodyta fig. penkios.
Kaitinant tam tikrus nitratus (temperatūra nurodoma Celsijaus laipsniais), nuoseklių virsmų pavyzdžiai:
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;
Cu(NO3)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 .
Nepaisant vykstančių procesų sudėtingumo, atsakydami į klausimą, kas atsitinka, kai atitinkamas bevandenis nitratas yra „deginamas“ (tai yra 400–500 o C temperatūroje), dažniausiai vadovaujamasi šiomis itin supaprastintomis taisyklėmis:
1) aktyviausių metalų nitratai (įtampų eilėje - magnio kairėje) skyla į nitritus;
2) mažiau aktyvių metalų nitratai (įtampos eilėje – nuo magnio iki vario) skyla į oksidus;
3) mažiausiai aktyvių metalų nitratai (įtampos serijoje vario dešinėje) skyla į metalą.
Taikant šias taisykles reikia atsiminti, kad tokiomis sąlygomis
LiNO 3 skyla į oksidą,
Be (NO 3) 2 aukštesnėje temperatūroje skyla į oksidą,
iš Ni (NO 3) 2, be NiO, taip pat galima gauti Ni (NO 2) 2,
Mn(NO 3) 2 skyla į Mn 2 O 3,
Fe(NO 3) 2 skyla į Fe 2 O 3;
iš Hg (NO 3) 2, be gyvsidabrio, galima gauti ir jo oksido.
Apsvarstykite tipinius reakcijų, susijusių su šiais trimis tipais, pavyzdžius:
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. Redokso perjungimo reakcijos Šios reakcijos gali būti ir tarpmolekulinės, ir intramolekulinės. Pavyzdžiui, intramolekulinis OVR, atsirandantis terminio amonio nitrato ir nitrito skilimo metu, priklauso perjungimo reakcijoms, nes čia išlyginama azoto atomų oksidacijos būsena: NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2H 2 O (apie 200 o C) Aukštesnėje temperatūroje (250 - 300 o C) amonio salietra skyla į N 2 ir NO, o dar aukštesnėje temperatūroje (virš 300 o C) iki azoto ir deguonies, abiem atvejais susidaro vanduo. Tarpmolekulinės perjungimo reakcijos pavyzdys yra reakcija, kuri atsiranda, kai pilami karšti kalio nitrito ir amonio chlorido tirpalai: NH 4 + NO 2 \u003d N 2 + 2H 2 O NH 4 Cl + KNO 2 \u003d KCl + N 2 + 2H 2 O Jei panaši reakcija atliekama kaitinant kristalinio amonio sulfato ir kalcio nitrato mišinį, tada, priklausomai nuo sąlygų, reakcija gali vykti įvairiais būdais: (NH 4) 2 SO 4 + Ca(NO 3) 2 = 2N 2 O + 4H 2 O + CaSO 4 (t< 250 o C) Pirmoji ir trečioji iš šių reakcijų yra komutacinės reakcijos, antroji – sudėtingesnė reakcija, apimanti ir azoto atomų komutaciją, ir deguonies atomų oksidaciją. Kuri iš reakcijų vyks aukštesnėje nei 250 o C temperatūroje, priklauso nuo reagentų santykio. Perjungimo reakcijos, dėl kurių susidaro chloras, atsiranda, kai deguonies turinčių chloro rūgščių druskos yra apdorojamos druskos rūgštimi, pavyzdžiui: 6HCl + KClO 3 \u003d KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O Taip pat perjungimo reakcijos metu siera susidaro iš dujinio vandenilio sulfido ir sieros dioksido: 2H 2 S + SO 2 \u003d 3S + 2H 2 O OVR komutacijos yra gana daug ir įvairios – jos apima net kai kurias rūgščių-šarmų reakcijas, pavyzdžiui: NaH + H 2 O \u003d NaOH + H 2. Norint sudaryti OVR komutacijos lygtis, naudojamos ir elektronų-joninės, ir elektroninės balansai, priklausomai nuo to, ar tam tikra reakcija vyksta tirpale, ar ne. 18.8. Elektrolizė Studijuodamas IX skyrių susipažinote su įvairių medžiagų lydalų elektrolize. Kadangi tirpaluose yra ir judriųjų jonų, elektrolizuojami gali būti ir įvairių elektrolitų tirpalai. Tiek lydalo elektrolizėje, tiek tirpalų elektrolizėje dažniausiai naudojami elektrodai iš medžiagos, kuri nereaguoja (grafitas, platina ir kt.), tačiau kartais elektrolizė atliekama ir su „tirpiu“ anodu. „Tirpusis“ anodas naudojamas tais atvejais, kai reikia gauti elektrocheminį elemento, iš kurio gaminamas anodas, jungtį. Elektrolizės metu ji turi didelę reikšmę anodo ir katodo erdvės atskiriamos arba reakcijos metu susimaišo elektrolitas - reakcijos produktai šiais atvejais gali pasirodyti skirtingi. Apsvarstykite svarbiausius elektrolizės atvejus. 1. NaCl lydalo elektrolizė. Elektrodai inertiški (grafitas), anodo ir katodo erdvės atskirtos. Kaip jau žinote, šiuo atveju reakcijos vyksta ant katodo ir ant anodo: K: Na + e - = Na Taip užrašę ant elektrodų vykstančių reakcijų lygtis, gauname pusines reakcijas, su kuriomis galime veikti lygiai taip pat, kaip ir naudojant elektronų jonų balanso metodą:
Sudėjus šias pusinės reakcijos lygtis, gauname joninės elektrolizės lygtį 2Na + 2Cl 2Na + Cl2 ir tada molekulinė 2NaCl 2Na + Cl 2 Šiuo atveju katodo ir anodo erdvės turi būti atskirtos, kad reakcijos produktai nereaguotų vienas su kitu. Pramonėje ši reakcija naudojama metaliniam natriui gaminti. 2. K 2 CO 3 lydalo elektrolizė. Elektrodai yra inertiški (platinos). Katodo ir anodo erdvės yra atskirtos.
4K+ + 2CO 3 2 4K + 2CO 2 + O 2 3. Vandens (H 2 O) elektrolizė. Elektrodai yra inertiški.
4H 3 O + 4OH 2H 2 + O 2 + 6H 2 O 2H 2 O 2H 2 + O 2 Vanduo yra labai silpnas elektrolitas, jame labai mažai jonų, todėl gryno vandens elektrolizė vyksta itin lėtai. 4. CuCl 2 tirpalo elektrolizė. Grafito elektrodai. Sistemoje yra Cu 2 ir H 3 O katijonų, taip pat Cl ir OH anijonų. Cu 2 jonai yra stipresni oksidatoriai nei H 3 O jonai (žr. įtampų eilę), todėl vario jonai pirmiausia išsikraus katode, o tik tada, kai jų liks labai mažai, išsikraus oksonio jonai. . Dėl anijonų galite laikytis šios taisyklės: |
Užduotis numeris 1
Si + HNO 3 + HF → H 2 SiF 6 + NO + ...
N +5 + 3e → N +2 │4 redukcijos reakcija
Si 0 - 4e → Si +4 │3 oksidacijos reakcija
N +5 (HNO 3) - oksidatorius, Si - reduktorius
3Si + 4HNO 3 + 18HF → 3H 2 SiF 6 + 4NO + 8H 2 O
Užduotis numeris 2
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
B+ HNO 3 + HF → HBF 4 + NO 2 + …
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
N +5 + 1e → N +4 │3 redukcijos reakcija
B 0 -3e → B +3 │1 oksidacijos reakcija
N +5 (HNO 3) - oksidatorius, B 0 - reduktorius
B+ 3HNO 3 + 4HF → HBF 4 + 3NO 2 + 3H 2 O
Užduotis numeris 3
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
K 2 Cr 2 O 7 + HCl → Cl 2 + KCl + … + …
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
2Cl -1 -2e → Cl 2 0 │3 oksidacijos reakcija
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - oksidatorius, Cl -1 (HCl) - reduktorius
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O
Užduotis numeris 4
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
Cr 2 (SO 4) 3 + ... + NaOH → Na 2 CrO 4 + NaBr + ... + H 2 O
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
Br 2 0 + 2e → 2Br -1 │3 redukcijos reakcija
2Cr +3 - 6e → 2Cr +6 │1 oksidacijos reakcija
Br 2 - oksidatorius, Cr +3 (Cr 2 (SO 4) 3) - reduktorius
Cr 2 (SO 4) 3 + 3Br 2 + 16NaOH → 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 3Na 2 SO 4 + 8H 2 O
Užduotis numeris 5
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
K 2 Cr 2 O 7 + ... + H 2 SO 4 → l 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + ... + H 2 O
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 redukcijos reakcija
2I -1 -2e → l 2 0 │3 oksidacijos reakcija
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - oksidatorius, l -1 (Hl) - reduktorius
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
Užduotis numeris 6
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
H 2 S + HMnO 4 → S + MnO 2 + ...
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
3H2S + 2HMnO4 → 3S + 2MnO2 + 4H2O
Užduotis numeris 7
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
H 2 S + HClO 3 → S + HCl + ...
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
S -2 -2e → S 0 │3 oksidacijos reakcija
Mn +7 (HMnO 4) - oksidatorius, S -2 (H 2 S) - reduktorius
3H 2S + HClO 3 → 3S + HCl + 3H 2 O
Užduotis numeris 8
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
NO + HClO 4 + ... → HNO 3 + HCl
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
Cl +7 + 8e → Cl -1 │3 redukcijos reakcija
N +2 -3e → N +5 │8 oksidacijos reakcija
Cl +7 (HClO 4) - oksidatorius, N +2 (NO) - reduktorius
8NO + 3HClO4 + 4H 2O → 8HNO3 + 3HCl
Užduotis numeris 9
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4 → MnSO 4 + S + ... + ...
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
S -2 -2e → S 0 │5 oksidacijos reakcija
Mn +7 (KMnO 4) - oksidatorius, S -2 (H 2 S) - reduktorius
2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5S + K2SO4 + 8H2O
Užduotis numeris 10
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
KMnO 4 + KBr + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Br 2 + ... + ...
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 redukcijos reakcija
2Br -1 -2e → Br 2 0 │5 oksidacijos reakcija
Mn +7 (KMnO 4) - oksidatorius, Br -1 (KBr) - reduktorius
2KMnO4 + 10KBr + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5Br2 + 6K2SO4 + 8H2O
Užduotis numeris 11
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
PH 3 + HClO 3 → HCl + ...
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │4 redukcijos reakcija
Cl +5 (HClO 3) - oksidatorius, P -3 (H 3 PO 4) - reduktorius
3PH 3 + 4HClO 3 → 4HCl + 3H 3 PO 4
Užduotis numeris 12
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
PH 3 + HMnO 4 → MnO 2 + … + …
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │8 redukcijos reakcija
P -3 - 8e → P +5 │3 oksidacijos reakcija
Mn +7 (HMnO 4) - oksidatorius, P -3 (H 3 PO 4) - reduktorius
3PH3 + 8HMnO4 → 8MnO2 + 3H3PO4 + 4H2O
Užduotis numeris 13
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
NO + KClO + … → KNO 3 + KCl + …
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
Cl +1 + 2e → Cl -1 │3 redukcijos reakcija
N +2 − 3e → N +5 │2 oksidacijos reakcija
Cl +1 (KClO) - oksidatorius, N +2 (NO) - reduktorius
2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO 3 + 3KCl + H 2 O
Užduotis numeris 14
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
PH 3 + AgNO 3 + ... → Ag + ... + HNO 3
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
Ag +1 + 1e → Ag 0 │8 redukcijos reakcija
P -3 - 8e → P +5 │1 oksidacijos reakcija
Ag +1 (AgNO 3) - oksidatorius, P -3 (PH 3) - reduktorius
PH 3 + 8AgNO 3 + 4H 2 O → 8Ag + H 3 PO 4 + 8HNO 3
Užduotis numeris 15
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
KNO 2 + ... + H 2 SO 4 → I 2 + NO + ... + ...
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
N +3 + 1e → N +2 │ 2 redukcijos reakcija
2I -1 - 2e → I 2 0 │ 1 oksidacijos reakcija
N +3 (KNO 2) - oksidatorius, I -1 (HI) - reduktorius
2KNO 2 + 2HI + H 2 SO 4 → I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + 2H 2 O
Užduotis numeris 16
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
Na 2 SO 3 + Cl 2 + ... → Na 2 SO 4 + ...
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
Cl 2 0 + 2e → 2Cl -1 │1 redukcijos reakcija
Cl 2 0 - oksidatorius, S +4 (Na 2 SO 3) - reduktorius
Na 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O → Na 2 SO 4 + 2HCl
Užduotis numeris 17
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
KMnO 4 + MnSO 4 + H 2 O → MnO 2 + ... + ...
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 redukcijos reakcija
Mn +2 − 2e → Mn +4 │3 oksidacijos reakcija
Mn +7 (KMnO 4) - oksidatorius, Mn +2 (MnSO 4) - reduktorius
2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O → 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4
Užduotis numeris 18
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
KNO 2 + ... + H 2 O → MnO 2 + ... + KOH
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 redukcijos reakcija
N +3 − 2e → N +5 │3 oksidacijos reakcija
Mn +7 (KMnO 4) - oksidatorius, N +3 (KNO 2) - reduktorius
3KNO2 + 2KMnO4 + H2O → 2MnO2 + 3KNO3 + 2KOH
19 užduotis
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
Cr 2 O 3 + ... + KOH → KNO 2 + K 2 CrO 4 + ...
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
N +5 + 2e → N +3 │3 redukcijos reakcija
2Cr +3 − 6e → 2Cr +6 │1 oksidacijos reakcija
N +5 (KNO 3) - oksidatorius, Cr +3 (Cr 2 O 3) - reduktorius
Cr 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH → 3KNO 2 + 2K 2 CrO 4 + 2H 2 O
Užduotis numeris 20
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
I 2 + K 2 SO 3 + ... → K 2 SO 4 + ... + H 2 O
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
I 2 0 + 2e → 2I -1 │1 redukcijos reakcija
S +4 - 2e → S +6 │1 oksidacijos reakcija
I 2 - oksidatorius, S +4 (K 2 SO 3) - reduktorius
I 2 + K 2 SO 3 + 2KOH → K 2 SO 4 + 2KI + H 2 O
Užduotis numeris 21
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
KMnO 4 + NH 3 → MnO 2 +N 2 + ... + ...
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 redukcijos reakcija
2N -3 - 6e → N 2 0 │1 oksidacijos reakcija
Mn +7 (KMnO 4) - oksidatorius, N -3 (NH 3) - reduktorius
2KMnO4 + 2NH3 → 2MnO2 + N2 + 2KOH + 2H2O
22 užduotis
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
NO 2 + P 2 O 3 + ... → NO + K 2 HPO 4 + ...
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
N +4 + 2e → N +2 │2 redukcijos reakcija
2P +3 - 4e → 2P +5 │1 oksidacijos reakcija
N +4 (NO 2) - oksidatorius, P +3 (P 2 O 3) - reduktorius
2NO 2 + P 2 O 3 + 4KOH → 2NO + 2K 2 HPO 4 + H 2 O
23 užduotis
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
KI + H 2 SO 4 → I 2 + H 2 S + … + …
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
S +6 + 8e → S -2 │1 redukcijos reakcija
2I -1 - 2e → I 2 0 │4 oksidacijos reakcija
S +6 (H 2 SO 4) - oksidatorius, I -1 (KI) - reduktorius
8KI + 5H 2 SO 4 → 4I 2 + H 2 S + 4K 2 SO 4 + 4 H 2 O
24 užduotis
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
FeSO 4 + ... + H 2 SO 4 → ... + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 redukcijos reakcija
2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │5 oksidacijos reakcija
Mn +7 (KMnO 4) - oksidatorius, Fe +2 (FeSO 4) - reduktorius
10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 → 5Fe 2 (SO 4) 3 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
25 užduotis
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
Na 2 SO 3 + ... + KOH → K 2 MnO 4 + ... + H 2 O
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
Mn +7 + 1e → Mn +6 │2 redukcijos reakcija
S +4 − 2e → S +6 │1 oksidacijos reakcija
Mn +7 (KMnO 4) - oksidatorius, S +4 (Na 2 SO 3) - reduktorius
Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2KOH → 2K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O
26 užduotis
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
H 2 O 2 + ... + H 2 SO 4 → O 2 + MnSO 4 + ... + ...
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 redukcijos reakcija
2O -1 - 2e → O 2 0 │5 oksidacijos reakcija
Mn +7 (KMnO 4) - oksidatorius, O -1 (H 2 O 2) - reduktorius
5H 2 O 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
Užduotis numeris 27
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + ... + ...
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 redukcijos reakcija
S -2 - 2e → S 0 │3 oksidacijos reakcija
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - oksidatorius, S -2 (H 2 S) - reduktorius
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 užduotis
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
KMnO 4 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + ... + ...
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 redukcijos reakcija
2Cl -1 - 2e → Cl 2 0 │5 oksidacijos reakcija
Mn +7 (KMnO 4) - oksidatorius, Cl -1 (HCl) - reduktorius
2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H 2O
29 užduotis
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
CrCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + ... → CrCl 3 + ... + H 2 O
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 redukcijos reakcija
Cr +2 − 1e → Cr +3 │6 oksidacijos reakcija
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - oksidatorius, Cr +2 (CrCl 2) - reduktorius
6CrCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 8CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O
Užduotis numeris 30
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
K 2 CrO 4 + HCl → CrCl 3 + ... + ... + H 2 O
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
Cr +6 + 3e → Cr +3 │2 redukcijos reakcija
2Cl -1 - 2e → Cl 2 0 │3 oksidacijos reakcija
Cr +6 (K 2 CrO 4) - oksidatorius, Cl -1 (HCl) - reduktorius
2K 2 CrO 4 + 16HCl → 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 4KCl + 8H 2 O
Užduotis numeris 31
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
KI + ... + H 2 SO 4 → I 2 + MnSO 4 + ... + H 2 O
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 redukcijos reakcija
2l -1 − 2e → l 2 0 │5 oksidacijos reakcija
Mn +7 (KMnO 4) - oksidatorius, l -1 (Kl) - reduktorius
10KI + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5I2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O
32 užduotis
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
FeSO 4 + KClO 3 + KOH → K 2 FeO 4 + KCl + K 2 SO 4 + H 2 O
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │2 redukcijos reakcija
Fe +2 − 4e → Fe +6 │3 oksidacijos reakcija
3FeSO 4 + 2KClO 3 + 12KOH → 3K 2 FeO 4 + 2KCl + 3K 2 SO 4 + 6H 2 O
Užduotis numeris 33
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį:
FeSO 4 + KClO 3 + ... → Fe 2 (SO 4) 3 + ... + H 2 O
Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │1 redukcijos reakcija
2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │3 oksidacijos reakcija
Cl +5 (KClO 3) - oksidatorius, Fe +2 (FeSO 4) - reduktorius
6FeSO 4 + KClO 3 + 3H 2 SO 4 → 3Fe 2 (SO 4) 3 + KCl + 3H 2 O
Užduotis numeris 34
Naudodami elektronų balanso metodą, parašykite reakcijos lygtį.
Padidėjus oksidacijos laipsniui vyksta oksidacijos procesas, o pati medžiaga yra reduktorius. Kai oksidacijos būsena mažėja, vyksta redukcijos procesas, o pati medžiaga yra oksidatorius.
Aprašytas OVR išlyginimo metodas vadinamas „oksidacijos būsenos balanso metodu“.
Teigiama daugumoje chemijos vadovėlių ir plačiai naudojama praktikoje elektroninio balanso metodas išlyginimui galima naudoti OVR su įspėjimu, kad oksidacijos būsena nėra lygi krūviui.
2. Pusinių reakcijų metodas.
Tais atvejais, kai reakcija vyksta vandeniniame tirpale (lydelyje), sudarydamos lygtis, jos vyksta ne nuo atomų, sudarančių reagentus, oksidacijos būsenos pasikeitimo, o nuo realių dalelių krūvių pasikeitimo, t. , jie atsižvelgia į medžiagų egzistavimo tirpale formą (paprastas ar sudėtingas jonas, atomas ar netirpios ar silpnai disocijuotos medžiagos molekulė vandenyje).
Tokiu atveju Rengiant jonines redokso reakcijų lygtis, reikia laikytis tos pačios žymėjimo formos, kuri taikoma mainų pobūdžio joninėms lygtims, būtent: blogai tirpūs, prastai disocijuoti ir dujiniai junginiai turi būti rašomi molekuline forma, o jonai pakeisti jų būseną turėtų būti neįtraukti į lygtį. Šiuo atveju oksidacijos ir redukcijos procesai registruojami kaip atskiros pusinės reakcijos. Jas išlyginus pagal kiekvieno tipo atomų skaičių, pusinės reakcijos pridedamos, kiekvieną padauginant iš koeficiento, kuris išlygina oksidatoriaus ir redukcijos agento krūvio kitimą.
Pusinės reakcijos metodas tiksliau atspindi tikruosius medžiagų pokyčius redokso reakcijų procese ir palengvina šių procesų lygčių formulavimą jonų molekuline forma.
Tiek, kiek iš to paties reagentai priklausomai nuo terpės pobūdžio (rūgštinė, šarminė, neutrali), tokioms reakcijoms joninėje schemoje galima gauti skirtingus produktus, be dalelių, atliekančių oksidatoriaus ir redukcijos agento funkcijas, reakciją apibūdinančios dalelės. terpės (ty H + jonas arba OH jonas - arba H 2 O molekulė).
5 pavyzdys Naudodami pusinės reakcijos metodą, išdėliokite reakcijos koeficientus:
KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Sprendimas. Reakciją rašome jonine forma, atsižvelgiant į tai, kad visos medžiagos, išskyrus vandenį, disocijuoja į jonus:
MnO 4 - + NO 2 - + 2H + ® Mn 2+ + NO 3 - + H 2 O
(K + ir SO 4 2 - lieka nepakitę, todėl joninėje schemoje nenurodomi). Iš joninės diagramos matyti, kad oksidatorius permanganato jonai(MnO 4 -) virsta Mn 2+ -jonu ir išsiskiria keturi deguonies atomai.
Rūgščioje aplinkoje kiekvienas oksidatoriaus išskiriamas deguonies atomas jungiasi su 2H + ir sudaro vandens molekulę.
tai reiškia: MnO4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2O.
Randame produktų ir reagentų krūvių skirtumą: Dq = +2-7 = -5 ("-" ženklas rodo, kad vyksta redukcijos procesas, o prie reagentų prijungtas 5). Antrojo proceso metu NO 2 - paverčiamas NO 3 - , trūkstamas deguonis iš vandens patenka į reduktorius, todėl susidaro H + jonų perteklius, o reagentai praranda 2 :
NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + .
Taip gauname:
2 | MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O (redukcija),
5 | NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + (oksidacija).
Pirmosios lygties narius padauginus iš 2, o antrosios - iš 5 ir juos sudėjus, gauname šios reakcijos jonų molekulinę lygtį:
2MnO4 - + 16H + + 5NO 2 - + 5H 2 O \u003d 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO 3 - + 10H +.
Atšaukę identiškas daleles kairėje ir dešinėje lygties pusėse, galiausiai gauname jonų molekulinę lygtį:
2MnO4 - + 5NO 2 - + 6H + = 2Mn 2+ + 5NO 3 - + 3H 2 O.
Pagal joninę lygtį sudarome molekulinę lygtį:
2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5KNO3 + K2SO4 + 3H2O.
Šarminėje ir neutralioje aplinkoje galite vadovautis šiomis taisyklėmis: šarminėje ir neutralioje aplinkoje kiekvienas oksidatoriaus išskiriamas deguonies atomas susijungia su viena vandens molekule, sudarydamas du hidroksido jonus (2OH -), o kiekvienas trūkstamas patenka į reduktorius iš 2 OH - jonai, kai šarminėje aplinkoje susidaro viena molekulė vandens, o neutralioje - iš vandens, išskiriant 2 H + jonus.
Jeigu dalyvauja redokso reakcijose vandenilio peroksidas(H 2 O 2), būtina atsižvelgti į H 2 O 2 vaidmenį konkrečioje reakcijoje. H 2 O 2 deguonis yra tarpinės oksidacijos būsenos (-1), todėl vandenilio peroksidas redokso reakcijose demonstruoja redokso dvilypumą. Tais atvejais, kai H 2 O 2 yra oksidatorius, pusinės reakcijos yra tokios formos:
H 2 O 2 + 2H + + 2? ® 2H 2 O (rūgštinė terpė);
H 2 O 2 +2? ® 2OH – (neutrali ir šarminė aplinka).
Jei vandenilio peroksidas yra reduktorius:
H 2 O 2 - 2? ® O 2 + 2H + (rūgštinė terpė);
H 2 O 2 + 2OH - - 2? ® O 2 + 2H 2 O (šarminis ir neutralus).
6 pavyzdys Reakciją išlyginkite: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Sprendimas. Reakciją rašome jonine forma:
I - + H 2 O 2 + 2H + ® I 2 + SO 4 2 - + H 2 O.
Mes sudarome pusines reakcijas, atsižvelgiant į tai, kad H 2 O 2 šioje reakcijoje yra oksidatorius ir reakcija vyksta rūgščioje aplinkoje:
1 2I - - 2 = I 2,
1 H 2 O 2 + 2 H + + 2® 2H 2 O.
Galutinė lygtis: 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.
Yra keturi redokso reakcijų tipai:
1 . Tarpmolekulinis redokso reakcijos, kurių metu keičiasi elementų, sudarančių skirtingas medžiagas, atomų oksidacijos būsenos. 2-6 pavyzdžiuose aptartos reakcijos yra tokio tipo.
2 . Intramolekulinis redokso reakcijos, kurių metu oksidacijos būseną keičia skirtingų tos pačios medžiagos elementų atomai. Pagal šį mechanizmą vyksta junginių terminio skilimo reakcijos. Pavyzdžiui, reakcijoje
Pb(NO 3) 2 ® PbO + NO 2 + O 2
keičia azoto (N +5 ® N +4) ir deguonies atomo (O - 2 ® O 2 0), esančio Pb(NO 3) 2 molekulės viduje, oksidacijos būseną.
3. Savioksidacijos-savigydymo reakcijos(disproporcija, dismutacija). Tokiu atveju to paties elemento oksidacijos būsena ir didėja, ir mažėja. Disproporcijų reakcijos būdingos junginiams ar medžiagų elementams, atitinkantiems vieną iš elemento tarpinių oksidacijos būsenų.
7 pavyzdys Naudodami visus aukščiau nurodytus metodus, išlyginkite reakciją:
Sprendimas.
bet) Oksidacijos būsenų balanso metodas.
Nustatykime redokso procese dalyvaujančių elementų oksidacijos būsenas prieš ir po reakcijos:
K 2 MnO 4 + H 2 O ® KMnO 4 + MnO 2 + KOH.
Palyginus oksidacijos būsenas matyti, kad manganas vienu metu dalyvauja oksidacijos procese, padidindamas oksidacijos būseną nuo +6 iki +7 ir redukcijos procese, sumažindamas oksidacijos būseną nuo +6 iki +4,2 Mn +6 ® Mn + 7 ; Dw = 7-6 = +1 (oksidacijos procesas, reduktorius),
1 Mn +6 ® Mn +4; Dw = 4-6 = -2 (redukcijos procesas, oksidatorius).
Kadangi šioje reakcijoje ta pati medžiaga (K 2 MnO 4) veikia kaip oksidatorius ir reduktorius, prieš ją esantys koeficientai sumuojami. Užrašome lygtį:
3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.
b) Pusinių reakcijų metodas.
Reakcija vyksta neutralioje aplinkoje. Mes sudarome joninės reakcijos schemą, atsižvelgdami į tai, kad H 2 O yra silpnas elektrolitas, o MnO 2 yra oksidas, blogai tirpstantis vandenyje:
MnO 4 2 - + H 2 O ® MnO 4 - + ¯MnO 2 + OH - .
Užrašome pusines reakcijas:
2 MnO 4 2 - - ? ® MnO 4 – (oksidacija),
1 MnO 4 2 - + 2H 2 O + 2? ® MnO 2 + 4OH - (atgavimas).
Padauginame iš koeficientų ir pridedame abi pusines reakcijas, gauname bendrą joninę lygtį:
3MnO 4 2 - + 2H 2 O \u003d 2MnO 4 - + MnO 2 + 4OH -.
Molekulinė lygtis: 3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.
Šiuo atveju K 2 MnO 4 yra ir oksidatorius, ir reduktorius.
4. Intramolekulinės oksidacijos-redukcijos reakcijos, kurių metu to paties elemento atomų oksidacijos būsenos yra suderintos (ty atvirkštinės anksčiau nagrinėtoms), yra procesai. priešpriešinis disproporcija(pavyzdžiui, perjungimas).
NH 4 NO 2 ® N 2 + 2H 2 O.
1 2N - 3 - 6? ® N 2 0 (oksidacijos procesas, reduktorius),
1 2N +3 + 6?® N 2 0 (redukcijos procesas, oksidatorius).
Sunkiausi yra redokso reakcijos, kurių metu ne vieno, o dviejų ar daugiau elementų atomai ar jonai vienu metu oksiduojami arba redukuojami.
8 pavyzdys Išlyginkite reakciją aukščiau pateiktais metodais:
3 -2 +5 +5 +6 +2
Kaip 2 S 3 + HNO 3 ® H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO.
Prieš pateikdami redokso reakcijų su tirpalu pavyzdžius, išskirkime pagrindinius su šiomis transformacijomis susijusius apibrėžimus.
Tie atomai ar jonai, kurie sąveikos metu sumažėjus pakeičia oksidacijos būseną (priima elektronus), vadinami oksidatoriais. Tarp tokių savybių turinčių medžiagų galima išskirti stiprias neorganines rūgštis: sieros, druskos, azoto.
Oksidatorius
Šarminių metalų permanganatai ir chromatai taip pat yra stiprūs oksidatoriai.
Oksidatorius reakcijos eigoje paima tiek, kiek jam reikia energijos lygiui užbaigti (užbaigtos konfigūracijos nustatymas).
Reduktorius
Bet kokia redokso reakcijos schema apima redukuojančio agento identifikavimą. Jame yra jonų arba neutralių atomų, kurie sąveikos metu gali padidinti oksidacijos būseną (suteikti elektronus kitiems atomams).
Metalo atomai gali būti vadinami tipiškais reduktoriais.
Procesai OVR
Kas dar pasižymi pradinių medžiagų oksidacijos būsenų pasikeitimu.
Oksidacija apima neigiamų dalelių išsiskyrimo procesą. Atkūrimas apima jų paėmimą iš kitų atomų (jonų).
Analizavimo algoritmas
Redokso reakcijų su tirpalu pavyzdžiai pateikiami įvairiose informacinėse medžiagose, skirtose aukštųjų mokyklų studentams paruošti abiturientų chemijos testams.
Siekiant sėkmingai susidoroti su OGE siūlomais ir NAUDOTI užduotis, svarbu žinoti redokso procesų kompiliavimo ir analizės algoritmą.
- Visų pirma, nustatomos visų schemoje siūlomų medžiagų elementų įkrovos vertės.
- Iš kairės reakcijos pusės išrašomi atomai (jonai), kurie sąveikos metu keitė rodiklius.
- Padidėjus oksidacijos laipsniui, naudojamas ženklas „-“, o sumažėjus „+“.
- Tarp duotųjų ir gautų elektronų nustatomas mažiausias bendras kartotinis (skaičius, iš kurio jie dalijami be liekanos).
- Dalydami LCM į elektronus, gauname stereocheminius koeficientus.
- Mes dedame juos prieš lygties formules.
Pirmasis pavyzdys iš OGE
Devintoje klasėje ne visi mokiniai moka spręsti redokso reakcijas. Štai kodėl jie daro daug klaidų, negauna aukštų balų už OGE. Veiksmų algoritmas pateiktas aukščiau, dabar pabandykime tai išsiaiškinti konkrečių pavyzdžių.
Užduočių dėl koeficientų išdėstymo siūlomoje reakcijoje, išduodamų pagrindinės ugdymo pakopos absolventams, ypatumas yra tas, kad pateikiamos ir kairioji, ir dešinioji lygties dalys.
Tai labai supaprastina užduotį, nes nereikia savarankiškai sugalvoti sąveikos produktų, pasirinkti trūkstamas pradines medžiagas.
Pavyzdžiui, reakcijos koeficientams nustatyti siūloma naudoti elektroninę balansą:
Iš pirmo žvilgsnio šiai reakcijai stereocheminių koeficientų nereikia. Tačiau norint patvirtinti jo požiūrį, būtina, kad visi elementai turėtų įkrovimo numerius.
Dvejetainiuose junginiuose, kuriuose yra vario oksidas (2) ir geležies oksidas (2), oksidacijos būsenų suma yra lygi nuliui, atsižvelgiant į tai, kad deguoniui ji yra -2, vario ir geležies rodiklis yra +2. Paprastos medžiagos neduoda (nepriima) elektronų, todėl joms būdinga nulinė oksidacijos būsenos reikšmė.
Padarykime elektroninį balansą, rodydami ženklą „+“ ir „-“ gautų ir duotų elektronų sąveikos metu skaičių.
Fe 0 -2e \u003d Fe 2+.
Kadangi sąveikos metu gaunamų ir atiduotų elektronų skaičius yra vienodas, nėra prasmės ieškoti mažiausiojo bendro kartotinio, nustatyti stereocheminius koeficientus ir įtraukti juos į siūlomą sąveikos schemą.
Norint gauti maksimalų užduoties balą, reikia ne tik užrašyti redokso reakcijų su tirpalu pavyzdžius, bet ir atskirai užrašyti oksiduojančio agento (CuO) ir redukcijos agento (Fe) formulę.
Antrasis pavyzdys su OGE
Pateiksime daugiau redokso reakcijų pavyzdžių su sprendimu, su kuriuo gali susidurti devintokai, pasirinkę chemiją kaip baigiamąjį egzaminą.
Tarkime, kad lygtyje siūloma išdėstyti koeficientus:
Na+HCl=NaCl+H2.
Norint susidoroti su užduotimi, pirmiausia svarbu nustatyti kiekvienos paprastos ir sudėtingos medžiagos oksidacijos būsenų rodiklius. Natrio ir vandenilio atveju jie bus lygūs nuliui, nes tai yra paprastos medžiagos.
Vandenilio chlorido rūgštyje vandenilis turi teigiamą, o chloro neigiamą oksidacijos būseną. Sudėję koeficientus gauname reakciją su koeficientais.
Pirmas iš egzamino
Kaip papildyti redokso reakcijas? USE (11 klasė) rastų sprendimų pavyzdžiai apima spragų pridėjimą, taip pat koeficientų išdėstymą.
Pavyzdžiui, jūs turite papildyti reakciją elektronine svarstykle:
H 2 S+ HMnO 4 = S+ MnO 2 +…
Siūlomoje schemoje nustatykite reduktorius ir oksidatorių.
Kaip išmokti sudaryti redokso reakcijas? Pavyzdyje daroma prielaida, kad naudojamas konkretus algoritmas.
Pirma, visose medžiagose, kurias lemia problemos būklė, būtina nustatyti oksidacijos būsenas.
Toliau turite išanalizuoti, kuri medžiaga šiame procese gali tapti nežinomu produktu. Kadangi čia yra oksidatorius (savo vaidmenį atlieka manganas), reduktorius (tai siera), norimame produkte oksidacijos būsenos nesikeičia, todėl tai yra vanduo.
Ginčiuodami, kaip teisingai išspręsti redokso reakcijas, pastebime, kad kitas žingsnis bus elektroninio santykio sudarymas:
Mn +7 ima 3 e= Mn +4 ;
S -2 suteikia 2e= S 0 .
Mangano katijonas yra reduktorius, o sieros anijonas yra tipiškas oksidatorius. Kadangi mažiausias kartotinis tarp gautų ir duotųjų elektronų bus 6, gauname koeficientus: 2, 3.
Paskutinis žingsnis bus koeficientų nustatymas pradinėje lygtyje.
3H2S+2HMnO4 = 3S+2MnO2+4H2O.
Antrasis egzamino OVR pavyzdys
Kaip teisingai parašyti redokso reakcijas? Pavyzdžiai su sprendimu padės išsiaiškinti veiksmų algoritmą.
Reakcijos spragoms užpildyti siūloma naudoti elektroninio balanso metodą:
PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…
Sutvarkome visų elementų oksidacijos būsenas. Šiame procese oksidacinės savybės pasireiškia manganu, kuris yra sudėties dalis, o reduktorius turėtų būti fosforas, pakeičiant jo oksidacijos būseną į teigiamą fosforo rūgštyje.
Pagal padarytą prielaidą gauname reakcijos schemą, tada sudarome elektroninės balanso lygtį.
P -3 duoda 8 e ir virsta P +5 ;
Mn +7 paima 3e, eidamas į Mn +4.
LCM bus 24, taigi fosforo stereometrinis koeficientas turėtų būti 3, o mangano -8.
Į gautą procesą įtraukiame koeficientus, gauname:
3 PH 3 + 8 HMnO 4 = 8 MnO 2 + 4H 2 O+ 3 H 3 PO 4.
Trečias pavyzdys iš egzamino
Naudojant elektronų-jonų balansą, reikia sudaryti reakciją, nurodyti reduktorius ir oksidatorių.
KMnO 4 + MnSO 4 +…= MnO 2 +…+ H2SO 4.
Pagal algoritmą kiekvienam elementui dedame oksidacijos būsenas. Toliau nustatome tas medžiagas, kurios praleistos dešinėje ir kairėje proceso dalyse. Čia pateikiamas reduktorius ir oksidatorius, todėl praleistuose junginiuose oksidacijos būsenos nekinta. Prarastas produktas bus vanduo, o pradinis junginys bus kalio sulfatas. Gauname reakcijos schemą, kuriai padarysime elektroninį balansą.
Mn +2 -2 e= Mn +4 3 reduktorius;
Mn +7 +3e= Mn +4 2 oksidatorius.
Koeficientus rašome lygtyje, sumuodami mangano atomus dešinėje proceso pusėje, nes tai priklauso disproporcingumo procesui.
2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O \u003d 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4.
Išvada
Redokso reakcijos yra ypač svarbios gyvų organizmų funkcionavimui. OVR pavyzdžiai yra puvimo, fermentacijos, nervinės veiklos, kvėpavimo ir medžiagų apykaitos procesai.
Oksidacija ir redukcija aktuali metalurgijos ir chemijos pramonei, tokių procesų dėka metalai gali būti atstatyti iš jų junginių, apsaugoti nuo cheminės korozijos, apdoroti.
Norint sudaryti redokso procesą organinėje arba būtina naudoti tam tikrą veiksmų algoritmą. Pirmiausia siūlomoje schemoje išdėstomos oksidacijos būsenos, tada nustatomi tie elementai, kurie padidino (sumažino) indikatorių, ir fiksuojamas elektroninis balansas.
Jei atliksite aukščiau pasiūlytą veiksmų seką, galėsite lengvai susidoroti su testuose siūlomomis užduotimis.
Be elektroninio balanso metodo, koeficientų išdėstymas galimas ir sudarant pusines reakcijas.
