Během lekce probereme téma „Redoxní reakce“. Naučíte se definici těchto reakcí, jejich odlišnosti od reakcí jiných typů. Pamatujte si, co je oxidační stav, oxidační činidlo a redukční činidlo. Naučte se kreslit elektronické bilanční diagramy pro redoxní reakce, seznamte se s klasifikací redoxních reakcí.
Téma: Redoxní reakce
Lekce: Redoxní reakce
Reakce, ke kterým dochází se změnou oxidačních stavů atomů, které tvoří reaktanty, se nazývají redoxní . Ke změně oxidačních stavů dochází v důsledku přenosu elektronů z redukčního činidla na oxidační činidlo. je formální náboj atomu za předpokladu, že všechny vazby ve sloučenině jsou iontové.
Oxidační činidlo - látka, jejíž molekuly nebo ionty přijímají elektrony. Pokud je prvek oxidačním činidlem, jeho oxidační stav se snižuje.
O 0 2 + 4e - → 2O -2 (Oxidační činidlo, redukční proces)
Proces recepce látky elektronů se nazývá obnovení. Oxidační činidlo se během procesu redukuje.
Restaurátor - látka, jejíž molekuly nebo ionty darují elektrony. Redukční činidlo má zvýšený oxidační stav.
S 0 -4e - →S +4 (redukční činidlo, oxidační proces)
Proces se vrací se nazývá elektrony. Redukční činidlo se během procesu oxiduje.
Příklad #1. Získávání chlóru v laboratoři
V laboratoři se chlor získává z manganistanu draselného a koncentruje se kyseliny chlorovodíkové. Krystaly manganistanu draselného se umístí do Wurtzovy baňky. Baňku uzavřete zátkou s kapací nálevkou. Do nálevky se nalije kyselina chlorovodíková. Kyselina chlorovodíková se nalévá z kapací nálevky. Intenzivní uvolňování chlóru začíná okamžitě. Přes odvzdušňovací trubici chlór postupně plní válec a vytlačuje z něj vzduch. Rýže. 1.
Rýže. 1
Na příkladu této reakce se podívejme, jak sestavit elektronickou váhu.
KMnO 4 + HCI \u003d KCI + MnCI 2 + CI 2 + H 2 O
K + Mn +7 O -2 4 + H + CI - = K + CI - + Mn +2 CI - 2 + CI 0 2 + H + 2 O -2
Oxidační stavy změnily mangan a chlór.
Mn +7 +5e - = Mn +2 oxidační činidlo, redukční proces
2 CI - -2e - \u003d CI 0 2 redukční činidlo, oxidační proces
4. Vyrovnejte počet daných a přijatých elektronů. K tomu najdeme nejmenší společný násobek pro čísla 5 a 2. To je 10. V důsledku dělení nejmenšího společného násobku počtem daných a přijatých elektronů najdeme koeficienty před oxidačním činidlem a redukční činidlo.
Mn+7+5e- = Mn+2 2
2 CI - -2e - \u003d CI 0 2 5
2KMnO 4 + ? HC1 = aKCI + 2MnCI2 + 5CI2 + H2O
Před vzorec kyseliny chlorovodíkové však nebyl uveden žádný koeficient, protože ne všechny chloridové ionty se účastnily redoxního procesu. Metoda elektronové rovnováhy umožňuje vyrovnat pouze ionty zapojené do redoxního procesu. Proto je nutné vyrovnat počet nezúčastněných iontů. Jmenovitě draselné kationty, vodíkové a chloridové anionty. Výsledkem je následující rovnice:
2KMn04 + 16 HC1 = 2KCI + 2MnCI2 + 5CI2 + 8H20
Příklad č. 2. Interakce mědi s koncentrovanou kyselinou dusičnou. Rýže. 2.
Do sklenice s 10 ml kyseliny byla vložena „měděná“ mince. Emise hnědého plynu začala rychle (hnědé bubliny v ještě bezbarvé kapalině vypadaly obzvláště působivě). Celý prostor nad tekutinou zhnědl, ze sklenice se lily hnědé páry. Řešení se změnilo v zelená barva. Reakce se neustále zrychlovala. Asi po půl minutě roztok zmodral a po dvou minutách se reakce začala zpomalovat. Mince se úplně nerozpustila, ale hodně ztratila na tloušťce (dala se ohnout prsty). Zelená barva roztoku v počáteční fázi reakce je způsobena produkty redukce kyseliny dusičné.
Rýže. 2
1. Zapišme si schéma této reakce:
Cu + HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O
2. Uspořádejme oxidační stavy všech prvků v látkách účastnících se reakce:
Cu 0 + H + N +5 O -2 3 = Cu +2 (N +5 O -2 3) 2 + N +4 O -2 2 + H + 2 O -2
Oxidační stavy změnily měď a dusík.
3. Sestavíme diagram, který odráží proces elektronového přechodu:
N +5 + e - \u003d N +4 oxidační činidlo, redukční proces
Cu 0 -2e - = Cu +2 redukční činidlo, oxidační proces
4. Vyrovnejte počet daných a přijatých elektronů. K tomu najdeme nejmenší společný násobek pro čísla 1 a 2. To je 2. V důsledku dělení nejmenšího společného násobku počtem daných a přijatých elektronů zjistíme koeficienty před oxidačním činidlem a redukční činidlo.
N +5 + e - \u003d N +4 2
Cu 0 -2e - \u003d Cu +2 1
5. Přeneseme koeficienty do původního schématu a transformujeme reakční rovnici.
Cu + ?HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Kyselina dusičná se účastní nejen redoxní reakce, proto se koeficient zpočátku nepíše. Výsledkem je nakonec následující rovnice:
Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Klasifikace redoxních reakcí
1. Mezimolekulární redoxní reakce .
Jedná se o reakce, ve kterých jsou oxidačními a redukčními činidly různé látky.
H2S -2 + Cl 0 2 → S 0 + 2HCl -
2. Intramolekulární reakce, ve kterých jsou oxidační a zastavovací atomy v molekulách téže látky, například:
2H + 20-2 -> 2H 02 + O 02
3. Disproporcionace (samooxidace-samoobnovení) - reakce, ve kterých stejný prvek působí jako oxidační činidlo i jako redukční činidlo, například:
Cl 0 2 + H 2 O → HCl + O + HCl -
4. Konproporcionace (Reproporcionace) - reakce, při kterých se získá jeden oxidační stav ze dvou různých oxidačních stavů téhož prvku.
Domácí práce
1. č. 1-3 (str. 162) Gabrielyan O.S. Chemie. 11. třída Základní úroveň. 2. vyd., ster. - M.: Drop, 2007. - 220 s.
2. Proč se projevuje pouze amoniak obnovující vlastnosti, a kyselina dusičná - pouze oxidační?
3. Uspořádejte koeficienty v rovnici pro reakci získávání kyseliny dusičné metodou elektronové bilance: ?NO 2 + ?H 2 O + O 2 = ?HNO 3
1. Jak určit redoxní reakci?
Existují různé klasifikace chemických reakcí. Jedna z nich zahrnuje ty, ve kterých látky, které se vzájemně ovlivňují (nebo látka samotná), mění oxidační stavy prvků.
Jako příklad uvažujme dvě reakce:
Zn0 + 2H +1 C1-1 \u003d Zn +2 Cl2-1 + H20 (1)
H+1 Cl -1 + K + 1 O -2 H +1 = K + 1 Cl - 1 + H 2 + 1 O -2 (2)
Reakce (1) zahrnuje zinek a kyselina chlorovodíková. Zinek a vodík mění svůj oxidační stav, chlor zanechává oxidační stav nezměněn:
Zn°-2e = Zn2+
2H + 1 + 2e \u003d H20
2Cl-1 \u003d 2 Cl-1
A v reakci (2), ( neutralizační reakce), chlor, vodík, draslík a kyslík nemění své oxidační stavy: Cl-1 = Cl-1, H +1 = H +1, K +1 = K +1, O-2 = O-2; Reakce (1) patří k redoxní reakci a reakce (2) patří k jinému typu.
Chemické reakce, které se provádějí se změnouoxidační stavy prvkůse nazývají redoxní. 
Pro stanovení redoxní reakce je nutné stanovit stepžádná oxidace prvků na levé a pravé straně rovnice. To vyžaduje vědět, jak určit oxidační stav prvku.
V případě reakce (1) prvky Zn a H mění své stavy ztrátou nebo ziskem elektronů. Zinek, který odevzdá 2 elektrony, přechází do iontového stavu - stává se kationtem Zn 2+. V tomto případě proces zotavení a zinek se oxiduje. Vodík získává 2 elektrony, vystavuje oxidační vlastnosti, sám v procesu reakce zotavující se.
2. Definiceoxidační stavy prvků.
Oxidační stav prvků v jejích sloučeninách se stanoví na základě polohy, že celkový celkový náboj oxidačních stavů všech prvků dané sloučeniny je nulový. Například ve sloučenině H3PO4 je oxidační stav vodíku +1, fosforu +5 a kyslíku -2; Když jsme vytvořili matematickou rovnici, určíme to v součtu počet částic(atomy nebo ionty) budou mít náboj rovný nule: (+1)x3+(+5)+(-2)x4 = 0
Ale v tomto příkladu jsou oxidační stavy prvků již nastaveny. Jak lze určit stupeň oxidace síry například ve sloučenině thiosíran sodný Na2S203 nebo mangan ve sloučenině manganistan draselný- KMnO 4 ? K tomu potřebujete vědět konstantní oxidační stavy řady prvků. Mají následující významy:
1) Prvky I. skupiny periodického systému (včetně vodíku v kombinaci s nekovy) +1;
2) Prvky II. skupiny periodické soustavy +2;
3) Prvky III. skupiny periodické soustavy +3;
4) Kyslík (kromě kombinace s fluorem nebo v peroxidových sloučeninách) -2;
Na základě těchto konstantních hodnot oxidačních stavů (pro sodík a kyslík) určíme oxidačním stavu síra ve sloučenině Na2S203. Vzhledem k tomu, že celkový náboj všech oxidačních stavů prvků, jejichž složení to odráží složený vzorec, se rovná nule, pak označuje neznámý náboj síry " 2X“(protože ve vzorci jsou dva atomy síry), sestavíme následující matematickou rovnici:
(+1) x 2 + 2X+ (-2) x 3 = 0
Řešením této rovnice pro 2 x dostaneme
2X = (-1) x 2 + (+2) x 3
nebo
X = [(-2) + (+6)] : 2 = +2;
Proto je oxidační stav síry ve sloučenině Na2S203 (+2). Bude ale opravdu vždy nutné použít takovou nepohodlnou metodu pro stanovení oxidačních stavů některých prvků ve sloučeninách? Samozřejmě ne vždy. Například pro binární sloučeniny: oxidy, sulfidy, nitridy atd. můžete pro stanovení oxidačních stavů použít metodu tzv. „cross-over“. Řekněme daný složený vzorec:oxid titaničitý– Ti203. Pomocí jednoduchého matematická analýza na základě skutečnosti, že oxidační stav kyslíku je nám znám a je roven (-2): Ti 2 O 3, je snadné stanovit, že oxidační stav titanu bude roven (+3). Nebo například ve spojení metan CH 4 je známo, že oxidační stav vodíku je (+1), pak není těžké určit oxidační stav uhlíku. Bude odpovídat ve vzorci této sloučeniny (-4). Také pomocí "křížové" metody není obtížné zjistit, že pokud je následující složený vzorec Cr 4 Si 3, pak stupeň oxidace chrómu do něj je (+3) a křemíku (-4).
U solí to také není obtížné. A je jedno, jestli je to dané resp střední sůl nebo kyselá sůl. V těchto případech je nutné vycházet ze solitvorné kyseliny. Například daná sůl dusičnan sodný(NaN03). Je známo, že jde o derivát kyseliny dusičné (HNO 3) a v této sloučenině je stupeň oxidace dusíku (+5), proto je v její soli - dusičnanu sodném také stupeň oxidace dusíku (+5 ). hydrogenuhličitan sodný(NaHC03) je sůl kyseliny kyselina uhličitá(H2C03). Stejně jako v kyselině bude oxidační stav uhlíku v této soli (+4).
Je třeba poznamenat, že oxidační stavy ve sloučeninách: kovy a nekovy (při sestavování elektronické vyvažovací rovnice) se rovnají nule: K 0, Ca 0, Al 0, H 2 0, Cl 2 0, N 2 0 Jako příklad uvádíme oxidační stavy nejtypičtějších prvků:
Pouze oxidační činidla jsou látky, které mají maximální, obvykle kladný, oxidační stav, např.: KCl +7 O 4, H 2 S +6 O 4, K 2 Cr +6 O 4, HN +5 O 3, KMn +7 O 4 . To se dá snadno dokázat. Pokud by tyto sloučeniny mohly být redukčními činidly, pak by v těchto stavech musely darovat elektrony:
Cl +7 - e \u003d Cl +8
S +6 - e \u003d S +7
Ale prvky chlor a síra nemohou existovat v takových oxidačních stavech. Podobně jedinými redukčními činidly jsou látky, které mají zpravidla minimální negativní stupeň oxidace, například: H 2 S -2, HJ -, N -3 H 3. V procesu redoxních reakcí nemohou být takové sloučeniny oxidačními činidly, protože by musely přidat elektrony:
S-2 + e = S-3
J - + e \u003d J -2
Ale pro síru a jód nejsou ionty s takovými stupni oxidace typické. Prvky se středním oxidačním stavem, například N+1, N+4, S+4, Cl+3, C+2, mohou vykazovat jak oxidační, tak redukční vlastnosti.
3
. Typy redoxních reakcí.
Existují čtyři typy redoxních reakcí.
1)
Mezimolekulární redoxní reakce.
Nejběžnější typ reakce. Tyto reakce se mění oxidační stavyPrvky v různých molekulách, např.
2Bi +3 Cl 3 + 3Sn +2 Cl 2 = 2Bi 0 + 3Sn +4 Cl 4
Bi +3 - 3 E= Bi0
sn+2+2 E= Sn+4
2) Druh intermolekulárních redoxních reakcí je reakce přiměřené, ve kterém jsou oxidačním a redukčním činidlem atomy stejného prvku: při této reakci dva atomy téhož prvku s různým oxidačním stavem tvoří jeden atom s různým oxidačním stavem:
SO 2 + 4 + 2 H 2 S -2 \u003d 3 S 0 + 2 H 2 O
S-2-2 E= S 0
S+4+4 E= S 0
3) Reakce disproporce se provádějí, pokud oxidační a redukční činidlo jsou atomy stejného prvku nebo jeden atom prvku s jedním oxidačním stavem tvoří sloučeninu se dvěma oxidačními stavy:
N + 4 O 2 + NaOH = NaN + 5 O 3 + NaN + 3 O 2 + H 2 O
N +4 - E= N+5
N+4+ E= N+3
4) Intramolekulární redoxní reakce nastávají, když jsou oxidující atom a redukující atom ve stejné látce, například:
N-3H4N+503 \u003d N +120 + 2H20
2N -3 - 8 E=2N+1
2N+5+8 E= 2N+1
4 . Mechanismus redoxních reakcí.
Redoxní reakce se provádějí v důsledku přenosu elektronů z atomů jednoho prvku na druhý. Pokud atom nebo molekula ztratí elektrony, pak se tento proces nazývá oxidace a tento atom je redukční činidlo, například:
Al 0-3 E=Al3+
2Cl - - 2 E= Cl20
Fe 2+ - E= Fe3+
V těchto příkladech jsou Al 0, Cl -, Fe 2+ redukčními činidly a procesy jejich přeměny na sloučeniny Al 3+, Cl 2 0, Fe 3+ se nazývají oxidační. Pokud atom nebo molekula získá elektrony, pak se takový proces nazývá redukce a tento atom je oxidační činidlo, například:
Ca 2+ + 2 E= Ca0
Cl20 + 2 E= 2Cl -
Fe3+ + E= Fe2+
Oxidačními činidly jsou zpravidla nekovy (S, Cl 2, F 2, O 2) nebo sloučeniny kovů s maximálním oxidačním stavem (Mn +7, Cr +6, Fe +3). Redukčními činidly jsou kovy (K, Ca, Al) nebo nekovové sloučeniny s minimálním oxidačním stavem (S-2, Cl-1, N-3, P-3);
Redoxní rovnice se liší od molekulární rovnice jiné reakce obtížností výběru koeficientů před reaktanty a reakční produkty. Pro toto použití metoda elektronické váhy nebo metoda elektron-iontových rovnic(někdy se tomu druhému říká " metoda poloviční reakce"). Jako příklad sestavování rovnic pro redoxní reakce uvažujme proces, ve kterém koncentrovaná kyselina sírová(H2SO4) bude reagovat s jodovodíkem (HJ):
H2SO4 (konc.) + HJ → H2S + J2 + H2O
Nejprve si to ujasněme oxidačním stavu jód v jodovodíku je (-1) a síra v kyselině sírové: (+6). Během reakce bude jód (-1) oxidován na molekulární stav a síra (+6) bude redukována na oxidační stupeň (-2) - sirovodík:
J - → J 0 2
S+6 → S-2
Aby bylo nutné s tím počítat Množstvíčástice atomy v levé a pravé části polovičních reakcí by měly být stejné
2J - - 2 E→ J 0 2
S+6+8 E→S-2
Nastavením svislé čáry napravo od tohoto schématu poloviční reakce určíme reakční koeficienty:
2J - - 2 E→ J 0 2 |8
S+6+8 E→ S-2 |2
Snížením o "2" dostaneme konečné hodnoty koeficientů:
2J - - 2 E→ J 0 2 |4
S+6+8 E→ S-2 |1
Shrňme to podle tohoto schématu poloviční reakce vodorovnou čáru a shrňte reakci počet částic atomy:
2J - - 2 E→ J 0 2 |4
S+6+8 E→ S-2 |1
____________________
8J - + S +6 → 4 J 0 2 + S -2
Poté je to nutné. Dosazením získaných hodnot koeficientů v molekulární rovnice, přinášíme to do této podoby:
8HJ + H2SO4 \u003d 4J2 + H2S + H2O
Po sčítání počtu atomů vodíku v levé a pravé části rovnice se ujistíme, že je třeba opravit koeficient „4“ před vodou, dostaneme úplnou rovnici:
8HJ + H2SO4 \u003d 4J2 + H2S + 4H2O
Tuto rovnici lze napsat pomocí metoda elektronickáiontová rovnováha. V tomto případě není třeba korigovat koeficient před molekulami vody. Rovnice je sestavena na základě disociace iontů sloučenin účastnících se reakce: Např. disociace kyseliny sírové vede ke vzniku dvou vodíkových protonů a síranového aniontu:
H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-
Podobně lze disociaci jodovodíku a sirovodíku napsat:
HJ ↔ H + + J -
H 2 S ↔ 2H + + S 2-
J 2 nedisociuje. Prakticky také nedisociuje H 2 O. Kompilace rovnice poloviční reakce protože jód zůstává stejný:
2J - - 2 E→ J 0 2
Poloviční reakce pro atomy síry bude mít následující formu:
SO4-2 → S-2
Protože na pravé straně poloviční reakce chybí čtyři atomy kyslíku, musí být toto množství vyváženo vodou:
S04-2 -> S-2 + 4H20
Pak je v levé části poloviční reakce nutné kompenzovat atomy vodíku v důsledku protonů (protože reakce média je kyselá):
S042- + 8H+ ->S-2 + 4H20
Po spočítání počtu procházejících elektronů získáme úplný záznam rovnice z hlediska metoda poloviční reakce:
S042- + 8H++ 8 E→ S-2 + 4H20
Když shrneme obě poloviční reakce, dostaneme rovnice elektronické rovnováhy:
2J - - 2 E→ J 0 2 |8 4
S042- + 8H++ 8 E→ S-2 + 4H20 | 21
8J - + SO 4 2- + 8Н + → 4J 2 0 + S 0 + 4H 2 O
Z tohoto zápisu vyplývá, že metoda elektron-iontová rovnice poskytuje úplnější obraz redoxní reakce než metoda elektronické váhy. Počet elektronů zapojených do procesu je u obou bilančních metod stejný, ale v druhém případě je počet protonů a molekul vody zapojených do redoxního procesu nastaven „automaticky“.
Analyzujme několik konkrétních případů redoxních reakcí, které lze touto metodou sestavit elektron-iontová rovnováha. Některé redoxní procesy se provádějí za účasti alkalického prostředí, například:
KCrO 2 + Br 2 + KOH → KBr + K 2 CrO 4 + H 2 O
Při této reakci je redukčním činidlem chromitový iont (CrO 2 -), který se oxiduje na chromátový iont (CrO -2 4). Oxidační činidlo - brom (Br 0 2) se redukuje na bromidový iont (Br -):
CrO 2 - → CrO 4 2-
Br 0 2 → 2 Br -
Protože reakce probíhá v alkalickém prostředí, musí být první poloviční reakce složena s ohledem na hydroxidové ionty (OH-):
Cr02- + 4OH--3 E\u003d Cr02-4 + 2H20
Druhou poloviční reakci skládáme již známým způsobem:
Cr02- + 4OH-3 E\u003d CrO 4 2 - + 2 H 2 O | 2
Br 0 2 + 2 E= Br - |3
__________
2CrO 2 - + 3Br 2 0 + 8OH - \u003d 2CrO 2- 4 + 6Br - + 4H 2O
Po tomto je nutné uspořádat koeficienty v reakční rovnici a úplně molekulární rovnice tento redoxní proces bude mít podobu:
2KCr02 + 3Br2 + 8KOH = 2K2Cr04 + 6KBr + 4H20.
V řadě případů se redoxní reakce současně účastní nedisociovatelné látky. Například:
AsH3 + HNO3 \u003d H3As04 + NO2 + 4H20
Pak metoda poloviční reakce je sestaven s ohledem na tento proces:
AsH3 + 4H20 - 8 E\u003d As04 3- + 11H+ | 1
N03 + 2H++ E= N02 + H20 | 8
AsH3 + 8NO3 + 4H20 + 2H + = As043- + 8NO2 + 11H + O
molekulární rovnice bude mít podobu:
AsH3 + 8HN03 \u003d H3As04 + 8N02 + 4H20.
Redoxní reakce jsou někdy doprovázeny současným oxidačně-redukčním procesem několika látek. Například při reakci se sulfidem měďnatým interaguje koncentrovaná kyselina dusičná:
Cu 2 S + HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + H 2 SO 4 + NO + H 2 O
Redoxní proces zahrnuje atomy mědi, síry a dusíku. Při sestavování rovnice metoda poloviční reakce je třeba vzít v úvahu následující kroky:
Cu + → Cu 2+
S 2- → S +6
N5+ → N+2
V této situaci je nutné spojit oxidační a redukční procesy v jedné fázi:
2 Cu + - 2 E→ 2Cu 2+ | 10 E
S 2- - 8 E→ S 6+
_______________________
N 5+ + 3 E→ N 2+ | 3 E
Při které redoxní poloviční reakce bude mít podobu:
2 Cu + - 2 E→ 2Cu 2+
S 2- - 8 E→ S 6+ 3 ( procesy obnovy)
_______________________
N 5+ + 3 E→ N 2+ 10 (oxidační proces)
_____________________________________
6Cu + + 3S 2- + 10N 5+ → 6Cu 2+ + 3S 6+ + 10N 2+
Nakonec rovnice molekulární reakce bude mít podobu:
3Cu2S + 22HNO3 \u003d 6Cu (N03)2 + 3H2S04 + 10NO + 8H20.
Zvláštní pozornost by měla být věnována redoxním reakcím organická hmota. Například při oxidaci glukózy manganistan draselný v kyselém prostředí dochází k následující reakci:
C 6H 12O 6 + KMnO 4 + H 2 SO 4 > CO 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Při sestavování rozvahy metoda poloviční reakce Konverze glukózy bere v úvahu nepřítomnost její disociace, ale korekce počtu atomů vodíku se provádí kvůli protonu a molekulám vody:
C6H12O6 + 6H20 - 24 E\u003d 6C02 + 24H+
Poloviční reakce zahrnující manganistan draselný bude mít podobu:
Mn04- + 8H++ 5 E\u003d Mn2+ + 4H20
Výsledkem je následující schéma redoxního procesu:
C6H12O6 + 6H20 - 24 E= 6C02 + 24H+ | 5
Mn04- + 8H++ 5 E= Mn+2 + 4H20 |24
___________________________________________________
5C6H12O6 + 30H20 + 24Mn04 - + 192H+ = 30C02 + 120H++ 24Mn2+ + 96H20
Snížením počtu protonů a molekul vody na levé a pravé straně poloviční reakce, dostáváme finále molekulární rovnice:
5C6H12O6 + 24KMnO4 + 36H2SO4 = 30CO2 + 24MnSO4 + 12K2S04 + 66H20
5. Vliv prostředí na charakter průběhu redoxních reakcí.
V závislosti na médiu (přebytek H +, neutrální, nadbytek OH -) se může měnit charakter reakce mezi stejnými látkami. K vytvoření kyselého prostředí se obvykle používá kyselina sírová(H2SO4), Kyselina dusičná(HNO 3), kyselina chlorovodíková (HCl), jako OH médium se používá hydroxid sodný (NaOH) nebo hydroxid draselný (KOH). Ukážeme si například, jak působí prostředí manganistan draselný(KMnO 4). a její reakční produkty:
Vezměme například Na 2 SO 3 jako redukční činidlo, KMnO 4 jako oxidační činidlo
V kyselém prostředí:
5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
SO32- + H20-2 E->SO42- + 2H + |5
Mn04- + 8H++ 5 E→ Mn2+ + 4H20 |2
________________________________________________
5SO 3 2- + 2MnO 4 - + 6H + → 5SO 4 2- + 2Mn2+ + 3H20
V neutrální (nebo mírně alkalické):
3Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O → 3Na 2 SO 4 + 2MnO 2 + 2KOH
SO32- + H20-2 E->S042- + 2H + |3
Mn04- + 2H20 + 3 E→ Mn02 + 4OH | 2
_____________________________________
3SO 3 2- + 2 MnO 4 - + H 2 O → 3SO 4 2- + 2 MnO 2 + 2OH
Ve vysoce alkalickém prostředí:
Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + Na 2 MnO + H 2 O
SO32- + 2 OH--2 E→ SO42- + H20 | 1
Mn04 - + E→ MnO 4 2 |2
____________________________________
SO 3 2- + 2 MnO 4 - + 2OH → SO 4 2- + 2MnO 4 2- + H 2 O
Peroxid vodíku(H 2 O 2), v závislosti na prostředí, se obnovuje podle schématu:
1) Kyselé prostředí (H +) H 2 O 2 + 2H + + 2 E→ 2H2O
2) Neutrální médium (H 2 O) H 2 O 2 + 2 E→ 2OH
3) Alkalické médium (OH -) H 2 O 2 + 2 E→ 2OH
Peroxid vodíku(H 2 O 2) působí jako oxidační činidlo:
2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O
Fe 2+ - E= Fe3+ |2
H202 + 2H++ 2 E\u003d 2H20 | 1
________________________________
2Fe2+ + H202 + 2H + → 2Fe3+ + 2 H20
Při setkání s velmi silnými oxidačními činidly (KMnO 4) Peroxid vodíku(H 2 O 2) působí jako redukční činidlo:
5H202 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H20
H202-2 E-> 02 + 2H + |5
Mn04- + 8H++ 5 E→ Mn2+ + 4H20 |2
_________________________________
5H20 + 2 MnO4 - + 6H + → 5O2 + 2Mn2+ + 8H20
6.
Stanovení produktů redoxních reakcí. 
V praktické části tohoto tématu jsou uvažovány redoxní procesy s uvedením pouze výchozích činidel. Obvykle je třeba stanovit reakční produkty. Reakce zahrnuje např chloridu železitého(FeCl3) a jodid draselný(KJ):
FeCl3 + KJ = A + B + C
nutné k instalaci složené vzorce A, B, C, vzniklé jako výsledek redoxního procesu.
Počáteční oxidační stavy činidel jsou následující: Fe 3+, Cl-, K+, J-. Je snadné předpokládat, že Fe 3+ jako oxidační činidlo (má maximální oxidační stav) může snížit svůj oxidační stav pouze na Fe 2+:
Fe3+ + E= Fe2+
Chloridový iont a draselný iont v reakci nemění svůj oxidační stav a jodidový ion může svůj oxidační stav pouze zvyšovat, tzn. přejděte do stavu J 2 0:
2J - - 2 E= J20
Výsledkem reakce bude kromě redoxního procesu výměnná reakce mezi FeCl 3 a KJ, ale s přihlédnutím ke změně oxidačních stavů se reakce neurčuje podle tohoto schématu:
FeCl3 + KJ = FeJ3 + KCl,
ale bude mít formu
FeCl 3 + KJ = FeJ 2 + KCl,
kde produkt C je sloučenina J 2 0:
FeCl3 + 6KJ = 2FeJ2 + 6KJ + J2
Fe3+ + E═> Fe2+ |2
2J - - 2 E═> J 2 0 |1
________________________________
2Fe +3 + 2J - = 2Fe2+ + J20
V budoucnu při určování produktů redoxního procesu můžete použít tzv. „výtahový systém“. Jejím principem je, že jakoukoli redoxní reakci lze reprezentovat jako pohyb výtahů ve vícepodlažní budově ve dvou vzájemně opačných směrech. Navíc budou "podlahy". oxidační stavy relevantní prvky. Protože kterákoli ze dvou polovičních reakcí v redoxním procesu je doprovázena buď snížením nebo zvýšením oxidační stavy toho či onoho prvku, pak lze jednoduchou úvahou předpokládat jejich možné oxidační stavy ve výsledných reakčních produktech.
Jako příklad uvažujme reakci, při které reaguje síra s koncentrovaný roztok hydroxidu sodného ( NaOH):
S + NaOH (konc) = (A) + (B) + H20
Protože při této reakci dojde ke změnám pouze s oxidačními stavy síry, pro názornost sestavíme diagram jejích možných stavů:
Sloučeniny (A) a (B) nemohou být současně sirnými stavy S +4 a S +6, protože v tomto případě by proces probíhal pouze s uvolňováním elektronů, tzn. bude obnovující:
S 0-4 E=S+4
S 0-6 E=S+6
Ale to by bylo v rozporu s principem redoxních procesů. Pak by se mělo předpokládat, že v jednom případě by měl proces probíhat uvolňováním elektronů a v druhém případě by se měl pohybovat opačným směrem, tzn. být oxidační:
S 0-4 E=S+4
S 0 + 2 E=S-2
Na druhou stranu, jaká je pravděpodobnost, že proces obnovy bude proveden do stavu S +4 nebo S +6? Protože reakce probíhá v alkalickém a nikoli v kyselém prostředí, je její oxidační schopnost mnohem nižší, proto je tvorba sloučeniny S+4 v této reakci výhodnější než S+6. Konečná reakce tedy bude mít podobu:
4S + 6NaOH (konc) = Na2S03 + 2Na2S + 3H20
S 0 +2 E= S - 2 | 4 | 2
S° + 6OH--4 E= S032- + 3H20 | 2 | 1
3S 0 + 6OH - \u003d 2S - 2 + SO 3 2 - + 3H 2O
Jako další příklad zvažte následující reakci mezi fosfinem a koncentrovaná kyselina dusičná(HNO3):
PH3 + HNO3 \u003d (A) + (B) + H20
V tomto případě máme různé stupně oxidace fosforu a dusíku. Pro názornost uvádíme diagramy stavu jejich oxidačních stavů.
Fosfor v oxidačním stavu (-3) bude vykazovat pouze redukční vlastnosti, takže v reakci zvýší svůj oxidační stav. Kyselina dusičná sám o sobě je silné oxidační činidlo a vytváří kyselé prostředí, takže fosfor ze stavu (-3) dosáhne svého maximálního oxidačního stavu (+5).
Naproti tomu dusík sníží svůj oxidační stav. V reakcích tohoto typu obvykle až do stavu (+4).
Dále není obtížné předpokládat, že fosfor ve stavu (+5), který je produktem (A), může být pouze kyselina fosforečná H3P04, protože reakční prostředí je silně kyselé. Dusík v takových případech obvykle nabývá oxidačního stavu (+2) nebo (+4), častěji (+4). Proto bude produkt (B). Oxid dusnatý NO2. Zbývá pouze vyřešit tuto rovnici bilanční metodou:
P - 3 - 8 E= P+5 | 1
N+ 5+ E= N+4 | 8
P-3 + 8N +5 = P +5 + 8N +4
PH 3 + 8HNO3 \u003d H3PO4 + 8NO2 + 4H20
stránky, s úplným nebo částečným zkopírováním materiálu, je vyžadován odkaz na zdroj.
Redoxní reakce (ORD)- reakce doprovázené přidáním nebo uvolněním elektronů, případně redistribucí elektronové hustoty na atomech (změna stupně oxidace).
OVR etapy
Oxidace- návrat elektronů atomy, molekulami nebo ionty. V důsledku toho stoupá oxidační stav. Redukční činidla darují elektrony.
Zotavení- přidání elektronů. V důsledku toho se oxidační stav snižuje. Oxidační činidla přijímají elektrony.
OVR- vázaný proces: pokud dochází k redukci, dochází také k oxidaci.
Pravidla OVR
Ekvivalentní výměna elektronů a atomová rovnováha.
kyselé prostředí
V kyselém prostředí se uvolněné oxidové ionty vážou s protony za vzniku molekul vody; chybějící oxidové ionty dodávají molekuly vody, poté se z nich uvolňují protony.
Tam, kde není dostatek atomů kyslíku, píšeme tolik molekul vody, kolik je málo oxidových iontů.
Síra v siřičitanu draselném má oxidační stav +4, mangan v manganistanu draselném má oxidační stav +7, reakčním prostředím je kyselina sírová.
Maraganets v nejvyšší stupeň oxidace - oxidační činidlo, proto je siřičitan draselný redukční činidlo.
Poznámka: +4 je střední oxidační stav síry, takže může působit jako redukční činidlo i jako oxidační činidlo. U silných oxidačních činidel (manganistan, dichroman) je siřičitan redukčním činidlem (zoxidovaný na síran), u silných redukčních činidel (halogenidy, chalkogenidy) je siřičitan oxidačním činidlem (redukovaným na síru nebo sulfid).
Síra z oxidačního stavu +4 přechází do +6 - siřičitan se oxiduje na síran. Mangan z oxidačního stavu +7 přechází do +2 (kyselé prostředí) - manganistanový iont se redukuje na Mn 2+.
2. Vytvořte poloviční reakce. Vyrovnávací mangan: Z manganistanu se uvolňují 4 oxidové ionty, které jsou vázány vodíkovými ionty (kyselé prostředí) do molekul vody. 4 oxidové ionty se tedy vážou na 8 protonů ve 4 molekulách vody.
Jinými slovy, na pravé straně rovnice chybí 4 kyslík, takže napíšeme 4 molekuly vody, na levou stranu rovnice - 8 protonů.
Sedm mínus dva je plus pět elektronů. Můžete vyrovnat celkovým nábojem: na levé straně rovnice osm protonů mínus jeden manganistan \u003d 7+, na pravé straně mangan s nábojem 2+, voda je elektricky neutrální. Sedm mínus dva je plus pět elektronů. Vše je vyvážené.
Vyrovnávací síra: chybějící oxidový iont na levé straně rovnice dodává molekula vody, ze které se následně uvolňují dva protony na pravou stranu.
Levý náboj 2-, pravý 0 (-2+2). mínus dva elektrony.
Vynásobte horní poloviční reakci 2, spodní 5.
Snižujeme protony a vodu.
Síranové ionty se vážou na ionty draslíku a manganu.
Alkalické prostředí
V alkalickém prostředí jsou uvolněné oxidové ionty vázány molekulami vody za vzniku hydroxidových iontů (OH - skupiny). Chybějící oxidové ionty dodávají hydroxoskupiny, kterých je třeba brát dvakrát tolik.
Kde je málo oxidových iontů, píšeme 2x více hydroxoskupin, než je málo, na druhou stranu - voda.
Příklad. Pomocí metody elektronové rovnováhy napište reakční rovnici, určete oxidační činidlo a redukční činidlo:
Určete stupeň oxidace:
Vizmut (III) se silnými oxidačními činidly (například Cl 2) v alkalickém prostředí vykazuje redukční vlastnosti (oxiduje na vizmut V):
Protože na levé straně rovnice není dostatek 3 kyslíků pro rovnováhu, píšeme 6 hydroxoskupin a napravo - 3 vody.
Konečná reakční rovnice:
Neutrální prostředí
V neutrálním prostředí jsou uvolněné oxidové ionty vázány molekulami vody za vzniku hydroxidových iontů (OH - skupiny). Chybějící oxidové ionty dodávají molekuly vody. Uvolňují se z nich ionty H +.
Pomocí metody elektronové rovnováhy napište reakční rovnici, určete oxidační činidlo a redukční činidlo:
1. Určete stupeň oxidace: síra v persíranu draselném má oxidační stav +7 (je to oxidační činidlo, protože nejvyšší oxidační stupeň), brom v bromidu draselném má oxidační stav -1 (je to redukční činidlo, protože nejnižší oxidační stupeň), reakčním prostředím je voda.
Síra z oxidačního stavu +7 přechází do +6 - persíran se redukuje na síran. Brom přechází z oxidačního stavu -1 do 0 - bromidový iont se oxiduje na brom.
2. Vytvořte poloviční reakce. Vyrovnejte síru (faktor 2 před sulfátem). Kyslík je vyvážený.
Na levé straně je náboj 2-, na pravé straně je náboj 4-, jsou připojeny 2 elektrony, takže píšeme +2
Vyrovnejte brom (faktor 2 před bromidovým iontem). Na levé straně je náboj 2-, na pravé straně je náboj 0, 2 elektrony jsou dány pryč, takže píšeme -2
3. Celková rovnice elektronické váhy.
4. Výsledná reakční rovnice: Síranové ionty se vážou s draselnými ionty na síran draselný, faktor 2 před KBr a před K2SO4. Voda nebyla potřeba – uzavíráme ji do hranatých závorek.
Klasifikace OVR
- Oxidační činidlo a redukční činidlo- různé látky
- Samookysličovadla, samoobnovovatelé (disproporcionace, dismutace). Prvek ve středním oxidačním stavu.
- Oxidační nebo redukční činidlo - médium pro proces
- Intramolekulární oxidace-redukce. Složení stejné látky zahrnuje oxidační činidlo a redukční činidlo.
Pevné skupenství, vysokoteplotní reakce.
Kvantitativní charakteristiky OVR
Standardní redoxní potenciál, E 0- potenciál elektrody vzhledem ke standardnímu potenciálu vodíku. Více o .
Aby OVR prošel, je nutné, aby rozdíl potenciálů byl větší než nula, to znamená, že potenciál oxidačního činidla musí být větší než potenciál redukčního činidla:
, 
Například:
Čím nižší je potenciál, tím silnější je redukční činidlo; čím vyšší je potenciál, tím silnější je oxidační činidlo.
Oxidační vlastnosti jsou silnější v kyselém prostředí, redukční - v alkalickém.
Celá řada chemických reakcí může být redukována na dva typy. Pokud se v důsledku reakce oxidační stavy prvků nemění, pak se takové reakce nazývají výměna, v opačném případě - redoxní reakce.
Průběh chemických reakcí je způsoben výměnou částic mezi reagujícími látkami. Například při neutralizační reakci dochází k výměně mezi kationty a anionty kyseliny a zásady, což vede k vytvoření slabého elektrolytu - vody:
Často je výměna doprovázena přenosem elektronů z jedné částice na druhou. Takže když je měď nahrazena zinkem v roztoku síranu měďnatého (II)
elektrony z atomů zinku přecházejí na ionty mědi:
Proces ztráty elektronů částicí se nazývá oxidace, a proces získávání elektronů je obnovení. Oxidace a redukce probíhají současně, proto se nazývají interakce doprovázené přenosem elektronů z jedné částice na druhou redoxních reakcí.
Přenos elektronů může být neúplný. Například v reakci
místo s nízkou polaritou C-H spojení objevují se silně polární vazby H-Cl. Pro usnadnění zápisu redoxních reakcí se používá pojem stupeň oxidace, který charakterizuje stav prvku v chemická sloučenina a jeho chování v reakcích.
Oxidační stav- hodnota číselně rovna formálnímu náboji, který lze přisoudit prvku, na základě předpokladu, že všechny elektrony každé z jeho vazeb přešly na elektronegativnější atom této sloučeniny.
Pomocí konceptu oxidačního stavu lze dát více obecná definice oxidační a redukční procesy. redoxní nazývané chemické reakce, které jsou doprovázeny změnou oxidačních stavů prvků látek zapojených do reakce. Při snižování oxidační stav prvku klesá, při oxidaci - se zvyšuje. Látka, která obsahuje prvek snižující oxidační stav, se nazývá oxidační činidlo; se nazývá látka, která obsahuje prvek zvyšující oxidační stav redukční činidlo.
Oxidační stav prvku ve sloučenině se určuje podle následujících pravidel:
Oxidační stav prvku v jednoduché látce je nulový;
· algebraický součet všech oxidačních stavů atomů v molekule je roven nule;
algebraický součet všech oxidačních stavů atomů v komplexním iontu, stejně jako oxidační stav prvku v jednoduchém monatomickém iontu, je roven náboji iontu;
Negativní oxidační stav ve sloučenině vykazují atomy prvku, který má nejvyšší elektronegativitu;
Maximální možný (kladný) oxidační stav prvku odpovídá číslu skupiny, ve které se prvek nachází. Periodický systém DI. Mendělejev.
Oxidační stav atomů prvků ve sloučenině je napsán nad symbolem tohoto prvku s uvedením nejprve znaménka oxidačního stavu a poté například jeho číselné hodnoty.
Řada prvků ve sloučeninách vykazuje konstantní oxidační stav, který se používá při určování oxidačních stavů jiných prvků:
Redoxní vlastnosti atomů různých prvků se projevují v závislosti na mnoha faktorech, z nichž nejdůležitější jsou - elektronická struktura prvek, jeho oxidační stav v látce, povaha vlastností ostatních účastníků reakce. Sloučeniny, které obsahují atomy prvků s maximálním (kladným) oxidačním stavem, lze například pouze redukovat a působit jako oxidační činidla. Sloučeniny obsahující prvky s minimálním oxidačním stavem, např. 
může pouze oxidovat a působit jako redukční činidlo.
Látky obsahující prvky se středním oxidačním stavem, např. 
mít redoxní dualita. V závislosti na reakčním partnerovi jsou takové látky schopny jak přijímat (při interakci se silnějšími redukčními činidly), tak darovat (při interakci se silnějšími oxidačními činidly) elektrony.
Složení redukčních a oxidačních produktů také závisí na mnoha faktorech, včetně prostředí, ve kterém chemická reakce probíhá, koncentrace činidel a aktivity partnera v redoxním procesu.
Pro sepsání rovnice redoxní reakce je nutné vědět, jak se mění oxidační stavy prvků a na jaké další oxidační činidlo a redukční činidlo přechází. Zvážit stručná charakteristika nejčastěji používaná oxidační a redukční činidla.
Nejdůležitější oxidační činidla. Z jednoduchých látek jsou pro typické nekovy typické oxidační vlastnosti: fluor F 2, chlor Cl 2, brom Br 2, jód I 2, kyslík O 2.
Halogeny, regenerují, získávají oxidační stav -1 a od fluoru k jódu jejich oxidační vlastnosti slábnou (F 2 má omezené použití kvůli své vysoké agresivitě):
Kyslík, regeneruje, získává oxidační stav -2:
Nejvýznamnějšími oxidačními činidly mezi kyselinami obsahujícími kyslík a jejich solemi jsou kyselina dusičná HNO 3 a její soli, koncentrovaná kyselina sírová H 2 SO 4, halogenové kyseliny obsahující kyslík HNalO x a jejich soli, manganistan draselný KMnO 4 a dichroman draselný K 2 Cr207.
Kyselina dusičná vykazuje oxidační vlastnosti díky dusíku v oxidačním stavu +5. V tomto případě je možná tvorba různých produktů obnovy:
Hloubka redukce dusíku závisí na koncentraci kyseliny a také na aktivitě redukčního činidla, určené jeho redoxním potenciálem:
Obr. 1. Hloubka redukce dusíku jako funkce koncentrace kyseliny.
Například oxidace zinku (aktivního kovu) kyselinou dusičnou je doprovázena tvorbou různých redukčních produktů, ale asi v koncentraci HNO 3 asi 2 % (hmot.) vzniká převážně NH 4 NO 3:
při koncentraci HNO 3 přibližně 5 % (hmot.) - N 2 O:
při koncentraci HNO 3 asi 30 % (hmot.) - NO:
a při koncentraci HNO 3 přibližně 60 % (hmot.) se tvoří převážně - NO 2:
Oxidační aktivita kyseliny dusičné se zvyšuje se zvyšující se koncentrací, proto koncentrovaná HNO 3 oxiduje nejen aktivní, ale i neaktivní kovy, jako je měď a stříbro, za vzniku především oxidu dusnatého (IV):
stejně jako nekovy, jako je síra a fosfor, oxidují je na kyseliny odpovídající nejvyšším oxidačním stupňům:
Soli kyseliny dusičné ( dusičnany) lze redukovat v kyselém prostředí a při interakci s aktivními kovy a v alkalickém prostředí, jakož i v tavenině:
Lučavka královská- směs koncentrované a dusičné kyseliny, smíchaná v poměru 1:3 objemově. Název této směsi je dán tím, že rozpouští i ušlechtilé kovy, jako je zlato a platina:
Průběh této reakce je způsoben tím, že aqua regia uvolňuje nitrosylchlorid NOCl a volný chlor Cl 2:
které přeměňují kovy na chloridy.
Kyselina sírová vykazuje oxidační vlastnosti v koncentrovaném roztoku díky sírě v oxidačním stavu +6:
Složení redukčních produktů je určeno především aktivitou redukčního činidla a koncentrací kyseliny:
Obr.2. Snížení aktivity síry v závislosti na
koncentrace kyseliny.
Interakce koncentrované H2SO4 s nízkoaktivními kovy, některými nekovy a jejich sloučeninami tedy vede k tvorbě oxidu síry (IV):
Aktivní kovy obnovují koncentraci kyselina sírová na síru nebo sirovodík:
v tomto případě H2S, S a S02 současně vznikají v různých poměrech. V tomto případě je však hlavním produktem redukce H2SO4 SO2, protože uvolněný S a H2S lze oxidovat koncentrovanou kyselinou sírovou:
a jejich soli (viz tabulka A.1.1) se často používají jako oxidační činidla, ačkoli mnoho z nich má dvojí charakter. Redukčními produkty těchto sloučenin jsou zpravidla chloridy a bromidy (oxidační stav -1), jakož i jód (oxidační stav 0);
Avšak i v tomto případě závisí složení redukčních produktů na reakčních podmínkách, koncentraci oxidačního činidla a aktivitě redukčního činidla:
Manganistan draselný vykazuje oxidační vlastnosti díky manganu v oxidačním stupni +7. V závislosti na prostředí, ve kterém reakce probíhá, se redukuje na různé produkty: v kyselém prostředí na soli manganu (II), v neutrálním prostředí na oxid manganatý (IV) v hydratované formě MnO (O) 2, v alkalické médium k manganátu -a ona
kyselé prostředí
neutrální prostředí
alkalické prostředí
Dichroman draselný, jehož molekula obsahuje chrom v oxidačním stupni +6, je silné oxidační činidlo při slinování a v kyselém roztoku
V neutrálním prostředí vykazuje oxidační vlastnosti
V alkalickém prostředí rovnováha mezi ionty chromanu a dichromanu
je posunuta směrem k formaci, proto v alkalickém prostředí je oxidační činidlo chroman draselný K2CrO4:
nicméně K 2 CrO 4 je slabší oxidační činidlo ve srovnání s K 2 Cr 2 O 7.
Mezi ionty vykazuje oxidační vlastnosti vodíkový iont H + a kovové ionty v nejvyšším oxidačním stavu. vodíkový iont H+ působí jako oxidační činidlo při interakci aktivních kovů se zředěnými roztoky kyselin (s výjimkou HNO 3)
kovové ionty v relativně vysokém oxidačním stavu, jako je Fe 3+, Cu 2+, Hg 2+, se obnovují a mění se na ionty s nižším oxidačním stavem
nebo jsou izolovány z roztoků jejich solí ve formě kovů
Nejdůležitější redukční činidla. Typická redukční činidla mezi jednoduché látky zahrnují aktivní kovy, jako jsou alkalické kovy a kovy alkalických zemin, zinek, hliník, železo a další, a také některé nekovy (vodík, uhlík, fosfor, křemík).
Kovy v kyselém prostředí se oxidují na kladně nabité ionty:
V alkalickém prostředí dochází k oxidaci kovů vykazujících amfoterní vlastnosti; v tomto případě se tvoří záporně nabité anionty nebo hydroxokomponenty:
nekovy, oxidované, tvoří oxidy nebo odpovídající kyseliny:
Redukční funkce mají anionty bez kyslíku, jako jsou Cl -, Br -, I -, S 2-, H - a kationty kovů v nejvyšším stupni oxidace.
V řadě halogenidové ionty, které po oxidaci obvykle tvoří halogeny:
redukční vlastnosti jsou zvýšeny z Cl- na I-.
hydridy kovy vykazují redukční vlastnosti v důsledku oxidace vodíku vázaného (oxidační stav -1) na volný vodík:
kationty kovů v nejnižším stupni oxidace, jako je Sn 2+, Fe 2+, Cu +, Hg 2 2+ a další, je při interakci s oxidačními činidly charakteristický nárůst stupně oxidace:
Redoxní dualita. Mezi jednoduchými látkami je redoxní dualita charakteristická pro podskupiny prvků VIIA, VIA a VA, které mohou jak zvyšovat, tak snižovat svůj oxidační stav.
Často se používá jako oxidační činidlo halogeny působením silnějších oxidačních činidel vykazují redukční vlastnosti (s výjimkou fluoru). Jejich oxidační schopnosti se snižují a jejich redukční vlastnosti se zvyšují z Cl 2 na I 2:
Obr.3. Redoxní schopnost halogenů.
Tato vlastnost je ilustrována reakcí oxidace jódu s chlorem ve vodném roztoku:
Složení sloučenin obsahujících kyslík, které vykazují duální chování při redoxních reakcích, také zahrnuje prvky ve středním oxidačním stavu. Kyslíkaté kyseliny halogenů a jejich soli, jejichž molekuly zahrnují halogen ve středním oxidačním stavu, mohou být obě oxidační činidla
a restaurátory
Peroxid vodíku, obsahující kyslík v oxidačním stupni -1, vykazuje oxidační vlastnosti v přítomnosti typických redukčních činidel, protože oxidační stav kyslíku může klesnout až na -2:
Posledně jmenované reakce se využívá při restaurování obrazů starých mistrů, jejichž barvy, obsahující bílé olovo, vlivem interakce se vzdušným sirovodíkem černají.
Při interakci se silnými oxidačními činidly se oxidační stav kyslíku, který je součástí peroxidu vodíku, zvýší na 0, H 2 O 2 vykazuje vlastnosti redukčního činidla:
Kyselina dusitá A dusitany, které zahrnují dusík v oxidačním stavu +3 a mohou také působit jako oxidační činidla
a jako restaurátor
Klasifikace. Existují čtyři typy redoxních reakcí.
1. Pokud jsou oxidační činidlo a redukční činidlo různé látky, pak takové reakce souvisejí intermolekulární. Všechny výše uvedené reakce jsou příklady.
2. Při tepelném rozkladu komplexních sloučenin, které zahrnují oxidační činidlo a redukční činidlo ve formě atomů různých prvků, dochází k redoxním reakcím, tzv. intramolekulární:
3. Reakce disproporce (dismutace nebo podle zastaralé terminologie samooxidace - samoléčení) může nastat, pokud jsou sloučeniny obsahující prvky v přechodných oxidačních stavech vystaveny podmínkám, kdy jsou nestabilní (například při zvýšených teplotách). Oxidační stav tohoto prvku stoupá i klesá:
4. Reakce kontraproporcionalita (přepínání) jsou procesy interakce oxidačního činidla a redukčního činidla, které zahrnují stejný prvek s různé míry oxidace. Výsledkem je, že produktem oxidace a redukce je látka se středním oxidačním stavem atomů daného prvku:
Existují také smíšené reakce. Například intramolekulární kontraproporcionační reakce zahrnuje rozklad dusičnanu amonného
Sestavení rovnic.
Rovnice redoxních reakcí jsou založeny na principech rovnosti počtu stejných atomů před a po reakci a také s přihlédnutím k rovnosti počtu elektronů darovaných redukčním činidlem a počtu elektronů přijatých redukčním činidlem. oxidační činidlo, tzn. elektroneutralita molekul. Reakce je prezentována jako systém dvou poloreakcí - oxidace a redukce, jejichž sečtením při zohlednění naznačených principů vzniká sestavení obecné rovnice procesu.
Pro sestavení rovnic redoxních reakcí se nejčastěji používá metoda elektron-iontových poloreakcí a metoda elektronové rovnováhy.
Metoda elektron-iontových poloreakcí používá se při přípravě reakčních rovnic probíhajících ve vodném roztoku, stejně jako reakcí zahrnujících látky, jejichž oxidační stav prvků je obtížné určit (například KNCS, CH 3 CH 2 OH).
Podle této metody se rozlišují následující hlavní etapy sestavení reakční rovnice.
a) zapište obecné molekulární schéma procesu s uvedením redukčního činidla, oxidačního činidla a prostředí, ve kterém reakce probíhá (kyselé, neutrální nebo alkalické). Například
b) s přihlédnutím k disociaci elektrolytů ve vodném roztoku je toto schéma prezentováno ve formě interakce molekulární iont. Ionty, jejichž oxidační stavy atomů se nemění, nejsou ve schématu uvedeny, s výjimkou středních iontů (H +, OH -):
c) určit oxidační stavy redukčního činidla a oxidačního činidla, jakož i produkty jejich interakce:
f) přidejte ionty, které se nezúčastnily oxidačně-redukčního procesu, vyrovnejte jejich počet vlevo a vpravo a zapište rovnici molekulární reakce
Největší potíže vznikají při sestavování materiálové bilance oxidačních a redukčních poloreakcí, kdy se mění počet atomů kyslíku, které tvoří částice oxidačního činidla a redukčního činidla. Je třeba vzít v úvahu, že v vodní roztoky k vazbě nebo adici kyslíku dochází za účasti molekul vody a iontů prostředí.
V procesu oxidace se na jeden atom kyslíku navázaný na částici redukčního činidla v kyselém a neutrálním prostředí spotřebuje jedna molekula vody a vytvoří se dva ionty H +; v alkalickém prostředí se spotřebují dva hydroxidové ionty OH a vznikne jedna molekula vody (tab. 1.1).
K navázání jednoho atomu kyslíku oxidačního činidla v kyselém prostředí se při redukčním procesu spotřebují dva ionty H + a vznikne jedna molekula vody; v neutrálním a alkalickém prostředí se spotřebovává jedna molekula H 2 O, vznikají dva OH ionty - (tab. 1, 2).
stůl 1
Vazba atomů kyslíku na redukční činidlo během oxidace
tabulka 2
Vazba atomů kyslíku oxidačního činidla při redukci
Výhody metody elektron-iontových poloreakcí spočívají v tom, že při sestavování rovnic redoxních reakcí se berou v úvahu reálné stavy částic v roztoku a úloha prostředí v průběhu procesů, není třeba použijte formální koncept stupně oxidace.
Metoda elektronické váhy, založený na zohlednění změn oxidačního stavu a principu elektroneutrality molekuly, je univerzální. Běžně se používá k formulaci rovnic pro redoxní reakce probíhající mezi plyny, pevné látky a v taveninách.
Pořadí operací podle metody je následující:
1) zapište vzorce reaktantů a reakčních produktů v molekulární formě:
2) určete oxidační stavy atomů, které jej během reakce mění:
3) změnou oxidačních stavů se určí počet elektronů darovaných redukčním činidlem a počet elektronů přijatých oxidačním činidlem a sestaví se elektronická bilance s přihlédnutím k principu rovnosti počtu daných a přijaté elektrony:
4) faktory elektronické rovnováhy jsou zapsány do rovnice redoxní reakce jako hlavní stechiometrické koeficienty:
5) vyberte stechiometrické koeficienty zbývajících účastníků reakce:
Při sestavování rovnic je třeba vzít v úvahu, že oxidační činidlo (nebo redukční činidlo) může být spotřebováno nejen při hlavní redoxní reakci, ale také při vazbě výsledných reakčních produktů, to znamená, že může působit jako médium a formovač soli.
Příkladem, kdy oxidační činidlo hraje roli média, je oxidační reakce kovu v kyselina dusičná, sestavené metodou elektron-iontových poloreakcí:
Příkladem, kdy je redukčním činidlem prostředí, ve kterém reakce probíhá, je oxidace kyseliny chlorovodíkové dichromanem draselným, sestavená metodou elektronové rovnováhy:
Při výpočtu kvantitativních, hmotnostních a objemových poměrů účastníků redoxních reakcí se využívá základních stechiometrických zákonů chemie a zejména zákona ekvivalentů. K určení směru a úplnosti průběhu redoxních procesů se používají hodnoty termodynamických parametrů těchto systémů a při reakcích ve vodných roztocích hodnoty odpovídajících elektrodových potenciálů.
Jak zjistit kde chemická reakce oxidační činidlo a kde je redukční činidlo? a dostal nejlepší odpověď
Odpověď od str.[aktivní]
pokud po reakci (za rovnítkem) látka získá kladný náboj, pak jde o redukční činidlo
a pokud získá záporný náboj, znamená to oxidační činidlo
Například
H2 + O2 = H20
před reakcí mají vodík i kyslík nulový náboj
po reakci
vodík získává náboj +1 a kyslík -2 znamená, že vodík je redukční činidlo
a kyslík je oxidační činidlo!
Zdroj: =)) kdyby vám něco nebylo jasné, napište)
Odpověď od 2 odpovědi[guru]
Ahoj! Zde je výběr témat s odpověďmi na vaši otázku: Jak zjistit, kde je při chemické reakci oxidační činidlo a kde redukční činidlo?
Odpověď od BeardMax[guru]
K tomu potřebujete vědět, jaký je stupeň oxidace.
Naučte se určit oxidační stav libovolného atomu v chemické sloučenině.
Dále se podívejte, které atomy CO při reakci rostou a které se snižují. První jsou redukční činidla, druhá jsou oxidační činidla.
V obecná chemie nemusel chodit.
Odpověď od OOO[nováček]
Redukční činidlo je látka, která daruje elektrony. H-r, Ca (2+) - 2e \u003d Ca (0)
Oxidační činidlo je látka, která přijímá elektrony.
Odpověď od Mariška[nováček]
Chcete-li to zjistit, musíte se podívat na to, co jsou činidla a co se přidává jako médium. Například pokud je ve výchozích materiálech Mn (+4) a voda, tak Mn změní oxidační stav na (+6), pokud se nepletu. Navíc vidíte, v jakém stupni oxidace prvky jsou (najednou je někde minimum nebo naopak maximum).
