Tunnis uurime teemat "Redoksreaktsioonid". Saate teada nende reaktsioonide määratlused, nende erinevused teist tüüpi reaktsioonidest. Pidage meeles, mis on oksüdatsiooniaste, oksüdeeriv aine ja redutseerija. Õppige joonistama redoksreaktsioonide elektroonilisi tasakaaluskeeme, tutvuge redoksreaktsioonide klassifikatsiooniga.
Teema: Redoksreaktsioonid
Õppetund: Redoksreaktsioonid
Reaktsioone, mis toimuvad reagendid moodustavate aatomite oksüdatsiooniastmete muutumisel, nimetatakse redoks . Oksüdatsiooniastmete muutumine toimub elektronide ülekande tõttu redutseerijalt oksüdeerivale ainele. on aatomi formaalne laeng, eeldades, et kõik ühendis olevad sidemed on ioonsed.
Oksüdeerija - aine, mille molekulid või ioonid võtavad vastu elektrone. Kui element on oksüdeeriv aine, väheneb selle oksüdatsiooniaste.
O 0 2 + 4e - → 2O -2 (oksüdeeriv aine, redutseerimisprotsess)
Protsess vastuvõtt nimetatakse elektronide aineid taastamine. Protsessi käigus oksüdeerija redutseeritakse.
Restauraator - aine, mille molekulid või ioonid loovutavad elektrone. Redutseerijal on suurenenud oksüdatsiooniaste.
S 0 -4e - →S +4 (redutseerija, oksüdatsiooniprotsess)
Protsess naaseb nimetatakse elektronideks. Redutseerija oksüdeeritakse protsessi käigus.
Näide nr 1. Kloori saamine laboris
Laboris saadakse kloori kaaliumpermanganaadist ja kontsentreeritakse vesinikkloriidhappest. Kaaliumpermanganaadi kristallid asetatakse Wurtzi kolbi. Kolb suletakse tilklehtriga korgiga. Lehtrisse valatakse vesinikkloriidhape. Vesinikkloriidhape valatakse tilklehtrist. Kloori jõuline eraldumine algab kohe. Ventilatsioonitoru kaudu täidab kloor silindri järk-järgult, tõrjudes sealt välja õhu. Riis. 1.
Riis. 1
Selle reaktsiooni näitel mõelgem, kuidas koostada elektroonilist bilansi.
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
Oksüdatsiooniastmed muutsid mangaani ja kloori.
Mn +7 +5e - = Mn +2 oksüdeeriv aine, redutseerimisprotsess
2 CI - -2e - \u003d CI 0 2 redutseerija, oksüdatsiooniprotsess
4. Võrdsusta antud ja vastuvõetud elektronide arv. Selleks leiame arvude 5 ja 2 vähima ühiskordse. See on 10. Väikseima ühiskordse jagamise tulemusena antud ja vastuvõetud elektronide arvuga leiame koefitsiendid oksüdeeriva aine ees ja redutseerija.
Mn +7 +5e - = Mn +2 2
2 CI - -2e - \u003d CI 0 2 5
2KMnO4+? HCI = ?KCI + 2MnCI2 + 5CI2+? H2O
Kuid vesinikkloriidhappe valemi ette ei pandud koefitsienti, kuna kõik kloriidiioonid ei osalenud redoksprotsessis. Elektronide tasakaalu meetod võimaldab võrdsustada ainult redoksprotsessis osalevaid ioone. Seetõttu on vaja võrdsustada mitteosalevate ioonide arv. Nimelt kaaliumi katioonid, vesiniku ja kloriidi anioonid. Tulemuseks on järgmine võrrand:
2KMnO4 + 16 HCI = 2KCI + 2MnCI2 + 5CI2 + 8H2O
Näide nr 2. Vase koostoime kontsentreeritud lämmastikhappega. Riis. 2.
10 ml happega klaasi asetati “vask” münt. Kiiresti algas pruuni gaasi eraldumine (eriti muljetavaldavad nägid pruunid mullid veel värvitus vedelikus). Kogu vedeliku kohal olev ruum muutus pruuniks, klaasist valati välja pruunid aurud. Lahendus muutus roheline värv. Reaktsioon kiirenes pidevalt. Umbes poole minuti pärast muutus lahus siniseks ja kahe minuti pärast hakkas reaktsioon aeglustuma. Münt ei lahustunud täielikult, kuid kaotas paksuses palju (seda sai sõrmedega painutada). Lahuse roheline värvus reaktsiooni algfaasis on tingitud lämmastikhappe redutseerimise saadustest.
Riis. 2
1. Kirjutame selle reaktsiooni skeemi:
Cu + HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O
2. Järjestame kõigi reaktsioonis osalevate ainete elementide oksüdatsiooniastmed:
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
Oksüdatsiooniastmed muutsid vaske ja lämmastikku.
3. Koostame diagrammi, mis kajastab elektronide ülemineku protsessi:
N +5 + e - \u003d N +4 oksüdeeriv aine, redutseerimisprotsess
Cu 0 -2e - = Cu +2 redutseerija, oksüdatsiooniprotsess
4. Võrdsusta antud ja vastuvõetud elektronide arv. Selleks leiame arvude 1 ja 2 vähima ühiskordse. See on 2. Väikseima ühiskordse jagamise tulemusena antud ja vastuvõetud elektronide arvuga leiame koefitsiendid oksüdeeriva aine ees ja redutseerija.
N +5 + e - \u003d N +4 2
Cu 0 -2e - \u003d Cu +2 1
5. Viime koefitsiendid üle algsesse skeemi ja teisendame reaktsioonivõrrandi.
Cu + ?HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Lämmastikhape ei osale mitte ainult redoksreaktsioonis, seega koefitsienti esialgu ei kirjutata. Selle tulemusena saadakse lõpuks järgmine võrrand:
Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Redoksreaktsioonide klassifikatsioon
1. Molekulidevahelised redoksreaktsioonid .
Need on reaktsioonid, milles oksüdeerivad ja redutseerivad ained on erinevad ained.
H 2S -2 + Cl 0 2 → S 0 + 2HCl -
2. Intramolekulaarsed reaktsioonid, mille käigus oksüdeerivad ja peatavad aatomid on sama aine molekulides, näiteks:
2H + 2O-2 → 2H 0 2 + O 0 2
3. Disproportsioon (iseoksüdatsioon-isetaastumine) - reaktsioonid, milles sama element toimib nii oksüdeeriva ainena kui ka redutseerijana, näiteks:
Cl 0 2 + H 2 O → HCl + O + HCl -
4. Proportsioneerimine (Reproportionation) - reaktsioonid, mille käigus saadakse üks oksüdatsiooniaste sama elemendi kahest erinevast oksüdatsiooniastmest
Kodutöö
1. Nr 1-3 (lk 162) Gabrielyan O.S. Keemia. 11. klass. Põhitase. 2. väljaanne, ster. - M.: Bustard, 2007. - 220 lk.
2. Miks ammoniaak ainult näitab taastavad omadused, ja lämmastikhape - ainult oksüdeeriv?
3. Järjestage lämmastikhappe saamise reaktsiooni võrrandis koefitsiendid elektronbilansi meetodil: ?NO 2 + ?H 2 O + O 2 = ?HNO 3
1. Kuidas määrata redoksreaktsiooni?
Keemiliste reaktsioonide klassifikatsioonid on erinevad. Üks neist hõlmab neid, milles omavahel interakteeruvad ained (või aine ise) muudavad elementide oksüdatsiooniastet.
Vaatleme näiteks kahte reaktsiooni:
Zn 0 + 2H +1 C1 -1 \u003d Zn +2 Cl 2 -1 + H 2 0 (1)
H +1 Cl -1 + K + 1 O -2 H +1 = K + 1 Cl -1 + H 2 + 1 O -2 (2)
Reaktsioon (1) hõlmab tsinki ja vesinikkloriidhape. Tsink ja vesinik muudavad oksüdatsiooniastet, kloor jätab oksüdatsiooniastme muutumatuks:
Zn 0 - 2e = Zn 2+
2H + 1 + 2e \u003d H20
2Cl -1 \u003d 2 Cl -1
Ja reaktsioonis (2) ( neutraliseerimisreaktsioon), kloor, vesinik, kaalium ja hapnik ei muuda oma oksüdatsiooniastet: Cl -1 = Cl -1, H +1 = H +1, K +1 = K +1, O -2 = O -2; Reaktsioon (1) kuulub redoksreaktsiooni ja reaktsioon (2) teist tüüpi.
Keemilised reaktsioonid, mis viiakse läbi muutusegaelementide oksüdatsiooniastmednimetatakse redoksiks. 
Redoksreaktsiooni määramiseks on vaja kindlaks teha steppelementide oksüdatsiooni puudumine võrrandi vasakul ja paremal küljel. Selleks on vaja teada, kuidas määrata elemendi oksüdatsiooniastet.
Reaktsiooni (1) korral muudavad elemendid Zn ja H oma olekuid elektronide kaotamise või võitmise teel. Tsink, loovutades 2 elektroni, läheb ioonsesse olekusse – sellest saab Zn 2+ katioon. Sel juhul protsess taastumine ja tsink oksüdeerub. Vesinik saab 2 elektroni, eksponeerib oksüdatiivne omadused, ise reaktsiooniprotsessis taastumas.
2. Definitsioonelementide oksüdatsiooniastmed.
Elementide oksüdatsiooniaste selle ühendites määratakse positsiooni alusel, et antud ühendi kõigi elementide oksüdatsiooniastmete summaarne laeng on null. Näiteks ühendis H 3 PO 4 on vesiniku oksüdatsiooniaste +1, fosforil +5 ja hapnikul -2; Olles koostanud matemaatilise võrrandi, määrame selle summas osakeste arv(aatomite või ioonide) laeng on võrdne nulliga: (+1)x3+(+5)+(-2)x4 = 0
Kuid selles näites on elementide oksüdatsiooniastmed juba määratud. Kuidas saab määrata näiteks väävli oksüdatsiooniastet ühendis naatriumtiosulfaat Na 2 S 2 O 3 või mangaan ühendis kaaliumpermanganaat- KMnO 4? Selleks peate teadma mitmete elementide konstantsed oksüdatsiooniastmed. Neil on järgmised tähendused:
1) Perioodilise süsteemi I rühma elemendid (sh vesinik kombinatsioonis mittemetallidega) +1;
2) Perioodilise süsteemi II rühma elemendid +2;
3) Perioodisüsteemi III rühma elemendid +3;
4) hapnik (välja arvatud kombinatsioonis fluoriga või peroksiidiühendites) -2;
Nende oksüdatsiooniastmete (naatriumi ja hapniku jaoks) konstantsete väärtuste põhjal määrame oksüdatsiooni olek väävel Na 2 S 2 O 3 ühendis. Kuna nende elementide kõigi oksüdatsiooniastmete kogulaeng, mille koostis seda peegeldab liitvalem, on võrdne nulliga, mis tähistab väävli tundmatut laengut " 2X”(kuna valemis on kaks väävliaatomit), koostame järgmise matemaatilise võrrandi:
(+1) x 2 + 2X+ (-2) x 3 = 0
Lahendades selle võrrandi 2 x, saame
2X = (-1) x 2 + (+2) x 3
või
X = [(-2) + (+6)] : 2 = +2;
Seetõttu on väävli oksüdatsiooniaste Na 2 S 2 O 3 ühendis (+2). Kuid kas tõesti tuleb alati kasutada sellist ebamugavat meetodit teatud elementide oksüdatsiooniastmete määramiseks ühendites? Muidugi mitte alati. Näiteks kahekomponentsete ühendite puhul: oksiidid, sulfiidid, nitriidid jne, saate oksüdatsiooniastmete määramiseks kasutada niinimetatud "risti" meetodit. Ütleme, et antud liitvalem:titaanoksiid– Ti 2 O 3 . Kasutades lihtsat matemaatiline analüüs, tuginedes asjaolule, et hapniku oksüdatsiooniaste on meile teada ja võrdne (-2): Ti 2 O 3, on lihtne kindlaks teha, et titaani oksüdatsiooniaste on võrdne (+3). Või näiteks koos metaan CH 4 on teada, et vesiniku oksüdatsiooniaste on (+1), siis pole süsiniku oksüdatsiooniastet raske määrata. See vastab selle ühendi valemis (-4). Samuti ei ole "risti" meetodit kasutades raske kindlaks teha, et kui järgmine liitvalem Cr 4 Si 3, siis kroomi oksüdatsiooniaste sellesse on (+3) ja räni (-4).
Soolade puhul pole see samuti keeruline. Ja pole vahet, kas antakse või keskmine sool või happe sool. Nendel juhtudel on vaja lähtuda soola moodustavast happest. Näiteks antud soola naatriumnitraat(NaNO3). On teada, et see on lämmastikhappe (HNO 3) derivaat ja selles ühendis on lämmastiku oksüdatsiooniaste (+5), seetõttu on selle soolas - naatriumnitraadis ka lämmastiku oksüdatsiooniaste (+5). ). naatriumvesinikkarbonaat(NaHCO 3) on happesool süsihape(H2CO3). Nii nagu happes, on ka selles soolas süsiniku oksüdatsiooniaste (+4).
Tuleb märkida, et oksüdatsiooniastmed ühendites: metallid ja mittemetallid (koostamisel elektroonilised tasakaaluvõrrandid) on võrdsed nulliga: K 0, Ca 0, Al 0, H 2 0, Cl 2 0, N 2 0 Näitena toome kõige tüüpilisemate elementide oksüdatsiooniastmed:
Ainult oksüdeerivad ained on ained, millel on maksimaalne, tavaliselt positiivne oksüdatsiooniaste, näiteks: KCl +7 O 4, H 2 S +6 O 4, K 2 Cr +6 O 4, HN +5 O 3, KMn +7 O 4. Seda on lihtne tõestada. Kui need ühendid võiksid olla redutseerivad ained, siis sellistes olekutes peaksid nad loovutama elektrone:
Cl +7 - e \u003d Cl +8
S +6 - e \u003d S +7
Kuid kloori ja väävli elemente ei saa selliste oksüdatsiooniastmetega eksisteerida. Samamoodi on ainsad redutseerijad ained, millel on reeglina minimaalne negatiivne aste oksüdatsioon, näiteks: H 2 S -2, HJ -, N -3 H 3. Redoksreaktsioonide käigus ei saa sellised ühendid olla oksüdeerivad ained, kuna need peaksid lisama elektrone:
S-2 + e = S-3
J - + e \u003d J -2
Kuid väävli ja joodi puhul pole sellise oksüdatsiooniastmega ioonid tüüpilised. Vahepealse oksüdatsiooniastmega elemendid, näiteks N+1, N+4, S+4, Cl+3, C+2, võivad omada nii oksüdeerivaid kui ka redutseerivaid omadusi.
3
. Redoksreaktsioonide tüübid.
Redoksreaktsioone on nelja tüüpi.
1)
Molekulidevahelised redoksreaktsioonid.
Kõige tavalisem reaktsiooni tüüp. Need reaktsioonid muutuvad oksüdatsiooniseisundidelemendid erinevates molekulides, näiteks:
2Bi +3 Cl3 + 3Sn +2 Cl2 = 2Bi 0 + 3Sn +4 Cl4
Bi +3-3 e= Bi0
sn+2+2 e= Sn+4
2) Omamoodi molekulidevahelised redoksreaktsioonid on reaktsioon proportsionaalne, milles oksüdeerivad ja redutseerivad ained on sama elemendi aatomid: selles reaktsioonis moodustavad sama elemendi kaks erineva oksüdatsiooniastmega aatomit ühe erineva oksüdatsiooniastmega aatomi:
SO 2 + 4 + 2H 2 S -2 \u003d 3S 0 + 2H 2 O
S-2-2 e= S 0
S+4+4 e= S 0
3) Reaktsioonid ebaproportsionaalsus viiakse läbi, kui oksüdeerivad ja redutseerivad ained on sama elemendi aatomid või ühe oksüdatsiooniastmega elemendi üks aatom moodustab kahe oksüdatsiooniastmega ühendi:
N +4O2 + NaOH = NaN +5O3 + NaN +3O2 + H2O
N +4 - e= N+5
N+4+ e= N+3
4) Intramolekulaarne redoksreaktsioonid tekivad siis, kui oksüdeeriv aatom ja redutseeriv aatom on samas aines, näiteks:
N -3 H 4 N + 5 O 3 \u003d N + 1 2 O + 2 H 2 O
2N -3 - 8 e=2N+1
2N+5+8 e= 2N+1
4 . Redoksreaktsioonide mehhanism.
Redoksreaktsioonid viiakse läbi elektronide ülekandmise tõttu ühe elemendi aatomitelt teise. Kui aatom või molekul kaotab elektrone, nimetatakse seda protsessi oksüdatsiooniks ja see aatom on redutseerija, näiteks:
Al 0-3 e=Al3+
2Cl - - 2 e= Cl 2 0
Fe 2+ - e= Fe3+
Nendes näidetes on Al 0, Cl-, Fe 2+ redutseerivad ained ja nende muundumisprotsesse ühenditeks Al 3+, Cl 2 0, Fe 3+ nimetatakse oksüdatiivseteks. Kui aatom või molekul omandab elektrone, nimetatakse sellist protsessi redutseerimiseks ja see aatom on näiteks oksüdeeriv aine:
Ca 2+ + 2 e= Ca0
Cl 2 0 + 2 e= 2Cl -
Fe3++ e= Fe 2+
Oksüdeerivad ained on reeglina mittemetallid (S, Cl 2, F 2, O 2) või maksimaalse oksüdatsiooniastmega metalliühendid (Mn +7, Cr +6, Fe +3). Redutseerivad ained on metallid (K, Ca, Al) või minimaalse oksüdatsiooniastmega mittemetalliühendid (S -2, Cl -1, N -3, P -3);
Redoksvõrrandid erinevad molekulaarvõrrandid muud reaktsioonid koefitsientide valimise raskusega reagentide ja reaktsiooniproduktide ees. Selle kasutuse jaoks elektrooniline tasakaalu meetod, või elektronioonide võrrandite meetod(mõnikord nimetatakse viimast " poolreaktsiooni meetod"). Redoksreaktsioonide võrrandite koostamise näitena vaatleme protsessi, milles kontsentreeritud väävelhape(H2SO4) reageerib vesinikjodiidiga (HJ):
H 2 SO 4 (konts.) + HJ → H 2 S + J 2 + H 2 O
Kõigepealt teeme selle kindlaks oksüdatsiooni olek jood vesinikjodiidis on (-1) ja väävel väävelhappes: (+6). Reaktsiooni käigus oksüdeerub jood (-1) molekulaarsesse olekusse ja väävel (+6) oksüdatsiooni olekusse (-2) - vesiniksulfiid:
J - → J 0 2
S+6 → S-2
Et oleks vaja sellega arvestada kogusosakesed poolreaktsiooni vasak- ja parempoolses osas peaksid aatomid olema samad
2J - - 2 e→ J 0 2
S+6+8 e→S-2
Seades selle poolreaktsiooni skeemi paremale küljele vertikaalse joone, määrame reaktsioonikoefitsiendid:
2J - - 2 e→ J 0 2 |8
S+6+8 e→ S-2 |2
Vähendades "2" võrra, saame koefitsientide lõplikud väärtused:
2J - - 2 e→ J 0 2 |4
S+6+8 e→ S-2 |1
Teeme selle skeemi all kokkuvõtte poolreaktsioonid horisontaaljoon ja võta reaktsiooni kokkuvõte osakeste arv aatomid:
2J - - 2 e→ J 0 2 |4
S+6+8 e→ S-2 |1
____________________
8J - + S +6 → 4 J 0 2 + S -2
Pärast seda on vaja. Saadud koefitsientide väärtuste asendamine molekulaarvõrrand, viime selle järgmisele vormile:
8HJ + H2SO4 \u003d 4J2 + H2S + H2O
Olles lugenud võrrandi vasakus ja paremas osas vesinikuaatomite arvu, veendume, et vee ees olevat koefitsienti “4” tuleb korrigeerida, saame täieliku võrrandi:
8HJ + H2SO4 \u003d 4J2 + H2S + 4H2O
Selle võrrandi saab kirjutada kasutades elektrooniline meetodioonide tasakaal. Sel juhul pole veemolekulide ees koefitsienti vaja korrigeerida. Võrrand koostatakse reaktsioonis osalevate ühendite ioonide dissotsiatsiooni põhjal: Näiteks väävelhappe dissotsiatsioon viib kahe vesiniku prootoni ja sulfaataniooni moodustumiseni:
H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-
Samamoodi saab kirjutada vesinikjodiidi ja vesiniksulfiidi dissotsiatsiooni:
HJ ↔ H + + J -
H 2 S ↔ 2H + + S 2-
J 2 ei dissotsieeru. Samuti praktiliselt ei dissotsieeri H 2 O. Koostamine poolreaktsiooni võrrandid joodi puhul jääb samaks:
2J - - 2 e→ J 0 2
Väävliaatomite poolreaktsioon toimub järgmisel kujul:
SO 4 -2 → S -2
Kuna poolreaktsiooni paremal küljel on puudu neli hapnikuaatomit, tuleb see kogus veega tasakaalustada:
SO4-2 → S-2 + 4H2O
Seejärel on poolreaktsiooni vasakpoolses osas vaja kompenseerida prootonitest tingitud vesinikuaatomid (kuna keskkonna reaktsioon on happeline):
SO42- + 8H+ → S-2 + 4H2O
Olles loendanud mööduvate elektronide arvu, saame võrrandi täieliku kirje poolreaktsiooni meetod:
SO4 2- + 8H + + 8 e→ S-2 + 4H2O
Mõlemad poolreaktsioonid kokku võttes saame elektroonilise tasakaalu võrrand:
2J - - 2 e→ J 0 2 |8 4
SO4 2- + 8H + + 8 e→ S-2 + 4H2O | 2 1
8J - + SO 4 2- + 8Н + → 4J 2 0 + S 0 + 4H 2 O
Sellest kirjest järeldub, et meetod elektron-ioon võrrand annab täielikuma pildi redoksreaktsioonist kui elektrooniline tasakaalu meetod. Protsessi kaasatud elektronide arv on mõlema tasakaalumeetodi puhul sama, kuid viimasel juhul määratakse redoksprotsessis osalevate prootonite ja veemolekulide arv “automaatselt”.
Analüüsime mitmeid konkreetseid redoksreaktsioonide juhtumeid, mida saab meetodi abil koostada elektronioonide tasakaal. Mõned redoksprotsessid viiakse läbi leeliselise keskkonna osalusel, näiteks:
KCrO 2 + Br 2 + KOH → KBr + K 2 CrO 4 + H 2 O
Selles reaktsioonis on redutseerijaks kromiioon (CrO 2 -), mis oksüdeeritakse kromaadiooniks (CrO -2 4). Oksüdeeriv aine - broom (Br 0 2) redutseeritakse bromiidiooniks (Br -):
CrO 2 - → CrO 4 2-
Br 0 2 → 2 Br -
Kuna reaktsioon toimub leeliselises keskkonnas, tuleb esimene poolreaktsioon koostada, võttes arvesse hüdroksiidioone (OH -):
CrO 2 - + 4OH - - 3 e\u003d CrO 2-4 + 2H2O
Teise poolreaktsiooni koostame juba teadaoleval viisil:
CrO 2 - + 4OH - -3 e\u003d CrO 4 2 - + 2H 2 O | 2
Br 0 2 + 2 e= Br - |3
__________
2CrO 2 - + 3Br 2 0 + 8OH - \u003d 2CrO 2- 4 + 6Br - + 4H 2 O
Pärast seda on vaja järjesta koefitsiendid reaktsioonivõrrandis ja täielikult molekulaarvõrrand Selle redoksprotsessi vorm:
2KCrO2 + 3Br2 + 8KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 4H2O.
Paljudel juhtudel osalevad redoksreaktsioonis samaaegselt mittedissotsieeruvad ained. Näiteks:
AsH 3 + HNO 3 \u003d H 3 AsO 4 + NO 2 + 4H 2 O
Siis poolreaktsiooni meetod koostatakse seda protsessi arvesse võttes:
AsH3 + 4H20 - 8 e\u003d AsO4 3- + 11H+ | 1
NO3 + 2H++ e= NO 2 + H 2 O | 8
AsH3 + 8NO3 + 4H2O + 2H+ = AsO43- + 8NO2 + 11H + O
molekulaarvõrrand toimub järgmisel kujul:
AsH 3 + 8HNO 3 \u003d H 3 AsO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O.
Redoksreaktsioonidega kaasneb mõnikord mitme aine samaaegne oksüdatsiooni-redutseerimise protsess. Näiteks reageerib vasksulfiid vastastikku kontsentreeritud lämmastikhape:
Cu 2 S + HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + H 2 SO 4 + NO + H 2 O
Redoksprotsess hõlmab vase, väävli ja lämmastiku aatomeid. Võrrandi koostamisel poolreaktsiooni meetod tuleb arvesse võtta järgmisi samme:
Cu + → Cu 2+
S 2- → S +6
N5+ → N+2
Sellises olukorras on vaja ühendada oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsessid ühes etapis:
2 Cu + - 2 e→ 2Cu 2+ | 10 e
S 2--8 e→ S 6+
_______________________
N 5+ + 3 e→ N 2+ | 3 e
Millel redoks-poolreaktsioon toimub järgmisel kujul:
2 Cu + - 2 e→ 2Cu 2+
S 2--8 e→ S 6+ 3 ( taastumisprotsessid)
_______________________
N 5+ + 3 e→ N 2+ 10 (oksüdatsiooniprotsess)
_____________________________________
6Cu + + 3S 2- + 10N 5+ → 6Cu 2+ + 3S 6+ + 10N 2+
Lõpuks molekulaarse reaktsiooni võrrand toimub järgmisel kujul:
3Cu2S + 22HNO3 \u003d 6Cu(NO3)2 + 3H2SO4 + 10NO + 8H2O.
Erilist tähelepanu tuleks pöörata redoksreaktsioonidele, mis hõlmavad orgaaniline aine. Näiteks kui glükoos on oksüdeeritud kaaliumpermanganaat happelises keskkonnas toimub järgmine reaktsioon:
C 6 H 12 O 6 + KMnO 4 + H 2 SO 4 > CO 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Bilansi koostamisel poolreaktsiooni meetod Glükoosi muundamisel võetakse arvesse selle dissotsiatsiooni puudumist, kuid vesinikuaatomite arvu korrigeerimine toimub prootonite ja veemolekulide tõttu:
C6H12O6 + 6H2O - 24 e\u003d 6CO 2 + 24H+
Kaasatud poolreaktsioon kaaliumpermanganaat toimub järgmisel kujul:
MnO4-+8H++5 e\u003d Mn 2+ + 4H 2O
Selle tulemusena saame redoksprotsessi järgmise skeemi:
C6H12O6 + 6H2O - 24 e= 6CO2 + 24H+ | 5
MnO4-+8H++5 e= Mn +2 + 4H2O | 24
___________________________________________________
5C6H12O6 + 30H2O + 24MnО 4 - + 192H + = 30CO2 + 120H + + 24Mn 2+ + 96H2O
Vähendades prootonite ja veemolekulide arvu vasakul ja paremal küljel poolreaktsioonid, saame finaali molekulaarvõrrand:
5C6H12O6 + 24KMnO4 + 36H2SO4 = 30CO2 + 24MnSO4 + 12K2SO4 + 66H2O
5. Keskkonna mõju redoksreaktsioonide kulgemise olemusele.
Sõltuvalt keskkonnast (liigne H +, neutraalne, liigne OH -) võib samade ainete vahelise reaktsiooni iseloom muutuda. Tavaliselt kasutatakse happelise keskkonna loomiseks väävelhape(H2SO4), Lämmastikhape(HNO 3), vesinikkloriidhapet (HCl), OH keskkonnana kasutatakse naatriumhüdroksiidi (NaOH) või kaaliumhüdroksiidi (KOH). Näiteks näitame, kuidas keskkond mõjutab kaaliumpermanganaat(KMnO4). ja selle reaktsiooniproduktid:
Näiteks võtame redutseerijana Na 2 SO 3, oksüdeeriva ainena KMnO 4
Happelises keskkonnas:
5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
SO 3 2- + H 2 O - 2 e→ SO42- + 2H+ |5
MnO4-+8H++5 e→ Mn2+ + 4H2O |2
________________________________________________
5SO32- + 2MnO4- + 6H+ → 5SO42- + 2Mn2+ + 3H2O
Neutraalses (või kergelt leeliselises):
3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O → 3Na2SO4 + 2MnO2 + 2KOH
SO 3 2- + H 2 O - 2 e→ SO42- + 2H+ |3
MnO4 - + 2H2O + 3 e→ MnO 2 + 4OH | 2
_____________________________________
3SO 3 2- + 2 MnO 4 - + H 2 O → 3SO 4 2- + 2MnO 2 + 2OH
Väga leeliselises keskkonnas:
Na 2 SO 3 + 2 KMnO 4 + 2 NaOH → Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + Na 2 MnO + H 2 O
SO 3 2- + 2 OH - - 2 e→ SO 4 2- + H 2 O | 1
MnO4-+ e→ MnO 4 2 |2
____________________________________
SO 3 2- + 2 MnO 4 - + 2OH → SO 4 2- + 2MnO 4 2- + H 2 O
Vesinikperoksiidi(H 2 O 2), olenevalt keskkonnast, taastatakse vastavalt skeemile:
1) Happeline keskkond (H +) H 2 O 2 + 2H + + 2 e→ 2H2O
2) Neutraalne keskkond (H 2 O) H 2 O 2 + 2 e→ 2OH
3) Leeliseline keskkond (OH -) H 2 O 2 + 2 e→ 2OH
Vesinikperoksiidi(H 2 O 2) toimib oksüdeeriva ainena:
2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O
Fe 2+ - e= Fe3+ |2
H2O2 + 2H + + 2 e\u003d 2H 2 O | 1
________________________________
2Fe 2+ + H2O2 + 2H+ → 2Fe 3+ + 2 H2O
Kuid kokkupuutel väga tugevate oksüdeerivate ainetega (KMnO 4) Vesinikperoksiidi(H 2 O 2) toimib redutseeriva ainena:
5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
H2O2-2 e→ O2 + 2H+ |5
MnO4-+8H++5 e→ Mn2+ + 4H2O |2
_________________________________
5H2O + 2MnO4- + 6H+ → 5O2 + 2Mn2+ + 8H2O
6.
Redoksreaktsioonide produktide määramine. 
Selle teema praktilises osas käsitletakse redoksprotsesse, näidates ainult esialgseid reaktiive. Tavaliselt tuleb määrata reaktsiooniproduktid. Näiteks reaktsioon hõlmab raud(III)kloriid(FeCl3) ja kaaliumjodiid(KJ):
FeCl 3 + KJ = A + B + C
paigaldamiseks vajalik liitvalemid A, B, C, tekkinud redoksprotsessi tulemusena.
Reagentide algsed oksüdatsiooniastmed on järgmised: Fe 3+ , Cl - , K + , J - . Lihtne on eeldada, et Fe 3+, olles oksüdeeriv agens (omab maksimaalset oksüdatsiooniastet), suudab oma oksüdatsiooniastme vähendada ainult kuni Fe 2+:
Fe3++ e= Fe 2+
Kloriidiioon ja kaaliumioon ei muuda reaktsioonis oma oksüdatsiooniastet ning jodiidiioon saab oma oksüdatsiooniastet ainult tõsta, s.t. minge olekusse J 2 0:
2J - - 2 e= J 2 0
Reaktsiooni tulemusena tekib lisaks redoksprotsessile vahetusreaktsioon FeCl 3 ja KJ vahel, kuid võttes arvesse oksüdatsiooniastmete muutust, ei määrata reaktsiooni selle skeemi järgi:
FeCl 3 + KJ = FeJ 3 + KCl,
kuid võtab vormi
FeCl 3 + KJ = FeJ 2 + KCl,
kus korrutis C on ühend J 2 0:
FeCl3 + 6KJ = 2FeJ2 + 6KJ + J 2
Fe3++ e═> Fe2+ |2
2J - - 2 e═> J 2 0 |1
________________________________
2Fe +3 + 2J - = 2Fe 2+ + J 2 0
Edaspidi saate redoksprotsessi produktide määramisel kasutada nn "liftisüsteemi". Selle põhimõte seisneb selles, et mis tahes redoksreaktsiooni saab kujutada liftide liikumisena mitmekorruselises hoones kahes vastastikku vastassuunas. Veelgi enam, "põrandad" on oksüdatsiooniseisundid asjakohased elemendid. Kuna mis tahes kahest poolreaktsioonist redoksprotsessis kaasneb kas vähenemine või suurenemine oksüdatsiooniseisundid Selle või teise elemendi kohta, siis võib lihtsa arutluskäiguga oletada nende võimalikke oksüdatsiooniastmeid tekkivates reaktsiooniproduktides.
Vaatleme näiteks reaktsiooni, milles väävel reageerib kontsentreeritud naatriumhüdroksiidi lahus ( NaOH):
S + NaOH (konts.) = (A) + (B) + H 2 O
Kuna selles reaktsioonis toimuvad muutused ainult väävli oksüdatsiooniastmetega, koostame selguse huvides selle võimalike olekute diagrammi:
Ühendid (A) ja (B) ei saa olla samaaegselt väävli olekuteks S +4 ja S +6, kuna sel juhul toimuks protsess ainult elektronide vabanemisel, s.o. oleks taastav:
S 0-4 e=S+4
S 0-6 e=S+6
Kuid see oleks vastuolus redoksprotsesside põhimõttega. Siis tuleks eeldada, et ühel juhul peaks protsess kulgema elektronide vabanemisega, teisel juhul aga vastupidises suunas, s.t. olema oksüdatiivne:
S 0-4 e=S+4
S 0 + 2 e=S-2
Teisest küljest, kui tõenäoline on, et taastamisprotsess viiakse läbi olekusse S +4 või S +6? Kuna reaktsioon kulgeb leeliselises, mitte happelises keskkonnas, on selle oksüdatsioonivõime palju madalam, seetõttu on selles reaktsioonis S +4 ühendi moodustumine eelistatavam kui S +6. Seetõttu on lõplik reaktsioon järgmine:
4S + 6NaOH (konts.) = Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O
S 0 +2 e= S - 2 | 4 | 2
S 0 + 6OH - - 4 e= SO 3 2 - + 3H 2 O | 2 | 1
3S 0 + 6OH - \u003d 2S - 2 + SO 3 2 - + 3H 2 O
Teise näitena vaatleme järgmist reaktsiooni fosfiini ja kontsentreeritud lämmastikhape(HNO3) :
PH 3 + HNO 3 \u003d (A) + (B) + H 2 O
Sel juhul on meil fosfori ja lämmastiku oksüdatsiooniaste erineval määral. Selguse huvides esitame diagrammid nende oksüdatsiooniastmete oleku kohta.
Fosfor oksüdatsiooniastmes (-3) on ainult redutseerivad omadused, seega suurendab see reaktsioonis oma oksüdatsiooniastet. Lämmastikhape ise on tugev oksüdeerija ja loob happelise keskkonna, mistõttu olekust (-3) olev fosfor saavutab maksimaalse oksüdatsiooniastme (+5).
Seevastu lämmastik vähendab selle oksüdatsiooniastet. Seda tüüpi reaktsioonides tavaliselt kuni olekuni (+4).
Lisaks ei ole raske eeldada, et olekus (+5) olev fosfor, mis on saadus (A), saab olla ainult fosforhape H 3 PO 4, kuna reaktsioonikeskkond on tugevalt happeline. Lämmastik omandab sellistel juhtudel tavaliselt oksüdatsiooniastme (+2) või (+4), sagedamini (+4). Seetõttu saab toode (B) olema Lämmastikoksiid NO2. Jääb vaid see võrrand lahendada tasakaalumeetodi abil:
P - 3 - 8 e= P+5 | 1
N+ 5+ e= N+4 | 8
P - 3 + 8N +5 = P +5 + 8N +4
PH 3 + 8HNO 3 \u003d H 3PO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O
saidil, materjali täieliku või osalise kopeerimise korral on nõutav link allikale.
Redoksreaktsioonid (ORD)- reaktsioonid, millega kaasneb elektronide lisandumine või vabanemine või elektrontiheduse ümberjaotumine aatomitel (oksüdatsiooniastme muutus).
OVR etapid
Oksüdatsioon- elektronide tagasitulek aatomite, molekulide või ioonide kaudu. Selle tulemusena tõuseb oksüdatsiooniaste. Redutseerivad ained loovutavad elektrone.
Taastumine- elektronide lisamine. Selle tulemusena väheneb oksüdatsiooniaste. Oksüdeerijad võtavad vastu elektrone.
OVR- seotud protsess: kui toimub redutseerimine, siis toimub ka oksüdatsioon.
OVR reeglid
Samaväärne elektronide vahetus ja aatomi tasakaal.
happeline keskkond
Happelises keskkonnas seonduvad vabanenud oksiidioonid prootonitega, moodustades veemolekule; puuduvad oksiidioonid varustatakse veemolekulidega, seejärel eralduvad neist prootonid.
Seal, kus hapnikuaatomeid pole piisavalt, kirjutame nii palju veemolekule, kui vähe on oksiidiioone.
Kaaliumsulfitis sisalduva väävli oksüdatsiooniaste on +4, kaaliumpermanganaadis sisalduva mangaani oksüdatsiooniaste on +7, reaktsioonikeskkonnaks on väävelhape.
Maraganetid sisse kõrgeim aste oksüdatsioon - oksüdeeriv aine, seetõttu on kaaliumsulfit redutseerija.
Märkus: +4 on väävli vahepealne oksüdatsiooniaste, seega võib see toimida nii redutseeriva ainena kui ka oksüdeeriva ainena. Tugevate oksüdeerivate ainetega (permanganaat, dikromaat) on sulfit redutseerija (oksüdeeritud sulfaadiks), tugevate redutseerijatega (halogeniidid, kalkogeniidid) sulfit on oksüdeerija (taastunud väävliks või sulfiidiks).
Väävel oksüdatsiooniastmest +4 läheb +6 - sulfit oksüdeerub sulfaadiks. Mangaan oksüdatsiooniastmest +7 läheb +2 (happeline keskkond) - permanganaadi ioon redutseeritakse Mn 2+-ks.
2. Koostage poolreaktsioonid. Mangaani võrdsustamine: permanganaadist eraldub 4 oksiidiooni, mis seotakse vesinikioonide (happeline keskkond) abil veemolekulideks. Seega seostuvad 4 oksiidiooni 8 prootoniga 4 veemolekulis.
Teisisõnu, võrrandi paremal küljel on puudu 4 hapnikku, seega kirjutame 4 veemolekuli, võrrandi vasakule küljele - 8 prootonit.
Seitse miinus kaks on pluss viis elektroni. Saate võrdsustada kogulaengu järgi: võrrandi vasakul küljel on kaheksa prootonit miinus üks permanganaat \u003d 7+, paremal pool mangaan laenguga 2+, vesi on elektriliselt neutraalne. Seitse miinus kaks on pluss viis elektroni. Kõik on tasakaalus.
Väävli võrdsustamine: võrrandi vasakpoolses servas puuduva oksiidiooni varustab veemolekul, millest kaks prootonit vabanevad seejärel paremale poole.
Vasak laeng 2-, parem 0 (-2+2). miinus kaks elektroni.
Korrutage ülemine poolreaktsioon 2-ga, alumine 5-ga.
Vähendame prootoneid ja vett.
Sulfaadiioonid seonduvad kaaliumi- ja mangaaniioonidega.
Aluseline keskkond
Aluselises keskkonnas seovad eraldunud oksiidioonid veemolekulid, moodustades hüdroksiidioone (OH - rühmad). Puuduvad oksiidioonid varustavad hüdroksorühmad, mida tuleb võtta kaks korda rohkem.
Kui oksiidiioone pole piisavalt, kirjutame 2 korda rohkem hüdroksorühmi kui neid pole piisavalt, teisest küljest - vesi.
Näide. Kasutades elektronide tasakaalu meetodit, kirjutage reaktsioonivõrrand, määrake oksüdeerija ja redutseerija:
Määrake oksüdatsiooniaste:
Vismutil (III) koos tugevate oksüdeerivate ainetega (näiteks Cl 2) aluselises keskkonnas on redutseerivad omadused (oksüdeerub vismutiks V):
Kuna võrrandi vasakul küljel pole tasakaalu saavutamiseks piisavalt 3 hapnikku, kirjutame 6 hüdroksorühma ja paremale - 3 vett.
Reaktsiooni lõppvõrrand:
Neutraalne keskkond
Neutraalses keskkonnas seovad eraldunud oksiidioonid veemolekulid, moodustades hüdroksiidioonid (OH - rühmad). Puuduvad oksiidioonid tarnivad veemolekulid. Nendest eralduvad H + ioonid.
Kasutades elektronide tasakaalu meetodit, kirjutage reaktsioonivõrrand, määrake oksüdeerija ja redutseerija:
1. Määrake oksüdatsiooniaste: kaaliumpersulfaadis sisalduva väävli oksüdatsiooniaste on +7 (see on oksüdeeriv aine, kuna see on kõrgeima oksüdatsiooniastmega), kaaliumbromiidis sisalduva broomi oksüdatsiooniaste on -1 (see on redutseerija, kuna madalaim oksüdatsiooniaste), vesi on reaktsioonikeskkond.
Väävel oksüdatsiooniastmest +7 läheb +6 - persulfaat redutseeritakse sulfaadiks. Broom läheb oksüdatsiooniastmest -1 kuni 0 - bromiidiioon oksüdeeritakse broomiks.
2. Koostage poolreaktsioonid. Tasakaalustage väävel (tegur 2 enne sulfaati). Hapnik on tasakaalus.
Vasakul pool on laeng 2-, paremal on laeng 4-, 2 elektroni on kinnitatud, seega kirjutame +2
Tasakaalustage broom (tegur 2 bromiidiooni ees). Vasakul pool on laeng 2-, paremal on laeng 0, 2 elektroni antakse ära, seega kirjutame -2
3. Elektroonilise tasakaalu üldvõrrand.
4. Reaktsiooni lõppvõrrand: Sulfaadiioonid seostuvad kaaliumiioonidega kaaliumsulfaadiks, enne KBr ja enne K 2 SO 4 on tegur 2. Vett polnud vaja – paneme selle nurksulgudesse.
OVR klassifikatsioon
- Oksüdeeriv aine ja redutseerija- mitmesugused ained
- Iseoksüdeerijad, isetaastajad (disproportsionaalsus, dismutatsioon). Vahepealses oksüdatsiooniastmes olev element.
- Oksüdeeriv või redutseeriv aine – protsessi keskkond
- Intramolekulaarne oksüdatsioon-redutseerimine. Sama aine koostis sisaldab oksüdeerivat ainet ja redutseerijat.
Tahkis, kõrge temperatuuriga reaktsioonid.
OVR-i kvantitatiivsed omadused
Standardne redokspotentsiaal, E 0- elektroodi potentsiaal võrreldes standardse vesiniku potentsiaaliga. Rohkem selle kohta .
OVR-i läbimiseks on vajalik, et potentsiaalide erinevus oleks suurem kui null, see tähendab, et oksüdeerija potentsiaal peab olema suurem kui redutseerija potentsiaal:
, 
Näiteks:
Mida väiksem potentsiaal, seda tugevam on redutseerija; mida suurem potentsiaal, seda tugevam on oksüdeerija.
Oksüdatiivsed omadused on tugevamad happelises keskkonnas, redutseerivad - leeliselises.
Kõiki keemilisi reaktsioone saab taandada kahte tüüpi. Kui reaktsiooni tulemusena elementide oksüdatsiooniastmed ei muutu, siis selliseid reaktsioone nimetatakse vahetada, muidu - redoks reaktsioonid.
Keemiliste reaktsioonide kulg on tingitud osakeste vahetusest reageerivate ainete vahel. Näiteks neutraliseerimisreaktsioonis toimub vahetus happe ja aluse katioonide ja anioonide vahel, mille tulemusena moodustub nõrk elektrolüüt - vesi:
Tihti kaasneb vahetusega elektronide ülekandumine ühelt osakeselt teisele. Niisiis, kui vask tsingiga asendatakse vasksulfaadi (II) lahuses
tsingi aatomite elektronid lähevad vaseoonideks:
Osakese poolt elektronide kaotamise protsessi nimetatakse oksüdatsioon, ja elektronide omandamise protsess on taastamine. Oksüdatsioon ja redutseerimine toimuvad samaaegselt, seetõttu nimetatakse interaktsioone, millega kaasneb elektronide ülekandumine ühelt osakeselt teisele. redoksreaktsioonid.
Elektronide ülekanne võib olla puudulik. Näiteks reaktsioonis
madala polaarsuse asemel C-H ühendused tekivad tugevalt polaarsed H-Cl sidemed. Redoksreaktsioonide kirjutamise mugavuse huvides kasutatakse oksüdatsiooniastme mõistet, mis iseloomustab elemendi olekut keemiline ühend ja selle käitumine reaktsioonides.
Oksüdatsiooni olek- väärtus, mis on arvuliselt võrdne formaalse laenguga, mida saab omistada elemendile, eeldades, et kõik selle sideme elektronid on läinud üle selle ühendi elektronegatiivsemale aatomile.
Oksüdatsiooniastme mõistet kasutades saab anda rohkem üldine määratlus oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsessid. redoks nimetatakse keemilisteks reaktsioonideks, millega kaasneb reaktsioonis osalevate ainete elementide oksüdatsiooniastmete muutumine. Vähendamisel elemendi oksüdatsiooniaste väheneb, oksüdeerumisel - suureneb. Ainet, mis sisaldab oksüdatsiooniastet alandavat elementi, nimetatakse oksüdeeriv aine; nimetatakse ainet, mis sisaldab oksüdatsiooniastet suurendavat elementi redutseerija.
Ühendis sisalduva elemendi oksüdatsiooniaste määratakse järgmiste reeglite kohaselt:
Lihtaines oleva elemendi oksüdatsiooniaste on null;
· molekulis olevate aatomite kõigi oksüdatsiooniastmete algebraline summa on võrdne nulliga;
aatomite kõigi oksüdatsiooniastmete algebraline summa kompleksioonis, samuti elemendi oksüdatsiooniaste lihtsas üheaatomilises ioonis on võrdne iooni laenguga;
Negatiivset oksüdatsiooniastet näitavad ühendis kõige suurema elektronegatiivsusega elemendi aatomid;
Elemendi maksimaalne võimalik (positiivne) oksüdatsiooniaste vastab selle rühma arvule, milles element asub. Perioodiline süsteem DI. Mendelejev.
Ühendis olevate elementide aatomite oksüdatsiooniaste on kirjutatud selle elemendi sümboli kohale, märkides esmalt oksüdatsiooniastme märgi ja seejärel näiteks selle numbrilise väärtuse.
Paljudel ühendites sisalduvatel elementidel on konstantne oksüdatsiooniaste, mida kasutatakse teiste elementide oksüdatsiooniastmete määramisel:
Erinevate elementide aatomite redoksomadused avalduvad sõltuvalt paljudest teguritest, millest olulisemad on elektrooniline struktuur element, selle oksüdatsiooniaste aines, teiste reaktsioonis osalejate omaduste olemus. Näiteks ühendeid, mis sisaldavad maksimaalse (positiivse) oksüdatsiooniastmega elementide aatomeid, saab redutseerida ainult oksüdeerivate ainetena. Ühendid, mis sisaldavad minimaalse oksüdatsiooniastmega elemente, näiteks 
võib ainult oksüdeeruda ja toimida redutseerivate ainetena.
Ained, mis sisaldavad vahepealse oksüdatsiooniastmega elemente, näiteks 
omama redoksduaalsus. Olenevalt reaktsioonipartnerist on sellised ained võimelised nii vastu võtma (koostoimes tugevamate redutseerivate ainetega) kui ka loovutama (koostoimel tugevamate oksüdeerivate ainetega) elektrone.
Redutseerimis- ja oksüdatsiooniproduktide koostis sõltub ka paljudest teguritest, sealhulgas keskkonnast, milles keemiline reaktsioon kulgeb, reaktiivide kontsentratsioonist ja redoksprotsessi partneri aktiivsusest.
Redoksreaktsiooni võrrandi üleskirjutamiseks on vaja teada, kuidas muutuvad elementide oksüdatsiooniastmed ning millele edasi oksüdeerija ja redutseerija edasi lähevad. Kaaluge lühikesed omadused kõige sagedamini kasutatavad oksüdeerivad ja redutseerivad ained.
Olulisemad oksüdeerivad ained. Lihtsatest ainetest on oksüdeerivad omadused tüüpilised mittemetallidele: fluor F 2, kloor Cl 2, broom Br 2, jood I 2, hapnik O 2.
Halogeenid taastudes omandavad nad oksüdatsiooniastme -1 ja fluorist joodiks nõrgenevad nende oksüdeerivad omadused (F 2 on selle suure agressiivsuse tõttu piiratud):
Hapnik, taastub, omandab oksüdatsiooniastme -2:
Olulisemad oksüdeerivad ained hapnikku sisaldavatest hapetest ja nende sooladest on lämmastikhape HNO 3 ja selle soolad, kontsentreeritud väävelhape H 2 SO 4, hapnikku sisaldavad halogeenhapped HNalO x ja nende soolad, kaaliumpermanganaat KMnO 4 ja kaaliumdikromaat K 2 Cr2O7.
Lämmastikhape sellel on oksüdeerivad omadused tänu lämmastikule oksüdatsiooniastmes +5. Sel juhul on võimalik moodustada erinevaid taaskasutustooteid:
Lämmastiku redutseerimise sügavus sõltub happe kontsentratsioonist, samuti redutseerija aktiivsusest, mille määrab selle redokspotentsiaal:
Joonis 1. Lämmastiku redutseerimise sügavus happe kontsentratsiooni funktsioonina.
Näiteks tsingi (aktiivmetalli) oksüdeerimisega lämmastikhappega kaasneb erinevate redutseerimisproduktide moodustumine, kuid HNO 3 kontsentratsioonis ligikaudu 2% (mass) tekib valdavalt NH 4 NO 3:
HNO 3 kontsentratsioonil ligikaudu 5% (massist) - N 2 O:
HNO 3 kontsentratsioonil umbes 30% (massist) - NO:
ja HNO 3 kontsentratsioonil ligikaudu 60% (massist) moodustub valdavalt - NO 2:
Lämmastikhappe oksüdatiivne aktiivsus suureneb kontsentratsiooni suurenedes, seetõttu oksüdeerib kontsentreeritud HNO 3 mitte ainult aktiivseid, vaid ka mitteaktiivseid metalle, nagu vask ja hõbe, moodustades peamiselt lämmastikoksiidi (IV):
samuti mittemetallid, nagu väävel ja fosfor, oksüdeerides need kõrgeimatele oksüdatsiooniastmetele vastavateks hapeteks:
lämmastikhappe soolad ( nitraadid) võib redutseerida happelises, aktiivsete metallidega ja leeliselises keskkonnas koostoimes, samuti sulamites:
Aqua regia- kontsentreeritud ja lämmastikhappe segu, mis on segatud vahekorras 1:3 mahu järgi. Selle segu nimi on tingitud asjaolust, et see lahustab isegi väärismetalle nagu kuld ja plaatina:
Selle reaktsiooni kulg on tingitud asjaolust, et Aqua Regiast vabaneb nitrosüülkloriid NOCl ja vaba kloor Cl 2:
mis muudavad metallid kloriidideks.
Väävelhape sellel on kontsentreeritud lahuses oksüdeerivad omadused väävli tõttu oksüdatsiooniastmes +6:
Redutseerimisproduktide koostise määrab peamiselt redutseerija aktiivsus ja happe kontsentratsioon:
Joonis 2. Väävli aktiivsuse vähendamine sõltuvalt
happe kontsentratsioon.
Seega põhjustab kontsentreeritud H 2 SO 4 interaktsioon madala aktiivsusega metallide, mõnede mittemetallide ja nende ühenditega vääveloksiidi (IV) moodustumist:
Aktiivsed metallid taastavad kontsentreeritud väävelhape väävlile või vesiniksulfiidile:
sel juhul moodustuvad H 2 S, S ja SO 2 samaaegselt erinevates vahekordades. Kuid sel juhul on H 2 SO 4 redutseerimise põhiproduktiks SO 2, kuna vabanenud S ja H 2 S saab oksüdeerida kontsentreeritud väävelhappega:
ja nende sooli (vt tabel A.1.1) kasutatakse sageli oksüdeerivate ainetena, kuigi paljudel neist on kahesugused omadused. Reeglina on nende ühendite redutseerimisproduktideks kloriidid ja bromiidid (oksüdatsiooniaste -1), samuti jood (oksüdatsiooniaste 0);
Kuid isegi sel juhul sõltub redutseerimisproduktide koostis reaktsioonitingimustest, oksüdeeriva aine kontsentratsioonist ja redutseerija aktiivsusest:
Kaaliumpermanganaat avaldab oksüdeerivaid omadusi mangaani tõttu oksüdatsiooniastmes +7. Sõltuvalt keskkonnast, milles reaktsioon toimub, redutseeritakse see erinevateks produktideks: happelises keskkonnas mangaani (II) sooladeks, neutraalses keskkonnas mangaan (IV) oksiidiks hüdraatunud kujul MnO (O) 2, leeliseline keskkond manganaadiks - ja ta
happeline keskkond
neutraalne keskkond
aluseline keskkond
Kaaliumdikromaat, mille molekul sisaldab +6 oksüdatsiooniastmes kroomi, on paagutamisel ja happelahuses tugev oksüdeerija
avaldab neutraalses keskkonnas oksüdeerivaid omadusi
Leeliselises keskkonnas tasakaal kromaadi ja dikromaadi ioonide vahel
nihkub kihistu poole, seetõttu on leeliselises keskkonnas oksüdeerija kaaliumkromaat K 2 CrO 4:
aga K 2 CrO 4 on nõrgem oksüdeerija võrreldes K 2 Cr 2 O 7 -ga.
Ioonidest on oksüdeerivad omadused kõrgeimas oksüdatsiooniastmes vesinikioonil H + ja metalliioonidel. vesinikioon H + toimib oksüdeeriva ainena, kui aktiivsed metallid interakteeruvad lahjendatud happelahustega (välja arvatud HNO 3)
metalliioonid suhteliselt kõrges oksüdatsiooniastmes, nagu Fe 3+, Cu 2+, Hg 2+, taastuvad, muutudes madalama oksüdatsiooniastmega ioonideks
või isoleeritakse nende soolade lahustest metallide kujul
Olulisemad redutseerijad. Lihtainete hulgas on tüüpilisteks redutseerijateks aktiivsed metallid nagu leelis- ja leelismuldmetallid, tsink, alumiinium, raud ja teised, aga ka mõned mittemetallid (vesinik, süsinik, fosfor, räni).
Metallid happelises keskkonnas oksüdeeritakse need positiivselt laetud ioonideks:
Aluselises keskkonnas oksüdeeritakse amfoteersete omadustega metallid; sel juhul moodustuvad negatiivselt laetud anioonid või hüdroksokomponendid:
mittemetallid, oksüdeerunud, moodustavad oksiide või vastavaid happeid:
Redutseerivatel funktsioonidel on hapnikuvabad anioonid, nagu Cl - , Br - , I - , S 2- , H - ja metallikatioonid kõrgeima oksüdatsiooniastmega.
Järjest halogeniidi ioonid, mis oksüdeerumisel moodustavad tavaliselt halogeene:
redutseerivad omadused paranevad Cl-lt I-le.
hüdriidid metallidel on redutseerivad omadused, mis on tingitud seotud vesiniku oksüdeerumisest (oksüdatsiooniaste -1) vabaks vesinikuks:
metalli katioonid madalaima oksüdatsiooniastme korral, nagu Sn 2+, Fe 2+, Cu +, Hg 2 2+ ja teised, on oksüdeerivate ainetega suhtlemisel iseloomulik oksüdatsiooniastme tõus:
Redoks duaalsus. Lihtainetest on redoksduaalsus iseloomulik elementide VIIA, VIA ja VA alarühmadele, mis võivad nende oksüdatsiooniastet nii suurendada kui ka vähendada.
Kasutatakse sageli oksüdeerijatena halogeenid tugevamate oksüdeerivate ainete toimel on neil redutseerivad omadused (välja arvatud fluor). Nende oksüdatsioonivõime väheneb ja redutseerivad omadused suurenevad Cl 2-lt I 2-le:
Joonis 3. Halogeenide redoksvõime.
Seda omadust illustreerib joodi oksüdatsiooni reaktsioon klooriga vesilahuses:
Redoksreaktsioonides kahetise käitumisega hapnikku sisaldavate ühendite koostis sisaldab ka vahepealses oksüdatsiooniastmes elemente. Halogeenide hapnikku sisaldavad happed ja nende soolad, mille molekulid sisaldavad vahepealses oksüdatsiooniastmes halogeeni, võivad olla mõlemad oksüdeerivad ained
ja restauraatorid
Vesinikperoksiidi, mis sisaldab hapnikku oksüdatsiooniastmes -1, omab tüüpiliste redutseerivate ainete juuresolekul oksüdeerivaid omadusi, kuna hapniku oksüdatsiooniaste võib langeda kuni -2:
Viimast reaktsiooni kasutatakse vanameistrite maalide restaureerimisel, mille valget pliid sisaldavad värvid muutuvad õhuga vesiniksulfiidiga vastasmõjul mustaks.
Tugevate oksüdeerivate ainetega suhtlemisel tõuseb vesinikperoksiidi osaks oleva hapniku oksüdatsiooniaste 0-ni, H2O2-l on redutseerija omadused:
Lämmastikhape Ja nitritid, mis sisaldavad +3 oksüdatsiooniastmes lämmastikku ja võivad toimida ka oksüdeerivate ainetena
ja restauraatorina
Klassifikatsioon. Redoksreaktsioone on nelja tüüpi.
1. Kui oksüdeerija ja redutseerija on erinevad ained, siis on sellised reaktsioonid seotud molekulidevaheline. Kõik ülaltoodud reaktsioonid on näited.
2. Kompleksühendite termilisel lagunemisel, mis sisaldavad oksüdeerivat ainet ja redutseerijat erinevate elementide aatomite kujul, toimuvad redoksreaktsioonid, nn. intramolekulaarne:
3. Reaktsioonid ebaproportsionaalsus (dismutatsioonid või vananenud terminoloogia järgi iseoksüdeerumine – iseparanemine) võib toimuda, kui vahepealses oksüdatsiooniastmes elemente sisaldavad ühendid puutuvad kokku tingimustes, kus need on ebastabiilsed (näiteks kõrgendatud temperatuuridel). Selle elemendi oksüdatsiooniaste nii tõuseb kui ka langeb:
4. Reaktsioonid vastuproportsionaalsus (ümberlülitamine) on oksüdeeriva aine ja redutseerija koostoime protsessid, mis sisaldavad sama elementi erineval määral oksüdatsioon. Selle tulemusena on oksüdatsiooni ja redutseerimise saadus aine, mille elemendi aatomite oksüdatsiooniaste on vahepealne:
Samuti on vastakaid reaktsioone. Näiteks molekulisisene vastandproportsioneerimise reaktsioon hõlmab ammooniumnitraadi lagunemist
Võrrandite koostamine.
Redoksreaktsioonide võrrandid põhinevad samade aatomite arvu võrdsuse põhimõtetel enne ja pärast reaktsiooni ning võttes arvesse ka redutseerija poolt loovutatud elektronide arvu ja redutseerija poolt vastuvõetud elektronide arvu võrdsust. oksüdeeriv aine, s.o. molekulide elektroneutraalsus. Reaktsioon on esitatud kahe poolreaktsiooni - oksüdatsiooni ja redutseerimise - süsteemina, mille summeerimine, võttes arvesse näidatud põhimõtteid, viib protsessi üldvõrrandi koostamiseni.
Redoksreaktsioonide võrrandite koostamiseks kasutatakse kõige sagedamini elektronioonide poolreaktsioonide meetodit ja elektroonilise tasakaalu meetodit.
Elektronioonide poolreaktsioonide meetod kasutatakse vesilahuses toimuvate reaktsioonivõrrandite koostamisel, samuti reaktsioonides, mis hõlmavad aineid, mille elementide oksüdatsiooniastet on raske määrata (näiteks KNCS, CH 3 CH 2 OH).
Selle meetodi järgi eristatakse järgmisi reaktsioonivõrrandi koostamise põhietappe.
a) kirjutage üles protsessi üldine molekulaarskeem, märkides redutseerija, oksüdeerija ja reaktsiooni kulgemise keskkonna (happeline, neutraalne või aluseline). Näiteks
b) võttes arvesse elektrolüütide dissotsiatsiooni vesilahuses, on see skeem esitatud molekulaarsete ioonide interaktsiooni kujul. Skeemil ei ole näidatud ioone, mille aatomite oksüdatsiooniaste ei muutu, välja arvatud keskmised ioonid (H +, OH -):
c) määrab redutseerija ja oksüdeeriva aine oksüdatsiooniastmed, samuti nende koostoime produktid:
f) lisage ioonid, mis ei osalenud oksüdatsiooni-redutseerimise protsessis, võrdsustage nende arv vasakul ja paremal ning kirjutage üles molekulaarreaktsiooni võrrand
Suurimad raskused tekivad oksüdatsiooni- ja redutseerimispoolreaktsioonide materjalibilansi koostamisel, kui muutub oksüdeeriva ja redutseeriva aine osakesi moodustavate hapnikuaatomite arv. Tuleb arvestada, et sisse vesilahused hapniku sidumine või lisamine toimub keskkonna veemolekulide ja ioonide osalusel.
Oksüdatsiooniprotsessis kulub happelises ja neutraalses keskkonnas redutseeriva aine osakesega seotud ühe hapnikuaatomi kohta üks molekul vett ning tekib kaks H + iooni; aluselises keskkonnas kulub kaks OH-hüdroksiidi iooni ja moodustub üks veemolekul (tabel 1.1).
Oksüdeeriva aine ühe hapnikuaatomi sidumiseks happelises keskkonnas kulub redutseerimisprotsessi käigus kaks H + iooni ja moodustub üks veemolekul; neutraalses ja aluselises keskkonnas kulub üks H 2 O molekul, tekib kaks OH iooni - (tabel 1, 2).
Tabel 1
Hapnikuaatomite sidumine redutseerijaga oksüdatsiooni käigus
tabel 2
Oksüdeeriva aine hapnikuaatomite sidumine redutseerimisel
Elektronioonsete poolreaktsioonide meetodi eelisteks on see, et redoksreaktsioonide võrrandite koostamisel arvestatakse osakeste tegelikke olekuid lahuses ja keskkonna rolli protsesside käigus, puudub vajadus kasutada formaalset oksüdatsiooniastme mõistet.
Elektroonilise tasakaalu meetod, mis põhineb oksüdatsiooniastme muutuste arvestamisel ja molekuli elektroneutraalsuse põhimõttel, on universaalne. Seda kasutatakse tavaliselt gaaside vahel toimuvate redoksreaktsioonide võrrandite koostamiseks, tahked ained ja sulades.
Toimingute jada vastavalt meetodile on järgmine:
1) kirjutage üles reagentide ja reaktsioonisaaduste valemid molekulaarsel kujul:
2) määrake aatomite oksüdatsiooniastmed, mis seda reaktsiooni käigus muudavad:
3) oksüdatsiooniastmete muutmisega määratakse redutseerija poolt loovutatud elektronide arv ja oksüdeerija poolt vastuvõetavate elektronide arv ning koostatakse elektrooniline bilanss, arvestades antud arvu võrdsuse põhimõtet. ja vastu võtnud elektronid:
4) peamiste stöhhiomeetriliste koefitsientidena kirjutatakse redoksreaktsiooni võrrandisse elektroonilised tasakaalutegurid:
5) valige ülejäänud reaktsioonis osalejate stöhhiomeetrilised koefitsiendid:
Võrrandite koostamisel tuleb arvestada, et oksüdeerijat (või redutseerijat) saab tarbida mitte ainult peamises redoksreaktsioonis, vaid ka tekkivate reaktsioonisaaduste sidumisel, see tähendab, et see võib toimida keskkonnana ja soola moodustaja.
Näiteks, kui oksüdeerija mängib keskkonna rolli, on metalli oksüdatsioonireaktsioon lämmastikhape, mis on koostatud elektronioonide poolreaktsioonide meetodil:
Näiteks kui redutseerija on keskkond, milles reaktsioon kulgeb, on vesinikkloriidhappe oksüdeerimine kaaliumdikromaadiga, mis on koostatud elektronide tasakaalu meetodil:
Redoksreaktsioonides osalejate kvantitatiivsete, massi- ja ruumalasuhete arvutamisel kasutatakse keemia põhilisi stöhhiomeetrilisi seadusi ja eelkõige ekvivalentide seadust. Redoksprotsesside kulgemise suuna ja täielikkuse määramiseks kasutatakse nende süsteemide termodünaamiliste parameetrite väärtusi ja kui reaktsioonid toimuvad vesilahustes, kasutatakse vastavate elektroodide potentsiaalide väärtusi.
Kuidas teada saada, kus keemiline reaktsioon oksüdeeriv aine ja kus on redutseerija? ja sain parima vastuse
Vastus str.[aktiivne]
kui pärast reaktsiooni (pärast võrdusmärki) omandab aine positiivse laengu, siis on tegemist redutseerijaga
ja kui see omandab negatiivse laengu, tähendab see oksüdeerivat ainet
Näiteks
H2 + O2 = H2O
enne reaktsiooni on nii vesinikul kui ka hapnikul nulllaeng
pärast reaktsiooni
vesinik omandab laengu +1 ja hapnik -2 tähendab, et vesinik on redutseerija
ja hapnik on oksüdeerija!
Allikas: =)) kui midagi jääb arusaamatuks, kirjutage)
Vastus alates 2 vastust[guru]
Tere! Siin on valik teemasid, kus on vastused teie küsimusele: kuidas teada saada, kus keemilises reaktsioonis on oksüdeerija ja kus redutseerija?
Vastus alates BeardMax[guru]
Selleks peate teadma, milline on oksüdatsiooniaste.
Õppige määrama keemilise ühendi mis tahes aatomi oksüdatsiooniastet.
Järgmisena vaadake, milliste aatomite CO reaktsioonis suureneb ja millised vähenevad. Esimesed on redutseerivad ained, teised oksüdeerivad ained.
IN üldine keemia ei pidanud kõndima.
Vastus alates OOO[algaja]
Redutseerija on aine, mis loovutab elektrone. H-r, Ca (2+) - 2e \u003d Ca (0)
Oksüdeeriv aine on aine, mis võtab vastu elektrone.
Vastus alates Mariska[algaja]
Selle väljaselgitamiseks tuleb vaadata, mis on reaktiivid ja mida söötmena lisatakse. Näiteks kui lähteainetes on Mn (+4) ja vesi, siis Mn muudab oma oksüdatsiooniastme (+6), kui ma ei eksi. Lisaks on näha, mis oksüdatsiooniastmes elemendid on (äkki kuskil on minimaalne või vastupidi maksimum).
