To uključuje reakcije u kojima reaktanti razmjenjuju elektrone, dok mijenjaju oksidacijsko stanje atoma elemenata koji čine reaktante.

Na primjer:

Zn + 2H + → Zn 2+ + H 2 ,

FeS 2 + 8HNO 3 (konc) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O,

Velika većina hemijskih reakcija je redoks, one igraju izuzetno važnu ulogu.

Oksidacija je proces doniranja elektrona iz atoma, molekula ili jona.

Kada atom donira svoje elektrone, on dobija pozitivan naboj:

Na primjer:

Al - 3e - \u003d Al 3+

H 2 - 2e - \u003d 2H +

Kada se oksidira, oksidacijsko stanje se povećava.

Ako negativno nabijeni ion (naboj -1), na primjer Cl -, preda 1 elektron, tada postaje neutralni atom:

2Cl - - 2e - \u003d Cl 2

Ako pozitivno nabijeni ion ili atom odustane od elektrona, tada se vrijednost njegovog pozitivnog naboja povećava u skladu s brojem datih elektrona:

Fe 2+ - e - \u003d Fe 3+

Redukcija je proces dodavanja elektrona atomu, molekulu ili ionu.

Kada atom dobije elektrone, postaje negativno nabijen ion:

Na primjer:

Cl 2 + 2e- \u003d 2Cl -

S + 2e - \u003d S 2-

Ako pozitivno nabijeni ion prihvati elektrone, tada se njegov naboj smanjuje:

Fe 3+ + e- \u003d Fe 2+

ili može ići do neutralnog atoma:

Fe 2+ + 2e- = Fe 0

Oksidacijsko sredstvo je atom, molekula ili ion koji prihvata elektrone. Redukcioni agens je atom, molekula ili ion koji donira elektrone.

Oksidaciono sredstvo se redukuje tokom reakcije, dok se redukciono sredstvo oksidira.

Oksidacija je uvijek praćena redukcijom, i obrnuto, redukcija je uvijek povezana sa oksidacijom, što se može izraziti jednadžbama:

Redukciono sredstvo - e - ↔ Oksidant

Oksidator + e - ↔ Reduktor

Stoga su redoks reakcije jedinstvo dvaju suprotnih procesa - oksidacije i redukcije

Najvažniji redukcioni agensi i oksidanti

Restauratori

Oksidatori

Metali, vodonik, ugalj Ugljen monoksid(II) CO Vodonik sulfid H 2 S, sumporov oksid (IV) SO 2, sumporna kiselina H 2 SO 3 i njene soli Jodovodonična kiselina HI, bromovodonična kiselina HBr, hlorovodonična kiselina HCl Kalitar (II) hlorid SnCl 2, gvožđe (II) sulfat FeSO 4, mangan (II) sulfat MnSO 4, hrom (III) sulfat Cr 2 (SO 4) 3 Dušična kiselina HNO 2, amonijak NH 3, hidrazin N 2 H 4, dušikov oksid (II) NO Fosforna kiselina H 3 PO 3 Aldehidi, alkoholi, mravlje i oksalne kiseline, glukoza katoda u elektrolizi

Halogeni Kalijum permanganat KMnO 4 , kalijum manganat K 2 MnO 4 , mangan (IV) oksid MnO 2 Kalijum dihromat K 2 Cr 2 O 7 , kalijum hromat K 2 CrO 4 Azotna kiselina HNO 3 Kiseonik O 2, ozon O 3, vodonik peroksid H 2 O 2 Sumporna kiselina H 2 SO 4 (konc.), Selenska kiselina H 2 SeO 4 Bakar (II) oksid CuO, srebro (I) oksid Ag 2 O, olovo (IV) oksid PbO 2 Joni plemenitih metala (Ag+, Au 3+, itd.) Gvožđe(III) hlorid FeCl 3 Hipohloriti, hlorati i perhlorati Kraljevska votka, mješavina koncentrisane dušične i fluorovodonične kiseline Anoda u elektrolizi

Metoda elektronske ravnoteže.

Za izjednačavanje OVR-a koristi se nekoliko metoda, od kojih ćemo za sada razmotriti jednu - metodu elektronskog balansa.

Napišimo jednačinu reakcije između aluminija i kisika:

Al + O 2 \u003d Al 2 O 3

Nemojte da vas zavara jednostavnost ove jednadžbe. Naš zadatak je razumjeti metodu koja će vam omogućiti da izjednačite mnogo složenije reakcije u budućnosti.

Dakle, koja je metoda elektronske ravnoteže? Ravnoteža je jednakost. Stoga je potrebno napraviti isti broj elektrona koji jedan element daje i prihvata drugi element u ovoj reakciji. U početku, ova količina izgleda drugačije, što se može vidjeti iz različitih oksidacijskih stanja aluminija i kisika:

Al 0 + O 2 0 \u003d Al 2 +3 O 3 -2

Aluminij donira elektrone (stječe pozitivno oksidacijsko stanje), a kisik prima elektrone (stječe negativno oksidacijsko stanje). Da bi se dobilo oksidaciono stanje od +3, atom aluminijuma mora dati 3 elektrona. Molekula kiseonika, da bi se pretvorila u atome kiseonika sa oksidacionim stanjem od -2, mora prihvatiti 4 elektrona:

Al 0 - 3e- \u003d Al +3

O 2 0 + 4e- \u003d 2O -2

Da bi se broj datih i primljenih elektrona izjednačio, prva jednačina se mora pomnožiti sa 4, a druga sa 3. Da biste to učinili, dovoljno je pomeriti brojeve datih i primljenih elektrona u odnosu na gornju i donju liniju. kao što je prikazano na dijagramu iznad.

Ako sada u jednačinu ispred redukcionog agensa (Al) stavimo koeficijent 4 koji smo pronašli, a ispred oksidacionog sredstva (O 2) - koeficijent koji smo pronašli 3, tada se broj datih i primljenih elektrona izjednačava i postaje jednak 12 Elektronski balans je postignut. Može se vidjeti da je prije produkta reakcije Al 2 O 3 potreban faktor 2. Sada je jednadžba redoks reakcije izjednačena:

4Al + 3O 2 \u003d 2Al 2 O 3

Sve prednosti metode ravnoteže elektrona očituju se u složenijim slučajevima od oksidacije aluminija kisikom.

Na primjer, dobro poznati "kalijev permanganat" - kalijum permanganat KMnO 4 - je jako oksidacijsko sredstvo zbog atoma Mn u +7 oksidacijskom stanju. Čak mu i anion hlora Cl daje elektron, pretvarajući se u atom hlora. Ovo se ponekad koristi za proizvodnju plinovitog hlora u laboratoriji:

K + Mn +7 O 4 -2 + K + Cl - + H 2 SO 4 = Cl 2 0 + Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Napravimo elektronski balans dijagram:

Mn +7 + 5e- = Mn +2

2Cl - - 2e- \u003d Cl 2 0

Dva i pet su glavni koeficijenti jednačine, zahvaljujući kojima je moguće lako odabrati sve ostale koeficijente. Faktor 5 treba staviti ispred Cl 2 (ili 2 × 5 \u003d 10 prije KCl), a faktor 2 prije KMnO 4. Svi ostali faktori su vezani za ova dva faktora. Ovo je mnogo lakše od obične grube sile.

2 KMnO 4 + 10KCl + 8H 2 SO 4 = 5 Cl 2 + 2MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O

Za izjednačavanje broja K atoma (12 atoma lijevo) potrebno je ispred K 2 SO 4 na desnoj strani jednačine staviti koeficijent 6. Konačno, za izjednačavanje kisika i vodonika dovoljno je stavimo koeficijent 8 ispred H 2 SO 4 i H 2 O. Dobili smo jednačinu u konačnom obliku.

Metoda ravnoteže elektrona, kao što vidimo, ne isključuje uobičajen izbor koeficijenata u jednadžbi redoks reakcija, ali može značajno olakšati takvu selekciju.

Sastavljanje jednadžbe za reakciju bakra sa rastvorom paladijum (II) nitrata. Zapisujemo formule početnih i konačnih supstanci reakcije i prikazujemo promjene u oksidacijskim stanjima:

iz čega slijedi da su sa redukcijskim i oksidacijskim sredstvom koeficijenti jednaki 1. Konačna jednadžba reakcije:

Cu + Pd(NO 3) 2 = Cu(NO 3) 2 + Pd

Kao što vidite, elektroni se ne pojavljuju u ukupnoj jednadžbi reakcije.

Da bismo provjerili ispravnost formulirane jednadžbe, brojimo broj atoma svakog elementa u njegovoj desnoj i lijevoj strani. Na primjer, na desnoj strani ima 6 atoma kisika, na lijevoj strani također ima 6 atoma; paladijum 1 i 1; bakar je takođe 1 i 1. To znači da je jednadžba tačna.

Prepisujemo ovu jednačinu u ionskom obliku:

Cu + Pd 2+ + 2NO 3 - = Cu 2+ + 2NO 3 - + Rd

I nakon kontrakcije identičnih jona, dobijamo

Cu + Pd 2+ = Cu 2+ + Pd

Izrada jednadžbe reakcije za interakciju mangan (IV) oksida sa koncentriranom hlorovodoničnom kiselinom

(koristeći ovu reakciju, hlor se dobija u laboratoriji).

Zapisujemo formule početne i krajnje supstance reakcije:

HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Prikazujemo promjenu oksidacijskih stanja atoma prije i poslije reakcije:

Ova reakcija je redoks, jer se oksidaciona stanja atoma hlora i mangana mijenjaju. HCl je redukcijski agens, MnO 2 je oksidant. Sastavljamo elektronske jednačine:

i pronađite koeficijente za redukciono sredstvo i oksidaciono sredstvo. Oni su, respektivno, jednaki 2 i 1. Koeficijent 2 (a ne 1) je postavljen jer 2 atoma hlora sa oksidacionim stanjem od -1 daju 2 elektrona. Ovaj koeficijent je već u elektronskoj jednačini:

2HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Nalazimo koeficijente za druge reaktante. Iz elektronskih jednačina se može vidjeti da 2 mola HCl otpada na 1 mol MnO 2 . Međutim, s obzirom da je potrebno još 2 mola kiseline za vezanje rezultirajućeg dvonabijenog jona mangana, ispred redukcijskog agensa treba postaviti faktor 4. Tada će se dobiti 2 mola vode. Konačna jednačina je

4HCl + MnO 2 \u003d Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O

Provjera ispravnosti pisanja jednadžbe može se ograničiti na prebrojavanje broja atoma bilo kojeg elementa, na primjer klora: na lijevoj strani 4, a na desnoj 2 + 2 = 4.

Budući da su jednadžbe reakcije prikazane u metodi ravnoteže elektrona u molekularnom obliku, nakon kompilacije i verifikacije treba ih napisati u ionskom obliku.

Prepišimo jednačinu u ionskom obliku:

4H + + 4Cl - + MnO 2 = Cl 2 + Mn 2 + + 2Cl - + 2H 2 O

a nakon poništavanja identičnih jona u oba dijela jednačine dobijamo

4H + + 2Cl - + MnO 2 = Cl 2 + Mn 2 + + 2H 2 O

Sastavljanje jednadžbe za reakciju interakcije vodonik sulfida sa zakiseljenim rastvorom kalijum permanganata.

Napišimo reakcijsku shemu - formule polaznih i dobivenih tvari:

H 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 → S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Zatim prikazujemo promjenu oksidacijskih stanja atoma prije i poslije reakcije:

Mijenjaju se oksidacijska stanja atoma sumpora i mangana (H 2 S je redukcijski agens, KMnO 4 je oksidacijski agens). Sastavljamo elektronske jednačine, tj. prikazujemo procese trzanja i vezivanja elektrona:

I na kraju, nalazimo koeficijente za oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo, a zatim i za ostale reaktante. Iz elektronskih jednadžbi se vidi da treba uzeti 5 mola H 2 S i 2 mola KMnO 4, a zatim dobijamo 5 mola S atoma i 2 mola MnSO 4. Osim toga, iz poređenja atoma na lijevoj i desnoj strani jednačine, nalazimo da nastaje 1 mol K 2 SO 4 i 8 mola vode. Konačna jednačina reakcije će izgledati ovako

5H 2 S + 2KMnO 4 + ZH 2 SO 4 \u003d 5S + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

Ispravnost pisanja jednadžbe potvrđuje se prebrojavanjem atoma jednog elementa, kao što je kisik; na lijevoj strani je 2 4 + 3 4 = 20, a na desnoj strani 2 4 + 4 + 8 = 20.

Prepisujemo jednačinu u ionskom obliku:

5H 2 S + 2MnO 4 - + 6H + = 5S + 2Mn 2+ + 8H 2 O

Poznato je da je ispravno napisana jednadžba reakcije izraz zakona održanja mase tvari. Dakle, broj istih atoma u početnim supstancama i produktima reakcije mora biti isti. Naplate također moraju biti sačuvane. Zbir naboja reaktanata mora uvijek biti jednak zbiru naboja produkta reakcije.

Metoda ravnoteže elektrona i jona je svestranija od metode ravnoteže elektrona i ima neospornu prednost u izboru koeficijenata u mnogim redoks reakcijama, posebno uz učešće organskih jedinjenja, u kojima je čak i postupak određivanja oksidacionih stanja veoma komplikovano.

OVR klasifikacija

Postoje tri glavne vrste redoks reakcija:

1) Intermolekularne oksidaciono-redukcione reakcije
(kada su oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo različite supstance);

2) Reakcije disproporcionalnosti
(kada ista supstanca može poslužiti kao oksidaciono i redukciono sredstvo);

3) Reakcije intramolekularne oksidacije-redukcije
(kada jedan dio molekule djeluje kao oksidacijski agens, a drugi kao redukcijski agens).>

Razmotrite primjere reakcija tri vrste.

1. Reakcije intermolekularne oksidacije-redukcije su sve reakcije koje smo već razmatrali u ovom paragrafu.
Razmotrimo malo složeniji slučaj, kada se ne može sav oksidacijski agens potrošiti u reakciji, jer je dio uključen u uobičajenu, ne-redoks reakciju izmjene:

Cu 0 + H + N +5 O 3 -2 = Cu +2 (N +5 O 3 -2) 2 + N +2 O -2 + H 2 O

Dio čestica NO 3 - učestvuje u reakciji kao oksidant, dajući dušikov oksid NO, a dio iona NO 3 - nepromijenjen prelazi u jedinjenje bakra Cu(NO 3) 2 . Napravimo elektronsku ravnotežu:

Cu 0 - 2e- \u003d Cu +2

N +5 + 3e- = N +2

Koeficijent 3 pronađen za bakar stavljamo ispred Cu i Cu(NO 3) 2 . Ali koeficijent 2 treba staviti samo ispred NO, jer je sav dušik prisutan u njemu učestvovao u redoks reakciji. Bilo bi pogrešno staviti faktor 2 ispred HNO 3, jer ova supstanca uključuje i one atome dušika koji ne učestvuju u oksidaciono-redukcionom procesu i dio su produkta Cu(NO 3) 2 (čestice NO 3 - ovdje se ponekad nazivaju "jon - posmatrač").

Preostali koeficijenti se biraju bez poteškoća prema već pronađenim:

3 Cu + 8HNO 3 \u003d 3 Cu (NO 3) 2 + 2 NO + 4H 2 O

2. Reakcije disproporcionalnosti nastaju kada molekuli iste supstance mogu oksidirati i reducirati jedni druge. To postaje moguće ako tvar sadrži u svom sastavu atome bilo kojeg elementa u srednjem oksidacijskom stanju.

Stoga se oksidacijsko stanje može i smanjiti i povećati. Na primjer:

HN +3 O 2 \u003d HN +5 O 3 + N +2 O + H 2 O

Ova reakcija se može predstaviti kao reakcija između HNO 2 i HNO 2 kao oksidacionog agensa i redukcionog agensa i primijeniti metodu ravnoteže elektrona:

HN +3 O 2 + HN +3 O 2 = HN +5 O3 + N +2 O + H 2 O

N +3 - 2e- = N +5

N +3 + e- = N +2

Dobijamo jednačinu:

2HNO 2 + 1HNO 2 \u003d 1 HNO 3 + 2 NO + H 2 O

Ili, zbrajanjem molova HNO 2:

3HNO 2 \u003d HNO 3 + 2NO + H 2 O

Intramolekularne oksidaciono-redukcione reakcije nastaju kada su oksidirajući atomi i redukcijski atomi susjedni u molekulu. Razmotrimo razgradnju bertolet soli KClO 3 kada se zagrije:

KCl +5 O 3 -2 = KCl - + O 2 0

Ova jednačina također ispunjava zahtjeve elektronske ravnoteže:

Cl +5 + 6e- = Cl-

2O -2 - 2e- \u003d O 2 0

Ovdje nastaje poteškoća - koji od dva pronađena koeficijenta treba staviti ispred KClO 3 - na kraju krajeva, ovaj molekul sadrži i oksidant i redukcijski agens?

U takvim slučajevima, pronađeni koeficijenti se stavljaju ispred proizvoda:

KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2

Sada je jasno da KClO 3 mora prethoditi faktorom 2.

2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2

Intramolekularna reakcija razgradnje Bertholletove soli pri zagrijavanju se koristi u proizvodnji kisika u laboratoriju.

Metoda polureakcije

Kao što i sam naziv govori, ova metoda se zasniva na kompilaciji ionskih jednačina za proces oksidacije i procesa redukcije, nakon čega slijedi njihovo zbrajanje u opštu jednačinu.
Kao primjer, napišimo jednačinu za istu reakciju koja je korištena u objašnjavanju metode ravnoteže elektrona.
Kada se sumporovodik H 2 S propušta kroz zakiseljeni rastvor kalijum permanganata KMnO 4, grimizna boja nestaje i rastvor postaje mutan.
Iskustvo pokazuje da zamućenje rastvora nastaje kao rezultat stvaranja elementarnog sumpora, tj. tok procesa:

H 2 S → S + 2H +

Ova shema je izjednačena brojem atoma. Za izjednačavanje po broju naboja, dva elektrona se moraju oduzeti od lijeve strane kola, nakon čega se strelica može zamijeniti znakom jednakosti:

H 2 S - 2e - \u003d S + 2H +

Ovo je prva polu-reakcija - proces oksidacije redukcionog sredstva H 2 S.

Promjena boje otopine povezana je s prijelazom jona MnO 4 - (ima grimiznu boju) u ion Mn 2+ (praktički bezbojan i samo u visokoj koncentraciji ima blago ružičastu boju), što se može izraziti shema

MnO 4 - → Mn 2+

U kiseloj otopini kisik, koji je dio jona MnO 4, zajedno sa ionima vodonika, na kraju formira vodu. Stoga se proces tranzicije piše na sljedeći način:

MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O

Da bi se strelica zamijenila znakom jednakosti, naboji se također moraju izjednačiti. Budući da početne supstance imaju sedam pozitivnih naboja (7+), a konačne supstance imaju dva pozitivna naboja (2+), onda da bi se ispunio uslov očuvanja naboja, pet elektrona se mora dodati na levu stranu šeme:

MnO 4 - + 8H + + 5e - \u003d Mn 2+ + 4H 2 O

Ovo je druga polureakcija - proces redukcije oksidacionog sredstva, tj. permanganat jon

Za sastavljanje opće jednačine reakcije potrebno je po članu sabrati jednačine polureakcija, prethodno izjednačivši brojeve datih i primljenih elektrona. U ovom slučaju, prema pravilima za pronalaženje najmanjeg višekratnika, određuju se odgovarajući faktori kojima se množe jednačine polureakcija. Ukratko, unos je sljedeći:

I, smanjivši za 10H +, konačno dobijamo

5H 2 S + 2MnO 4 - + 6H + = 5S + 2Mn 2+ + 8H 2 O

Provjeravamo ispravnost jednačine sastavljene u jonskom obliku: broj atoma kisika na lijevoj strani je 8, na desnoj strani 8; broj punjenja: na lijevoj strani (2-)+(6+) = 4+, na desnoj strani 2(2+) = 4+. Jednačina je tačna jer su atomi i naboji izjednačeni.

Metoda polureakcije se koristi za sastavljanje jednadžbe reakcije u ionskom obliku. Da bismo od nje prešli na jednadžbu u molekularnom obliku, postupimo na sljedeći način: na lijevoj strani jonske jednadžbe odabiremo odgovarajući kation za svaki anion, a anion za svaki kation. Zatim upisujemo iste ione u istom broju na desnoj strani jednadžbe, nakon čega kombiniramo ione u molekule:

Dakle, formulacija jednadžbi redoks reakcija metodom polureakcije dovodi do istog rezultata kao i metoda ravnoteže elektrona.

Hajde da uporedimo obe metode. Prednost metode polureakcije u odnosu na metodu ravnoteže elektrona je u tome što da ne koristi hipotetičke jone, već prave. Zapravo, u otopini nema jona, ali ima jona.

Kod metode polureakcija nije potrebno znati oksidacijsko stanje atoma.

Pisanje zasebnih jednačina ionske polu-reakcije je neophodno za razumijevanje hemijskih procesa u galvanskoj ćeliji i tokom elektrolize. Ovom metodom vidljiva je uloga sredine kao aktivnog učesnika u celokupnom procesu. Konačno, kada se koristi metoda polureakcije, nije potrebno poznavati sve nastale tvari, one se pojavljuju u jednadžbi reakcije prilikom njenog izvođenja. Stoga, metodu polureakcija treba dati prednost i koristiti u pripremi jednadžbi za sve redoks reakcije koje se javljaju u vodenim otopinama.

Hemijske reakcije koje se javljaju s promjenom oksidacijskih stanja elemenata nazivaju se redoks reakcije.

Glavne odredbe teorije oksidacije-redukcije

1. Proces doniranja elektrona od strane atoma ili jona naziva se oksidacija:

S 0 - 4e - ® S 4+ (oksidacija)

Atom ili ion koji donira elektrone naziva se redukcijskim sredstvom (reducentom): Zn 0 -2e - ® Zn 2+ (oksidacija).

2. Proces dodavanja elektrona atomu ili jonu naziva se oporavak: S 6+ + 8e - ® S 2- (oporavak).

Atomi ili joni koji prihvataju elektrone nazivaju se oksidacionim agensima (oksidatorima): Cl - + e - ® Cl 0 (redukcija).

Oksidaciono sredstvo se redukuje tokom reakcije, a redukciono sredstvo oksidira. Oksidacija je nemoguća bez istovremene redukcije koja se odvija uz nju, i obrnuto, redukcija jedne supstance je nemoguća bez istovremene oksidacije druge.

3. U redoks procesima, broj elektrona koji se daju u procesu oksidacije uvijek mora biti jednak broju elektrona primljenih u procesu redukcije.

primjer:

Cu 2+ O 2- + H 2 0 \u003d Cu 0 + H 2 O 2-

oksidant Cu 2+ +2e - ® Cu 0 redukcija

redukciono sredstvo H 2 0 - 2e - ® 2H + oksidacija

4. Izjednačavanje broja datih i primljenih elektrona vrši se odabirom koeficijenata uz preliminarnu kompilaciju jednačine elektronske ravnoteže

primjer:

Pb 2+ S 2- + HNO 3 ® S 0 + Pb 2+ (NO 3) 2 + N 2+ O 2- + H 2 O

Redukciono sredstvo S 2- - 2e - ® S 0 3 oksidacija

oksidant N 5+ + 3e - ® N 2+ 2 redukcija

3PbS + 8HNO 3 ® 3S + 3Pb(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

5. Prilikom sastavljanja jednadžbe elektronske ravnoteže potrebno je poći od onoliko atoma ili iona koliko su uključeni u molekulu izvorne supstance, a ponekad i u molekulu produkta reakcije

primjer:

K 2 Cr 2 6+ O 7 + H 2 SO 4 + KJ - ® J 2 0 + Cr 2 3+ (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

Oksidator 2Cr 6+ + 6e - ® 2Cr 3+ 2 1 redukcija

redukciono sredstvo 2J - - 2e - ® J 2 0 6 3 oksidacija

6. Redox procesi se najčešće dešavaju u prisustvu sredine: neutralne, kisele ili alkalne.

Izbor koeficijenata u redoks reakcijama

Prilikom odabira koeficijenata mora se uzeti u obzir osnovni stav: broj elektrona koji se daju redukcijom jednak je broju elektrona dobivenih oksidacijom.

Nakon identifikacije oksidacionog agensa, redukcionog sredstva, sastavlja se digitalna šema za prijelaz elektrona (jednačina ravnoteže elektrona) na odgovarajuću reakcijsku jednakost.

Primjer 1 Al + Cl 2 ® AlCl 3 , gdje je Al – redukciono sredstvo, Cl 2 -oksidaciono sredstvo.

Šema tranzicije elektrona:

Al 0 - 3e - ® Al +3 3 1 oksidacija

Cl 0 + e - ® Cl 1 1 3 redukcija

Iz ovog dijagrama se može vidjeti da su za jedan oksidirani atom aluminija potrebna tri atoma klora da prihvate ova tri elektrona (vidi drugu kolonu). Dakle, za svaki atom aluminijuma potrebna su tri atoma hlora, ili za svaka dva atoma aluminijuma tri molekula hlora. Dobijamo koeficijente:

2Al + 3Cl 2 \u003d AlCl 3.

Primjer 2 N 3- H 3 + O 0 2 ® N 2+ O 2- + H 2 O, pri čemu je O 2 tipično oksidaciono sredstvo, a N 3- H 3 igra ulogu redukcionog sredstva.

Izrađujemo šemu (elektronski bilans):

N 3- - 5e - ® N +2 5 2 4 oksidacija

O 0 + 2e - ® O -2 2 5 10 redukcija

Za 4 atoma dušika potrebno je 10 atoma ili 5 molekula kisika. Dobijamo koeficijente:

4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O.

Posebni slučajevi sastavljanja jednakosti redoks reakcija

1. Ako su u reakciji broj elektrona izgubljenih od strane redukcionog sredstva i broj elektrona koje je prihvatio oksidacijski agens parni brojevi, tada se pri pronalaženju koeficijenata broj elektrona dijeli sa zajedničkim najvećim djeliteljem.

primjer:

H 2 SO 3 + HClO 3 ® H 2 SO 4 + HCl

Reduktor S +4 - 2e - ® S +6 6 3 oksidacija

oksidantCl +5 + 6e - ® Cl - 2 1 redukcija

Koeficijenti redukcionog agensa i oksidansa neće biti 2 i 6, već 1 i 3:

3H 2 SO 3 + 3HClO 3 \u003d 3H 2 SO 4 + HCl.

Ako je broj elektrona izgubljenih redukcijskim agensom i dobivenih oksidacijskim sredstvom neparan, a kao rezultat reakcije treba dobiti paran broj atoma, tada se koeficijenti udvostručuju.

primjer:

KJ - + KMn +7 O 4 + H 2 S +6 O 4 ® J o 2 + K 2 S +6 O 4 + Mn +2 SO 4 + H 2 O

Redukciono sredstvo J - -1e - ® J o 5 10 oksidacija

Koeficijenti za oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo neće biti 1 i 5, već 2 i 10:

10KJ + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5J 2 + 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O.

2. Ponekad se dodatno troši redukcijsko sredstvo ili oksidacijsko sredstvo da se vežu produkti nastali kao rezultat reakcije.

primjer:

HBr - + KMn +7 O 4 + HBr ®Br 0 2 + KBr - + Mn +2 Br 2 0 + H 2 O

Redukciono sredstvo Br - - e - ® Br 0 5 10 oksidacija

oksidaciono sredstvo Mn +7 + 5e - ® Mn +2 1 2 redukcija

U ovoj reakciji deset molekula HBr reaguje kao redukcioni agensi, a šest molekula HBr je potrebno da se vežu nastale supstance (formiranje soli):

10HBr + 2KMnO 4 + 6HBr = 5Br 2 + 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O.

3. I pozitivni i negativni joni molekula redukcionog agensa oksidiraju se istovremeno.

primjer:

As 2 +3 S 3 -2 + HN +5 O 3 ® H 3 As +5 O 4 + H 2 S +6 O 4 + N +2 O + H 2 O

Ovdje se joni As +3 oksidiraju u jone As 2 +3 i istovremeno se joni S -2 oksidiraju u jone S +6, a anjoni N +5 se redukuju u N +2.

2As +3 - 4e - ® 2As +5

redukcioni agensi 3S -2 - 24e - ® 3S +6 oksidacija

oksidans N +5 + 3e - ® N +2 redukcija

U ovoj reakciji na svaka tri molekula As 2 S 3 reaguje 28 molekula HNO 3 . Ispravnost formulacije reakcijskih jednačina provjeravamo prebrojavanjem atoma vodika i kisika u desnom i lijevom dijelu. Tako nalazimo da u reakciju ulaze još 4 molekule vode, koje se moraju pripisati lijevoj strani jednadžbe za njeno konačno snimanje:

3As 2 S 3 + 28HNO 3 + 4H 2 O = 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO 4 + 28NO

2As +3 –4e®2As +5 4

3S -2 -24e®3S + 24

Redukciona sredstva 2As +3 + 3S -2 - 28e - ®2As +5 + 3S +6 3 oksidacija

oksidans N +5 + 3e - ®N +2 28 redukcija

4. Reduktor i oksidant su joni istog elementa, ali uključeni u različite supstance.

primjer:

KJ - + KJ +5 O 3 + H 2 SO 4 ® J 0 2 + K 2 SO 4 + H 2 O

Redukciono sredstvo J - - e - ® J 0 5 oksidacija

oksidant J +5 + 5e - ®J 0 1 redukcija

5KJ + KJO 3 + 3H 2 SO 4 = 3J 2 + 3K 2 SO 4 + 3H 2 O.

5. Redukciono sredstvo i oksidaciono sredstvo su joni istog elementa koji su deo iste supstance (samooksidacija – samooporavak).

primjer:

HN +3 O 2 ® HN +5 O 3 + N +2 O + H 2 O

Reduktor N +3 - 2e - ® N +5 1 oksidacija

oksidant N +3 + e - ® N +2 2 redukcija

Dakle, reakcija jednakosti

Redox reakcije - reakcije koje se javljaju s promjenom oksidacijskog stanja elemenata.

Oksidacija- proces doniranja elektrona od strane atoma

Oporavak- proces primanja elektrona od strane atoma

Redukciono sredstvo element koji donira elektrone

Oksidator- element koji prihvata elektrone

Za vizualnu, ali pojednostavljenu ideju o razlozima promjene naboja elemenata, okrenimo se brojkama:

Atom je električki neutralna čestica. Dakle, broj protona je jednak broju elektrona

Ako element donira elektron, njegov naboj se mijenja. Postaje pozitivno nabijen (ako prima, naprotiv, negativno)

To. na naboj elementa utiče broj datih ili primljenih elektrona

I. Sastavljanje jednadžbi redoks reakcija

1. Zapišite shemu reakcije

Na + Cl 2 -> NaCl

2. Rasporedimo oksidaciona stanja elemenata:

Na 0 + Cl 2 0 -> Na + Cl -

3. Zapisujemo elemente koji su promijenili oksidacijsko stanje i određujemo broj doniranih/primljenih elektrona:

Na 0 -1e -> Na +

Cl 2 + 2e -> 2Cl -

4. Pronađite najmanji zajednički umnožak broja datih i vezanih elektrona:

To. dobili smo tražene koeficijente

5. Rasporedite koeficijente:

2Na 0 + Cl 2 0 -> 2Na + Cl -

Oksidatori su čestice (atomi, molekuli ili joni) koje prihvati elektrone tokom hemijske reakcije. U ovom slučaju, oksidaciono stanje oksidacionog sredstva ide dole. Istovremeno, oksidanti se oporavljaju.

Restauratori su čestice (atomi, molekuli ili joni) koje donirati elektrone tokom hemijske reakcije. U ovom slučaju, oksidaciono stanje redukcionog sredstva diže se. U isto vrijeme restauratori su oksidirani.

Hemikalije se mogu podijeliti na tipični oksidanti, tipični redukcioni agensi, i tvari koje mogu biti izložene i oksidirajuća i redukcijska svojstva. Neke tvari praktički ne pokazuju redoks aktivnost.

To tipični oksidanti uključuju:

• jednostavne supstance - nemetali sa najjačim oksidacionim svojstvima (fluor F 2, kiseonik O 2, hlor Cl 2);
• jonimetala ili nemetala With visoka pozitivna (obično viša) oksidaciona stanja : kiseline (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), soli (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), oksidi (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
• jedinjenja koja sadrže neke metalni katjoni vlasništvo visoka oksidaciona stanja: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ itd.

Tipični redukcioni agensi obično je:

• jednostavne supstance - metali(smanjenje sposobnosti metala je određeno nizom elektrohemijskih aktivnosti);
• složene supstance koje sadrže atoma ili jona nemetala s negativnim (obično nižim) oksidacijskim stanjem: binarna vodonikova jedinjenja (H 2 S, HBr), soli kiselina bez kiseonika (K 2 S, NaI);
• neka jedinjenja koja sadrže kationi s najnižim pozitivnim oksidacijskim stanjem(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), koji, donirajući elektrone, mogu povećati njihovo oksidacijsko stanje;
• spojevi koji sadrže kompleksne jone, koji se sastoje od nemetali sa srednjim pozitivnim oksidacijskim stanjem(S +4 O 3) 2–, (NR +3 O 3) 2–, u kojima elementi mogu doniranjem elektrona, povećati njegovo pozitivno oksidaciono stanje.

Većina drugih supstanci se može pokazati i oksidirajuća i redukcijska svojstva.

Tipični oksidacijski i redukcijski agensi prikazani su u tabeli.

U laboratorijskoj praksi najčešće korišteni su sljedeći oksidanti :

kalijum permanganat (KMnO 4);

kalijum dihromat (K 2 Cr 2 O 7);

azotna kiselina (HNO 3);

koncentrovana sumporna kiselina (H 2 SO 4);

vodonik peroksid (H 2 O 2);

oksidi mangana (IV) i olova (IV) (MnO 2 , PbO 2);

rastopljeni kalijum nitrat (KNO 3) i taline nekih drugih nitrata.

To reduktori koji se primenjuju in laboratorijska praksa vezati:

• magnezijum (Mg), aluminij (Al), cink (Zn) i drugi aktivni metali;
• vodonik (H 2) i ugljenik (C);
• kalijum jodid (KI);
• natrijum sulfid (Na 2 S) i vodonik sulfid (H 2 S);
• natrijum sulfit (Na 2 SO 3);
• kalaj hlorid (SnCl 2).

Klasifikacija redoks reakcija

Redox reakcije se obično dijele na četiri tipa: intermolekularne, intramolekularne, reakcije disproporcije (samo-oksidacije-samoredukcije) i reakcije kontra-disproporcionalnosti.

Intermolekularne reakcije nastaviti sa promjenom stupnja oksidacije različitih elemenata od različitih reagensa. Istovremeno se formiraju razne produkte oksidacije i redukcije .

2Al0 + Fe +3 2 O 3 → Al +3 2 O 3 + 2Fe 0,

C 0 + 4HN +5 O 3 (konc) = C +4 O 2 + 4N +4 O 2 + 2H 2 O.

Intramolekularne reakcije su reakcije u kojima različitih elemenata od jedan reagens useliti u različiti proizvodi kao npr:

(N -3 H 4) 2 Cr+6 2 O 7 → N 2 0 + Cr +3 2 O 3 + 4 H 2 O,

2 NaN +5 O -2 3 → 2 NaN +3 O 2 + O 0 2 .

Reakcije disproporcionalnosti (samooksidacija-samoizlječenje) - to su reakcije u kojima oksidirajuće i redukcijsko sredstvo - isti element istog reagensa, koji ulazi u različiti proizvodi:

3Br 2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO 3 + 3 H 2 O,

Reproporcionalnost (proporcija, kontradisproporcionalnost ) su reakcije u kojima su oksidacijski agens i redukcijski agens isti element, Koji od različitih reagensa ulazi u jedan proizvod. Reakcija inverzna disproporcionalnosti.

2H 2 S -2 + S + 4 O 2 \u003d 3S + 2H 2 O

Osnovna pravila za sastavljanje redoks reakcija

Redoks reakcije su praćene procesima oksidacije i redukcije:

Oksidacija je proces doniranja elektrona redukcijskim agensom.

Oporavak je proces dodavanja elektrona oksidacionom agensu.

Oksidator oporavlja sei redukciono sredstvo oksidirano .

U redoks reakcijama, elektronski balans: Broj elektrona koje redukciono sredstvo donira jednak je broju elektrona koje oksidaciono sredstvo prima. Ako je saldo pogrešno sastavljen, nećete moći sastaviti složene OVR-ove.

Koristi se nekoliko metoda za sastavljanje redoks reakcija (ORR): metoda ravnoteže elektrona, metoda ravnoteže elektrona-jona (metoda polureakcije) i druge.

Razmotrite detaljno metoda elektronske ravnoteže .

OVR je prilično lako "prepoznati" - dovoljno je rasporediti oksidaciona stanja u svim spojevima i odrediti da atomi mijenjaju oksidacijsko stanje:

K + 2 S -2 + 2K + Mn +7 O -2 4 = 2K + 2 Mn +6 O -2 4 + S 0

Posebno ispisujemo atome elemenata koji mijenjaju oksidacijsko stanje, u stanju PRIJE reakcije i NAKON reakcije.

Oksidacijsko stanje mijenjaju atomi mangana i sumpora:

S -2 -2e = S 0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Mangan apsorbuje 1 elektron, sumpor daje 2 elektrona. Istovremeno, potrebno je pridržavati se elektronski balans. Stoga je potrebno udvostručiti broj atoma mangana, a broj atoma sumpora ostaviti nepromijenjenim. Navodimo koeficijente ravnoteže i prije reagensa i prije proizvoda!

Šema za sastavljanje OVR jednadžbi metodom elektronske ravnoteže:

Pažnja! U reakciji može postojati nekoliko oksidacijskih ili redukcijskih agenasa. Bilans se mora sastaviti tako da UKUPAN broj datih i primljenih elektrona bude isti.

Opći obrasci redoks reakcija

Proizvodi redoks reakcija često ovise o uslovi procesa. Razmislite glavni faktori koji utiču na tok redoks reakcija.

Najočigledniji odlučujući faktor je medij za reakcijsku otopinu - . U pravilu (ali ne nužno), supstanca koja definira medij je navedena među reagensima. Moguće su sljedeće opcije:

• oksidativna aktivnost pojačava se u kiselijoj sredini i oksidans se dublje reducira(na primjer, kalijum permanganat, KMnO 4, gdje je Mn +7 reduciran na Mn +2 u kiseloj sredini i na Mn +6 u alkalnoj sredini);
• oksidativna aktivnost intenzivira se u alkalnijoj sredini, a oksidacijski agens se dublje reducira (na primjer, kalijev nitrat KNO 3, gdje se N +5, pri interakciji sa redukcijskim agensom u alkalnom mediju, reducira na N -3);
• ili oksidant praktički nije podložan promjenama u okolini.

Reakcioni medij omogućava određivanje sastava i oblika postojanja preostalih OVR proizvoda. Osnovni princip je da se formiraju proizvodi koji ne stupaju u interakciju sa reagensima!

Bilješka! E Ako je medij rastvora kisel, tada baze i bazni oksidi ne mogu biti prisutni među produktima reakcije, jer stupaju u interakciju sa kiselinom. Nasuprot tome, u alkalnom mediju isključeno je stvaranje kiseline i kiselog oksida. Ovo je jedna od najčešćih i najgrubljih grešaka.

Također, na smjer toka OVR utiče priroda reaktanata. Na primjer, tokom interakcije azotne kiseline HNO 3 sa redukcionim agensima, uočava se obrazac - što je veća aktivnost redukcionog agensa, to se više azota N + 5 smanjuje.

Sa povećanjem temperatura većina OVR-a ima tendenciju da bude intenzivnija i dublja.

U heterogenim reakcijama na sastav proizvoda često utiču finoća čvrste materije . Na primjer, cink u prahu s dušičnom kiselinom čini jedan proizvod, dok cink u granulama stvara potpuno različite proizvode. Što je veći stepen mlevenja reagensa, veća je njegova aktivnost, obično.

Razmotrite najtipičnije laboratorijske oksidatore.

Osnovne sheme redoks reakcija

Shema oporavka permanganata

Permanganati sadrže snažno oksidaciono sredstvo - mangan u oksidacionom stanju +7. Soli mangana +7 boje rastvor ljubičasta boja.

Permanganati se, ovisno o mediju reakcijske otopine, reduciraju na različite načine.

AT kisela sredina oporavak je dublji Mn2+. Mangan oksid u oksidacionom stanju +2 pokazuje osnovna svojstva, dakle, in kisela sredina nastaje sol. Soli mangana +2 bezbojan. AT neutralnog rastvora mangan se obnavlja do stepena oksidacije +4 , sa obrazovanjem amfoterni oksid MnO 2 — braon sediment nerastvorljiv u kiselinama i alkalijama. AT alkalna okoline, mangan se smanjuje minimalno - na najbliže oksidaciona stanja +6 . Jedinjenja mangana +6 pokazuju kisela svojstva, u alkalnom mediju formiraju soli - manganata. Manganati daju rješenje zelena boja .

Razmotrite interakciju kalijum permanganata KMnO 4 sa kalijum sulfidom u kiselim, neutralnim i alkalnim medijima. U ovim reakcijama, proizvod oksidacije sulfidnog jona je S 0 .

5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 \u003d 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,

3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O = 2 MnO 2 ↓ + 3 S↓ + 8 KOH,

Česta greška u ovoj reakciji je indikacija interakcije sumpora i lužine u produktima reakcije. Međutim, sumpor stupa u interakciju sa alkalijom u prilično teškim uslovima (povišena temperatura), što ne odgovara uslovima za ovu reakciju. U normalnim uvjetima bit će ispravno navesti tačno molekularni sumpor i alkalije odvojeno, a ne proizvode njihove interakcije.

K 2 S + 2 KMnO 4 - (KOH) \u003d 2 K 2 MnO 4 + S ↓

Poteškoće se javljaju i pri sastavljanju ove reakcije. Činjenica je da u ovom slučaju nije potrebno upisivanje molekula medija (KOH ili druge alkalije) u reagense za izjednačavanje reakcije. Alkalija učestvuje u reakciji i određuje proizvod redukcije kalijum permanganata, ali se reaktanti i produkti izjednačavaju i bez njenog učešća. Ovaj naizgled paradoks može se lako razriješiti ako se sjetimo da je kemijska reakcija samo uvjetna oznaka koja ne označava svaki tekući proces, već je samo odraz zbira svih procesa. Kako to sami odrediti? Ako postupate po klasičnoj shemi - koeficijenti ravnoteže-ravnoteže - izjednačavanje metala, tada ćete vidjeti da su metali izjednačeni koeficijentima ravnoteže, a prisustvo alkalija na lijevoj strani jednadžbe reakcije će biti suvišno.

Permanganati oksidirati:

• nemetali sa negativnim oksidacionim stanjem na jednostavne supstance (sa oksidacijskim stanjem 0), izuzeci — fosfor, arsen - do +5 ;
• nemetali sa srednjim oksidacionim stanjem do najvišeg stepena oksidacije;
• aktivni metali stabilno pozitivno stepen oksidacije metala.

KMnO 4 + NeMe (najniži d.d.) = NeMe 0 + ostali proizvodi

KMnO 4 + NeMe (srednji s.o.) = NeMe (viši s.o.) + ostali proizvodi

KMnO 4 + Me 0 = Me (stabilan s.d.) + ostali proizvodi

KMnO 4 + P -3, As -3 = P +5, As +5 + ostali proizvodi

Shema oporavka hroma/bihromata

Karakteristika hroma sa valencijom VI je da formira 2 vrste soli u vodenim rastvorima: hromate i bihromate, u zavisnosti od medijuma rastvora. Aktivni metalni kromati (na primjer, K 2 CrO 4) su soli koje su stabilne u alkalna okruženje. Dihromati (bihromati) aktivnih metala (na primjer, K 2 Cr 2 O 7) - soli, stabilne u kiseloj sredini .

Jedinjenja hroma(VI) se redukuju na jedinjenja hroma(III). . Jedinjenja hroma Cr +3 su amfoterna i u zavisnosti od sredine rastvora postoje u rastvoru u različitim oblicima: u kiseloj sredini u obliku soli(amfoterna jedinjenja stvaraju soli pri interakciji sa kiselinama), u neutralnom mediju - nerastvorljiva amfoterni hrom (III) hidroksid Cr(OH) 3 , a u alkalnoj sredini nastaju jedinjenja hroma (III). kompleksna so, na primjer, kalijum heksahidroksohromat (III) K 3 .

Jedinjenja hroma VI oksidirati:

• nemetali u negativnom oksidacionom stanju na jednostavne supstance (sa oksidacijskim stanjem 0), izuzeci — fosfor, arsen - do +5;
• nemetali u srednjem oksidacionom stanju do najvišeg stepena oksidacije;
• aktivni metali od jednostavnih supstanci (tačka oksidacije 0) do spojeva sa stabilno pozitivno stepen oksidacije metala.

Kromat/bikromat + neMe (negativni d.d.) = neMe 0 + ostali proizvodi

Kromat/bikromat + NeMe (srednje pozitivan s.d.) = NeMe (najviši s.d.) + ostali proizvodi

Kromat / bikromat + Me 0 = Me (stabilan s.d.) + ostali proizvodi

Kromat/dikromat + P, As (negativan d.d.) = P, As +5 + ostali proizvodi

Razgradnja nitrata

Nitratne soli sadrže dušik u oksidacionom stanju +5 - jaka oksidant. Takav dušik može oksidirati kisik (O -2). Ovo se dešava kada se nitrati zagrevaju. U ovom slučaju, u većini slučajeva, kisik se oksidira do oksidacijskog stanja 0, tj. prije molekularni kiseonik O2 .

U zavisnosti od vrste metala koji formira so, tokom termičke (temperaturne) razgradnje nitrata nastaju različiti produkti: ako metal aktivni(u nizu elektrohemijskih aktivnosti su na magnezijum), tada se dušik reducira do oksidacijskog stanja od +3, a nakon razgradnje nastaju soli nitrita i molekularni kiseonik .

Na primjer:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .

Aktivni metali se u prirodi javljaju u obliku soli (KCl, NaCl).

Ako je metal u nizu elektrohemijske aktivnosti desno od magnezija i lijevo od bakra (uključujući magnezij i bakar) , tada nastaje razgradnja metalni oksid u stabilnom oksidacionom stanju, dušikov oksid (IV)(smeđi gas) i kiseonik. Metalni oksid se takođe formira tokom raspadanja litijum nitrat .

Na primjer, razlaganje cinkov nitrat:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2.

Metali srednje aktivnosti se u prirodi najčešće nalaze u obliku oksida (Fe 2 O 3, Al 2 O 3 itd.).

joni metali, koji se nalazi u nizu elektrohemijske aktivnosti desno od bakra su jaki oksidanti. At razlaganje nitrata oni, kao i N+5, učestvuju u oksidaciji kiseonika, pa se redukuju u jednostavne supstance, tj. formira se metal a gasovi se oslobađaju dušikov oksid (IV) i kisik .

Na primjer, razlaganje srebrni nitrat:

2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + O 2 .

Neaktivni metali se javljaju u prirodi u obliku jednostavnih supstanci.

Neki izuzeci!

Raspadanje amonijum nitrat :

U molekuli amonijum nitrata postoji i oksidaciono i redukciono sredstvo: azot u -3 oksidacionom stanju pokazuje samo redukciona svojstva, azot u +5 oksidacionom stanju samo oksidira.

Kada se zagreje, amonijum nitrat razgrađujući. Na temperaturama do 270 o C, dušikov oksid (I)("gas koji se smije") i voda:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Ovo je primjer reakcije kontradisproporcionalnost .

Rezultirajuće stanje oksidacije dušika je aritmetička sredina oksidacijskog stanja atoma dušika u originalnoj molekuli.

Na višoj temperaturi, dušikov oksid (I) se razlaže u jednostavne tvari - nitrogen i kiseonik:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O

At raspadanje amonijum nitrit NH4NO2 dolazi i do kontra-disproporcionalnosti.

Rezultirajuće oksidacijsko stanje dušika također je jednako aritmetičkoj sredini oksidacijskih stanja početnih atoma dušika - oksidacijskog agensa N +3 i redukcionog sredstva N -3

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

Termička razgradnja mangan(II) nitrat praćeno oksidacijom metala:

Mn(NO 3) 2 \u003d MnO 2 + 2NO 2

Gvožđe(II) nitrat na niskim temperaturama razgrađuje se do željeznog oksida (II), kada se zagrijava, željezo se oksidira do oksidacijskog stanja od +3:

2Fe(NO 3) 2 → 2FeO + 4NO 2 + O 2 na 60°C
4Fe(NO 3) 2 → 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 na >60°C

Nikl(II) nitrat zagrevanjem se razlaže u nitrit.

Oksidirajuća svojstva dušične kiseline

Azotna kiselina HNO 3 u interakciji s metalima je praktično nikada ne formira vodonik , za razliku od većine mineralnih kiselina.

To je zbog činjenice da kiselina sadrži vrlo jak oksidacijski agens - dušik u oksidacijskom stanju +5. U interakciji sa redukcijskim agensima - metalima, nastaju različiti produkti redukcije dušika.

Dušična kiselina + metal \u003d metalna sol + proizvod redukcije dušika + H 2 O

Dušična kiselina se može pretvoriti u dušikov oksid (IV) NO 2 (N +4); dušikov oksid (II) NO (N +2); dušikov oksid (I) N 2 O ("gas koji se smije"); molekularni dušik N 2 ; amonijum nitrat NH 4 NO 3. U pravilu se formira mješavina proizvoda s prevlašću jednog od njih. Dušik se u ovom slučaju redukuje u oksidaciona stanja od +4 do -3. Dubina oporavka prvenstveno zavisi po prirodi redukciono sredstvo i od koncentracije dušične kiseline . Ovako funkcionira pravilo: što je koncentracija kiseline niža i što je aktivnost metala veća, to više elektrona prima dušik i stvara se više reduciranih proizvoda.

Neki obrasci će vam omogućiti da ispravno odredite glavni proizvod redukcije dušične kiseline metalima u reakciji:

• u akciji vrlo razrijeđena dušična kiselina na metali obično formirana amonijum nitrat NH 4 NO 3 ;

Na primjer, interakcija cinka s vrlo razrijeđenom dušičnom kiselinom:

4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

• koncentrovane azotne kiseline na hladnom pasivira neki metali - hrom Cr, aluminijum Al i gvožđe Fe . Kada se otopina zagrije ili razrijedi, reakcija se nastavlja;

pasiviranje metala - to je prelazak površine metala u neaktivno stanje zbog stvaranja tankih slojeva inertnih spojeva na površini metala, u ovom slučaju uglavnom metalnih oksida, koji ne reagiraju s koncentriranom dušičnom kiselinom

• Azotna kiselina ne reaguje sa metalima platinske podgrupe — zlato Au, platina Pt, and paladijum Pd;

• prilikom interakcije koncentrirana kiselina sa neaktivnim metalima i metali srednje aktivnosti azotna kiselina se redukuje na dušikov oksid (IV) NE 2 ;

Na primjer, oksidacija bakra koncentrovanom azotnom kiselinom:

Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

• prilikom interakcije koncentrirana dušična kiselina s aktivnim metalima formirana dušikov oksid (I) N 2 O ;

Na primjer, oksidacija natrijum koncentrirano azotne kiseline:

Na + 10HNO 3 \u003d 8NaNO 3 + N 2 O + 5H 2 O

• prilikom interakcije razrijeđena dušična kiselina neaktivnim metalima (u nizu aktivnosti desno od vodonika) kiselina se reducira na dušikov oksid (II) BR ;
• prilikom interakcije razrijeđena dušična kiselina s metalima srednje aktivnosti bilo dušikov oksid (II) NO, ili dušikov oksid N 2 O, ili molekularni dušik N 2 - zavisno od dodatnih faktora (aktivnost metala, stepen mlevenja metala, stepen razblaženja kiselinom, temperatura).
• prilikom interakcije razrijeđena dušična kiselina aktivnim metalima formirana molekularni dušik N 2 .

Za približno određivanje proizvoda redukcije dušične kiseline u interakciji s različitim metalima, predlažem korištenje principa klatna. Glavni faktori koji pomeraju položaj klatna su koncentracija kiseline i aktivnost metala. Da pojednostavimo, koristimo 3 vrste koncentracija kiselina: koncentrirane (više od 30%), razrijeđene (30% ili manje), vrlo razrijeđene (manje od 5%). Metale prema aktivnosti dijelimo na aktivne (prije aluminija), srednje aktivnosti (od aluminija do vodonika) i neaktivne (poslije vodonika). Proizvodi redukcije dušične kiseline raspoređeni su u opadajućem redoslijedu po stepenu oksidacije:

NO2; NE; N 2 O; N 2 ; NH4NO3

Što je metal aktivniji, to se više pomičemo udesno. Što je veća koncentracija ili što je razrjeđenje kiseline niže, to se više pomičemo ulijevo.

Na primjer , koncentrirana kiselina i neaktivni metalni bakar Cu međusobno djeluju. Stoga se pomjeramo u krajnju lijevu poziciju, formiraju se dušikov oksid (IV), bakar nitrat i voda.

Interakcija metala sa sumpornom kiselinom

Razrijeđena sumporna kiselina stupa u interakciju s metalima poput normalne mineralne kiseline. One. stupa u interakciju s metalima koji se nalaze u nizu elektrohemijskih napona do vodonika. Oksidacijsko sredstvo su H+ joni, koji se redukuju u molekularni vodonik H2. U ovom slučaju metali se po pravilu oksidiraju do minimum stepen oksidacije.

Na primjer:

Fe + H 2 SO 4 (razb) \u003d FeSO 4 + H 2

stupa u interakciju s metalima koji stoje u nizu napona prije i poslije vodonika.

H 2 SO 4 (konc) + metal \u003d metalna sol + proizvod redukcije sumpora (SO 2, S, H 2 S) + voda

Kada koncentrirana sumporna kiselina stupi u interakciju s metalima, nastaje sol metala (u stabilnom oksidacijskom stanju), voda i produkt redukcije sumpora - sumpor dioksid S +4 O 2, molekularni sumpor S ili sumporovodik H 2 S -2, u zavisnosti od stepena koncentracije, aktivnosti metala, njegovog stepena mlevenja, temperature itd. Kada koncentrirana sumporna kiselina stupi u interakciju s metalima, ne nastaje molekularni vodonik!

Osnovni principi interakcije koncentrirane sumporne kiseline sa metalima:

1. koncentrovane sumporne kiseline pasivira aluminijum, hrom, gvožđe na sobnoj temperaturi ili na hladnom;

2. koncentrovane sumporne kiseline ne stupa u interakciju With zlato, platina i paladijum ;

3. OD neaktivni metali koncentrovane sumporne kiseline oporavlja se sumpor oksid (IV).

Na primjer, bakar se oksidira koncentriranom sumpornom kiselinom:

Cu 0 + 2H 2 S +6 O 4 (konc) = Cu +2 SO 4 + S +4 O 2 + 2H 2 O

4. Prilikom interakcije sa aktivnim metalima i cinkom koncentrovane forme sumporne kiselinesumpor S ili vodonik sulfid H 2 S 2- (u zavisnosti od temperature, stepena mlevenja i aktivnosti metala).

Na primjer , interakcija koncentrirane sumporne kiseline sa cinkom:

8Na 0 + 5H 2 S +6 O 4 (konc) → 4Na 2 + SO 4 + H 2 S — 2 + 4H2O

Vodikov peroksid

Vodikov peroksid H 2 O 2 sadrži kiseonik u -1 oksidacionom stanju. Takav kisik može povećati i smanjiti oksidacijsko stanje. Dakle, vodikov peroksid pokazuje i oksidirajuća i redukcijska svojstva.

Kada je u interakciji s redukcijskim agensima, vodikov peroksid pokazuje svojstva oksidacijskog sredstva i reducira se na oksidacijsko stanje od -2. U pravilu, proizvod redukcije vodikovog peroksida je voda ili hidroksid ion, ovisno o uvjetima reakcije. Na primjer:

S +4 O 2 + H 2 O 2 -1 → H 2 S +6 O 4 -2

U interakciji s oksidacijskim agensima, peroksid se oksidira u molekularni kisik (oksidacijsko stanje 0): O 2 . Na primjer :

2KMn +7 O 4 + 5H 2 O 2 -1 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 0 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

Mnoge tvari imaju posebna svojstva, koja se u hemiji nazivaju oksidirajućim ili redukcijskim.

Neke hemikalije ispoljavaju svojstva oksidacionih sredstava, druge - redukcionih agenasa, dok neka jedinjenja mogu da ispolje oba svojstva istovremeno (na primer, vodonik peroksid H 2 O 2).

Što je oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo, oksidacija i redukcija?

Redox svojstva tvari povezana su s procesom davanja i primanja elektrona od strane atoma, jona ili molekula.

Oksidacijsko sredstvo je supstanca koja prihvata elektrone tokom reakcije, tj. redukuje se; redukciono sredstvo - odustaje od elektrona, tj. oksidira se. Procesi prijenosa elektrona s jedne supstance na drugu obično se nazivaju redoks reakcije.

Jedinjenja koja sadrže atome elemenata sa maksimalnim stepenom oksidacije mogu biti samo oksidanti zbog ovih atoma, jer već su se odrekli svih svojih valentnih elektrona i sposobni su da prihvate samo elektrone. Maksimalno oksidaciono stanje atoma elementa jednako je broju grupe u periodnoj tablici kojoj element pripada. Jedinjenja koja sadrže atome elemenata sa minimalnim oksidacionim stanjem mogu poslužiti samo kao redukcioni agensi, jer su sposobna samo da doniraju elektrone, jer vanjski energetski nivo takvih atoma upotpunjuje osam elektrona.