Nende hulka kuuluvad reaktsioonid, mille käigus reagendid vahetavad elektrone, muutes samal ajal reagendid moodustavate elementide aatomite oksüdatsiooniastet.

Näiteks:

Zn + 2H + → Zn 2+ + H2,

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

Valdav enamus keemilistest reaktsioonidest on redoksreaktsioonid, neil on äärmiselt oluline roll.

Oksüdatsioon on aatomilt, molekulilt või ioonilt elektronide loovutamise protsess.

Kui aatom loovutab oma elektronid, omandab see positiivse laengu:

Näiteks:

Al - 3e - \u003d Al 3+

H2-2e- \u003d 2H+

Oksüdeerumisel tõuseb oksüdatsiooniaste.

Kui negatiivselt laetud ioon (laeng -1), näiteks Cl -, loovutab 1 elektroni, muutub see neutraalseks aatomiks:

2Cl - - 2e - \u003d Cl 2

Kui positiivselt laetud ioon või aatom loobub elektronidest, siis tema positiivse laengu väärtus suureneb vastavalt antud elektronide arvule:

Fe 2+ - e - \u003d Fe 3+

Redutseerimine on elektronide lisamise protsess aatomile, molekulile või ioonile.

Kui aatom saab elektrone, muutub see negatiivselt laetud iooniks:

Näiteks:

Cl 2 + 2e- \u003d 2Cl -

S + 2e - \u003d S 2-

Kui positiivselt laetud ioon võtab elektrone vastu, siis selle laeng väheneb:

Fe 3+ + e- \u003d Fe 2+

või see võib minna neutraalsele aatomile:

Fe 2+ + 2e- = Fe 0

Oksüdeeriv aine on aatom, molekul või ioon, mis võtab vastu elektrone. Redutseerija on aatom, molekul või ioon, mis loovutab elektrone.

Reaktsiooni käigus oksüdeeriv aine redutseeritakse, redutseerija aga oksüdeerub.

Oksüdatsiooniga kaasneb alati redutseerimine ja vastupidi, redutseerimine on alati seotud oksüdatsiooniga, mida saab väljendada võrranditega:

Redutseerija - e - ↔ Oksüdeeriv aine

Oksüdeerija + e - ↔ Redutseerija

Seetõttu on redoksreaktsioonid kahe vastandliku protsessi – oksüdatsiooni ja redutseerimise – ühtsus

Olulisemad redutseerijad ja oksüdeerivad ained

Restauraatorid

Oksüdeerijad

Metallid, vesinik, kivisüsi Süsinikmonooksiid (II) CO Vesiniksulfiid H 2 S, vääveloksiid (IV) SO 2, väävelhape H 2 SO 3 ja selle soolad Vesinikjodiidhape HI, vesinikbromiidhape HBr, vesinikkloriidhape HCl Tina (II) kloriid SnCl 2, raud (II) sulfaat FeSO 4, mangaan (II) sulfaat MnSO 4, kroom (III) sulfaat Cr 2 (SO 4) 3 Lämmastikhape HNO 2, ammoniaak NH 3, hüdrasiin N 2 H 4, lämmastikoksiid (II) NO Fosforhape H3PO3 Aldehüüdid, alkoholid, sipelg- ja oksaalhape, glükoos katood elektrolüüsis

Halogeenid Kaaliumpermanganaat KMnO 4, kaaliummanganaat K 2 MnO 4, mangaan(IV)oksiid MnO 2 Kaaliumdikromaat K 2 Cr 2 O 7, kaaliumkromaat K 2 CrO 4 Lämmastikhape HNO 3 hapnik O 2, osoon O 3, vesinikperoksiid H2O2 Väävelhape H 2 SO 4 (konts.), Seleenhape H 2 SeO 4 Vask (II) oksiid CuO, hõbe (I) oksiid Ag 2 O, plii (IV) oksiid PbO 2 Väärismetallide ioonid (Ag +, Au 3+ jne) Raud(III)kloriid FeCl3 Hüpokloritid, kloraadid ja perkloraadid Kuninglik viin, kontsentreeritud lämmastik- ja fluoriidhappe segu Anood elektrolüüsis

Elektroonilise tasakaalu meetod.

OVR-i võrdsustamiseks kasutatakse mitmeid meetodeid, millest praegu käsitleme ühte - elektroonilise tasakaalu meetodit.

Kirjutame reaktsioonivõrrandi alumiiniumi ja hapniku vahel:

Al + O 2 \u003d Al 2 O 3

Ärge laske selle võrrandi lihtsusest end petta. Meie ülesanne on mõista meetodit, mis võimaldab tulevikus võrdsustada palju keerulisemaid reaktsioone.

Niisiis, mis on elektroonilise tasakaalu meetod? Tasakaal on võrdsus. Seetõttu on selles reaktsioonis vaja teha sama palju elektrone, kui üks element annab ja võtab vastu teise elemendi. Esialgu näeb see kogus teistsugune välja, nagu võib näha alumiiniumi ja hapniku erinevatest oksüdatsiooniastmetest:

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

Alumiinium loovutab elektrone (saab positiivse oksüdatsiooniastme) ja hapnik võtab vastu elektrone (saab negatiivse oksüdatsiooniastme). Oksüdatsiooniastme +3 saamiseks peab alumiiniumi aatom loovutama 3 elektroni. Hapnikumolekul peab selleks, et muutuda hapnikuaatomiteks oksüdatsiooniastmega -2, vastu võtma 4 elektroni:

Al 0 - 3e- \u003d Al +3

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

Et antud ja vastuvõetud elektronide arv võrdsustuks, tuleb esimene võrrand korrutada 4-ga ja teine ​​3-ga. Selleks piisab antud ja vastuvõetud elektronide arvu nihutamisest ülemise ja alumise joone vastu. nagu on näidatud ülaltoodud diagrammil.

Kui nüüd võrrandis enne redutseerijat (Al) paneme leitud koefitsiendi 4 ja enne oksüdeerivat ainet (O 2) - leitud koefitsiendi 3, siis antud ja vastuvõetud elektronide arv võrdsustub ja võrdub 12-ga. Elektrooniline tasakaal on saavutatud. Näha on, et enne Al 2 O 3 reaktsiooniprodukti on vaja koefitsienti 2. Nüüd on redoksreaktsiooni võrrand võrdsustatud:

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

Kõik elektrontasakaalu meetodi eelised avalduvad keerulisematel juhtudel kui alumiiniumi oksüdeerimine hapnikuga.

Näiteks tuntud "kaaliumpermanganaat" - kaaliumpermanganaat KMnO 4 - on tugev oksüdeerija tänu Mn aatomile oksüdatsiooniastmes +7. Isegi kloorianioon Cl annab sellele elektroni, muutudes klooriaatomiks. Seda kasutatakse mõnikord kloorigaasi tootmiseks laboris:

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

Teeme elektroonilise tasakaaludiagrammi:

Mn +7 + 5e- = Mn +2

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

Kaks ja viis on võrrandi peamised koefitsiendid, tänu millele on võimalik kõiki teisi koefitsiente lihtsalt valida. Koefitsient 5 tuleks asetada enne Cl 2 (või 2 × 5 \u003d 10 enne KCl) ja koefitsient 2 enne KMnO 4. Kõik muud tegurid on seotud nende kahe teguriga. See on palju lihtsam kui lihtsalt toore jõud.

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

K aatomite arvu (vasakul 12 aatomit) võrdsustamiseks on vaja võrrandi paremale küljele panna K 2 SO 4 ette koefitsient 6. Lõpuks piisab hapniku ja vesiniku võrdsustamiseks paneme H 2 SO 4 ja H 2 O ette koefitsiendi 8. Saime võrrandi lõplikul kujul.

Elektronide tasakaalu meetod, nagu näeme, ei välista tavalist koefitsientide valimist redoksreaktsioonide võrrandites, kuid see võib sellist valikut oluliselt hõlbustada.

Vase ja pallaadium (II) nitraadi lahusega reageerimise võrrandi koostamine. Kirjutame üles reaktsiooni alg- ja lõppainete valemid ning näitame oksüdatsiooniastmete muutusi:

millest järeldub, et redutseerija ja oksüdeerija puhul on koefitsiendid võrdsed 1-ga. Reaktsiooni lõppvõrrand:

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

Nagu näete, ei esine elektronid üldises reaktsioonivõrrandis.

Formuleeritud võrrandi õigsuse kontrollimiseks loendame iga elemendi aatomite arvu selle paremal ja vasakul küljel. Näiteks paremal pool on 6 hapnikuaatomit, vasakul samuti 6 aatomit; pallaadium 1 ja 1; vask on samuti 1 ja 1. See tähendab, et võrrand on õige.

Kirjutame selle võrrandi ümber ioonsel kujul:

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

Ja pärast identsete ioonide kokkutõmbumist saame

Cu + Pd 2+ = Cu 2+ + Pd

Reaktsioonivõrrandi koostamine mangaan(IV)oksiidi interaktsiooni kohta kontsentreeritud vesinikkloriidhappega

(selle reaktsiooni abil saadakse laboris kloor).

Kirjutame reaktsiooni alg- ja lõppainete valemid:

HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Näitame aatomite oksüdatsiooniastmete muutust enne ja pärast reaktsiooni:

See reaktsioon on redoksreaktsioon, kuna kloori ja mangaani aatomite oksüdatsiooniaste muutub. HCl on redutseeriv aine, MnO 2 on oksüdeeriv aine. Koostame elektroonilisi võrrandeid:

ja leida redutseeriva aine ja oksüdeeriva aine koefitsiendid. Need on vastavalt 2 ja 1. Koefitsient 2 (ja mitte 1) on seatud, kuna 2 klooriaatomit oksüdatsiooniastmega -1 annavad 2 elektroni. See koefitsient on juba elektroonilises võrrandis:

2HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Leiame koefitsiendid teiste reagentide jaoks. Elektroonilistest võrranditest on näha, et 2 mooli HCl moodustab 1 mooli MnO 2 . Arvestades aga, et tekkiva topeltlaenguga mangaaniooni sidumiseks on vaja veel 2 mol hapet, tuleks redutseerija ette seada tegur 4. Siis saadakse 2 mol vett. Lõplik võrrand on

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

Võrrandi kirjutamise õigsuse kontrollimine võib piirduda ühe elemendi, näiteks kloori aatomite arvu loendamisega: vasakul pool 4 ja paremal 2 + 2 = 4.

Kuna reaktsioonivõrrandid on elektronbilansi meetodis kujutatud molekulaarsel kujul, tuleks need pärast koostamist ja kontrollimist kirjutada ioonsel kujul.

Kirjutame võrrandi ümber ioonsel kujul:

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

ja pärast identsete ioonide tühistamist võrrandi mõlemas osas saame

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

Võrrandi koostamine vesiniksulfiidi ja hapendatud kaaliumpermanganaadi lahusega interaktsiooni reaktsiooni kohta.

Kirjutame reaktsiooniskeemi - lähte- ja saadud ainete valemid:

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

Seejärel näitame aatomite oksüdatsiooniastmete muutust enne ja pärast reaktsiooni:

Väävli ja mangaani aatomite oksüdatsiooniastmed muutuvad (H 2 S on redutseerija, KMnO 4 on oksüdeerija). Koostame elektroonilisi võrrandeid, st. kujutame elektronide tagasilöögi ja kinnitumise protsesse:

Ja lõpuks leiame koefitsiendid oksüdeeriva ja redutseeriva aine ning seejärel muude reagentide jaoks. Elektroonikavõrranditest on näha, et peame võtma 5 mol H 2 S ja 2 mol KMnO 4, siis saame 5 mol S-aatomeid ja 2 mol MnSO 4. Lisaks leiame võrrandi vasakul ja paremal küljel olevate aatomite võrdlusest, et moodustub ka 1 mol K 2 SO 4 ja 8 mol vett. Lõplik reaktsioonivõrrand näeb välja selline

5H2S + 2KMnO4 + ZH2SO4 \u003d 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

Võrrandi kirjutamise õigsust kinnitab ühe elemendi, näiteks hapniku aatomite loendamine; vasakul küljel on 2 4 + 3 4 = 20 ja paremal 2 4 + 4 + 8 = 20.

Kirjutame võrrandi ümber ioonsel kujul:

5H2S + 2MnO4- + 6H+ = 5S + 2Mn2+ + 8H2O

On teada, et õigesti kirjutatud reaktsioonivõrrand on ainete massi jäävuse seaduse väljendus. Seetõttu peab algainetes ja reaktsiooniproduktides samade aatomite arv olema sama. Tasusid tuleb ka säästa. Reaktiivide laengute summa peab alati olema võrdne reaktsioonisaaduste laengute summaga.

Elektronioonide tasakaalu meetod on mitmekülgsem kui elektronide tasakaalu meetod ja sellel on vaieldamatu eelis koefitsientide valimisel paljudes redoksreaktsioonides, eriti orgaaniliste ühendite osalusel, kus isegi oksüdatsiooniastmete määramise protseduur on väga hea. keeruline.

OVR klassifikatsioon

Redoksreaktsioone on kolm peamist tüüpi:

1) Molekulidevahelised oksüdatsiooni-redutseerimisreaktsioonid
(kui oksüdeerija ja redutseerija on erinevad ained);

2) Disproportsioonireaktsioonid
(kui sama aine võib toimida oksüdeeriva ja redutseeriva ainena);

3) Molekulaarse oksüdatsiooni-redutseerimise reaktsioonid
(kui üks molekuli osa toimib oksüdeeriva ainena ja teine ​​redutseerijana).>

Mõelge kolme tüüpi reaktsioonide näidetele.

1. Molekulidevahelise oksüdatsiooni-redutseerimise reaktsioonid on kõik reaktsioonid, mida oleme selles lõigus juba käsitlenud.
Vaatleme veidi keerulisemat juhtumit, kui kogu oksüdeerijat ei saa reaktsioonis ära kulutada, kuna osa sellest osaleb tavalises, mitte-redoksvahetusreaktsioonis:

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

Osa osakestest NO 3 - osaleb reaktsioonis oksüdeeriva ainena, andes lämmastikoksiidi NO ja osa NO 3 ioonidest - läheb muutumatul kujul vaseühendiks Cu(NO 3) 2 . Teeme elektroonilise tasakaalu:

Cu 0 - 2e- \u003d Cu +2

N +5 + 3e- = N +2

Paneme vase kohta leitud koefitsiendi 3 Cu ja Cu(NO 3) 2 ette. Kuid koefitsient 2 tuleks panna ainult NO ette, sest kogu selles sisalduv lämmastik osales redoksreaktsioonis. Oleks viga panna HNO 3 ette koefitsient 2, sest selle aine alla kuuluvad ka need lämmastikuaatomid, mis ei osale oksüdatsioonis-redutseerimises ja on osa Cu(NO 3) 2 produktist (NO 3 osakesed - siin nimetatakse neid mõnikord "iooniks - vaatlejaks").

Ülejäänud koefitsiendid valitakse raskusteta vastavalt juba leitud koefitsientidele:

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

2. Disproportsioonireaktsioonid tekivad siis, kui sama aine molekulid on võimelised üksteist oksüdeerima ja redutseerima. See on võimalik, kui aine sisaldab oma koostises mis tahes elemendi aatomeid vahepealses oksüdatsiooniastmes.

Seetõttu võib oksüdatsiooniaste nii väheneda kui ka suureneda. Näiteks:

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

Seda reaktsiooni võib kujutada reaktsioonina HNO 2 ja HNO 2 kui oksüdeeriva agensi ja redutseerija vahel ning kasutada elektrontasakaalu meetodit:

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

Saame võrrandi:

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

Või liites kokku HNO 2 moolid:

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

Intramolekulaarsed oksüdatsiooni-redutseerimisreaktsioonid toimuvad siis, kui oksüdeerivad aatomid ja redutseerivad aatomid on molekulis kõrvuti. Vaatleme KClO 3 berthollet soola lagunemist kuumutamisel:

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

See võrrand järgib ka elektroonilise tasakaalu nõuet:

Cl +5 + 6e- = Cl-

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

Siin tekib raskus - kumb kahest leitud koefitsiendist tuleks KClO 3 ette panna - see molekul sisaldab ju nii oksüdeerijat kui ka redutseerijat?

Sellistel juhtudel asetatakse leitud koefitsiendid toodete ette:

KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2

Nüüd on selge, et KClO 3-le peab eelnema koefitsient 2.

2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2

Berthollet' soola lagunemise molekulisisene reaktsiooni kuumutamisel kasutatakse laboris hapniku tootmisel.

Poolreaktsiooni meetod

Nagu nimi ise näitab, põhineb see meetod oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsessi ioonvõrrandite koostamisel, millele järgneb nende liitmine üldvõrrandiks.
Näitena kirjutame samale reaktsioonile võrrandi, mida kasutati elektronide tasakaalu meetodi selgitamisel.
Kui vesiniksulfiid H 2 S lastakse läbi hapendatud kaaliumpermanganaadi KMnO 4 lahuse, kaob karmiinpunane värvus ja lahus muutub häguseks.
Kogemused näitavad, et lahuse hägusus tekib elementaarse väävli moodustumise tagajärjel, s.o. protsessi kulg:

H2S → S + 2H+

See skeem on võrdsustatud aatomite arvuga. Laengute arvuga võrdsustamiseks tuleb vooluringi vasakust küljest lahutada kaks elektroni, mille järel saab noole asendada võrdusmärgiga:

H2S - 2e - \u003d S + 2H+

See on esimene poolreaktsioon - redutseeriva aine H2S oksüdatsiooniprotsess.

Lahuse värvimuutus on seotud MnO 4 - iooni (sellel on karmiinpunane värvus) üleminekuga Mn 2+ iooniks (praktiliselt värvitu ja ainult kõrgel kontsentratsioonil on kergelt roosakas värvus), mida saab väljendada skeem

MnO4 - → Mn 2+

Happelises lahuses moodustab hapnik, mis on osa MnO 4 ioonidest, koos vesinikioonidega lõpuks vee. Seetõttu on üleminekuprotsess kirjutatud järgmiselt:

MnO4- + 8H+ → Mn2+ + 4H2O

Noole võrdusmärgiga asendamiseks tuleb ka laengud võrdsustada. Kuna algainetel on seitse positiivset laengut (7+) ja lõppainetel kaks positiivset laengut (2+), siis laengu säilimise tingimuse täitmiseks tuleb skeemi vasakpoolsesse serva lisada viis elektroni:

MnO4 - + 8H + + 5e - \u003d Mn 2+ + 4H 2O

See on teine ​​poolreaktsioon – oksüdeeriva aine redutseerimise protsess, s.o. permanganaadi ioon

Üldreaktsioonivõrrandi koostamiseks on vaja poolreaktsioonide võrrandid liigende kaupa liita, olles eelnevalt võrdsustanud antud ja vastuvõetud elektronide arvud. Sel juhul määratakse väikseima kordse leidmise reeglite kohaselt vastavad tegurid, millega poolreaktsioonide võrrandid korrutatakse. Lühidalt, sissekanne on järgmine:

Ja kui oleme 10H + võrra vähendanud, saame lõpuks

5H2S + 2MnO4- + 6H+ = 5S + 2Mn2+ + 8H2O

Kontrollime ioonsel kujul koostatud võrrandi õigsust: vasakul pool on hapnikuaatomite arv 8, paremal 8; laengute arv: vasakul pool (2-)+(6+) = 4+, paremal pool 2(2+) = 4+. Võrrand on õige, kuna aatomid ja laengud on võrdsustatud.

Poolreaktsiooni meetodit kasutatakse reaktsioonivõrrandi koostamiseks ioonsel kujul. Sellelt molekulaarsel kujul olevale võrrandile liikumiseks toimime järgmiselt: ioonvõrrandi vasakul poolel valime igale anioonile vastava katiooni ja iga katiooni jaoks aniooni. Seejärel kirjutame võrrandi paremale küljele samad ioonid sama numbriga, misjärel ühendame ioonid molekulideks:

Seega poolreaktsiooni meetodil redoksreaktsioonide võrrandite formuleerimine annab sama tulemuse kui elektronide tasakaalu meetod.

Võrdleme mõlemat meetodit. Poolreaktsiooni meetodi eelis võrreldes elektronide tasakaalu meetodiga seisneb selles et see ei kasuta hüpoteetilisi, vaid tõelisi ioone. Tegelikult pole lahuses ioone, küll aga.

Poolreaktsioonide meetodi puhul pole vaja teada aatomite oksüdatsiooniastet.

Eraldi ioonsete poolreaktsiooni võrrandite kirjutamine on vajalik galvaanilises elemendis ja elektrolüüsi käigus toimuvate keemiliste protsesside mõistmiseks. Selle meetodi abil on nähtav keskkonna kui aktiivse osaleja roll kogu protsessis. Lõpetuseks, poolreaktsiooni meetodi kasutamisel ei ole vaja teada kõiki tekkivaid aineid, need esinevad reaktsioonivõrrandis selle tuletamisel. Seetõttu tuleks eelistada poolreaktsioonide meetodit ja seda kasutada võrrandite koostamisel kõigi vesilahustes toimuvate redoksreaktsioonide jaoks.

Redoksreaktsioonid - reaktsioonid, mis toimuvad elementide oksüdatsiooniastme muutumisega.

Oksüdatsioon- elektronide loovutamise protsess aatomi poolt

Taastumine- elektronide vastuvõtmise protsess aatomi poolt

Redutseeriv aine element, mis loovutab elektrone

Oksüdeerija- element, mis võtab vastu elektrone

Visuaalse, kuid lihtsustatud idee saamiseks elementide laengute muutumise põhjuste kohta pöördume jooniste poole:

Aatom on elektriliselt neutraalne osake. Seetõttu on prootonite arv võrdne elektronide arvuga

Kui element loovutab elektroni, muutub selle laeng. See laeb positiivselt (kui see saab vastupidi negatiivselt)

See. elemendi laengut mõjutab antud või vastuvõetud elektronide arv

I. Redoksreaktsioonide võrrandite koostamine

1. Kirjutage üles reaktsiooniskeem

Na + Cl2 -> NaCl

2. Korraldame elementide oksüdatsiooniastmed:

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

3. Kirjutame välja oksüdatsiooniastet muutnud elemendid ja määrame annetatud/vastuvõetud elektronide arvu:

Na 0-1e -> Na+

Cl 2 + 2e -> 2Cl -

4. Leidke antud ja seotud elektronide arvu vähim ühiskordne:

See. saime vajalikud koefitsiendid

5. Järjesta koefitsiendid:

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

Oksüdeerijad on osakesed (aatomid, molekulid või ioonid), mis elektrone vastu võtta keemilise reaktsiooni käigus. Sel juhul oksüdeeriva aine oksüdatsiooniaste alla minema. Samal ajal oksüdeerijad taastuvad.

Restauraatorid on osakesed (aatomid, molekulid või ioonid), mis annetada elektrone keemilise reaktsiooni käigus. Sel juhul redutseerija oksüdatsiooniaste tõuseb. Samas restauraatorid on oksüdeerunud.

Kemikaalid võib jagada tüüpilised oksüdeerijad, tüüpilised redutseerivad ained ja aineid, mis võivad esineda nii oksüdeerivad kui redutseerivad omadused. Mõned ained praktiliselt ei näita redoksaktiivsust.

To tüüpilised oksüdeerijad sisaldab:

• lihtained - mittemetallid tugevaimate oksüdeerivate omadustega (fluor F 2, hapnik O 2, kloor Cl 2);
• ioonidmetallid või mittemetallid Koos kõrged positiivsed (tavaliselt kõrgemad) oksüdatsiooniastmed : happed (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), soolad (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), oksiidid (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
• mõningaid sisaldavaid ühendeid metalli katioonid millel kõrge oksüdatsiooniaste: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ jne.

Tüüpilised redutseerivad ained on tavaliselt:

• lihtained - metallid(metallide redutseerivad võimed määratakse elektrokeemilise aktiivsuse seeriaga);
• komplekssed ained, mis sisaldavad negatiivse (tavaliselt madalama) oksüdatsiooniastmega mittemetallide aatomid või ioonid: binaarsed vesinikuühendid (H 2 S, HBr), hapnikuvabade hapete soolad (K 2 S, NaI);
• mõned ühendid, mis sisaldavad madalaima positiivse oksüdatsiooniastmega katioonid(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), mis loovutades elektrone, võivad suurendada nende oksüdatsiooniastet;
• kompleksioone sisaldavad ühendid, mis koosnevad keskmise positiivse oksüdatsiooniastmega mittemetallid(S +4 O 3) 2–, (НР +3 O 3) 2– , milles elemendid võivad elektrone loovutades suurendada selle positiivset oksüdatsiooniastet.

Enamik teisi aineid võib näidata nii oksüdeerivad kui redutseerivad omadused.

Tüüpilised oksüdeerivad ja redutseerivad ained on toodud tabelis.

Laboripraktikas kõige sagedamini kasutatavad on järgmised oksüdeerijad :

kaaliumpermanganaat (KMnO 4);

kaaliumdikromaat (K 2 Cr 2 O 7);

lämmastikhape (HNO 3);

kontsentreeritud väävelhape (H2SO4);

vesinikperoksiid (H 2 O 2);

mangaani (IV) ja plii (IV) oksiidid (MnO 2, PbO 2);

sula kaaliumnitraat (KNO 3) ja mõnede teiste nitraatide sulamid.

To reduktorid mis kehtivad sisse laboripraktika seotud:

• magneesium (Mg), alumiinium (Al), tsink (Zn) ja muud aktiivsed metallid;
• vesinik (H2) ja süsinik (C);
• kaaliumjodiid (KI);
• naatriumsulfiid (Na2S) ja vesiniksulfiid (H2S);
• naatriumsulfit (Na2S03);
• tinakloriid (SnCl 2).

Redoksreaktsioonide klassifikatsioon

Redoksreaktsioonid jagunevad tavaliselt nelja tüüpi: molekulidevahelised, molekulisisesed, disproportsioonireaktsioonid (iseoksüdatsioon-iseredutseerimine) ja disproportsionaalsuse vastased reaktsioonid.

Molekulidevahelised reaktsioonid jätkake oksüdatsiooniastme muutmisega erinevaid elemente alates erinevad reaktiivid. Samal ajal moodustuvad mitmesugused oksüdatsiooni- ja redutseerimisproduktid .

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

C0 + 4HN +5O3 (konts.) = C +4O2 + 4N +4O2 + 2H2O.

Intramolekulaarsed reaktsioonid on reaktsioonid, milles erinevad elemendid alates üks reagent sisse kolida erinevaid tooteid nagu:

(N-3H4) 2 Cr+6 2 O 7 → N 2 0 + Cr + 3 2 O 3 + 4 H 2 O,

2 NaN +5O-23 → 2NaN +3O2+O02.

Disproportsionaalsuse reaktsioonid (iseoksüdatsioon-iseparanemine) - need on reaktsioonid, mille käigus oksüdeeriv aine ja redutseerija - sama reaktiivi sama element, mis läheb sisse erinevaid tooteid:

3Br2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO3 + 3 H2O,

Ümberproportsionaalsus (proportsioon, disproportsionaalsus ) on reaktsioonid, milles osalevad oksüdeeriv aine ja redutseerija sama element, Milline neist erinevad reaktiivid läheb sisse üks toode. Reaktsioon pöördvõrdeline ebaproportsionaalsusele.

2H2S-2 + S + 4O2 \u003d 3S + 2H2O

Redoksreaktsioonide koostamise põhireeglid

Redoksreaktsioonidega kaasnevad oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsessid:

Oksüdatsioon on elektronide loovutamise protsess redutseeriva aine abil.

Taastumine on oksüdeerivale ainele elektronide lisamise protsess.

Oksüdeerija taastumasja redutseerija oksüdeerunud .

Redoksreaktsioonides on elektrooniline tasakaal: elektronide arv, mille redutseerija loovutab, on võrdne elektronide arvuga, mille oksüdeeriv aine vastu võtab. Kui bilanss on valesti koostatud, ei saa te keerulisi OVR-e koostada.

Redoksreaktsioonide (ORR) koostamiseks kasutatakse mitmeid meetodeid: elektronide tasakaalu meetod, elektronioonide tasakaalu meetod (poolreaktsiooni meetod) ja teised.

Kaaluge üksikasjalikult elektrooniline tasakaalu meetod .

OVR-i on üsna lihtne "ära tunda" - piisab, kui korraldada oksüdatsiooniastmed kõigis ühendites ja teha kindlaks, et aatomid muudavad oksüdatsiooni olekut:

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

Eraldi kirjutame välja oksüdatsiooniastet muutvate elementide aatomid, olekus ENNE reaktsiooni ja PÄRAST reaktsiooni.

Oksüdatsiooniastet muudavad mangaani- ja väävliaatomid:

S-2-2e = S 0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Mangaan neelab 1 elektroni, väävel loovutab 2 elektroni. Samal ajal on vaja järgida elektrooniline tasakaal. Seetõttu on vaja mangaani aatomite arvu kahekordistada ja väävliaatomite arv jätta muutmata. Bilansi koefitsiendid märgime nii enne reaktiive kui ka tooteid!

Skeem OVR võrrandite koostamiseks elektroonilise bilansi meetodil:

Tähelepanu! Reaktsioonis võib olla mitu oksüdeerivat või redutseerivat ainet. Bilanss tuleb koostada nii, et antud ja vastuvõetud elektronide KOGU arv oleks sama.

Redoksreaktsioonide üldised mustrid

Redoksreaktsioonide produktid sõltuvad sageli protsessi tingimused. Kaaluge redoksreaktsioonide kulgu mõjutavad peamised tegurid.

Kõige ilmsem määrav tegur on reaktsioonilahuse keskkond - . Reeglina (kuid mitte tingimata) on söödet määrav aine loetletud reaktiivide hulgas. Võimalikud on järgmised valikud:

• oksüdatiivne aktiivsus intensiivistub happelisemas keskkonnas ja oksüdeerija redutseerub sügavamalt(näiteks kaaliumpermanganaat, KMnO 4, kus Mn +7 redutseeritakse happelises keskkonnas Mn +2-ks ja aluselises keskkonnas Mn +6-ks);
• oksüdatiivne aktiivsus intensiivistub leeliselises keskkonnas, ja oksüdeerija redutseeritakse sügavamalt (näiteks kaaliumnitraat KNO 3, kus N +5 redutseerijaga koostoimel aluselises keskkonnas redutseeritakse N -3-ks);
• või oksüdeerija praktiliselt ei allu muutustele keskkonnas.

Reaktsioonikeskkond võimaldab määrata ülejäänud OVR-produktide koostist ja olemasolu. Põhimõte on, et tekivad tooted, mis ei interakteeru reaktiividega!

Märge! E Kui lahuse keskkond on happeline, siis ei saa reaktsioonisaaduste hulgas olla aluseid ja aluselisi oksiide, sest nad interakteeruvad happega. Ja vastupidi, aluselises keskkonnas on happe ja happeoksiidi moodustumine välistatud. See on üks levinumaid ja jämedamaid vigu.

Samuti mõjutab OVR voolu suunda reagentide olemus. Näiteks, lämmastikhappe HNO 3 interaktsiooni ajal redutseerivate ainetega täheldatakse mustrit - mida suurem on redutseerija aktiivsus, seda rohkem lämmastikku N + 5 väheneb.

Suurendusega temperatuuri enamik OVR-e kipuvad olema intensiivsemad ja sügavamad.

Heterogeensete reaktsioonide korral mõjutavad sageli toodete koostist tahke aine peenus . Näiteks pulbristatud tsink koos lämmastikhappega moodustab ühe toote, granuleeritud tsink aga täiesti erinevad tooted. Mida suurem on reaktiivi jahvatusaste, seda suurem on selle aktiivsus, tavaliselt.

Mõelge kõige tüüpilisematele laboratoorsetele oksüdeerijatele.

Redoksreaktsioonide põhiskeemid

Permanganaatide taaskasutamise skeem

Permanganaadid sisaldavad võimsat oksüdeerivat ainet - mangaan oksüdatsiooniastmes +7. Mangaani soolad +7 värvivad lahuse sisse violetne värvi.

Permanganaadid redutseeritakse sõltuvalt reaktsioonilahuse keskkonnast erineval viisil.

AT happeline keskkond taastumine on sügavam Mn2+. Oksüdatsiooniastmes +2 mangaanoksiidil on põhilised omadused, seega happeline keskkond moodustub sool. Mangaani soolad +2 värvitu. AT neutraalne lahendus mangaan saadakse tagasi oksüdatsiooniastmeni +4 , haridusega amfoteerne oksiid MnO 2 — pruun hapetes ja leelistes lahustumatu sete. AT aluseline keskkonda, mangaani vähendatakse minimaalselt - lähima täpsusega oksüdatsiooniseisundid +6 . Mangaaniühenditel +6 on happelised omadused, aluselises keskkonnas moodustavad nad sooli - manganaadid. Manganaadid annavad lahenduse roheline värvimine .

Mõelge kaaliumpermanganaadi KMnO 4 koostoimele kaaliumsulfiidiga happelises, neutraalses ja aluselises keskkonnas. Nendes reaktsioonides on sulfiidiooni oksüdatsiooniproduktiks 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,

Selle reaktsiooni tavaline viga on viide väävli ja leelise koostoimele reaktsiooniproduktides. Kuid väävel interakteerub leelisega üsna karmides tingimustes (kõrgendatud temperatuuril), mis ei vasta selle reaktsiooni tingimustele. Tavatingimustes on õige märkida molekulaarne väävel ja leelised eraldi, mitte nende koostoime produktid.

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

Raskused tekivad ka selle reaktsiooni koostamisel. Fakt on see, et sel juhul ei ole reaktsiooni võrdsustamiseks vaja söötme (KOH või muu leelise) molekuli reaktiividesse kirjutada. Leelis osaleb reaktsioonis ja määrab kaaliumpermanganaadi redutseerimise produkti, kuid reagendid ja produktid võrdsustuvad isegi ilma selle osaluseta. Selle näiliselt paradoksi saab hõlpsasti lahendada, kui meeles pidada, et keemiline reaktsioon on vaid tingimuslik märge, mis ei näita iga käimasolevat protsessi, vaid on vaid kõigi protsesside summa peegeldus. Kuidas seda ise kindlaks teha? Kui tegutsete vastavalt klassikalisele skeemile - tasakaal-tasakaalkoefitsiendid - metallide võrdsustamine, siis näete, et metallid võrdsustatakse tasakaalukoefitsientidega ja leelise olemasolu reaktsioonivõrrandi vasakul küljel on üleliigne.

Permanganaadid oksüdeerida:

• mittemetallid negatiivse oksüdatsiooniastmega lihtsatele ainetele (oksüdatsiooniastmega 0), erandid — fosfor, arseen - kuni +5 ;
• mittemetallid keskmise oksüdatsiooniastmega kõrgeima oksüdatsiooniastmeni;
• aktiivsed metallid stabiilne positiivne metalli oksüdatsiooniaste.

KMnO 4 + NeMe (madalaim d.d.) = NeMe 0 + muud tooted

KMnO 4 + NeMe (keskmine s.o.) = NeMe (kõrgem s.o.) + muud tooted

KMnO 4 + Me 0 = Me (stabiilne s.d.) + muud tooted

KMnO 4 + P -3, As -3 = P +5, As +5 + muud tooted

Kromaadi/bikromaadi taastamise skeem

Valentsiga VI kroomi eripäraks on see, et see moodustab vesilahustes kahte tüüpi sooli: kromaate ja bikromaate, olenevalt lahuse keskkonnast. Aktiivsed metallkromaadid (näiteks K 2 CrO 4) on soolad, mis on stabiilsed aluseline keskkond. Aktiivsete metallide dikromaadid (bikromaadid). (näiteks K 2 Cr 2 O 7) - soolad, stabiilsed happelises keskkonnas .

Kroom(VI) ühendid redutseeritakse kuni kroom(III) ühendid . Kroomiühendid Cr +3 on amfoteersed ja olenevalt lahuse keskkonnast esinevad nad lahuses erineval kujul: happelises keskkonnas kujul soolad(amfoteersed ühendid moodustavad hapetega suhtlemisel sooli), neutraalses keskkonnas - lahustumatud amfoteerne kroom(III)hüdroksiid Cr(OH) 3 , ja aluselises keskkonnas tekivad kroom(III) ühendid komplekssool, näiteks, kaaliumheksahüdroksokromaat (III) K 3 .

Kroom VI ühendid oksüdeerida:

• mittemetallid negatiivses oksüdatsiooni olekus lihtsatele ainetele (oksüdatsiooniastmega 0), erandid — fosfor, arseen - kuni +5;
• mittemetallid vahepealses oksüdatsiooniastmes kõrgeima oksüdatsiooniastmeni;
• aktiivsed metallid lihtainetest (oksüdatsioonipunkt 0) kuni ühenditeni koos stabiilne positiivne metalli oksüdatsiooniaste.

Kromaat/bikromaat + neMe (negatiivne d.d.) = neMe 0 + muud tooted

Kromaat/bikromaat + NeMe (keskmine positiivne s.d.) = NeMe (kõrgeim s.d.) + muud tooted

Kromaat / bikromaat + Me 0 \u003d Me (stabiilne s.d.) + muud tooted

Kromaat/dikromaat + P, As (negatiivne d.d.) = P, As +5 + muud tooted

Nitraatide lagunemine

Nitraatsoolad sisaldavad lämmastik oksüdatsiooniastmes +5 - tugev oksüdeerija. Selline lämmastik võib oksüdeerida hapnikku (O -2). See juhtub nitraatide kuumutamisel. Sellisel juhul oksüdeeritakse hapnik enamasti oksüdatsiooniastmeni 0, s.o. enne molekulaarne hapnikku O2 .

Sõltuvalt soola moodustava metalli tüübist tekivad nitraatide termilisel (temperatuuril) lagunemisel erinevad tooted: kui metall aktiivne(elektrokeemilise aktiivsuse seerias on magneesiumile), seejärel redutseeritakse lämmastik oksüdatsiooniastmeni +3 ja lagunemisel tekivad nitritisoolad ja molekulaarne hapnik .

Näiteks:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .

Aktiivsed metallid esinevad looduses soolade kujul (KCl, NaCl).

Kui metall on elektrokeemilise aktiivsuse seerias magneesiumist paremal ja vasest (sh magneesium ja vask) vasakul , siis tekib lagunemine metallioksiid stabiilses oksüdatsiooni olekus, lämmastikoksiid (IV)(pruun gaas) ja hapnikku. Lagunemisel tekib ka metallioksiid liitiumnitraat .

Näiteks, lagunemine tsinknitraat:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2.

Keskmise aktiivsusega metalle leidub looduses kõige sagedamini oksiididena (Fe 2 O 3, Al 2 O 3 jne).

ioonid metallid, mis asub elektrokeemilise aktiivsuse seerias vasest paremal on tugevad oksüdeerivad ained. Kell nitraatide lagunemine nad, nagu N +5, osalevad hapniku oksüdatsioonis ja taandatakse lihtaineteks, s.t. moodustub metall ja gaasid eralduvad lämmastikoksiid (IV) ja hapnik .

Näiteks, lagunemine hõbenitraat:

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2.

Mitteaktiivsed metallid esinevad looduses lihtainetena.

Mõned erandid!

Lagunemine ammooniumnitraat :

Ammooniumnitraadi molekulis on nii oksüdeeriv aine kui ka redutseerija: oksüdatsiooniastmes -3 lämmastik omab ainult redutseerivaid omadusi, +5 oksüdatsiooniastmes lämmastik ainult oksüdeerivalt.

Kuumutamisel ammooniumnitraat lagunev. Temperatuuril kuni 270 o C, lämmastikoksiid (I)("naerugaas") ja vesi:

NH4NO3 → N2O + 2H2O

See on näide reaktsioonist disproportsionaalsus .

Saadud lämmastiku oksüdatsiooniaste on lämmastikuaatomite oksüdatsiooniastme aritmeetiline keskmine algses molekulis.

Kõrgemal temperatuuril laguneb lämmastikoksiid (I) lihtsateks aineteks - lämmastik ja hapnikku:

2NH4NO3 → 2N2 + O2 + 4H2O

Kell lagunemine ammooniumnitrit NH4NO2 esineb ka disproportsionaalsust.

Saadud lämmastiku oksüdatsiooniaste võrdub ka algsete lämmastikuaatomite - oksüdeerija N +3 ja redutseerija N -3 oksüdatsiooniastmete aritmeetilise keskmisega.

NH4NO2 → N2 + 2H2O

Termiline lagunemine mangaan(II)nitraat millega kaasneb metalli oksüdatsioon:

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

Raud(II)nitraat madalal temperatuuril laguneb raudoksiidiks (II), kuumutamisel oksüdeerub raud oksüdatsiooniastmeni +3:

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

Nikkel(II)nitraat laguneb kuumutamisel nitritiks.

Lämmastikhappe oksüdeerivad omadused

Lämmastikhape HNO 3 metallidega suhtlemisel on praktiliselt ei moodusta kunagi vesinikku , erinevalt enamikust mineraalhapetest.

See on tingitud asjaolust, et hape sisaldab väga tugevat oksüdeerivat ainet - lämmastikku oksüdatsiooniastmes +5. Redutseerivate ainetega - metallidega suhtlemisel moodustuvad mitmesugused lämmastiku redutseerimise produktid.

Lämmastikhape + metall \u003d metallisool + lämmastiku redutseerimisprodukt + H 2 O

Lämmastikhapet saab muundada lämmastikoksiid (IV) NO 2 (N +4); lämmastikoksiid (II) NO (N +2); lämmastikoksiid (I) N 2 O ("naerugaas"); molekulaarne lämmastik N 2; ammooniumnitraat NH 4 NO 3. Reeglina moodustub toodete segu, millest üks on ülekaalus. Lämmastik redutseeritakse sel juhul oksüdatsiooniastmeni +4 kuni –3. Taastumise sügavus sõltub peamiselt oma olemuselt redutseerija ja lämmastikhappe kontsentratsioonist . See reegel töötab järgmiselt: mida madalam on happe kontsentratsioon ja mida kõrgem on metalli aktiivsus, seda rohkem lämmastik elektrone saab ja seda rohkem moodustuvad redutseeritud produktid.

Mõned mustrid võimaldavad teil õigesti määrata lämmastikhappe redutseerimise põhiprodukti metallidega reaktsioonis:

• tegevuse all väga lahjendatud lämmastikhape peal metallid tavaliselt moodustuvad ammooniumnitraat NH4NO3;

Näiteks, tsingi koostoime väga lahjendatud lämmastikhappega:

4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

• kontsentreeritud lämmastikhape külma käes passiveerib mõned metallid - kroom Cr, alumiinium Al ja raud Fe . Lahuse kuumutamisel või lahjendamisel reaktsioon kulgeb;

metalli passiveerimine - see on metallipinna viimine mitteaktiivsesse olekusse, kuna metalli pinnale tekivad õhukesed inertsete ühendite kihid, antud juhul peamiselt metallioksiidid, mis ei reageeri kontsentreeritud lämmastikhappega

• Lämmastikhape ei reageeri plaatina alarühma metallidega — kullast Au, plaatina Pt ja pallaadium Pd;

• suhtlemisel kontsentreeritud hape mitteaktiivsete metallidega ja keskmise aktiivsusega metallid lämmastik hape redutseeritakse lämmastikoksiid (IV) EI 2 ;

Näiteks, vase oksüdeerimine kontsentreeritud lämmastikhappega:

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

• suhtlemisel kontsentreeritud lämmastikhape koos aktiivsete metallidega moodustatud lämmastikoksiid (I) N2O ;

Näiteks, oksüdatsioon naatrium keskendunud lämmastikhape:

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

• suhtlemisel lahjendada lämmastikhapet mitteaktiivsete metallidega (vesinikust paremal asuvas tegevusreas) hape redutseeritakse lämmastikoksiid (II) NO ;
• suhtlemisel lahjendada lämmastikhapet keskmise aktiivsusega metallidega kas lämmastikoksiid (II) NO või lämmastikoksiid N 2 O või molekulaarne lämmastik N 2 - sõltuvalt lisateguritest (metalli aktiivsus, metalli jahvatusaste, happelahjendusaste, temperatuur).
• suhtlemisel lahjendada lämmastikhapet aktiivsete metallidega moodustatud molekulaarne lämmastik N2 .

Lämmastikhappe redutseerumisproduktide ligikaudseks määramiseks interaktsioonis erinevate metallidega teen ettepaneku kasutada pendli põhimõtet. Peamised tegurid, mis pendli asendit nihutavad, on happe kontsentratsioon ja metalli aktiivsus. Lihtsustamiseks kasutame 3 tüüpi happekontsentratsioone: kontsentreeritud (üle 30%), lahjendatud (30% või vähem), väga lahjendatud (alla 5%). Metallid jagame aktiivsuse järgi aktiivseteks (enne alumiiniumi), keskmise aktiivsusega (alumiiniumist vesinikuni) ja mitteaktiivseteks (pärast vesinikku). Lämmastikhappe redutseerimise saadused on järjestatud oksüdatsiooniastme kahanevas järjekorras:

NO2; EI; N20; N2; NH4NO3

Mida aktiivsem metall, seda rohkem liigume paremale. Mida suurem on happe kontsentratsioon või väiksem lahjendus, seda rohkem nihkume vasakule.

Näiteks , kontsentreeritud hape ja inaktiivne metall vask Cu interakteeruvad. Seetõttu nihkume äärmisesse vasakpoolsesse asendisse, moodustub lämmastikoksiid (IV), vasknitraat ja vesi.

Metallide koostoime väävelhappega

Lahjendatud väävelhape suhtleb metallidega nagu tavaline mineraalhape. Need. interakteerub metallidega, mis paiknevad elektrokeemiliste pingete seerias kuni vesinikuni. Oksüdeerivaks aineks on siin H + ioonid, mis redutseeritakse molekulaarseks vesinikuks H2. Sel juhul oksüdeeritakse metallid reeglina miinimum oksüdatsiooniaste.

Näiteks:

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

interakteerub metallidega, mis seisavad pingereas nii enne kui ka pärast vesinikku.

H 2 SO 4 (konts.) + metall \u003d metallisool + väävli redutseerimisprodukt (SO 2, S, H 2 S) + vesi

Kui kontsentreeritud väävelhape interakteerub metallidega, moodustub metallisool (stabiilses oksüdatsiooniastmes), vesi ja väävli redutseerimisprodukt - vääveldioksiid S +4 O 2, molekulaarne väävel S või vesiniksulfiid H 2 S -2, olenevalt kontsentratsiooniastmest, metalli aktiivsusest, selle jahvatusastmest, temperatuurist jne. Kui kontsentreeritud väävelhape interakteerub metallidega, siis molekulaarset vesinikku ei teki!

Kontsentreeritud väävelhappe ja metallide interaktsiooni põhiprintsiibid:

1. kontsentreeritud väävelhape passiveerib alumiinium, kroom, raud toatemperatuuril või külmas;

2. kontsentreeritud väävelhape ei suhtle Koos kuld, plaatina ja pallaadium ;

3. FROM mitteaktiivsed metallid kontsentreeritud väävelhape taastub vääveloksiid (IV).

Näiteks, vask oksüdeeritakse kontsentreeritud väävelhappega:

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

4. Suhtlemisel aktiivsete metallide ja tsingiga moodustub kontsentreeritud väävelhapeväävel S või vesiniksulfiid H 2 S 2- (olenevalt temperatuurist, jahvatusastmest ja metalli aktiivsusest).

Näiteks , kontsentreeritud väävelhappe koostoime tsingiga:

8Na0 + 5H2S +6O4 (konts.) → 4Na2 + SO4 + H2S — 2 + 4H2O

Vesinikperoksiidi

Vesinikperoksiid H 2 O 2 sisaldab hapnikku oksüdatsiooniastmes -1. Selline hapnik võib oksüdatsiooniastet nii suurendada kui ka vähendada. Seega vesinikperoksiid eksponeerib nii oksüdeerivad kui redutseerivad omadused.

Redutseerivate ainetega suhtlemisel on vesinikperoksiidil oksüdeeriva aine omadused ja see taandatakse oksüdatsiooniastmeni -2. Reeglina on vesinikperoksiidi redutseerimise produktiks olenevalt reaktsioonitingimustest vesi või hüdroksiidioon. Näiteks:

S +4O2 + H2O2-1 → H2S +6O4-2

Oksüdeerivate ainetega suheldes oksüdeerub peroksiid molekulaarseks hapnikuks (oksüdatsiooniaste 0): O 2 . Näiteks :

2KMn +7O4 + 5H202-1 + 3H2SO4 → 5O20 + 2Mn +2SO4 + K2SO4 + 8H2O

Redoksreaktsioonid ehk lühidalt OVR on keemiaaine üks aluseid, kuna need kirjeldavad üksikute keemiliste elementide omavahelist vastasmõju. Nagu nimigi ütleb, hõlmavad need reaktsioonid vähemalt kahte erinevat kemikaali, millest üks toimib oksüdeeriva ainena ja teine ​​redutseerijana. Ilmselgelt on väga oluline osata neid erinevates keemilistes reaktsioonides eristada ja tuvastada.

Kuidas teha kindlaks oksüdeerija ja redutseerija
Peamine raskus keemiliste reaktsioonide oksüdeerija ja redutseerija määramisel seisneb selles, et samad ained võivad erinevatel juhtudel olla nii oksüdeerivad kui redutseerijad. Et õppida, kuidas õigesti määrata konkreetse keemilise elemendi rolli reaktsioonis, peate selgelt mõistma järgmisi põhimõisteid.

1. Oksüdatsioon nimetatakse protsessiks, mille käigus eraldatakse elektronid keemilise elemendi välisest elektronkihist. Omakorda oksüdeeriv aine seal on aatom, molekul või ioon, mis võtab vastu elektrone ja vähendab seeläbi oma oksüdatsiooniastet, mis on taastuvad . Pärast keemilist koostoime reaktsiooni teise ainega omandab oksüdeerija alati positiivse laengu.
2. Taastumine Keemilise elemendi välisele elektronkihile elektronide lisamise protsessi nimetatakse. restauraator seal on aatom, molekul või ioon, mis loovutab oma elektronid ja suurendab seeläbi nende oksüdatsiooniastet, see tähendab on oksüdeerunud . Pärast keemilist koostoime reaktsiooni teise ainega omandab redutseerija alati positiivse laengu.
3. Lihtsamalt öeldes on oksüdeerija aine, mis "võtab ära" elektronid, ja redutseerija on aine, mis annab need oksüdeerijale. Teades üksikute elementide tüüpilist käitumist keemilistes reaktsioonides, on võimalik kindlaks teha, kes redoksreaktsioonis mängib oksüdeerija rolli, kes on redutseerija ning millistel juhtudel muutub oksüdeerija redutseerijaks ja vastupidi.
4. Tüüpilised redutseerijad on metallid ja vesinik: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Mida vähem need on ioniseeritud, seda suuremad on nende redutseerivad omadused. Näiteks osaliselt oksüdeeritud raud, mis on loovutanud ühe elektroni ja mille laeng on +1, on võimeline loovutama ühe elektroni vähem kui "puhta" raud. Samuti võivad redutseerivad ained olla madalaima oksüdatsiooniastmega keemiliste elementide ühendid, milles kõik vabad orbitaalid on täidetud ja mis võivad loovutada ainult elektrone, näiteks ammoniaak NH 3, vesiniksulfiid H 2 S, vesinikbromiid HBr, vesinikjood HI , vesinikkloriid HCl.
5. Tüüpilised oksüdeerivad ained on paljud mittemetallid (F, Cl, I, O, Br). Oksüdeerivate ainetena võivad toimida ka kõrge oksüdatsiooniastmega metallid (Fe +3, Sn +4, Mn +4), samuti mõned kõrge oksüdatsiooniastmega elementide ühendid: kaaliumpermanganaat KMnO 4, väävelhape H 2 SO 4 , lämmastikhape HNO 3, vaskoksiid CuO, raudkloriid FeCl 3.
6. Mittetäieliku või vahepealse oksüdatsiooniastmega keemilised ühendid, näiteks ühealuseline lämmastikhape HNO 2, vesinikperoksiid H 2 O 2, väävelhape H 2 SO 3, võivad omada nii oksüdeerivaid kui ka redutseerivaid omadusi, olenevalt teise reagendi redoks-omadustest. interaktsioon.

Määratleme oksüdeerija ja redutseerija naatriumi ja hapniku interaktsiooni lihtsa reaktsiooni näitel.

Ka sellest näitest järeldub, et üks naatriumi aatom annab oma elektroni ühele hapnikuaatomile. Seetõttu on naatrium redutseerija ja hapnik oksüdeeriv aine. Sel juhul oksüdeerub naatrium täielikult, kuna see loobub maksimaalsest võimalikust elektronide arvust ja hapnikuaatom ei vähene täielikult, kuna see suudab vastu võtta veel ühe elektroni teisest hapnikuaatomist.

8. Keemiliste reaktsioonide klassifikatsioon. OVR. Elektrolüüs

8.3. Redoksreaktsioonid: üldsätted

redoksreaktsioonid(OVR) nimetatakse reaktsioonideks, mis toimuvad elementide aatomite oksüdatsiooniastme muutumisel. Nende reaktsioonide tulemusena loovutavad mõned aatomid elektrone, teised aga võtavad neid vastu.

Redutseerija on aatom, ioon, molekul või FE, mis loovutab elektrone, oksüdeeriv aine on aatom, ioon, molekul või FE, mis võtab vastu elektrone:

Elektronide väljaandmise protsessi nimetatakse oksüdatsiooniks ja vastuvõtmise protsessi - taastamine. OVR-is peavad olema redutseerija ja oksüdeerija. Ei ole oksüdatsiooniprotsessi ilma redutseerimisprotsessita ega redutseerimisprotsessi ilma oksüdatsiooniprotsessita.

Redutseerija loovutab elektrone ja oksüdeerub, samas kui oksüdeeriv aine võtab vastu elektrone ja redutseerub.

Redutseerimisprotsessiga kaasneb aatomite oksüdatsiooniastme vähenemine ja oksüdatsiooniprotsessiga elementide aatomite oksüdatsiooniastme tõus. Eelnevat on mugav illustreerida diagrammiga (CO - oksüdatsiooniaste):

Konkreetsed näited oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsessidest (elektronitasakaalu skeemid) on toodud tabelis. 8.1.

Tabel 8.1

Näited elektroonilistest saldoskeemidest

Elektroonilise tasakaalu skeem	Protsessi omadused
Oksüdatsiooniprotsess
	Kaltsiumiaatom loovutab elektrone, suurendab oksüdatsiooniastet, on redutseerija
	Ioon Cr +2 loovutab elektrone, suurendab oksüdatsiooniastet, on redutseerija
	Kloori molekul loovutab elektrone, klooriaatomid tõstavad oksüdatsiooniastet 0-lt +1-le, kloor on redutseerija
Taastamisprotsess
	Süsinikuaatom võtab vastu elektrone, alandab oksüdatsiooniastet, on oksüdeeriv aine
	Hapniku molekul võtab vastu elektrone, hapnikuaatomid langetavad oma oksüdatsiooniastet 0-lt -2-le, hapniku molekul on oksüdeerija
	Ioon võtab vastu elektrone, alandab oksüdatsiooniastet, on oksüdeeriv aine

Olulisemad redutseerijad: lihtained metallid; vesinik; süsinik koksi kujul; süsinikoksiid(II); madalaima oksüdatsiooniastmega aatomeid sisaldavad ühendid (metallihüdriidid, sulfiidid, jodiidid, ammoniaak); tugevaim redutseerija on katoodil olev elektrivool.

Olulisemad oksüdeerijad: lihtained - halogeenid, hapnik, osoon; kontsentreeritud väävelhape; Lämmastikhape; mitmed soolad (KClO 3, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7); vesinikperoksiid H 2 O 2; tugevaim oksüdeerija on elektrivool anoodil.

Aja jooksul paranevad aatomite ja lihtsate ainete oksüdeerivad omadused: fluor - kõigist lihtainetest tugevaim oksüdeerija. Igal perioodil moodustavad halogeenid lihtsaid aineid, millel on kõige tugevamad oksüdeerivad omadused.

A-rühmades ülalt alla aatomite ja lihtainete oksüdeerivad omadused nõrgenevad, redutseerivad omadused aga suurenevad.

Sama tüüpi aatomite puhul suurenevad redutseerivad omadused nende raadiuse suurenedes; näiteks aniooni redutseerivad omadused
I - on rohkem väljendunud kui anioon Cl - .

Metallide puhul määrab lihtainete ja ioonide redoksomadused vesilahuses metalli asendi elektrokeemilises jadas: vasakult paremale (ülevalt alla) lihtmetallide redutseerivad omadused nõrgenevad: tugevaim redutseerija- liitium.

Vesilahuses olevate metalliioonide puhul, vastavalt vasakult paremale samas reas, paranevad oksüdeerivad omadused: kõige võimsam oksüdeerija- Au 3 + ioonid.

Koefitsientide korraldamiseks OVR-is saate kasutada meetodit, mis põhineb oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsesside kaardistamisel. Seda meetodit nimetatakse elektrooniline tasakaalu meetod.

Elektroonilise tasakaalu meetodi olemus on järgmine.

1. Koostage reaktsiooniskeem ja määrake oksüdatsiooniastet muutnud elemendid.

2. Koostage redutseerimise ja oksüdatsiooni poolreaktsioonide elektroonilised võrrandid.

3. Kuna redutseerija poolt loovutatud elektronide arv peab olema võrdne oksüdeerija poolt vastuvõetud elektronide arvuga, leitakse täiendavaid tegureid kasutades vähima ühiskordse (LCM) meetodit.

4. Vastavate ainete valemite ette pannakse lisakordajad (koefitsient 1 jäetakse välja).

5. Võrdsustage nende elementide aatomite arv, mis ei ole oksüdatsiooniastet muutnud (kõigepealt - vesinik vees ja seejärel - hapnikuaatomite arv).

Redoksreaktsiooni võrrandi koostamise näide

elektrooniline tasakaalu meetod.

Leiame, et süsiniku ja väävli aatomid on muutnud oma oksüdatsiooniastet. Koostame redutseerimise ja oksüdatsiooni poolreaktsioonide võrrandid:

Sel juhul on LCM 4 ja lisategurid on 1 (süsiniku puhul) ja 2 (väävelhappe puhul).

Panime süsinikku ja väävlit sisaldavate ainete valemite ette üles reaktsiooniskeemi vasak- ja parempoolses osas leitud lisategurid:

C + 2H 2SO 4 → CO 2 + 2SO 2 + H 2 O

Ühtlustame vesinikuaatomite arvu, pannes vee valemi ette teguri 2 ja veendume, et hapnikuaatomite arv võrrandi mõlemas osas on sama. Seetõttu OVR võrrand

C + 2H 2SO 4 \u003d CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Tekib küsimus: millisesse OVR-skeemi osasse tuleks leitud lisategurid paigutada - vasakule või paremale?

Lihtsate reaktsioonide puhul pole sellel tähtsust. Siiski tuleb meeles pidada: kui võrrandi vasakul poolel on defineeritud lisategurid, siis koefitsiendid pannakse vasakpoolsete ainete valemite ette; kui arvutused tehti paremale poolele, siis asetatakse koefitsiendid võrrandi paremale poolele. Näiteks:

Vastavalt Al-aatomite arvule vasakul küljel:

Vastavalt Al-aatomite arvule paremal:

Üldjuhul, kui reaktsioonis osalevad molekulaarse struktuuriga ained (O 2, Cl 2, Br 2, I 2, N 2), siis koefitsientide valimisel lähtuvad need täpselt molekulis olevate aatomite arvust:

Kui N 2 O tekib reaktsioonis, milles osaleb HNO 3, siis on ka parem kirjutada lämmastiku elektronbilansi skeem kahe lämmastikuaatomi baasil .

Mõnes redoksreaktsioonis võib üks ainetest täita nii oksüdeerija (redutseerija) kui ka soolamoodustaja funktsiooni (s.t osaleda soola moodustumisel).

Sellised reaktsioonid on tüüpilised eelkõige metallide interaktsioonil oksüdeerivate hapetega (HNO 3, H 2 SO 4 (konts.)), aga ka oksüdeerivate sooladega (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, KClO 3, Ca ( OCl) 2) vesinikkloriidhappega (Cl anioonide tõttu - vesinikkloriidhappel on redutseerivad omadused) ja teiste hapetega, mille anioon on redutseerija.

Teeme võrrandi vase ja lahjendatud lämmastikhappe reaktsiooni kohta:

Näeme, et osa lämmastikhappemolekulidest kulub vase oksüdeerimisele, redutseerides samal ajal lämmastikoksiidiks (II), ja osa kasutatakse moodustunud Cu 2+ ioonide sidumiseks soolaga Cu (NO 3) 2 (in soola koostis, lämmastikuaatomi oksüdatsiooniaste on sama , nagu happes, st ei muutu). Selliste reaktsioonide puhul asetatakse oksüdeeriva elemendi lisategur alati paremale poole enne redutseerimisprodukti valemit, antud juhul enne NO valemit, mitte aga HNO 3 või Cu(NO 3) 2 .

Enne valemit HNO 3 paneme koefitsiendi 8 (kaks HNO 3 molekuli kulub vase oksüdatsioonile ja kuus kolme Cu 2+ iooni sidumisele soolaks), võrdsustame H ja O aatomite arvud ja saame

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

Muudel juhtudel võib hape, näiteks vesinikkloriidhape, olla samaaegselt nii redutseerija kui ka osaleda soola moodustamises:

Näide 8.5. Arvutage, milline mass HNO 3 kulub soola moodustumiseks, kui reaktsioonis, mille võrrand

tsink siseneb massiga 1,4 g.

Lahendus. Reaktsioonivõrrandist näeme, et 8 moolist lämmastikhappest läks 3 mooli tsingi oksüdatsioonile ainult 2 mooli (happe redutseerimisprodukti NO valemi ees on tegur 2). Soola moodustumisel kulus 6 mol hapet, mida on lihtne määrata, kui korrutada soola valemi Zn(HNO 3) 2 ees olev koefitsient 3 happejääkide arvuga soola ühes valemiühikus, s.o. 2.

n (Zn) \u003d 1,4 / 65 = 0,0215 (mol).

x = 0,043 mol;

m (HNO 3) \u003d n (HNO 3) M (HNO 3) \u003d 0,043 ⋅ 63 \u003d 2,71 (g)

Vastus: 2,71 g.

Mõnes OVR-is muudavad oksüdatsiooni olekut mitte kahe, vaid kolme elemendi aatomid.

Näide 8.6. Korraldage koefitsiendid OVR-is voolavas skeemis FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 elektronbilansi meetodil.

Lahendus. Näeme, et oksüdatsiooniastet muudavad kolme elemendi aatomid: Fe, S ja O. Sellistel juhtudel summeeritakse erinevate elementide aatomite poolt loovutatud elektronide arv:

Pärast stöhhiomeetriliste koefitsientide paigutamist saame:

4FeS + 7O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.

Kaaluge näiteid muud tüüpi eksamiülesannete lahendamisest sellel teemal.

Näide 8.7. Märkige vask(II)nitraadi massiga 28,2 g täieliku lagunemise käigus redutseerijast oksüdeerivasse ainesse üle läinud elektronide arv.

Lahendus. Kirjutame üles soola lagunemise reaktsioonivõrrandi ja OVR-i elektroonilise tasakaalu skeemi; M = 188 g/mol.

Näeme, et 4 mol soola lagunemisel tekib 2 mol O 2. Samal ajal läheb redutseerija aatomitelt (antud juhul need ioonid) oksüdeerivale ainele (st ioonideks) 4 mol elektrone: . Kuna soola keemiline kogus on n = 28,2/188 = = 0,15 (mol), on meil:

2 mooli soola - 4 mooli elektrone

0,15 mol - x

n (e) \u003d x \u003d 4 ⋅ 0,15 / 2 \u003d 0,3 (mol),

N (e) \u003d N A n (e) \u003d 6,02 ⋅ 10 23 ⋅ 0,3 \u003d 1,806 ⋅ 10 23 (elektronid).

Vastus: 1.806 ⋅ 10 23 .

Näide 8.8. Väävelhappe keemilises koguses 0,02 mol koosmõjul magneesiumiga lisandusid väävliaatomitele 7,224 ⋅ 10 22 elektroni. Leidke happe taaskasutamise toote valem.

Lahendus. Üldjuhul võivad väävelhappe koostises olevate väävliaatomite redutseerimise protsesside skeemid olla järgmised:

need. 1 mool väävliaatomeid võib vastu võtta 2, 6 või 8 mooli elektrone. Arvestades, et 1 mol hapet sisaldab 1 mol väävliaatomeid, s.o. n (H 2 SO 4) = n (S), meil on:

n (e) \u003d N (e) / N A \u003d (7,224 ⋅ 10 22) / (6,02 ⋅ 10 23) \u003d 0,12 (mol).

Arvutame 1 mooli happe poolt vastuvõetavate elektronide arvu:

0,02 mooli hapet võtab vastu 0,12 mooli elektrone

1 mol - x

n (e) \u003d x \u003d 0,12 / 0,02 \u003d 6 (mol).

See tulemus vastab väävelhappe väävliks redutseerimise protsessile:

Vastus: väävel.

Näide 8.9. Süsiniku reaktsioonil kontsentreeritud lämmastikhappega moodustub vesi ja kaks soola moodustavat oksiidi. Leidke süsiniku mass, mis reageeris, kui oksüdeeriva aine aatomid võtsid selles protsessis 0,2 mol elektrone.

Lahendus. Ainete interaktsioon toimub vastavalt reaktsiooniskeemile

Koostame oksüdatsiooni ja redutseerimise poolreaktsioonide võrrandid:

Elektroonilise tasakaalu skeemidelt näeme, et kui oksüdeeriva aine () aatomid võtavad vastu 4 mol elektrone, siis siseneb reaktsiooni 1 mol (12 g) süsinikku. Koostage ja lahendage proportsioon:

4 mooli elektrone - 12 g süsinikku

0,2 - x

x = 0,2 ⋅ 12 4 = 0,6 (d).

Vastus: 0,6 g.

Redoksreaktsioonide klassifikatsioon

On molekulidevahelised ja molekulisisesed redoksreaktsioonid.

Millal molekulidevaheline OVR oksüdeeriva aine ja redutseerija aatomid on osa erinevatest ainetest ja on erinevate keemiliste elementide aatomid.

Millal intramolekulaarne OVR Oksüdeerivad ja redutseerivad aatomid asuvad samas aines. Intramolekulaarsed reaktsioonid on ebaproportsionaalsus, milles oksüdeerija ja redutseerija on sama aine koostises sama keemilise elemendi aatomid. Sellised reaktsioonid on võimalikud ainete puhul, mis sisaldavad vahepealse oksüdatsiooniastmega aatomeid.

Näide 8.10. Määrake OVR-i disproportsiooniskeem:

1) MnO 2 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O

2) Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2

3) KI + Cl 2 → KCl + I 2

4) Cl 2 + KOH → KCl + KClO + H 2 O

Lahendus. Reaktsioonid 1)–3) on molekulidevaheline OVR:

Disproportsioonireaktsioon on reaktsioon 4), kuna see sisaldab klooriaatomit ja oksüdeerivat ainet ja redutseerijat:

Vastus: 4).

Ainete redoks-omadusi on võimalik kvalitatiivselt hinnata aine koostises olevate aatomite oksüdatsiooniastmete analüüsi põhjal:

1) kui redoksomaduste eest vastutav aatom on kõrgeimas oksüdatsiooniastmes, siis see aatom ei saa enam elektrone loovutada, vaid saab neid ainult vastu võtta. Seetõttu eksponeeritakse seda ainet OVR-is ainult oksüdeerivad omadused. Selliste ainete näited (valemites on näidatud redoksomaduste eest vastutava aatomi oksüdatsiooniaste):

2) kui redoksomaduste eest vastutav aatom on kõige madalamas oksüdatsiooniastmes, siis see aine OVR-is näitab ainult taastavad omadused(Antud aatom ei saa enam elektrone vastu võtta, ta saab neid ainult ära anda). Selliste ainete näited:,. Seetõttu on kõigil halogeenanioonidel ainult redutseerivad omadused OVR-is (välja arvatud F -, mille oksüdeerimiseks kasutatakse anoodil elektrivoolu), sulfiidiioonis S 2-, lämmastikuaatomis ammoniaagi molekulis, hüdriidioonis H -. Metallidel (Na, K, Fe) on ainult redutseerivad omadused;

3) kui elemendi aatom on vahepealses oksüdatsiooniastmes (oksüdatsiooniaste on suurem kui miinimum, kuid väiksem kui maksimum), siis on vastav aine (ioon) olenevalt tingimustest kahekordne oksüdatsioon-taastavad omadused: tugevamad oksüdeerivad ained oksüdeerivad neid aineid (ioone) ja tugevamad redutseerivad ained redutseerivad neid. Selliste ainete näited: väävel, kuna väävliaatomi kõrgeim oksüdatsiooniaste on +6 ja madalaim -2, vääveloksiid (IV), lämmastikoksiid (III) (lämmastikuaatomi kõrgeim oksüdatsiooniaste on +5 , ja madalaim on -3), vesinikperoksiid ( Hapnikuaatomi kõrgeim oksüdatsiooniaste on +2 ja madalaim -2). Kahekordsed redoksomadused avalduvad metalliioonidel keskmises oksüdatsiooniastmes: Fe 2+, Mn +4, Cr +3 jne.

Näide 8.11. Redoksreaktsioon ei saa toimuda, mille skeem on järgmine:

1) Cl 2 + KOH → KCl + KClO 3 + H 2 O

2) S + NaOH → Na 2 S + Na 2 SO 3 + H 2 O

3) KClO → KClO 3 + KClO 4

4) KBr + Cl2 → KCl + Br

Lahendus. Reaktsioon, mille skeem on näidatud numbril 3), ei saa toimuda, kuna see sisaldab redutseerijat, kuid mitte oksüdeerivat ainet:

Vastus: 3).

Mõnede ainete puhul on redoksduaalsus tingitud erinevate aatomite olemasolust nende koostises nii madalaimas kui ka kõrgeimas oksüdatsiooniastmes; näiteks vesinikkloriidhape (HCl) on vesinikuaatomi tõttu (kõrgeim oksüdatsiooniaste, võrdne +1) oksüdeeriv aine ja aniooni Cl tõttu - redutseerija (madalaim oksüdatsiooniaste).

OVR on võimatu ainete vahel, millel on ainult oksüdeerivad (HNO 3 ja H 2 SO 4, KMnO 4 ja K 2 CrO 7) või ainult redutseerivad omadused (HCl ja HBr, HI ja H 2 S)

OVR on looduses äärmiselt levinud (ainevahetus elusorganismides, fotosüntees, hingamine, lagunemine, põlemine), inimesed kasutavad neid laialdaselt erinevatel eesmärkidel (metallide hankimine maakidest, hapetest, leelistest, ammoniaagist ja halogeenidest, keemiliste vooluallikate loomine, soojuse saamine). ja energia erinevate ainete põlemisel). Pange tähele, et OVR muudab meie elu sageli keeruliseks (toidu, puu- ja köögiviljade riknemine, metallide korrosioon - kõik see on seotud erinevate redoksprotsesside esinemisega).