Disse inkluderer reaksjoner der reaktantene utveksler elektroner, mens de endrer oksidasjonstilstanden til atomene til elementene som utgjør reaktantene.

For eksempel:

Zn + 2H + → Zn2+ + H2,

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

De aller fleste kjemiske reaksjoner er redoks, de spiller en ekstremt viktig rolle.

Oksidasjon er prosessen med å donere elektroner fra et atom, molekyl eller ion.

Når et atom donerer elektronene sine, får det en positiv ladning:

For eksempel:

Al - 3e - \u003d Al 3+

H 2 - 2e - \u003d 2H +

Ved oksidering stiger oksidasjonstilstanden.

Hvis et negativt ladet ion (ladning -1), for eksempel Cl -, gir fra seg 1 elektron, blir det et nøytralt atom:

2Cl - - 2e - \u003d Cl 2

Hvis et positivt ladet ion eller atom gir fra seg elektroner, øker verdien av dets positive ladning i henhold til antall gitte elektroner:

Fe 2+ - e - \u003d Fe 3+

Reduksjon er prosessen med å legge til elektroner til et atom, molekyl eller ion.

Når et atom får elektroner, blir det et negativt ladet ion:

For eksempel:

Cl 2 + 2e- \u003d 2Cl -

S + 2e - \u003d S 2-

Hvis et positivt ladet ion aksepterer elektroner, reduseres ladningen:

Fe 3+ + e- \u003d Fe 2+

eller det kan gå til et nøytralt atom:

Fe 2+ + 2e- = Fe 0

Et oksidasjonsmiddel er et atom, molekyl eller ion som aksepterer elektroner. Et reduksjonsmiddel er et atom, molekyl eller ion som donerer elektroner.

Oksydasjonsmidlet reduseres under reaksjonen, mens reduksjonsmidlet oksideres.

Oksidasjon er alltid ledsaget av reduksjon, og omvendt, reduksjon er alltid assosiert med oksidasjon, som kan uttrykkes ved ligningene:

Reduksjonsmiddel - e - ↔ Oksydasjonsmiddel

Oksidasjonsmiddel + e - ↔ Reduksjonsmiddel

Derfor er redoksreaksjoner en enhet av to motsatte prosesser - oksidasjon og reduksjon

De viktigste reduksjonsmidlene og oksidasjonsmidlene

Restauratører

Oksidasjonsmidler

Metaller, hydrogen, kull Karbonmonoksid(II) CO Hydrogensulfid H 2 S, svoveloksid (IV) SO 2, svovelsyrling H 2 SO 3 og dets salter Hydrojodsyre HI, hydrobromsyre HBr, saltsyre HCl Tinn (II) klorid SnCl 2, jern (II) sulfat FeSO 4, mangan (II) sulfat MnSO 4, krom (III) sulfat Cr 2 (SO 4) 3 Salpetersyre HNO 2, ammoniakk NH 3, hydrazin N 2 H 4, nitrogenoksid (II) NO Fosforsyre H 3 PO 3 Aldehyder, alkoholer, maursyre og oksalsyre, glukose katode i elektrolyse

Halogener Kaliumpermanganat KMnO 4 , kaliummanganat K 2 MnO 4 , mangan (IV) oksid MnO 2 Kaliumdikromat K 2 Cr 2 O 7, kaliumkromat K 2 CrO 4 Salpetersyre HNO 3 Oksygen O 2, ozon O 3, hydrogenperoksid H 2 O 2 Svovelsyre H 2 SO 4 (kons.), Selensyre H 2 SeO 4 Kobber (II) oksid CuO, sølv (I) oksid Ag 2 O, bly (IV) oksid PbO 2 Ioner av edle metaller (Ag +, Au 3+, etc.) Jern(III)klorid FeCl 3 Hypokloritter, klorater og perklorater Royal vodka, en blanding av konsentrert salpetersyre og flussyre Anode i elektrolyse

Elektronisk balansemetode.

For å utjevne OVR brukes flere metoder, hvorav vi vil vurdere en foreløpig - den elektroniske balansemetoden.

La oss skrive reaksjonslikningen mellom aluminium og oksygen:

Al + O 2 \u003d Al 2 O 3

Ikke la deg lure av enkelheten i denne ligningen. Vår oppgave er å forstå en metode som vil tillate deg å utjevne mye mer komplekse reaksjoner i fremtiden.

Så, hva er den elektroniske balansemetoden? Balanse er likhet. Derfor er det nødvendig å lage samme antall elektroner som ett grunnstoff gir og aksepterer et annet grunnstoff i denne reaksjonen. Til å begynne med ser denne mengden annerledes ut, som man kan se fra de forskjellige oksidasjonstilstandene til aluminium og oksygen:

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

Aluminium donerer elektroner (får en positiv oksidasjonstilstand), og oksygen aksepterer elektroner (får en negativ oksidasjonstilstand). For å oppnå en oksidasjonstilstand på +3, må et aluminiumatom gi fra seg 3 elektroner. Et oksygenmolekyl, for å bli til oksygenatomer med en oksidasjonstilstand på -2, må akseptere 4 elektroner:

Al 0 - 3e- \u003d Al +3

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

For at antallet gitte og mottatte elektroner skal utjevnes, må den første ligningen multipliseres med 4, og den andre med 3. For å gjøre dette er det nok å flytte antallet gitte og mottatte elektroner mot topp- og bunnlinjen som vist i diagrammet ovenfor.

Hvis vi nå i ligningen før reduksjonsmidlet (Al) setter koeffisienten 4 vi fant, og før oksidasjonsmidlet (O 2) - koeffisienten vi fant 3, så utligner antallet gitte og mottatte elektroner og blir lik 12 Den elektroniske balansen er oppnådd. Det kan sees at det kreves en faktor på 2 før Al 2 O 3 reaksjonsproduktet Nå er redoksreaksjonsligningen utjevnet:

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

Alle fordelene med elektronbalansemetoden manifesteres i mer komplekse tilfeller enn oksidasjon av aluminium med oksygen.

For eksempel er det velkjente "kaliumpermanganatet" - kaliumpermanganat KMnO 4 - et sterkt oksidasjonsmiddel på grunn av Mn-atomet i +7 oksidasjonstilstand. Selv kloranionet Cl gir det et elektron, og blir til et kloratom. Dette brukes noen ganger til å produsere klorgass i laboratoriet:

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

La oss lage et elektronisk balansediagram:

Mn +7 + 5e- = Mn +2

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

To og fem er hovedkoeffisientene i ligningen, takket være det er det mulig å enkelt velge alle andre koeffisienter. En faktor på 5 bør plasseres før Cl 2 (eller 2 × 5 \u003d 10 før KCl), og en faktor på 2 før KMnO 4. Alle andre faktorer er knyttet til disse to faktorene. Dette er mye enklere enn bare brute force.

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

For å utjevne antall K-atomer (12 atomer til venstre) er det nødvendig å sette en koeffisient 6 foran K 2 SO 4 på høyre side av ligningen. Til slutt, for å utjevne oksygen og hydrogen, er det nok å sett en koeffisient 8 foran H 2 SO 4 og H 2 O. Vi fikk likningen i endelig form.

Elektronbalansemetoden, som vi ser, utelukker ikke det vanlige utvalget av koeffisienter i ligningene for redoksreaksjoner, men den kan i betydelig grad lette slik seleksjon.

Tegne en ligning for reaksjonen av kobber med en løsning av palladium (II) nitrat. Vi skriver ned formlene for de første og siste stoffene i reaksjonen og viser endringene i oksidasjonstilstandene:

hvorfra det følger at med et reduksjonsmiddel og et oksidasjonsmiddel er koeffisientene lik 1. Den endelige reaksjonsligningen:

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

Som du kan se, vises ikke elektroner i den generelle reaksjonsligningen.

For å kontrollere riktigheten av den formulerte ligningen, teller vi antall atomer til hvert element på høyre og venstre side. For eksempel, på høyre side er det 6 oksygenatomer, på venstre side er det også 6 atomer; palladium 1 og 1; kobber er også 1 og 1. Dette betyr at ligningen er riktig.

Vi omskriver denne ligningen i ionisk form:

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

Og etter sammentrekningen av identiske ioner, får vi

Cu + Pd2+ = Cu2+ + Pd

Tegne reaksjonsligningen for interaksjonen av mangan (IV) oksid med konsentrert saltsyre

(ved å bruke denne reaksjonen oppnås klor i laboratoriet).

Vi skriver formlene for de første og siste stoffene i reaksjonen:

HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Vi viser endringen i oksidasjonstilstandene til atomer før og etter reaksjonen:

Denne reaksjonen er redoks, ettersom oksidasjonstilstandene til klor- og manganatomene endres. HCl er et reduksjonsmiddel, MnO 2 er et oksidasjonsmiddel. Vi komponerer elektroniske ligninger:

og finn koeffisientene for reduksjonsmiddel og oksidasjonsmiddel. De er henholdsvis lik 2 og 1. Koeffisienten 2 (og ikke 1) er satt fordi 2 kloratomer med en oksidasjonstilstand på -1 gir 2 elektroner. Denne koeffisienten er allerede i den elektroniske ligningen:

2HCl + MnO2 → Cl2 + MnCl2 + H2O

Vi finner koeffisientene for andre reaktanter. Det kan sees fra de elektroniske ligningene at 2 mol HCl står for 1 mol MnO 2 . Men gitt at ytterligere 2 mol syre er nødvendig for å binde det resulterende dobbeltladede manganionet, bør en faktor på 4 settes foran reduksjonsmiddelet. Da får man 2 mol vann. Den endelige ligningen er

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

Å kontrollere riktigheten av å skrive en ligning kan begrenses til å telle antall atomer til et element, for eksempel klor: på venstre side 4 og på høyre side 2 + 2 = 4.

Siden reaksjonsligningene er avbildet i elektronbalansemetoden i molekylær form, bør de etter kompilering og verifisering skrives i ionisk form.

La oss omskrive ligningen i ionisk form:

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

og etter å ha kansellert identiske ioner i begge deler av ligningen, får vi

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

Tegne en ligning for reaksjonen av interaksjonen av hydrogensulfid med en surgjort løsning av kaliumpermanganat.

La oss skrive reaksjonsskjemaet - formlene for start- og oppnådde stoffer:

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

Deretter viser vi endringen i oksidasjonstilstandene til atomer før og etter reaksjonen:

Oksydasjonstilstandene til svovel- og manganatomene endres (H 2 S er et reduksjonsmiddel, KMnO 4 er et oksidasjonsmiddel). Vi komponerer elektroniske ligninger, dvs. vi skildrer prosessene med rekyl og feste av elektroner:

Og til slutt finner vi koeffisientene for oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel, og deretter for andre reaktanter. Det kan sees fra de elektroniske ligningene at vi må ta 5 mol H 2 S og 2 mol KMnO 4, så får vi 5 mol S-atomer og 2 mol MnSO 4. I tillegg, fra en sammenligning av atomene på venstre og høyre side av ligningen, finner vi at det også dannes 1 mol K 2 SO 4 og 8 mol vann. Den endelige reaksjonsligningen vil se ut

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

Riktigheten av å skrive ligningen bekreftes ved å telle atomene til ett element, for eksempel oksygen; på venstre side er det 2 4 + 3 4 = 20 og på høyre side 2 4 + 4 + 8 = 20.

Vi omskriver ligningen i ionisk form:

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

Det er kjent at en korrekt skrevet reaksjonsligning er et uttrykk for loven om bevaring av masse av stoffer. Derfor må antallet av de samme atomene i startstoffene og reaksjonsproduktene være det samme. Avgifter må også bevares. Summen av ladningene til reaktantene må alltid være lik summen av ladningene til reaksjonsproduktene.

Elektron-ion-balansemetoden er mer allsidig enn elektronbalansemetoden og har en ubestridelig fordel ved valg av koeffisienter i mange redoksreaksjoner, spesielt med deltakelse av organiske forbindelser, der selv prosedyren for å bestemme oksidasjonstilstander er svært komplisert.

OVR klassifisering

Det er tre hovedtyper redoksreaksjoner:

1) Intermolekylære oksidasjons-reduksjonsreaksjoner
(når oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet er forskjellige stoffer);

2) Uforholdsmessige reaksjoner
(når det samme stoffet kan tjene som et oksidasjons- og reduksjonsmiddel);

3) Reaksjoner av intramolekylær oksidasjon-reduksjon
(når en del av molekylet fungerer som et oksidasjonsmiddel, og den andre som et reduksjonsmiddel).>

Tenk på eksempler på reaksjoner av tre typer.

1. Reaksjoner av intermolekylær oksidasjon-reduksjon er alle reaksjonene vi allerede har vurdert i dette avsnittet.
La oss vurdere et litt mer komplisert tilfelle, når ikke alt oksidasjonsmidlet kan konsumeres i reaksjonen, siden en del av det er involvert i den vanlige, ikke-redoksutvekslingsreaksjonen:

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

En del av partiklene NO 3 - deltar i reaksjonen som et oksidasjonsmiddel, og gir nitrogenoksid NO, og en del av NO 3 -ionene - uendret går over i kobberforbindelsen Cu(NO 3) 2 . La oss lage en elektronisk balanse:

Cu 0 - 2e- \u003d Cu +2

N+5 + 3e- = N+2

Vi setter koeffisienten 3 funnet for kobber foran Cu og Cu(NO 3) 2 . Men koeffisienten 2 skal bare settes foran NO, fordi alt nitrogenet som var tilstede i den deltok i redoksreaksjonen. Det ville være en feil å sette en faktor på 2 foran HNO 3, fordi dette stoffet også inkluderer de nitrogenatomene som ikke deltar i oksidasjonsreduksjonen og er en del av Cu(NO 3) 2-produktet (NO 3-partikler) - her kalles de noen ganger "ion - observatøren").

De resterende koeffisientene velges uten problemer i henhold til de som allerede er funnet:

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

2. Disproporsjoneringsreaksjoner oppstår når molekyler av samme stoff er i stand til å oksidere og redusere hverandre. Dette blir mulig hvis stoffet i sin sammensetning inneholder atomer av et hvilket som helst element i en mellomliggende oksidasjonstilstand.

Derfor kan oksidasjonstilstanden både avta og øke. For eksempel:

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

Denne reaksjonen kan representeres som en reaksjon mellom HNO 2 og HNO 2 som et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel og anvende elektronbalansemetoden:

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

Vi får ligningen:

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

Eller, legge sammen mol HNO 2:

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

Intramolekylære oksidasjons-reduksjonsreaksjoner oppstår når oksiderende atomer og reduserende atomer er tilstøtende i et molekyl. La oss vurdere nedbrytningen av KClO 3 berthollet-saltet når det oppvarmes:

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

Denne ligningen overholder også kravet til elektronisk balanse:

Cl +5 + 6e- = Cl-

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

Her oppstår en vanskelighet - hvilken av de to funnet koeffisientene skal settes foran KClO 3 - tross alt inneholder dette molekylet både et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel?

I slike tilfeller plasseres de funnet koeffisientene foran produktene:

KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2

Nå er det klart at KClO 3 må innledes med en faktor på 2.

2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2

Den intramolekylære reaksjonen av nedbrytning av Berthollet-salt ved oppvarming brukes til produksjon av oksygen i laboratoriet.

Halvreaksjonsmetode

Som selve navnet indikerer, er denne metoden basert på kompilering av ioniske ligninger for oksidasjonsprosessen og reduksjonsprosessen, etterfulgt av summeringen til en generell ligning.
Som et eksempel, la oss skrive en ligning for den samme reaksjonen som ble brukt til å forklare elektronbalansemetoden.
Når hydrogensulfid H 2 S føres gjennom en surgjort løsning av kaliumpermanganat KMnO 4, forsvinner den karmosinrøde fargen og løsningen blir uklar.
Erfaring viser at uklarheten i løsningen oppstår som følge av dannelsen av elementært svovel, dvs. prosessflyt:

H2S → S + 2H+

Denne ordningen utlignes med antall atomer. For å utjevne med antall ladninger, må to elektroner trekkes fra venstre side av kretsen, hvoretter pilen kan erstattes med et likhetstegn:

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

Dette er den første halvreaksjonen - prosessen med oksidasjon av reduksjonsmidlet H 2 S.

Misfargingen av løsningen er assosiert med overgangen av MnO 4 - ion (det har en karmosinrød farge) til Mn 2+ ion (praktisk talt fargeløst og bare ved høy konsentrasjon har en svakt rosa farge), som kan uttrykkes ved ordningen

MnO 4 - → Mn 2+

I en sur løsning danner oksygen, som er en del av MnO 4 -ionene, sammen med hydrogenioner til slutt vann. Derfor er overgangsprosessen skrevet som følger:

MnO4- + 8H + → Mn2+ + 4H2O

For å erstatte pilen med et likhetstegn, må også ladningene utjevnes. Siden de opprinnelige stoffene har syv positive ladninger (7+), og de endelige stoffene har to positive ladninger (2+), må fem elektroner legges til venstre side av skjemaet for å oppfylle betingelsen for bevaring av ladningen:

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

Dette er den andre halvreaksjonen - prosessen med reduksjon av oksidasjonsmidlet, dvs. permanganation

For å kompilere den generelle reaksjonsligningen, er det nødvendig å legge til ligningene for halvreaksjoner termin for termin, etter tidligere å ha utjevnet antall gitte og mottatte elektroner. I dette tilfellet, i henhold til reglene for å finne det minste multiplumet, bestemmes de tilsvarende faktorene som ligningene til halvreaksjoner multipliseres med. Kort fortalt er oppføringen som følger:

Og etter å ha redusert med 10H +, får vi endelig

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

Vi sjekker riktigheten av ligningen kompilert i ionisk form: antall oksygenatomer på venstre side er 8, på høyre side 8; antall ladninger: på venstre side (2-)+(6+) = 4+, på høyre side 2(2+) = 4+. Ligningen er riktig fordi atomene og ladningene er utjevnet.

Halvreaksjonsmetoden brukes til å komponere reaksjonsligningen i ionisk form. For å gå fra det til en ligning i molekylær form, går vi frem som følger: på venstre side av den ioniske ligningen velger vi det tilsvarende kationen for hvert anion, og anionet for hvert kation. Så skriver vi de samme ionene i samme tall på høyre side av ligningen, hvoretter vi kombinerer ionene til molekyler:

Dermed fører formuleringen av ligningene for redoksreaksjoner ved bruk av halvreaksjonsmetoden til samme resultat som elektronbalansemetoden.

La oss sammenligne begge metodene. Fordelen med halvreaksjonsmetoden sammenlignet med elektronbalansemetoden er at at den ikke bruker hypotetiske ioner, men virkelige. Faktisk er det ingen ioner i løsningen, men det er ioner.

Med halvreaksjonsmetoden er det ikke nødvendig å vite oksidasjonstilstanden til atomene.

Å skrive separate ioniske halvreaksjonsligninger er nødvendig for å forstå de kjemiske prosessene i en galvanisk celle og under elektrolyse. Med denne metoden blir omgivelsenes rolle som aktiv deltaker i hele prosessen synlig. Til slutt, når du bruker halvreaksjonsmetoden, er det ikke nødvendig å kjenne alle de resulterende stoffene, de vises i reaksjonsligningen når du utleder den. Derfor bør halvreaksjonsmetoden foretrekkes og brukes ved utarbeidelse av ligninger for alle redoksreaksjoner som forekommer i vandige løsninger.

Redoksreaksjoner - reaksjoner som oppstår med en endring i oksidasjonstilstanden til grunnstoffer.

Oksidasjon- prosessen med å donere elektroner fra et atom

Gjenoppretting- prosessen med å motta elektroner av et atom

Reduksjonsmiddel et grunnstoff som donerer elektroner

Oksidasjonsmiddel- et grunnstoff som aksepterer elektroner

For en visuell, men forenklet idé om årsakene til endringen i ladningene til elementene, la oss gå til figurene:

Et atom er en elektrisk nøytral partikkel. Derfor er antall protoner lik antall elektroner

Hvis et grunnstoff donerer et elektron, endres ladningen. Den blir positivt ladet (hvis den mottar, tvert imot, negativt)

At. ladningen til et grunnstoff påvirkes av antall gitte eller mottatte elektroner

I. Tegne opp ligninger av redoksreaksjoner

1. Skriv ned reaksjonsskjemaet

Na + Cl2 -> NaCl

2. Vi ordner oksidasjonstilstandene til grunnstoffene:

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

3. Vi skriver ut elementene som har endret oksidasjonstilstanden og bestemmer antall donerte / mottatte elektroner:

Na 0-1e -> Na+

Cl 2 + 2e -> 2Cl -

4. Finn det minste felles multiplum av antall gitte og tilknyttede elektroner:

At. vi fikk de nødvendige koeffisientene

5. Ordne koeffisientene:

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

Oksydasjonsmidler er partikler (atomer, molekyler eller ioner) som akseptere elektroner under en kjemisk reaksjon. I dette tilfellet, oksidasjonstilstanden til oksidasjonsmidlet går ned. Samtidig, oksidasjonsmidler er i bedring.

Restauratører er partikler (atomer, molekyler eller ioner) som donere elektroner under en kjemisk reaksjon. I dette tilfellet, oksidasjonstilstanden til reduksjonsmidlet reiser seg. Samtidig, restauratører er oksidert.

Kjemikalier kan deles inn i typiske oksidasjonsmidler, typiske reduksjonsmidler, og stoffer som kan vises både oksiderende og reduserende egenskaper. Noen stoffer viser praktisk talt ikke redoksaktivitet.

Til typiske oksidasjonsmidler inkludere:

• enkle stoffer - ikke-metaller med de sterkeste oksiderende egenskaper (fluor F 2, oksygen O 2, klor Cl 2);
• ionermetaller eller ikke-metaller Med høye positive (vanligvis høyere) oksidasjonstilstander : syrer (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), salter (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), oksider (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
• forbindelser som inneholder noen metallkationerå ha høye oksidasjonstilstander: Pb 4+ ,​Fe 3+ , Au 3+ osv.

Typiske reduksjonsmidler er vanligvis:

• enkle stoffer - metaller(reduserende evner til metaller bestemmes av en rekke elektrokjemisk aktivitet);
• komplekse stoffer som inneholder atomer eller ioner av ikke-metaller med en negativ (vanligvis lavere) oksidasjonstilstand: binære hydrogenforbindelser (H 2 S, HBr), salter av oksygenfrie syrer (K ​​2 S, NaI);
• noen forbindelser som inneholder kationer med lavest positive oksidasjonstilstand(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), som donerer elektroner, kan øke deres oksidasjonstilstand;
• forbindelser som inneholder komplekse ioner, bestående av ikke-metaller med en mellomliggende positiv oksidasjonstilstand(S +4 O 3) 2–, (НР +3 O 3) 2– , hvor grunnstoffer kan, ved å donere elektroner, øke dens positive oksidasjonstilstand.

De fleste andre stoffer kan vise både oksiderende og reduserende egenskaper.

Typiske oksidasjons- og reduksjonsmidler er vist i tabellen.

I laboratoriepraksis de mest brukte er følgende oksidasjonsmidler :

kaliumpermanganat (KMnO 4);

kaliumdikromat (K2Cr207);

salpetersyre (HNO3);

konsentrert svovelsyre (H 2 SO 4);

hydrogenperoksid (H 2 O 2);

oksider av mangan (IV) og bly (IV) (MnO 2 , PbO 2);

smeltet kaliumnitrat (KNO 3) og smelter av enkelte andre nitrater.

Til reduksjonsmidler som gjelder i laboratoriepraksis relatere:

• magnesium (Mg), aluminium (Al), sink (Zn) og andre aktive metaller;
• hydrogen (H2) og karbon (C);
• kaliumjodid (KI);
• natriumsulfid (Na2S) og hydrogensulfid (H2S);
• natriumsulfitt (Na2S03);
• tinnklorid (SnCl 2).

Klassifisering av redoksreaksjoner

Redoksreaksjoner er vanligvis delt inn i fire typer: intermolekylære, intramolekylære, disproporsjoneringsreaksjoner (selvoksidasjon-selvreduksjon), og.

Intermolekylære reaksjoner fortsett med en endring i oksidasjonsgraden ulike elementer fra forskjellige reagenser. Samtidig dannes de ulike produkter av oksidasjon og reduksjon .

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

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

Intramolekylære reaksjoner er reaksjoner der ulike elementer fra ett reagens flytte inn forskjellige produkter som f.eks:

(N-3H4) 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.

Uforholdsmessige reaksjoner (selvoksidasjon-selvhelbredende) - dette er reaksjoner der oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet - samme element av samme reagens, som går inn i ulike produkter:

3Br2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO3 + 3 H2O,

Reproporsjonering (proporsjon, motforhold ) er reaksjoner der et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel er samme element, Hvilken av forskjellige reagenser går inn i en produkt. Reaksjon invers til disproporsjonering.

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

Grunnleggende regler for kompilering av redoksreaksjoner

Redoksreaksjoner er ledsaget av oksidasjons- og reduksjonsprosesser:

Oksidasjon er prosessen med å donere elektroner av et reduksjonsmiddel.

Gjenoppretting er prosessen med å tilsette elektroner til et oksidasjonsmiddel.

Oksidasjonsmiddel komme segog reduksjonsmidlet oksidert .

I redoksreaksjoner er elektronisk balanse: Antall elektroner som reduksjonsmidlet donerer er lik antallet elektroner som oksidasjonsmidlet mottar. Hvis balansen er trukket opp feil, vil du ikke kunne tegne komplekse OVRer.

Flere metoder for å kompilere redoksreaksjoner (ORR) brukes: elektronbalansemetoden, elektron-ionebalansemetoden (halvreaksjonsmetoden) og andre.

Vurder i detalj elektronisk balansemetode .

Det er ganske enkelt å "gjenkjenne" OVR - det er nok å ordne oksidasjonstilstandene i alle forbindelser og bestemme at atomene endrer oksidasjonstilstanden:

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

Vi skriver ut separat atomene til grunnstoffene som endrer oksidasjonstilstanden, i tilstanden FØR reaksjonen og ETTER reaksjonen.

Oksydasjonstilstanden endres av mangan- og svovelatomer:

S-2-2e = S 0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Mangan absorberer 1 elektron, svovel donerer 2 elektroner. Samtidig er det nødvendig å overholde elektronisk balanse. Derfor er det nødvendig å doble antall manganatomer, og la antallet svovelatomer være uendret. Vi angir balansekoeffisientene både før reagensene og før produktene!

Opplegg for å kompilere OVR-ligninger ved hjelp av den elektroniske balansemetoden:

Merk følgende! Det kan være flere oksiderende eller reduksjonsmidler i en reaksjon. Balansen må tegnes slik at TOTALT antall gitte og mottatte elektroner er det samme.

Generelle mønstre for redoksreaksjoner

Produktene av redoksreaksjoner avhenger ofte av prosessforhold. Ta i betraktning hovedfaktorene som påvirker forløpet av redoksreaksjoner.

Den mest åpenbare avgjørende faktoren er reaksjonsløsningsmedium -. Som regel (men ikke nødvendigvis) er stoffet som definerer mediet oppført blant reagensene. Følgende alternativer er mulige:

• oksidativ aktivitet intensiveres i et surere miljø og oksidasjonsmidlet reduseres dypere(for eksempel kaliumpermanganat, KMnO 4, hvor Mn +7 reduseres til Mn +2 i et surt miljø, og til Mn +6 i et alkalisk miljø);
• oksidativ aktivitet intensiveres i et mer alkalisk miljø, og oksidasjonsmidlet reduseres dypere (for eksempel kaliumnitrat KNO 3, hvor N +5, når det interagerer med et reduksjonsmiddel i et alkalisk medium, reduseres til N-3);
• eller oksidasjonsmidlet er praktisk talt ikke utsatt for endringer i miljøet.

Reaksjonsmediet gjør det mulig å bestemme sammensetningen og eksistensformen til de gjenværende OVR-produktene. Grunnprinsippet er at det dannes produkter som ikke samhandler med reagenser!

Merk! E Hvis løsningsmediet er surt, kan baser og basiske oksider ikke være tilstede blant reaksjonsproduktene, fordi de samhandler med syre. Omvendt, i et alkalisk medium, er dannelsen av syre og surt oksid utelukket. Dette er en av de vanligste og mest grove feilene.

Også retningen på OVR-strømmen påvirkes av reaktantenes natur. For eksempel, under interaksjonen av salpetersyre HNO 3 med reduksjonsmidler, observeres et mønster - jo større aktiviteten til reduksjonsmidlet er, jo mer nitrogen N + 5 reduseres.

Med en økning temperatur de fleste OVR-er har en tendens til å være mer intense og dypere.

I heterogene reaksjoner er sammensetningen av produkter ofte påvirket av finheten til det faste stoffet . For eksempel danner pulverisert sink med salpetersyre ett produkt, mens granulær sink danner helt andre produkter. Jo større grad av maling av reagenset, desto større aktivitet, vanligvis.

Vurder de mest typiske laboratorieoksidasjonsmidlene.

Grunnleggende skjemaer for redoksreaksjoner

Ordning for utvinning av permanganater

Permanganater inneholder et kraftig oksidasjonsmiddel - mangan i oksidasjonstilstand +7. Salter av mangan +7 farger løsningen inn fiolett farge.

Permanganater, avhengig av mediet for reaksjonsløsningen, reduseres på forskjellige måter.

PÅ surt miljø utvinningen er dypere Mn2+. Manganoksid i +2 oksidasjonstilstand viser derfor grunnleggende egenskaper i surt miljø salt dannes. Salter av mangan +2 fargeløs. PÅ nøytral løsning mangan gjenvinnes til graden av oksidasjon +4 , med utdanning amfotert oksid MnO 2 — brun sediment uløselig i syrer og alkalier. PÅ alkalisk miljø reduseres mangan minimalt - til det nærmeste oksidasjonstilstander +6 . Manganforbindelser +6 viser sure egenskaper, i et alkalisk medium danner de salter - manganater. Manganater gir løsningen grønn farge .

Vurder interaksjonen mellom kaliumpermanganat KMnO 4 og kaliumsulfid i sure, nøytrale og alkaliske medier. I disse reaksjonene er oksidasjonsproduktet til sulfidionet 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,

En vanlig feil i denne reaksjonen er en indikasjon på samspillet mellom svovel og alkali i reaksjonsproduktene. Svovel samhandler imidlertid med alkali under ganske tøffe forhold (høy temperatur), noe som ikke samsvarer med betingelsene for denne reaksjonen. Under normale forhold vil det være riktig å angi nøyaktig molekylært svovel og alkali separat, og ikke produktene av deres interaksjon.

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

Det oppstår også vanskeligheter ved kompilering av denne reaksjonen. Faktum er at i dette tilfellet er det ikke nødvendig å skrive molekylet til mediet (KOH eller annen alkali) i reagensene for å utjevne reaksjonen. Alkali deltar i reaksjonen og bestemmer produktet av reduksjonen av kaliumpermanganat, men reaktantene og produktene utjevnes selv uten dens deltakelse. Dette tilsynelatende paradokset kan lett løses hvis vi husker at en kjemisk reaksjon bare er en betinget notasjon som ikke indikerer hver pågående prosess, men er bare en refleksjon av summen av alle prosesser. Hvordan bestemme det selv? Hvis du handler i henhold til det klassiske skjemaet - balansebalansekoeffisienter - metallutjevning, vil du se at metaller blir utlignet med balansekoeffisienter, og tilstedeværelsen av alkali på venstre side av reaksjonsligningen vil være overflødig.

Permanganater oksidere:

• ikke-metaller med negativ oksidasjonstilstand til enkle stoffer (med oksidasjonstilstand 0), unntak — fosfor, arsen - opptil +5 ;
• ikke-metaller med en mellomliggende oksidasjonstilstand til høyeste grad av oksidasjon;
• aktive metaller stabilt positivt graden av oksidasjon av metallet.

KMnO 4 + NeMe (laveste d.d.) = NeMe 0 + andre produkter

KMnO 4 + NeMe (middels s.o.) = NeMe (høyere s.o.) + andre produkter

KMnO 4 + Me 0 = Me (stabil s.d.) + andre produkter

KMnO 4 + P -3, As -3 = P +5, As +5 + andre produkter

Chromate/Bichromate Recovery Scheme

Et trekk ved krom med valens VI er at det danner 2 typer salter i vandige løsninger: kromater og bikromater, avhengig av løsningsmediet. Aktive metallkromater (for eksempel K 2 CrO 4) er salter som er stabile i alkalisk miljø. Dikromater (bikromater) av aktive metaller (for eksempel K 2 Cr 2 O 7) - salter, stabile i et surt miljø .

Krom(VI)-forbindelser reduseres til krom(III)-forbindelser . Kromforbindelser Cr +3 er amfotere, og avhengig av mediet til løsningen, eksisterer de i løsning i forskjellige former: i et surt medium i formen salter(amfotere forbindelser danner salter når de interagerer med syrer), i et nøytralt medium - uløselig amfotert krom(III)hydroksid Cr(OH) 3 , og i et alkalisk miljø dannes krom (III) forbindelser komplekst salt, for eksempel, kaliumheksahoksokromat (III) K 3 .

Krom VI forbindelser oksidere:

• ikke-metaller i negativ oksidasjonstilstand til enkle stoffer (med oksidasjonstilstand 0), unntak — fosfor, arsen - opptil +5;
• ikke-metaller i en mellomliggende oksidasjonstilstand til høyeste grad av oksidasjon;
• aktive metaller fra enkle stoffer (oksidasjonspunkt 0) til forbindelser med stabilt positivt graden av oksidasjon av metallet.

Kromat/bikromat + neMe (negativ d.d.) = neMe 0 + andre produkter

Kromat/bikromat + NeMe (middels positiv s.d.) = NeMe (høyest s.d.) + andre produkter

Kromat / bikromat + Me 0 \u003d Me (stabil s.d.) + andre produkter

Kromat/dikromat + P, As (negativ d.d.) = P, As +5 + andre produkter

Dekomponering av nitrater

Nitratsalter inneholder nitrogen i oksidasjonstilstand +5 - sterk oksidasjonsmiddel. Slikt nitrogen kan oksidere oksygen (O -2). Dette skjer når nitrater varmes opp. I dette tilfellet oksideres oksygen i de fleste tilfeller til oksidasjonstilstanden 0, dvs. før molekylær oksygen O2 .

Avhengig av hvilken type metall som danner saltet, dannes ulike produkter under den termiske (temperatur) nedbrytningen av nitrater: hvis metall aktiv(i rekken av elektrokjemisk aktivitet er til magnesium), deretter reduseres nitrogen til en oksidasjonstilstand på +3, og ved dekomponering nitrittsalter og molekylært oksygen dannes .

For eksempel:

2NaN03 → 2NaN02 + O2.

Aktive metaller forekommer i naturen i form av salter (KCl, NaCl).

Hvis et metall er i den elektrokjemiske aktivitetsserien til høyre for magnesium og til venstre for kobber (inkludert magnesium og kobber) , så produserer nedbrytningen metalloksid i en stabil oksidasjonstilstand, nitrogenoksid (IV)(brun gass) og oksygen. Metalloksid dannes også under nedbrytning litiumnitrat .

For eksempel, dekomponering sink nitrat:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2.

Metaller med middels aktivitet finnes oftest i naturen i form av oksider (Fe 2 O 3, Al 2 O 3, etc.).

ioner metaller, lokalisert i rekken av elektrokjemisk aktivitet til høyre for kobber er sterke oksidasjonsmidler. På nedbrytning av nitrater de, som N +5, deltar i oksidasjonen av oksygen, og reduseres til enkle stoffer, dvs. metall dannes og gasser frigjøres nitrogenoksid (IV) og oksygen .

For eksempel, dekomponering Sølvnitrat:

2AgN03 → 2Ag + 2N02 + O2.

Inaktive metaller forekommer i naturen i form av enkle stoffer.

Noen unntak!

Dekomponering ammonium Nitrat :

I ammoniumnitratmolekylet er det både et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel: nitrogen i -3 oksidasjonstilstand viser kun reduserende egenskaper, nitrogen i +5 oksidasjonstilstand bare oksiderende.

Ved oppvarming, ammoniumnitrat nedbrytende. Ved temperaturer opp til 270 o C, nitrogenoksid (I)("lattergass") og vann:

NH4NO3 → N2O + 2H2O

Dette er et eksempel på en reaksjon motforhold .

Den resulterende oksidasjonstilstanden til nitrogen er det aritmetiske gjennomsnittet av oksidasjonstilstanden til nitrogenatomer i det opprinnelige molekylet.

Ved høyere temperatur brytes nitrogenoksid (I) ned til enkle stoffer - nitrogen og oksygen:

2NH4NO3 → 2N2 + O2 + 4H2O

På nedbrytning ammoniumnitritt NH4NO2 mot-disproporsjonering forekommer også.

Den resulterende oksidasjonstilstanden til nitrogen er også lik det aritmetiske gjennomsnittet av oksidasjonstilstandene til de opprinnelige nitrogenatomene - oksidasjonsmidlet N +3 og reduksjonsmidlet N -3

NH4NO2 → N2 + 2H2O

Termisk dekomponering mangan(II)nitrat ledsaget av metalloksidasjon:

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

Jern(II)nitrat ved lave temperaturer spaltes det til jernoksid (II), ved oppvarming oksideres jern til en oksidasjonstilstand på +3:

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

Nikkel(II)nitrat brytes ned til nitritt ved oppvarming.

Oksiderende egenskaper av salpetersyre

Salpetersyre HNO 3 ved interaksjon med metaller er praktisk talt danner aldri hydrogen , i motsetning til de fleste mineralsyrer.

Dette skyldes det faktum at syren inneholder et veldig sterkt oksidasjonsmiddel - nitrogen i +5 oksidasjonstilstand. Ved interaksjon med reduksjonsmidler - metaller, dannes ulike produkter av nitrogenreduksjon.

Salpetersyre + metall \u003d metallsalt + nitrogenreduksjonsprodukt + H 2 O

Salpetersyre kan omdannes til nitrogenoksid (IV) N02 (N+4); nitrogenoksid (II) NO (N+2); nitrogenoksid (I) N 2 O ("lattergass"); molekylært nitrogen N2; ammoniumnitrat NH 4 NO 3. Som regel dannes en blanding av produkter med en overvekt av en av dem. Nitrogen reduseres i dette tilfellet til oksidasjonstilstander fra +4 til -3. Dybden av utvinning avhenger først og fremst av natur reduksjonsmiddel og fra konsentrasjonen av salpetersyre . Slik fungerer regelen: jo lavere konsentrasjon av syren og jo høyere aktivitet av metallet, jo flere elektroner mottar nitrogen, og jo mer reduserte produkter dannes.

Noen mønstre vil tillate deg å bestemme hovedproduktet av salpetersyrereduksjon av metaller i reaksjonen på riktig måte:

• under handling svært fortynnet salpetersyre på metaller vanligvis dannet ammonium Nitrat NH4NO3;

For eksempel, interaksjon av sink med svært fortynnet salpetersyre:

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

• konsentrert salpetersyre i kulden passiviserer noen metaller - krom Cr, aluminium Al og jern Fe . Når løsningen er oppvarmet eller fortynnet, fortsetter reaksjonen;

metallpassivering - dette er overføringen av metalloverflaten til en inaktiv tilstand på grunn av dannelsen av tynne lag av inerte forbindelser på metalloverflaten, i dette tilfellet hovedsakelig metalloksider, som ikke reagerer med konsentrert salpetersyre

• Salpetersyre reagerer ikke med platina undergruppemetaller — gull Au, platina Pt, og palladium Pd;

• når du samhandler konsentrert syre med inaktive metaller og metaller med middels aktivitet salpetersyre syre reduseres til nitrogenoksid (IV) NR 2 ;

For eksempel, oksidasjon av kobber med konsentrert salpetersyre:

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

• når du samhandler konsentrert salpetersyre med aktive metaller formet nitrogenoksid (I) N 2 O ;

For eksempel, oksidasjon natrium konsentrert salpetersyre:

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

• når du samhandler fortynnet salpetersyre med inaktive metaller (i aktivitetsserien til høyre for hydrogen) reduseres syren til nitrogenoksid (II) NO ;
• når du samhandler fortynnet salpetersyre med metaller med middels aktivitet enten nitrogenoksid (II) NO, eller nitrogenoksid N 2 O, eller molekylært nitrogen N 2 - avhengig av tilleggsfaktorer (metallaktivitet, metallslipegrad, syrefortynningsgrad, temperatur).
• når du samhandler fortynnet salpetersyre med aktive metaller formet molekylært nitrogen N 2 .

For en omtrentlig bestemmelse av produktene av reduksjonen av salpetersyre i samspillet med forskjellige metaller, foreslår jeg å bruke pendelprinsippet. Hovedfaktorene som forskyver pendelens posisjon er konsentrasjonen av syren og aktiviteten til metallet. For å forenkle bruker vi 3 typer syrekonsentrasjoner: konsentrert (mer enn 30%), fortynnet (30% eller mindre), svært fortynnet (mindre enn 5%). Vi deler metaller etter aktivitet i aktive (før aluminium), middels aktivitet (fra aluminium til hydrogen) og inaktive (etter hydrogen). Produktene fra reduksjonen av salpetersyre er ordnet i synkende rekkefølge etter graden av oksidasjon:

NO2; NEI; N20; N2; NH4NO3

Jo mer aktivt metallet er, jo mer beveger vi oss til høyre. Jo større konsentrasjon eller jo lavere fortynning av syren, jo mer skifter vi til venstre.

For eksempel , konsentrert syre og inaktivt metall kobber Cu samhandler. Derfor skifter vi til ytterst venstre posisjon, det dannes nitrogenoksid (IV), kobbernitrat og vann.

Samspillet mellom metaller og svovelsyre

Fortynn svovelsyre interagerer med metaller som en vanlig mineralsyre. De. interagerer med metaller som befinner seg i en rekke elektrokjemiske spenninger opp til hydrogen. Oksydasjonsmidlet her er H + ioner, som reduseres til molekylært hydrogen H 2. I dette tilfellet oksideres metaller som regel til minimum grad av oksidasjon.

For eksempel:

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

interagerer med metaller som står i en serie spenninger både før og etter hydrogen.

H 2 SO 4 (kons.) + metall \u003d metallsalt + svovelreduksjonsprodukt (SO 2, S, H 2 S) + vann

Når konsentrert svovelsyre interagerer med metaller, dannes et metallsalt (i en stabil oksidasjonstilstand), vann og et svovelreduksjonsprodukt - svoveldioksid S +4 O 2, molekylært svovel S eller hydrogensulfid H 2 S -2, avhengig av graden av konsentrasjon, aktiviteten til metallet, dets malingsgrad, temperatur osv. Når konsentrert svovelsyre interagerer med metaller, dannes det ikke molekylært hydrogen!

De grunnleggende prinsippene for samspillet mellom konsentrert svovelsyre og metaller:

1. konsentrert svovelsyre passiviserer aluminium, krom, jern ved romtemperatur eller i kulde;

2. konsentrert svovelsyre samhandler ikke Med gull, platina og palladium ;

3. FRA inaktive metaller konsentrert svovelsyre kommer seg til svoveloksid (IV).

For eksempel, kobber oksideres med konsentrert svovelsyre:

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

4. Når du samhandler med aktive metaller og sink dannes konsentrert svovelsyresvovel S eller hydrogensulfid H 2 S 2- (avhengig av temperatur, malingsgrad og aktivitet av metallet).

For eksempel , interaksjon av konsentrert svovelsyre med sink:

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

Hydrogenperoksid

Hydrogenperoksid H 2 O 2 inneholder oksygen i -1 oksidasjonstilstand. Slikt oksygen kan både øke og redusere oksidasjonstilstanden. Således utviser hydrogenperoksid både oksiderende og reduserende egenskaper.

Ved interaksjon med reduksjonsmidler, utviser hydrogenperoksid egenskapene til et oksidasjonsmiddel, og reduseres til en oksidasjonstilstand på -2. Som regel er produktet av reduksjon av hydrogenperoksid vann eller hydroksidion, avhengig av reaksjonsbetingelsene. For eksempel:

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

Ved interaksjon med oksidasjonsmidler oksideres peroksid til molekylært oksygen (oksidasjonstilstand 0): O 2 . For eksempel :

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

Redoksreaksjoner, eller OVR for kort, er et av grunnlaget for faget kjemi, da de beskriver interaksjonen mellom individuelle kjemiske elementer med hverandre. Som navnet tilsier involverer disse reaksjonene minst to forskjellige kjemikalier, hvorav den ene fungerer som et oksidasjonsmiddel og den andre som et reduksjonsmiddel. Det er åpenbart svært viktig å kunne skille og identifisere dem i ulike kjemiske reaksjoner.

Hvordan identifisere et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel
Hovedvanskeligheten med å bestemme oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel i kjemiske reaksjoner er at de samme stoffene i ulike tilfeller kan være både oksiderende og reduksjonsmidler. For å lære hvordan du korrekt bestemmer rollen til et bestemt kjemisk element i en reaksjon, må du tydelig forstå følgende grunnleggende konsepter.

1. Oksidasjon kalt prosessen med å avgi elektroner fra det ytre elektronlaget til et kjemisk grunnstoff. I sin tur oksidasjonsmiddel det vil være et atom, molekyl eller ion som aksepterer elektroner og derved senker sin oksidasjonstilstand, som er er i bedring . Etter en kjemisk reaksjon av interaksjon med et annet stoff, får oksidasjonsmidlet alltid en positiv ladning.
2. Gjenoppretting Prosessen med å legge til elektroner til det ytre elektronlaget til et kjemisk element kalles. restaurerer det vil være et atom, molekyl eller ion som donerer elektronene sine og dermed øker oksidasjonsgraden, dvs. er oksidert . Etter en kjemisk reaksjon av interaksjon med et annet stoff, får reduksjonsmidlet alltid en positiv ladning.
3. Enkelt sagt er et oksidasjonsmiddel et stoff som "tar bort" elektroner, og et reduksjonsmiddel er et stoff som gir dem til oksidasjonsmidlet. Det er mulig å bestemme hvem i redoksreaksjonen som spiller rollen som et oksidasjonsmiddel, hvem som er et reduksjonsmiddel, og i hvilke tilfeller blir oksidasjonsmidlet et reduksjonsmiddel og omvendt, ved å kjenne til den typiske oppførselen til individuelle elementer i kjemiske reaksjoner.
4. Typiske reduksjonsmidler er metaller og hydrogen: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Jo mindre de er ionisert, desto større er deres reduserende egenskaper. For eksempel vil delvis oksidert jern som har donert ett elektron og har en ladning på +1 kunne donere ett elektron mindre sammenlignet med "rent" jern. Reduksjonsmidler kan også være forbindelser av kjemiske elementer i laveste oksidasjonstilstand, der alle frie orbitaler er fylt og som bare kan donere elektroner, for eksempel ammoniakk NH 3, hydrogensulfid H 2 S, hydrogenbromid HBr, hydrogenjod HI hydrogenklorid HCl.
5. Typiske oksidasjonsmidler er mange ikke-metaller (F, Cl, I, O, Br). Metaller med høy oksidasjonstilstand (Fe +3, Sn +4, Mn +4), samt noen forbindelser av grunnstoffer i høy oksidasjonstilstand kan også fungere som oksidasjonsmidler: kaliumpermanganat KMnO 4, svovelsyre H 2 SO 4 , salpetersyre HNO 3, kobberoksid CuO, jernklorid FeCl 3.
6. Kjemiske forbindelser i ufullstendige eller mellomliggende oksidasjonstilstander, for eksempel monobasisk salpetersyre HNO 2, hydrogenperoksid H 2 O 2, svovelsyre H 2 SO 3 kan oppvise både oksiderende og reduserende egenskaper, avhengig av redoksegenskapene til den andre reagensen som er involvert i samspillet.

La oss definere et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel ved å bruke eksemplet på en enkel reaksjon av interaksjonen av interaksjonen mellom natrium og oksygen.

Ka følger av dette eksemplet, ett natriumatom gir sitt elektron til ett oksygenatom. Derfor er natrium et reduksjonsmiddel og oksygen er et oksidasjonsmiddel. I dette tilfellet vil natrium bli fullstendig oksidert, siden det vil gi opp maksimalt mulig antall elektroner, og oksygenatomet vil ikke bli fullstendig redusert, siden det vil kunne akseptere ett elektron til fra et annet oksygenatom.

8. Klassifisering av kjemiske reaksjoner. OVR. Elektrolyse

8.3. Redoksreaksjoner: generelle bestemmelser

redoksreaksjoner(OVR) kalles reaksjoner som oppstår med en endring i oksidasjonstilstanden til grunnstoffenes atomer. Som et resultat av disse reaksjonene donerer noen atomer elektroner, mens andre aksepterer dem.

Et reduksjonsmiddel er et atom, ion, molekyl eller FE som donerer elektroner, et oksidasjonsmiddel er et atom, ion, molekyl eller FE som aksepterer elektroner:

Prosessen med å avgi elektroner kalles oksidasjon, og prosessen med å akseptere - restaurering. I OVR må det være et reduksjonsmiddel og et oksidasjonsmiddel. Det er ingen oksidasjonsprosess uten en reduksjonsprosess og det er ingen reduksjonsprosess uten en oksidasjonsprosess.

Reduksjonsmidlet donerer elektroner og oksideres, mens oksidasjonsmidlet aksepterer elektroner og reduseres.

Reduksjonsprosessen er ledsaget av en reduksjon i graden av oksidasjon av atomer, og oksidasjonsprosessen er ledsaget av en økning i graden av oksidasjon av atomer av elementer. Det er praktisk å illustrere ovenstående med et diagram (CO - oksidasjonstilstand):

Spesifikke eksempler på oksidasjons- og reduksjonsprosesser (elektronbalanseskjemaer) er gitt i tabell. 8.1.

Tabell 8.1

Eksempler på elektroniske saldoordninger

Ordning med elektronisk balanse	Prosesskarakteristikk
Oksidasjonsprosess
	Kalsiumatomet donerer elektroner, øker oksidasjonsgraden, er et reduksjonsmiddel
	Ion Cr +2 donerer elektroner, øker oksidasjonsgraden, er et reduksjonsmiddel
	Klormolekylet donerer elektroner, kloratomer øker oksidasjonstilstanden fra 0 til +1, klor er et reduksjonsmiddel
Gjenopprettingsprosess
	Karbonatomet aksepterer elektroner, senker oksidasjonstilstanden, er et oksidasjonsmiddel
	Oksygenmolekylet aksepterer elektroner, oksygenatomene senker oksidasjonstilstanden fra 0 til -2, oksygenmolekylet er et oksidasjonsmiddel
	Ionet aksepterer elektroner, senker oksidasjonstilstanden, er et oksidasjonsmiddel

De viktigste reduksjonsmidlene: enkle stoffer metaller; hydrogen; karbon i form av koks; karbonmonoksid(II); forbindelser som inneholder atomer i den laveste oksidasjonstilstanden (metallhydrider, sulfider, jodider, ammoniakk); det sterkeste reduksjonsmidlet er den elektriske strømmen ved katoden.

De viktigste oksidasjonsmidlene: enkle stoffer - halogener, oksygen, ozon; konsentrert svovelsyre; Salpetersyre; et antall salter (KClO3, KMnO4, K2Cr2O7); hydrogenperoksid H202; det sterkeste oksidasjonsmidlet er en elektrisk strøm ved anoden.

I løpet av perioden er de oksiderende egenskapene til atomer og enkle stoffer forbedret: fluor - det sterkeste oksidasjonsmidlet av alle enkle stoffer. I hver periode danner halogener enkle stoffer med de mest uttalte oksiderende egenskapene.

I gruppe A, fra topp til bunn, svekkes de oksiderende egenskapene til atomer og enkle stoffer, mens de reduserende egenskapene øker.

For atomer av samme type øker de reduserende egenskapene med en økning i deres radius; for eksempel de reduserende egenskapene til anion
I - er mer uttalt enn anionet Cl - .

For metaller bestemmes redoksegenskapene til enkle stoffer og ioner i en vandig løsning av metallets posisjon i den elektrokjemiske serien: fra venstre til høyre (topp til bunn) svekkes de reduserende egenskapene til enkle metaller: det sterkeste reduksjonsmiddelet- litium.

For metallioner i en vandig løsning, henholdsvis fra venstre til høyre i samme rad, forbedres oksidasjonsegenskapene: kraftigste oksidasjonsmiddel- Au 3 + ioner.

For å ordne koeffisientene i OVR kan du bruke en metode basert på kartlegging av oksidasjons- og reduksjonsprosesser. Denne metoden kalles elektronisk balansemetode.

Essensen av den elektroniske balansemetoden er som følger.

1. Tegn opp et reaksjonsskjema og bestem de grunnstoffene som har endret oksidasjonstilstanden.

2. Komponer elektroniske ligninger for halvreaksjoner av reduksjon og oksidasjon.

3. Siden antallet elektroner donert av reduksjonsmidlet må være lik antallet elektroner som aksepteres av oksidasjonsmidlet, finner man tilleggsfaktorer ved å bruke den minste felles multiple (LCM) metoden.

4. Ytterligere multiplikatorer settes ned foran formlene til de tilsvarende stoffene (koeffisient 1 er utelatt).

5. Utligne antall atomer av de elementene som ikke har endret graden av oksidasjon (først - hydrogen i vann, og deretter - antall oksygenatomer).

Et eksempel på å kompilere en ligning for en redoksreaksjon

elektronisk balansemetode.

Vi finner at karbon- og svovelatomene har endret oksidasjonstilstand. Vi komponerer ligningene av halvreaksjoner av reduksjon og oksidasjon:

For dette tilfellet er LCM 4, og tilleggsfaktorene er 1 (for karbon) og 2 (for svovelsyre).

Vi legger ned tilleggsfaktorene som finnes i venstre og høyre del av reaksjonsskjemaet foran formlene for stoffer som inneholder karbon og svovel:

C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 + H 2 O

Vi utjevner antall hydrogenatomer ved å sette en faktor 2 foran vannformelen, og vi sørger for at antallet oksygenatomer i begge deler av ligningen er likt. Derfor er OVR-ligningen

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

Spørsmålet oppstår: i hvilken del av OVR-ordningen skal de funnet tilleggsfaktorene plasseres - til venstre eller til høyre?

For enkle reaksjoner spiller dette ingen rolle. Imidlertid bør det huskes: hvis ytterligere faktorer er definert på venstre side av ligningen, blir koeffisientene satt ned foran formlene til stoffer på venstre side; hvis beregningene ble utført for høyre side, settes koeffisientene på høyre side av ligningen. For eksempel:

I henhold til antall Al-atomer på venstre side:

I henhold til antall Al-atomer på høyre side:

I det generelle tilfellet, hvis stoffer med en molekylær struktur deltar i reaksjonen (O 2, Cl 2, Br 2, I 2, N 2), fortsetter de nøyaktig fra antall atomer i molekylet når du velger koeffisientene:

Hvis N 2 O dannes i en reaksjon som involverer HNO 3, er det også bedre å skrive elektronbalanseskjemaet for nitrogen basert på to nitrogenatomer .

I noen redoksreaksjoner kan ett av stoffene utføre funksjonen som både et oksidasjonsmiddel (reduksjonsmiddel) og en saltdanner (dvs. delta i dannelsen av salt).

Slike reaksjoner er typiske spesielt for interaksjonen av metaller med oksiderende syrer (HNO 3, H 2 SO 4 (kons)), samt oksiderende salter (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , KClO 3 , Ca ( OCl) 2) med saltsyre (på grunn av Cl-anioner - saltsyre har reduserende egenskaper) og andre syrer, hvis anion er et reduksjonsmiddel.

La oss lage en ligning for reaksjonen av kobber med fortynnet salpetersyre:

Vi ser at en del av salpetersyremolekylene brukes på oksidasjon av kobber, mens de reduseres til nitrogenoksid (II), og en del brukes til å binde de dannede Cu 2+ ionene til saltet Cu (NO 3) 2 (i sammensetningen av saltet, graden av oksidasjon av nitrogenatomet er den samme, som i syre, dvs. endres ikke). I slike reaksjoner plasseres alltid en tilleggsfaktor for det oksiderende elementet på høyre side før reduksjonsproduktformelen, i dette tilfellet foran NO-formelen, og ikke HNO 3 eller Cu(NO 3) 2 .

Før formelen HNO 3 setter vi en koeffisient på 8 (to HNO 3-molekyler brukes på oksidasjon av kobber og seks på binding av tre Cu 2+ ioner til et salt), vi utjevner antallet H- og O-atomer og får

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

I andre tilfeller kan en syre, slik som saltsyre, samtidig være både et reduksjonsmiddel og delta i dannelsen av et salt:

Eksempel 8.5. Beregn hvilken masse av HNO 3 som brukes på saltdannelse, når i reaksjonen, ligningen som

sink kommer inn med en masse på 1,4 g.

Løsning. Fra reaksjonsligningen ser vi at av 8 mol salpetersyre gikk kun 2 mol til oksidasjon av 3 mol sink (det er en faktor 2 foran formelen for syreduksjonsproduktet, NO). Saltdannelse forbrukte 6 mol syre, som er lett å bestemme ved å multiplisere koeffisienten 3 foran saltformelen Zn(HNO 3) 2 med antall syrerester i én formelenhet av saltet, dvs. på 2.

n (Zn) \u003d 1,4 / 65 \u003d 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)

Svar: 2,71 g.

I noen OVR endres oksidasjonstilstanden av atomene til ikke to, men tre elementer.

Eksempel 8.6. Ordne koeffisientene i OVR-strømmen i henhold til skjemaet FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 ved å bruke elektronbalansemetoden.

Løsning. Vi ser at oksidasjonstilstanden endres av atomene til tre grunnstoffer: Fe, S og O. I slike tilfeller summeres antallet elektroner donert av atomer til forskjellige grunnstoffer:

Etter å ha plassert de støkiometriske koeffisientene, får vi:

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

Tenk på eksempler på løsning av andre typer eksamensoppgaver om dette emnet.

Eksempel 8.7. Angi antall elektroner som går fra reduksjonsmidlet til oksidasjonsmidlet under fullstendig dekomponering av kobber(II)nitrat, med en masse på 28,2 g.

Løsning. Vi skriver ned reaksjonsligningen for dekomponering av salt og skjemaet for den elektroniske balansen til OVR; M = 188 g/mol.

Vi ser at det dannes 2 mol O 2 ved dekomponering av 4 mol salt. Samtidig går 4 mol elektroner fra atomene til reduksjonsmidlet (i dette tilfellet er disse ioner) til oksidasjonsmidlet (dvs. til ioner): . Siden den kjemiske mengden salt er n = 28,2/188 = = 0,15 (mol), har vi:

2 mol salt - 4 mol elektroner

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 (elektroner).

Svar: 1.806 ⋅ 10 23 .

Eksempel 8.8. Under samspillet mellom svovelsyre og en kjemisk mengde på 0,02 mol med magnesium, tilsatte svovelatomer 7,224 ⋅ 10 22 elektroner. Finn formelen for syregjenvinningsproduktet.

Løsning. I det generelle tilfellet kan ordningene for prosessene for reduksjon av svovelatomer i sammensetningen av svovelsyre være som følger:

de. 1 mol svovelatomer kan akseptere 2, 6 eller 8 mol elektroner. Gitt at 1 mol syre inneholder 1 mol svovelatomer, dvs. n (H 2 SO 4) = n (S), vi har:

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

Vi beregner antall elektroner akseptert av 1 mol syre:

0,02 mol syre aksepterer 0,12 mol elektroner

1 mol - x

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

Dette resultatet tilsvarer prosessen med å redusere svovelsyre til svovel:

Svar: svovel.

Eksempel 8.9. I reaksjonen av karbon med konsentrert salpetersyre dannes vann og to saltdannende oksider. Finn massen av karbon som reagerte hvis atomene til oksidasjonsmidlet tok 0,2 mol elektroner i denne prosessen.

Løsning. Samspillet mellom stoffer fortsetter i henhold til reaksjonsskjemaet

Vi setter sammen ligningene for halvreaksjonene av oksidasjon og reduksjon:

Fra skjemaene til den elektroniske balansen ser vi at hvis atomene til oksidasjonsmidlet () aksepterer 4 mol elektroner, kommer 1 mol (12 g) karbon inn i reaksjonen. Komponer og løs proporsjonen:

4 mol elektroner - 12 g karbon

0,2 - x

x = 0,2 ⋅ 12 4 = 0,6 (d).

Svar: 0,6 g.

Klassifisering av redoksreaksjoner

Det er intermolekylære og intramolekylære redoksreaksjoner.

Når intermolekylær OVR atomene til oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet er en del av forskjellige stoffer og er atomer av forskjellige kjemiske elementer.

Når intramolekylær OVR De oksiderende og reduserende atomene er i samme stoff. Intramolekylære reaksjoner er misforhold, der oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet er atomer av samme kjemiske element i sammensetningen av samme stoff. Slike reaksjoner er mulige for stoffer som inneholder atomer med en mellomliggende oksidasjonstilstand.

Eksempel 8.10. Spesifiser OVR-disproporsjonsordningen:

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

2) Zn + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2

3) KI + Cl 2 → KCl + I 2

4) Cl 2 + KOH → KCl + KClO + H 2 O

Løsning . Reaksjoner 1)–3) er intermolekylære OVR:

Disproporsjoneringsreaksjonen er reaksjon 4), siden den inneholder et kloratom og et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel:

Svar: 4).

Det er mulig å kvalitativt vurdere redoksegenskapene til stoffer basert på analysen av oksidasjonstilstandene til atomer i sammensetningen av stoffet:

1) hvis atomet som er ansvarlig for redoksegenskapene er i høyeste grad av oksidasjon, så kan ikke dette atomet lenger donere elektroner, men kan bare akseptere dem. Derfor, i OVR, vil dette stoffet vises bare oksiderende egenskaper. Eksempler på slike stoffer (i formlene er oksidasjonstilstanden til atomet som er ansvarlig for redoksegenskapene indikert):

2) hvis atomet som er ansvarlig for redoksegenskapene er i den laveste oksidasjonstilstanden, vil dette stoffet i OVR vise kun restaurerende egenskaper(Et gitt atom kan ikke lenger akseptere elektroner, det kan bare gi dem bort). Eksempler på slike stoffer:,. Derfor oppviser alle halogenanioner kun reduserende egenskaper i OVR (med unntak av F -, for oksidasjonen som en elektrisk strøm brukes ved anoden), sulfidion S 2-, nitrogenatom i ammoniakkmolekylet, hydridion H -. Metaller (Na, K, Fe) har bare reduserende egenskaper;

3) hvis et atom i et grunnstoff er i en mellomliggende oksidasjonstilstand (oksidasjonstilstanden er større enn minimum, men mindre enn maksimum), vil det tilsvarende stoffet (ion), avhengig av forholdene, vise dobbel oksidasjon-restaurerende egenskaper: sterkere oksidasjonsmidler vil oksidere disse stoffene (ionene), og sterkere reduksjonsmidler vil redusere dem. Eksempler på slike stoffer: svovel, siden den høyeste oksidasjonstilstanden til svovelatomet er +6, og den laveste er -2, svoveloksid (IV), nitrogenoksid (III) (den høyeste oksidasjonstilstanden til nitrogenatomet er +5 , og den laveste er -3), hydrogenperoksid ( Den høyeste oksidasjonstilstanden til oksygenatomet er +2, og den laveste er -2). Doble redoksegenskaper vises av metallioner i en mellomliggende oksidasjonstilstand: Fe 2+, Mn +4, Cr +3, etc.

Eksempel 8.11. En redoksreaksjon kan ikke fortsette, hvis skjema er:

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

Løsning. Reaksjonen, hvis skjema er angitt ved nummer 3), kan ikke fortsette, siden den inneholder et reduksjonsmiddel, men ikke noe oksidasjonsmiddel:

Svar: 3).

For noen stoffer skyldes redoksdualitet tilstedeværelsen i deres sammensetning av forskjellige atomer i både den laveste og høyeste oksidasjonstilstanden; for eksempel er saltsyre (HCl) på grunn av hydrogenatomet (høyeste oksidasjonstilstand, lik +1) et oksidasjonsmiddel, og på grunn av anionet Cl - - et reduksjonsmiddel (laveste oksidasjonstilstand).

OVR er umulig mellom stoffer som kun viser oksiderende (HNO 3 og H 2 SO 4, KMnO 4 og K 2 CrO 7) eller kun reduserende egenskaper (HCl og HBr, HI og H 2 S)

OVR er ekstremt vanlige i naturen (metabolisme i levende organismer, fotosyntese, respirasjon, forråtnelse, forbrenning), brukes mye av mennesker til forskjellige formål (innhenting av metaller fra malm, syrer, alkalier, ammoniakk og halogener, skaper kjemiske strømkilder, oppnår varme og energi under forbrenning av ulike stoffer). Merk at OVR ofte kompliserer livene våre (ødeleggelse av mat, frukt og grønnsaker, korrosjon av metaller - alt dette er forbundet med forekomsten av ulike redoksprosesser).