hjem » Fysisk kultur

Hva er et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel i kjemi. Generelle begreper og definisjoner av redoksreaksjoner. Kvantitative egenskaper ved OVR

Mange stoffer har spesielle egenskaper, som i kjemien kalles oksiderende eller reduserende.

Noen kjemikalier viser egenskapene til oksidasjonsmidler, andre - reduksjonsmidler, mens noen forbindelser kan utvise begge egenskapene samtidig (for eksempel hydrogenperoksid H 2 O 2).

Hva er et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel, oksidasjon og reduksjon?

Redoksegenskapene til et stoff er assosiert med prosessen med å gi og motta elektroner av atomer, ioner eller molekyler.

Et oksidasjonsmiddel er et stoff som aksepterer elektroner under en reaksjon, dvs. reduseres; reduksjonsmiddel - gir fra seg elektroner, dvs. blir oksidert. Prosessene med å overføre elektroner fra ett stoff til et annet kalles vanligvis redoksreaksjoner.

Forbindelser som inneholder atomer av grunnstoffer med en maksimal grad av oksidasjon kan bare være oksidasjonsmidler på grunn av disse atomene, fordi de har allerede gitt opp alle valenselektronene sine og er bare i stand til å akseptere elektroner. Den maksimale oksidasjonstilstanden til et atom i et grunnstoff er lik tallet på gruppen i det periodiske systemet som grunnstoffet tilhører. Forbindelser som inneholder atomer av elementer med en minimal oksidasjonstilstand kan bare tjene som reduksjonsmidler, siden de bare er i stand til å donere elektroner, fordi det ytre energinivået til slike atomer fullføres av åtte elektroner

Restauratører

Oksydasjonsmidler

Hydrogen, karbon

Karbonmonoksid (II)

hydrogensulfid

Svovel(IV)oksid

Svovelsyre og dens salter

Hydrogenhalogenider

Metallkationer i lavere potenser

oksidasjon:

Salpetersyre

Hydrazin

katode kl

elektrolyse

SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3

Halogener

Permanganater

Manganater

Mangan(IV)oksid

Dikromater

Salpetersyre

Svovelsyre

Bly(IV)oksid

Hydrogenperoksid

Monoperoksidsyre Diperoksidsyre Metallkationer i høyere grader

oksidasjon:

kaliumklorat

Anode i elektrolyse

F2; Cl2; jeg 2; Br 2 KMnO 4

K 2 Cr 2 O 7 K 2 CrO 4

H 2 SO 4 kons. PbO2

TlCl3, Au(CNS) 3

Forbindelser som inneholder atomer av grunnstoffer med en mellomliggende oksidasjonstilstand kan være både oksiderende og reduksjonsmidler, avhengig av partneren de samhandler med og reaksjonsbetingelsene. Så et typisk oksidasjonsmiddel, hydrogenperoksid, når det samhandler i et surt miljø med kaliumpermanganat, viser seg å være et reduksjonsmiddel:

5 H 2 O 2 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 \u003d 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5 O 2 + 8 H 2 O,

og et typisk reduksjonsmiddel, natriumsulfitt, oksiderer alkalimetallsulfider:

Na 2 SO 3 + 2 Na 2 S+ 3 H 2 O \u003d 3 S  + 6 NaOH.

I tillegg kan reduksjonsmidler, inkludert atomer i laveste oksidasjonstilstand, være oksidasjonsmidler på bekostning av et annet grunnstoff. For eksempel kan et typisk reduksjonsmiddel, ammoniakk, oksidere alkalimetaller på bekostning av hydrogenatomer:

NH 3 + Na \u003d NaH 2 N + 1/2 H 2.

Sammenstilling av OVR-ligninger

Redoksreaksjoner beskrives ved reaksjonsligninger som gjenspeiler mengden av stoffer som har interagert og de resulterende produktene. For å kompilere OVR-ligningene, bruk eller elektronisk balansemetode (skjemametoden), eller elektron-ion balanse (metode for halvreaksjoner).

Elektronbalansemetoden er mer universell, siden den lar en etablere støkiometriske forhold i OVR i alle homo- og heterogene systemer.

Elektronisk balansemetode‑ en metode for å finne koeffisienter i ligningene for redoksreaksjoner, der utveksling av elektroner mellom atomer av elementer som endrer oksidasjonstilstand vurderes. Antall elektroner donert av reduksjonsmidlet er lik antallet elektroner som mottas av oksidasjonsmidlet.

Ligningen er satt sammen i flere stadier:

1. Skriv ned reaksjonsskjemaet:

KMnO 4 + HCl → KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O.

2. Sett ned oksidasjonstilstandene over tegnene til elementene som endrer oksidasjonstilstanden:

KMn +7 O 4 + HCl -1 → KCl + Mn + 2 Cl 2 + Cl 2 0 + H 2 O.

3. Tildel elementer som endrer oksidasjonsgraden og bestemmer antall elektroner som er oppsamlet av oksidasjonsmidlet og gitt bort av reduksjonsmidlet:

Mn +7 + 5ē → Mn +2.

2Cl -1 - 2ē → Cl 2 0.

4. Utligne antall ervervede og donerte elektroner, og etablere koeffisientene for forbindelser der det er elementer som endrer oksidasjonstilstanden:

Mn +7 + 5ē → Mn +2

2Cl -1 - 2ē → Cl 2 0

––––––––––––––––––––––––

2Mn +7 + 10Cl-1 → 2Mn +2 + 5Cl20.

5. Koeffisienter velges for de gjenværende deltakerne i reaksjonen:

2KMn +7 O4 + 16HCl-1 → 2KCl + 2Mn +2 Cl2 + 5Cl20 + 8H2O.

For å velge koeffisientene til likningene av reaksjoner som forekommer i vandige løsninger, er halvreaksjonsmetoden å foretrekke.

    For det første lar det en utelate operasjonene for å bestemme graden av oksidasjon av elementer.

    For det andre, i bruksprosessen, oppnås umiddelbart en forkortet ionisk ligning for redoksreaksjonen.

    For det tredje, ved å bruke ligningen av halvreaksjoner, er det mulig å fastslå påvirkningen av mediet på prosessens natur.

    I tillegg, når de kompilerer elektron-ion-balansen, opererer de med ioner som faktisk finnes i en vandig løsning, i motsetning til elektronbalansemetoden, som omhandler hypotetiske partikler som Mn +7 , Cr +6 .

Elektron-ion-balansemetode (halvreaksjonsmetode).

Denne metoden vurderer overgangen av elektroner fra ett atom eller ion til et annet, tar hensyn til naturen til mediet (surt, alkalisk eller nøytralt) der reaksjonen finner sted. Når man setter sammen ligninger for prosessene med oksidasjon og reduksjon, for å utjevne antall hydrogen- og oksygenatomer, introduseres enten vannmolekyler og hydrogenioner (avhengig av mediet) (hvis miljøet er surt), eller vannmolekyler og hydroksidioner (hvis mediet er alkalisk). Følgelig vil det i produktene som oppnås, på høyre side av den elektron-ioniske ligningen, være hydrogenioner og vannmolekyler (surt medium) eller hydroksidioner og vannmolekyler (alkalisk medium).

Det vil si at når man skriver elektron-ioniske ligninger, må man gå ut fra sammensetningen av ionene som faktisk er tilstede i løsningen . I tillegg, som ved utarbeidelse av forkortede ioniske ligninger, bør stoffer som er dårlig dissosierende, dårlig løselige eller frigjøres i form av en gass skrives i molekylær form.

Tenk for eksempel på følgende reaksjon:

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

Når du finner de støkiometriske koeffisientene til redoksprosessligningen, må følgende operasjoner utføres.

1. Bestem oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel blant reaktantene. I vårt eksempel er oksidasjonsmidlet KMnO 4 , reduksjonsmidlet er H 2 O 2 og produktene av deres interaksjon Mn 2+ og O 2 .

2. Skriv ut halvreaksjonsskjemaer:

H 2 O 2 → O 2 oksidasjon;

MnO → Mn2+. gjenoppretting.

3. Utjevn ordninger:

a) av et element som endrer oksidasjonstilstanden (i vårt eksempel er dette ikke nødvendig);

b) oksygen, tilsetning av det om nødvendig i form av vannmolekyler, hvis reaksjonen fortsetter i et surt miljø, og i form av et hydroksidion, hvis reaksjonen fortsetter i et alkalisk miljø:

H202 -> O2;

MnO → Mn2+ + 4 H20;

c) ved hydrogen, tilsetning av det i form av hydrogenioner, hvis reaksjonen fortsetter i et surt medium, og i form av vannmolekyler, hvis reaksjonen fortsetter i et alkalisk medium, hvis:

H202 → O2 + 2 H+;

MnO+ 8 H+ → Mn2+ + 4 H20;

d) ved den totale ladningen til ionene, addere eller subtrahere det nødvendige antallet elektroner:

H 2 O 2 - 2ē → O 2 + 2 H +;

MnO 4 - + 8 H + + 5 ē → Mn 2+ + 4H 2 O.

4. Ta hensyn til loven om elektrisk nøytralitet, utlign antall gitte og mottatte elektroner og summerer hver for seg venstre og høyre del av halvreaksjonene:

H202 - 2ē → O2 + 2 H + | 2| 5

MnO+ 8 Н + + 5 ē →Mn 2+ + 4 H 2 O | 5| 2

____________________________________________

5 H 2 O 2 + 2 MnO + 16 H + = 5 O 2 + 10 H + + 2 Mn 2+ + 8 H 2 O.

Ved å redusere får vi ligningen for denne redoksprosessen i ionisk form:

5 H 2 O 2 + 2 MnO + 6 H + \u003d 5 O 2 + 2 Mn 2+ + 8 H 2 O.

5. Gå til molekylformen til ligningen, legg til kationer og anioner som forblir uendret som følge av reaksjonen, det vil si saltdannende ioner (i vårt eksempel, K + og SO 4 2- ioner):

5 H 2 O 2 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 \u003d 5 O 2 + 8 H 2 O + K 2 SO 4.

Tenk på et annet eksempel - prosessen med pyrittoksidasjon med konsentrert salpetersyre.

1. La oss definere et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel blant de reagerende stoffene. I vårt eksempel er oksidasjonsmidlet HNO 3, reduksjonsmidlet er FeS 2. La oss bestemme reaksjonsproduktene. Salpetersyre HNO 3 er et sterkt oksidasjonsmiddel, derfor vil svovel oksideres til maksimal oksidasjonstilstand S 6+, og jern til Fe 3+, mens HNO 3 kan reduseres til NO:

FeS 2 + HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + H 2 SO 4 + NO.

2. La oss skrive ut planene med halvreaksjoner

FeS 2 → Fe 3+ + SO oksidasjon;

NEI → INGEN gjenoppretting.

3. Utligne ordningene:

FeS2 + 8H20 - 15° → Fe3+ + 2SO + 16H+;

NO+4H + +3 e → NO + 2H20.

4. Med tanke på loven om elektrisk nøytralitet, utligner vi antall gitte og mottatte elektroner og summerer hver for seg venstre og høyre del av halvreaksjonene:

FeS2 + 8H2O - 15ē → Fe3+ + 2SO+ 16H + | 15 | 1

NO+ 4H + +3 I → NO + 2H20 | 3 | 5

FeS2 + 8H2O + 5NO + 20H + \u003d Fe 3+ + 2SO + 16H + + 5NO + 10H2O.

5. Reduserende får vi ligningen i ionisk form:

FeS2 + 5NO + 4H + = Fe3+ + 2SO + 5NO + 2H2O.

6. La oss skrive ligningen i molekylær form, og ta i betraktning at noen av nitrationene ikke ble redusert, men deltok i utvekslingsreaksjonen, og noen av H + -ionene er tilstede i reaksjonsproduktene (H 2 SO 4):

Vær oppmerksom på at du aldri måtte bestemme oksidasjonstilstanden til elementene for å bestemme antall gitte og mottatte elektroner. I tillegg tok vi hensyn til omgivelsenes påvirkning og bestemte automatisk at H 2 O er på høyre side av ligningen. Det er ingen tvil om at denne metoden er mye mer forenlig med den kjemiske sansen enn standardmetoden for elektronisk balanse.

Kapittel 10

Redoksreaksjoner.

Redoksreaksjoner – dette er reaksjoner som oppstår med en endring i oksidasjonstilstandene til atomene til elementene som utgjør molekylene til de reagerende stoffene:

2Mg + O 2  2MgO,

2KClO3 2KCl + 3O2.

Husk det oksidasjonstilstand – dette er den betingede ladningen til et atom i et molekyl, som kommer fra antagelsen om at elektronene ikke er fortrengt, men er fullstendig gitt til et atom av et mer elektronegativt element.

De mest elektronegative elementene i forbindelsen har negative oksidasjonstilstander, og atomene til elementer med mindre elektronegativitet er positive.

Oksydasjonstilstanden er et formelt begrep; i noen tilfeller er verdien av oksidasjonstilstanden til et grunnstoff ikke sammenfallende med dets valens.

For å finne oksidasjonstilstanden til atomene til elementene som utgjør reaktantene, bør du huske på følgende regler:

1. Oksydasjonstilstanden til atomene til grunnstoffene i molekylene til enkle stoffer er null.

For eksempel:

Mg0, Cu0.

2. Oksydasjonstilstanden til hydrogenatomer i forbindelser er vanligvis +1.

For eksempel: +1 +1

Unntak: i hydrider (forbindelser av hydrogen med metaller) er graden av oksidasjon av hydrogenatomer –1.

For eksempel:

NaH-1.

3. Oksydasjonstilstanden til oksygenatomer i forbindelser er vanligvis -2.

For eksempel:

H20-2, CaO-2.

Unntak:

 Oksydasjonstilstanden til oksygen i oksygenfluorid (OF 2) er +2.

 Oksydasjonsgraden av oksygen i peroksider (H 2 O 2 , Na 2 O 2) som inneholder –O–O–-gruppen er –1.

4. Oksydasjonstilstanden til metaller i forbindelser er vanligvis en positiv verdi.

For eksempel: +2

5. Oksydasjonstilstanden til ikke-metaller kan være både negativ og positiv.

For eksempel: –1 +1

6. Beløp c oksidasjonstilstandene til alle atomene i molekylet er null.

Redoksreaksjoner er to sammenhengende prosesser - oksidasjonsprosessen og reduksjonsprosessen.

Oksidasjonsprosess – det er prosessen med å donere elektroner av et atom, molekyl eller ion; i dette tilfellet øker oksidasjonstilstanden, og stoffet er et reduksjonsmiddel:

– 2ē  2H + oksidasjonsprosess,

Fe +2 – ē  Fe +3 oksidasjonsprosess,

2J – – 2ē  oksidasjonsprosess.

Reduksjonsprosessen er prosessen med å legge til elektroner, mens oksidasjonstilstanden avtar, og stoffet er et oksidasjonsmiddel:

+ 4ē  2O –2 reduksjonsprosess,

Mn +7 + 5ē  Mn +2 reduksjonsprosess,

Cu +2 +2ē  Cu 0 reduksjonsprosess.

Oksidasjonsmiddel – et stoff som aksepterer elektroner og reduseres i prosessen (grunnstoffets oksidasjonstilstand reduseres).

Reduksjonsmiddel – et stoff som donerer elektroner og oksideres samtidig (oksidasjonstilstanden til et grunnstoff avtar).

Det er mulig å gjøre en rimelig konklusjon om arten av oppførselen til et stoff i spesifikke redoksreaksjoner basert på verdien av redokspotensialet, som beregnes ut fra verdien av standard redokspotensial. Men i noen tilfeller er det mulig, uten å ty til beregninger, men å kjenne til de generelle mønstrene, å bestemme hvilket stoff som vil være et oksidasjonsmiddel og hvilket som vil være et reduksjonsmiddel, og konkludere om redoksreaksjonens natur. .

Typiske reduksjonsmidler er:

 noen enkle stoffer:

metaller: for eksempel Na, Mg, Zn, Al, Fe,

ikke-metaller: for eksempel H2, C, S;

 noen komplekse stoffer: for eksempel hydrogensulfid (H 2 S) og sulfider (Na 2 S), sulfitter (Na 2 SO 3), karbonmonoksid (II) (CO), hydrogenhalogenider (HJ, HBr, HCI) og salter av halogenhydrogensyrer (KI, NaBr), ammoniakk (NH 3);

 metallkationer i lavere oksidasjonstilstander: for eksempel SnCl 2 , FeCl 2 , MnSO 4 , Cr 2 (SO 4) 3 ;

 katode under elektrolyse.

Typiske oksidasjonsmidler er:

 noen enkle stoffer - ikke-metaller: for eksempel halogener (F 2, CI 2, Br 2, I 2), kalkogener (O 2, O 3, S);

 noen komplekse stoffer: for eksempel salpetersyre (HNO 3), svovelsyre (H 2 SO 4 kons.), kaliumpremanganat (K 2 MnO 4), kaliumdikromat (K 2 Cr 2 O 7), kaliumkromat (K 2 CrO 4), mangan (IV) oksid (MnO 2), bly (IV) oksid (PbO 2), kaliumklorat (KCIO 3), hydrogenperoksid (H 2 O 2);

 Anode under elektrolyse.

Når du kompilerer ligningene for redoksreaksjoner, bør det tas i betraktning at antall elektroner donert av reduksjonsmidlet er lik antallet elektroner som aksepteres av oksidasjonsmidlet.

Det er to metoder for å kompilere ligninger av redoksreaksjoner - elektronbalansemetode og elektronionmetode (halvreaksjonsmetode) .

Når du kompilerer ligningene for redoksreaksjoner ved hjelp av elektronbalansemetoden, bør en viss prosedyre følges. Vurder prosedyren for å kompilere ligninger ved hjelp av denne metoden ved å bruke eksempelet på reaksjonen mellom kaliumpermanganat og natriumsulfitt i et surt medium.

    Vi skriver ned reaksjonsskjemaet (indikerer reagensene og reaksjonsproduktene):

    Vi bestemmer oksidasjonstilstanden til atomene til elementer som endrer verdien:

7 + 4 + 2 + 6

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.

3) Vi lager et elektronisk balansediagram. For å gjøre dette skriver vi ned de kjemiske tegnene til elementene hvis atomer endrer oksidasjonstilstand, og bestemmer hvor mange elektroner som gir eller legger til de tilsvarende atomene eller ionene.

Vi angir prosessene for oksidasjon og reduksjon, oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

Vi utjevner antall gitte og mottatte elektroner og bestemmer dermed koeffisientene for reduksjonsmidlet og oksidasjonsmidlet (i dette tilfellet er de henholdsvis lik 5 og 2):

5 S +4 - 2 e- → S +6 oksidasjonsprosess, reduksjonsmiddel

2 Mn +7 + 5 e- → Mn +2 reduksjonsprosess, oksidasjonsmiddel.

2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 8H 2 SO 4 \u003d 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O.

5) Hvis hydrogen og oksygen ikke endrer oksidasjonstilstanden, telles antallet sist og det nødvendige antallet vannmolekyler legges til venstre eller høyre side av ligningen.

Redoksreaksjoner er delt inn i tre typer: intermolekylære, intramolekylære og selvoksidasjonsreaksjoner - selvhelbredelse (disproporsjonering).

Reaksjoner av intermolekylær oksidasjon - reduksjon redoksreaksjoner kalles, der oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet er representert av molekyler av forskjellige stoffer.

For eksempel:

2Al + Fe 2 O 3 \u003d 2Fe + Al 2 O 3,

Al 0 - 3e - → Al +3 oksidasjon, reduksjonsmiddel,

Fe +3 +3e – → Fe 0 reduksjon, oksidasjonsmiddel.

I denne reaksjonen er reduksjonsmidlet (Al) og oksidasjonsmidlet (Fe +3) en del av forskjellige molekyler.

Reaksjoner av intramolekylær oksidasjon – gjenoppretting Det kalles reaksjoner der oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet er en del av det samme molekylet (og er representert enten av forskjellige elementer eller av ett element, men med forskjellige oksidasjonstilstander):

2 KClO 3 \u003d KCl + 3O 2

2 CI +5 + 6e – → CI –1 reduksjon, oksidasjonsmiddel

3 2O –2 – 4e – → oksidasjon, reduksjonsmiddel

I denne reaksjonen er reduksjonsmidlet (O -2) og oksidasjonsmidlet (CI +5) en del av det samme molekylet og representeres av forskjellige grunnstoffer.

I reaksjonen med termisk dekomponering av ammoniumnitritt, endrer atomene til det samme kjemiske elementet, nitrogen, som er en del av ett molekyl, oksidasjonstilstanden:

NH 4 NO 2 \u003d N 2 + 2H 2 O

N –3 – 3e – → N 0 reduksjon, oksidasjonsmiddel

N +3 + 3e - → N 0 oksidasjon, reduksjonsmiddel.

Reaksjoner av denne typen kalles ofte reaksjoner. motforhold .

Autooksidasjonsreaksjoner– selv helbreding(disproporsjoner) - Dette er reaksjoner hvor det samme elementet med samme oksidasjonstilstand i seg selv både øker og senker oksidasjonstilstanden.

For eksempel: 0 -1 +1

Cl 2 + H 2 O \u003d HCI + HCIO

CI 0 + 1e – → CI –1 reduksjon, oksidasjonsmiddel

CI 0 - 1e - → CI +1 oksidasjon, reduksjonsmiddel.

Disproporsjoneringsreaksjoner er mulig når grunnstoffet i det opprinnelige stoffet har en mellomliggende oksidasjonstilstand.

Egenskapene til enkle stoffer kan forutsies av plasseringen av atomene til elementene deres i det periodiske systemet av elementene D.I. Mendeleev. Så alle metaller i redoksreaksjoner vil være reduksjonsmidler. Metallkationer kan også være oksidasjonsmidler. Ikke-metaller i form av enkle stoffer kan være både oksiderende og reduksjonsmidler (unntatt fluor og inerte gasser).

Oksydasjonsevnen til ikke-metaller øker i perioden fra venstre til høyre, og i gruppen - fra bunn til topp.

Restorative evner, tvert imot, avtar fra venstre til høyre og fra bunn til topp for både metaller og ikke-metaller.

Hvis redoksreaksjonen til metaller skjer i løsning, bruk deretter for å bestemme den reduserende evnen en rekke standard elektrodepotensialer (aktivitetsserie av metaller). I denne serien er metaller ordnet ettersom den reduserende evnen til atomene deres reduseres og oksidasjonsevnen til kationene deres øker ( se tabell. 9 søknader ).

De mest aktive metallene, som står i en serie standard elektrodepotensialer opp til magnesium, kan reagere med vann og fortrenge hydrogen fra det.

For eksempel:

Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2

Når man samhandler metaller med saltløsninger, bør man huske på det hvert mer aktivt metall (som ikke samhandler med vann) er i stand til å fortrenge (gjenopprette) metallet bak det fra en løsning av saltet.

Så jernatomer kan gjenopprette kobberkationer fra en løsning av kobbersulfat (CuSO 4):

Fe + CuSO 4 \u003d Cu + FeSO 4

Fe 0 - 2e - \u003d Fe +2 oksidasjon, reduksjonsmiddel

Cu +2 + 2e - = Cu 0 reduksjon, oksidasjonsmiddel.

I denne reaksjonen er jern (Fe) lokalisert i aktivitetsserien før kobber (Cu) og er et mer aktivt reduksjonsmiddel.

Reaksjonen av for eksempel sølv med en løsning av sinkklorid vil være umulig, siden sølv er plassert i rekken av standard elektrodepotensialer til høyre for sink og er et mindre aktivt reduksjonsmiddel.

Alle metaller som er i aktivitetsserien opp til hydrogen kan fortrenge hydrogen fra løsninger av vanlige syrer, det vil si gjenopprette det:

Zn + 2HCl \u003d ZnCI 2 + H 2

Zn 0 - 2e - \u003d Zn +2 oksidasjon, reduksjonsmiddel

2H + + 2e – → reduksjon, oksidasjonsmiddel.

Metaller som er i aktivitetsserien etter hydrogen vil ikke redusere hydrogen fra løsninger av vanlige syrer.

For å finne ut om det kan være oksidasjonsmiddel eller reduksjonsmiddel komplekst stoff, er det nødvendig å finne graden av oksidasjon av elementene som utgjør det. Elementene som er i høyeste oksidasjonstilstand , kan bare senke den ved å akseptere elektroner. Derfor, stoffer hvis molekyler inneholder atomer av grunnstoffer i høyeste oksidasjonstilstand, vil bare være oksidasjonsmidler .

For eksempel vil HNO 3 , KMnO 4 , H 2 SO 4 i redoksreaksjoner kun fungere som et oksidasjonsmiddel. Oksydasjonstilstandene for nitrogen (N +5), mangan (Mn +7) og svovel (S +6) i disse forbindelsene har maksimale verdier (sammenfaller med gruppenummeret til dette elementet).

Hvis grunnstoffene i forbindelsene har den laveste oksidasjonstilstanden, kan de bare øke den ved å donere elektroner. Samtidig, slikt stoffer som inneholder grunnstoffer i laveste oksidasjonstilstand vil kun fungere som et reduksjonsmiddel .

For eksempel vil ammoniakk, hydrogensulfid og hydrogenklorid (NH 3, H 2 S, HCI) kun være reduksjonsmidler, siden oksidasjonstilstandene nitrogen (N -3), svovel (S -2) og klor (Cl -1) ) er de laveste for disse elementene.

Stoffer som inneholder grunnstoffer med mellomliggende oksidasjonstilstander kan være både oksiderende og reduksjonsmidler., avhengig av den spesifikke reaksjonen. Dermed kan de vise redoksdualitet.

Slike stoffer inkluderer for eksempel hydrogenperoksid (H 2 O 2), en vandig løsning av svoveloksid (IV) (svovelsyre), sulfitter osv. Lignende stoffer, avhengig av miljøforhold og tilstedeværelsen av sterkere oksidasjonsmidler (reduserende midler). midler), kan i noen tilfeller ha oksiderende egenskaper, og i andre - reduserende.

Som du vet, har mange grunnstoffer en variabel grad av oksidasjon, og er en del av forskjellige forbindelser. For eksempel har svovel i forbindelsene H 2 S, H 2 SO 3, H 2 SO 4 og svovel S i fri tilstand oksidasjonstilstander henholdsvis -2, +4, +6 og 0. Svovel refererer til grunnstoffene R-elektronfamilien, dens valenselektroner er plassert på den siste s- Og R-undernivåer (...3 s 3R). Svovelatomet med oksidasjonstilstanden - 2 valensundernivåer er fullt utstyrt. Derfor kan et svovelatom med minimum oksidasjonstilstand (–2) bare donere elektroner (oksidere) og kun være et reduksjonsmiddel. Et svovelatom med en oksidasjonstilstand på +6 har mistet alle sine valenselektroner og kan i denne tilstanden bare akseptere elektroner (gjenopprette). Derfor kan svovelatomet med maksimal oksidasjonstilstand (+6) bare være et oksidasjonsmiddel.

Svovelatomer med mellomliggende oksidasjonstilstander (0, +4) kan både miste og få elektroner, det vil si at de kan være både reduksjonsmidler og oksidasjonsmidler.

Lignende resonnement er gyldig når man vurderer redoksegenskapene til atomer til andre elementer.

Arten av forløpet av redoksreaksjonen påvirkes av konsentrasjonen av stoffer, miljøet til løsningen og styrken til oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet. Dermed reagerer konsentrert og fortynnet salpetersyre forskjellig med aktive og inaktive metaller. Dybden av nitrogenreduksjon (N+5) av salpetersyre (oksidant) vil bli bestemt av aktiviteten til metallet (reduksjonsmiddel) og konsentrasjonen (fortynningen) av syren.

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

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

10HNO 3 (kons.) + 4Mg \u003d 4Mg (NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O,

10HNO 3 (c. razb.) + 4Mg \u003d 4Mg (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

Mediets reaksjon har en betydelig innflytelse på forløpet av redoksprosesser.

Hvis kaliumpermanganat (KMnO 4) brukes som et oksidasjonsmiddel, vil Mn +7 reduseres på forskjellige måter, avhengig av reaksjonen til løsningsmediet:

i et surt miljø (opp til Mn +2) vil reduksjonsproduktet være et salt, for eksempel MnSO 4,

i et nøytralt miljø (opp til Mn +4) vil reduksjonsproduktet være MnO 2 eller MnO (OH) 2,

i et alkalisk miljø (opp til Mn +6) vil reduksjonsproduktet være et manganat, for eksempel K 2 MnO 4 .

For eksempel, når du reduserer en løsning av kaliumpermanganat med natriumsulfitt, avhengig av reaksjonen til mediet, vil de tilsvarende produktene oppnås:

suronsdag –

2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 = 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

nøytralonsdag –

2KMnO 4 + 3Na 2 SO 3 + H 2 O \u003d 3Na 2 SO 4 + 2MnO 2 + 2KOH

alkaliskonsdag –

2KMnO 4 + Na 2 SO 3 + 2 NaOH \u003d Na 2 SO 4 + Na 2 MnO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O.

Temperaturen i systemet påvirker også forløpet av redoksreaksjonen. Så produktene av interaksjonen av klor med en alkaliløsning vil være forskjellige avhengig av temperaturforholdene.

Når klor reagerer med kald alkaliløsning Reaksjonen fortsetter med dannelse av klorid og hypokloritt:

Cl 2 + KOH → KCI + KCIO + H 2 O

CI 0 + 1e – → CI –1 reduksjon, oksidasjonsmiddel

CI 0 - 1e - → CI +1 oksidasjon, reduksjonsmiddel.

Hvis du tar varm konsentrert KOH-løsning, så som et resultat av interaksjon med klor får vi klorid og klorat:

0 t° -1 +5

3CI2 + 6KOH → 5KCI + KCIO3 + 3H2O

5 │ CI 0 + 1e – → CI –1 reduksjon, oksidasjonsmiddel

1 │ CI 0 - 5e - → CI +5 oksidasjon, reduksjonsmiddel.

10.1. Spørsmål for selvkontroll om temaet

1. Hvilke reaksjoner kalles redoksreaksjoner?

2. Hva er oksidasjonstilstanden til et atom? Hvordan er det definert?

3. Hva er graden av oksidasjon av atomer i enkle stoffer?

4. Hva er summen av oksidasjonstilstandene til alle atomene i et molekyl?

5. Hvilken prosess kalles oksidasjonsprosessen?

6. Hvilke stoffer kalles oksidasjonsmidler?

7. Hvordan endres oksidasjonstilstanden til et oksidasjonsmiddel i redoksreaksjoner?

8. Gi eksempler på stoffer som kun er oksidasjonsmidler i redoksreaksjoner.

9. Hvilken prosess kalles gjenopprettingsprosessen?

10. Definer begrepet "reduksjonsmiddel".

11. Hvordan endres oksidasjonstilstanden til reduksjonsmidlet i redoksreaksjoner?

12. Hvilke stoffer kan kun være reduksjonsmidler?

13. Hvilket grunnstoff er et oksidasjonsmiddel i reaksjonen av fortynnet svovelsyre med metaller?

14. Hvilket grunnstoff er et oksidasjonsmiddel i samspillet mellom konsentrert svovelsyre og metaller?

15. Hvilken funksjon har salpetersyre i redoksreaksjoner?

16. Hvilke forbindelser kan dannes som følge av reduksjon av salpetersyre i reaksjoner med metaller?

17. Hvilket grunnstoff er et oksidasjonsmiddel i konsentrert, fortynnet og svært fortynnet salpetersyre?

18. Hvilken rolle kan hydrogenperoksid spille i redoksreaksjoner?

19. Hvordan klassifiseres alle redoksreaksjoner?

10.2. Tester for selvkontroll av kunnskap om teorien om temaet "Oksidasjons-reduksjonsreaksjoner"

Alternativ nummer 1

1) CuSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Cu,

2) CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2,

3) SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4,

4) FeCl 3 + 3 NaOH \u003d Fe (OH) 3 + 3 NaCl,

5) NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O.

2. Basert på strukturen til atomer, bestem under hvilket nummer formelen til ionet er angitt, som bare kan være et oksidasjonsmiddel:

1) Mn
, 2) NO 3– , 3) ​​​​Br – , 4) S 2– , 5) NO 2– ?

3. Under hvilket tall er formelen til stoffet som er det kraftigste reduksjonsmidlet, blant følgende:

1) NO 3–, 2) Сu, 3) Fe, 4) Ca, 5) S?

4. Hvilket tall indikerer mengden stoff KMnO 4, i mol, som interagerer med 10 mol Na 2 SO 3 i reaksjonen representert ved følgende skjema:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O?

1) 4, 2) 2, 3) 5, 4) 3, 5) 1.

5. Hvilket tall er disproporsjoneringsreaksjonen (selvoksidasjon - selvgjenoppretting)?

1) 2H 2S + H 2 SO 3 \u003d 3S + 3H 2 O,

2) 4KClO 3 \u003d KCl + 3KClO 4,

3) 2F 2 + 2H 2 O \u003d 4HF + O 2.

4) 2Au 2 O 3 \u003d 4Au + 3O 2,

5) 2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2.

Alternativ nummer 2

1. Under hvilket tall er ligningen for redoksreaksjonen gitt?

1) 4KClO 3 \u003d KCl + 3KClO 4,

2) CaCO 3 \u003d CaO + CO 2,

3) CO 2 + Na 2 O \u003d Na 2 CO 3,

4) CuOHCl + HCl \u003d CuCl 2 + H 2 O,

5) Pb (NO 3) 2 + Na 2 SO 4 = PbSO 4 + 2 NaNO 3.

2. Under hvilket tall er formelen til et stoff som bare kan være et reduksjonsmiddel:

1) SO 2, 2) NaClO, 3) KI, 4) NaNO 2, 5) Na 2 SO 3?

3. Under hvilket tall er formelen til stoffet, som er det kraftigste oksidasjonsmidlet, blant de gitte:

1) I 2 , 2) S, 3) F 2 , 4) O 2 , 5) Br 2 ?

4. Under hvilket tall er volumet av hydrogen i liter under normale forhold, som kan oppnås fra 9 g Al som et resultat av følgende redoksreaksjon:

2Al + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2

1) 67,2, 2) 44,8, 3) 33,6, 4) 22,4, 5) 11,2?

5. Hvilket tall er skjemaet for redoksreaksjonen som finner sted ved pH > 7?

1) I 2 + H 2 O → HI + HIO,

2) FeSO 4 + HIO 3 + ... → I 2 + Fe(SO 4) 3 + ...,

3) KMnO 4 + NaNO 2 + ... → MnSO 4 + ...,

4) KMnO 4 + NaNO 2 + ... → K 2 MnO 4 + ...,

5) CrCl 3 + KMnO 4 + ... → K 2 Cr 2 O 7 + MnO (OH) 2 + ....

Alternativ nummer 3

1. Under hvilket tall er ligningen for redoksreaksjonen gitt?

1) H 2 SO 4 + Mg → MgSO 4 + H 2,

2) CuSO 4 + 2 NaOH → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4,

3) SO 3 + K 2 O → K 2 SO 4,

4) CO 2 + H 2 O → H 2 CO 3,

5) H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O.

2. Basert på strukturen til atomet, bestem tallet som formelen til ionet er gitt under, som kan være et reduksjonsmiddel:

1) Ag + , 2) A l3+ , 3) ​​​​C l7+ , 4) Sn 2+ , 5) Zn 2+ ?

3. Hva er nummeret på gjenopprettingsprosessen?

1) NO 2– → NO 3–, 2) S 2– → S 0, 3) Mn 2+ → MnO 2,

4) 2I – → I 2 , 5)
→ 2Cl-.

4. Under hvilket tall er massen til det reagerte jernet gitt, hvis som et resultat av reaksjonen representert ved følgende skjema:

Fe + HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + NO + H 2 O

dannet 11,2 L NO(n.o.)?

1) 2,8, 2) 7, 3) 14, 4) 56, 5) 28.

5. Under hvilket tall er skjemaet for reaksjonen av selvoksidasjon-selvgjenoppretting (dismutasjon)?

1) HI + H 2 SO 4 → I 2 + H 2 S + H 2 O,

2) FeCl 2 + SnCl 4 → FeCl 3 + SnCl 2,

3) HNO 2 → NO + NO 2 + H 2 O,

4) KClO 3 → KCl + O 2,

5) Hg(NO 3) 2 → HgO + NO 2 + O 2.

Se svarene på testspørsmålene på s.

10.3. Spørsmål og øvelser for selvstudium

forskningsarbeid på temaet.

1. Angi antallet eller summen av de betingede tallene som skjemaene for redoksreaksjoner er plassert under:

1) MgCO 3 + HCl  MgCl 2 + CO 2 + H 2 O,

2) FeO + P  Fe + P 2 O 5,

4) H 2 O 2  H3O + O 2, 8) KOH + CO 2  KHCO 3.

2. Angi antallet eller summen av betingede tall som redoksprosesser er plassert under:

1) elektrolyse av natriumkloridløsning,

2) pyrittfyring,

3) hydrolyse av natriumkarbonatløsning,

4) kalklesking.

3. Angi antallet eller summen av betingede tall som navnene på grupper av stoffer er plassert under, preget av en økning i oksiderende egenskaper:

1) klor, brom, fluor,

2) karbon, nitrogen, oksygen,

3) hydrogen, svovel, oksygen,

4) brom, fluor, klor.

4. Hvilket av stoffene - klor, svovel, aluminium, oksygen– er et sterkere reduksjonsmiddel? I svaret ditt angir du verdien av molmassen til den valgte forbindelsen.

5. Angi antallet eller summen av betingede tall som bare oksidasjonsmidler er plassert under:

1) K 2 MnO 4, 2) KMnO 4, 4) MnO 3, 8) MnO 2,

16) K 2 Cr 2 O 7, 32) K 2 SO 3.

6. Angi antallet eller summen av betingede tall som formlene for stoffer med redoksdualitet er plassert under:

1) KI, 2) H 2 O 2, 4) Al, 8) SO 2, 16) K 2 Cr 2 O 7, 32) H 2.

7. Hvilken av forbindelsene - jernoksid(III) kromoksid(III) svoveloksid(IV) Nitrogenoksid(II) Nitrogenoksid(V) - kan bare være et oksidasjonsmiddel? I svaret ditt angir du verdien av molmassen til den valgte forbindelsen.

8. Angi antallet eller summen av betingede tall, under hvilke er formlene for stoffer som har en oksygenoksidasjonstilstand - 2:

1) H 2 O, Na 2 O, Cl 2 O, 2) HPO 3, Fe 2 O 3, SO 3,

4) AV2, Ba(OH)2, Al203, 8) BaO2, Fe304, Si02.

9. Hvilken av følgende forbindelser kan bare være et oksidasjonsmiddel: natriumnitritt, svovelsyrling, hydrogensulfid, salpetersyre? I svaret ditt angir du verdien av molmassen til den valgte forbindelsen.

10. Hvilken av følgende nitrogenforbindelser er NH 3; HNO3; HNO2; NO 2 - kan bare være et oksidasjonsmiddel? I svaret ditt skriver du ned verdien av den relative molekylvekten til den valgte forbindelsen.

11. Under hvilket nummer, blant navnene på stoffene oppført nedenfor, er det sterkeste oksidasjonsmidlet angitt?

1) konsentrert salpetersyre,

2) oksygen,

3) elektrisk strøm ved anoden under elektrolyse,

12. Hvilken av følgende nitrogenforbindelser er HNO 3; NH3; HNO2; NEI - kan bare være et reduksjonsmiddel? Skriv ned molarmassen til den valgte forbindelsen i svaret ditt.

13. Hvilken av forbindelsene er Na 2S; K2Cr2O7; KMnO 4 ; NaN02; KClO 4 - kan det være både et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel, avhengig av reaksjonsforholdene? Skriv ned molarmassen til den valgte forbindelsen i svaret ditt.

14. Angi antallet eller summen av betingede tall, der ioner er indikert som kan være reduksjonsmidler:

1) (MnO 4) 2–, 2) (CrO 4) –2, 4) Fe +2, 8) Sn +4, 16) (ClO 4) –.

15. Angi antallet eller summen av betingede tall, som bare oksidasjonsmidler er plassert under:

1) K 2 MnO 4, 2) HNO 3, 4) MnO 3, 8) MnO 2, 16) K 2 CrO 4, 32) H 2 O 2.

16. Angi antallet eller summen av betingede tall, som bare navnene på stoffene er plassert under, mellom hvilke redoksreaksjoner ikke er mulig:

1) karbon og svovelsyre,

2) svovelsyre og natriumsulfat,

4) hydrogensulfid og hydrogenjodid,

8) svoveloksid (IV) og hydrogensulfid.

17. Angi antallet eller summen av betingede tall som oksidasjonsprosessene er plassert under:

1) S +6  S -2, 2) Mn +2  Mn +7, 4) S -2  S +4,

8) Mn +6  Mn +4, 16) O 2  2O -2, 32) S +4  S +6.

18. Angi antallet eller summen av betingede tall som gjenopprettingsprosessene er plassert under:

1) 2I -1  I 2, 2) 2N +3  N 2, 4) S -2  S +4,

8) Mn +6  Mn +2, 16) Fe +3  Fe 0, 32) S 0  S +6.

19. Angi antallet eller summen av betingede tall som gjenopprettingsprosessene er plassert under:

1) C 0  CO 2, 2) Fe +2  Fe +3,

4) (SO 3) 2–  (SO 4) 2–, 8) MnO 2  Mn +2.

20. Angi antallet eller summen av betingede tall som gjenopprettingsprosessene er plassert under:

1) Mn +2  MnO 2, 2) (IO 3) -  (IO 4) -,

4) (NO 2) -  (NO 3) -, 8) MnO 2  Mn +2.

21. Angi antallet eller summen av betingede tall som ionene som er reduksjonsmidler befinner seg under.

1) Ca +2, 2) Al +3, 4) K +, 8) S –2, 16) Zn +2, 32) (SO 3) 2–.

22. Under hvilket tall er formelen til et stoff, i samspillet med hvilket hydrogen virker som et oksidasjonsmiddel?

1) O 2, 2) Na, 3) S, 4) FeO.

23. Under hvilket tall er reaksjonsligningen der de reduserende egenskapene til kloridionet vises?

1) MnO 2 + 4 HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O,

2) CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O,

3) Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H 2,

4) AgNO 3 + HCl \u003d AgCl + HNO 3.

24. Ved interaksjon med hvilke av følgende stoffer - O 2, NaOH, H 2 S - har svoveloksid (IV) egenskapene til et oksidasjonsmiddel? Skriv ligningen for den tilsvarende reaksjonen og angi summen av koeffisientene til utgangsstoffene i svaret.

25. Angi antallet eller summen av betingede tall som disprer plassert under:

1) NH 4 NO 3  N 2 O + H 2 O, 2) NH 4 NO 2  N 2 + H 2 O,

4) KClO 3  KClO 4 + KCl, 8) KClO 3  KCl + O 2.

26. Tegn et elektronisk balansediagram og angi hvor mye kaliumpermanganat som er involvert i reaksjonen med ti mol svoveloksid (IV). Reaksjonen fortsetter i henhold til skjemaet:

KMnO 4 + SO 2  MnSO 4 + K 2 SO 4 + SO 3.

27. Tegn et elektronisk balansediagram og angi hvor mye kaliumsulfid som interagerer med seks mol kaliumpermanganat i reaksjonen:

K 2 S + KMnO 4 + H 2 O  MnO 2 + S + KOH.

28. Tegn et elektronisk balansediagram og angi hvor mye kaliumpermanganatstoff som interagerer med ti mol jern(II)sulfat i reaksjonen:

KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4  MnSO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

29. Tegn et elektronisk balansediagram og angi hvor mye kaliumkromitt (KCrO 2) som reagerer med seks mol brom i reaksjonen:

KCrO 2 + Br 2 + KOH  K 2 CrO 4 + KBr + H 2 O.

30. Tegn et elektronisk balansediagram og angi hvor mye av mangan(IV)oksidstoffet som interagerer med seks mol bly(IV)oksid i reaksjonen:

MnO 2 + PbO 2 + HNO 3  HMnO 4 + Pb (NO 3) 2 + H 2 O.

31. Skriv reaksjonsligningen:

KMnO 4 + NaI + H 2 SO4  I 2 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O.

32. Skriv reaksjonsligningen:

KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 O  MnO 2 + NaNO 3 + KOH.

I svaret ditt angir du summen av de støkiometriske koeffisientene i reaksjonsligningen.

33. Skriv reaksjonsligningen:

K 2 Cr 2 O 7 + HCl kons.  KCl + CrCl 3 + Cl 2 + H 2 O.

I svaret ditt angir du summen av de støkiometriske koeffisientene i reaksjonsligningen.

34. Tegn et elektronisk balansediagram og angi hvor mye natriumnitritt (NaNO 2)-stoff som interagerer med fire mol kaliumpermanganat i reaksjonen:

KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 SO 4  MnSO 4 + NaNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

35. Tegn et elektronisk balansediagram og angi hvor mye hydrogensulfid som interagerer med seks mol kaliumpermanganat i reaksjonen:

KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4  S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.

36. Hvilken mengde jernstoff i mol vil bli oksidert av oksygen med et volum på 33,6 liter (n.o.) i reaksjonen som forløper i henhold til skjemaet nedenfor?

Fe + H 2 O + O 2  Fe (OH) 3.

37. Hvilke av følgende metaller - Zn, Rb, Ag, Fe, Mg - løses ikke opp i fortynnet svovelsyre? I svaret ditt, angi verdien av den relative atommassen til dette metallet.

38. Hvilke av følgende metaller - Zn, Rb, Ag, Fe, Mg - løses ikke opp i konsentrert svovelsyre? I svaret ditt angir du ordensnummeret til elementet i det periodiske systemet til D.I. Mendeleev.

39. Angi antallet eller summen av betingede tall som metallene passiveres under i konsentrerte løsninger av oksiderende syrer.

1) Zn, 2) Cu, 4) Au, 8) Fe, 16) Mg, 32) Cr.

40. Angi antallet eller summen av betingede tall som er de kjemiske tegnene på metaller som ikke fortrenger hydrogen fra en fortynnet løsning av svovelsyre, men fortrenger kvikksølv fra løsninger av Hg 2+ salter:

1) Fe, 2) Zn, 4) Au, 8) Ag, 16) Cu.

41. Under hvilket tall er de kjemiske tegnene til metaller, som hver ikke reagerer med salpetersyre?

1) Zn, Ag; 2) Pt, Au; 3) Cu, Zn; 4) Ag, Hg.

42. Under hvilket tall er metoden for å skaffe klor i industrien angitt?

1) elektrolyse av natriumkloridløsning;

2) virkningen av manganoksid (1V) på saltsyre;

3) termisk dekomponering av naturlige klorforbindelser;

4) virkningen av fluor på klorider.

43. Under hvilket tall er den kjemiske formelen til gassen som hovedsakelig frigjøres under virkningen av en konsentrert løsning av salpetersyre på kobber?

1) N 2, 2) NO 2, 3) NO, 4) H 2.

44. Under hvilket tall er formlene for reaksjonsproduktene ved forbrenning av hydrogensulfid i luft med mangel på oksygen?

1) SO 2 + H 2 O, 2) S + H 2 O,

3) SO 3 + H 2 O, 4) SO 2 + H 2.

Oppgi nummeret på det riktige svaret.

45. Skriv en ligning for reaksjonen av interaksjonen mellom konsentrert svovelsyre og kobber. I svaret ditt angir du summen av koeffisientene i reaksjonsligningen.

10.4. Svar på oppgaver med tester for selvkontroll

kunnskap om teorien om emnet.

"Redoksreaksjoner"

Alternativ nummer 1

Alternativ nummer 2

Alternativ nummer 3

5 oksidasjon Dokument

Øker 4) graden av oksidasjon av jern avtar Oksidativt-gjenopprettende reaksjon forbindelse fortsetter mellom: 1) hydrogenklorid og ... kaliumdikromat K2Cr2O7 kan opptre i oksiderende-gjenopprettende reaksjoner Funksjon: 1) Både oksidasjonsmiddel og...

  • "Sammenstilling av reaksjonsligninger i molekylære og ioniske former. Beregningsoppgaver for å beregne massefraksjonen av et stoff i en løsning. Mål

    Dokument

    ... oksiderende-gjenopprettende reaksjoner, utarbeide en praktisk ferdighet i å tegne likninger oksiderende-gjenopprettende reaksjoner elektronisk balansemetode. Teori. Oksidativt-gjenopprettende kalt reaksjoner ...

    • 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


    Oksydasjonsmidler


    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 - + Рd


    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.

    I henhold til deres funksjon i redoksprosesser er deltakerne delt inn i oksidasjonsmidler og reduksjonsmidler.

    Oksydasjonsmidler er atomer, molekyler eller ioner som aksepterer elektroner fra andre atomer. Oksydasjonstilstanden til oksidasjonsmidlet avtar.

    Restauratører Atomer, molekyler eller ioner som donerer elektroner til andre atomer. Oksydasjonstilstanden til reduksjonsmidlet øker. Når OVR oppstår, reduseres oksidasjonsmidlet, reduksjonsmidlet oksideres, og begge prosessene fortsetter samtidig.

    Følgelig samvirker oksidasjons- og reduksjonsmidler i slike proporsjoner at antallet mottatte og gitte elektroner er det samme.

    Den spesifikke manifestasjonen av de oksiderende eller reduserende egenskapene til atomer av forskjellige elementer avhenger av mange faktorer. De viktigste av dem inkluderer posisjonen til elementet i det periodiske systemet, graden av oksidasjon av elementet i et gitt stoff, de spesielle egenskapene til andre deltakere i reaksjonen (naturen til mediet for løsninger, konsentrasjonen av reagenser , temperatur, stereokjemiske egenskaper til komplekse partikler, etc.)

    Oksydasjonsmidler.

    Oksidasjonsmidler kan være både enkle og komplekse stoffer. La oss prøve å finne ut hvilke faktorer som bestemmer de oksiderende (og reduserende) egenskapene til stoffer.

    Den oksiderende kraften til enkle stoffer kan bedømmes ved verdiene av relativ elektronegativitet ( χ ). Dette konseptet reflekterer et atoms evne til å forskyve elektrontettheten mot seg selv fra andre atomer, dvs. faktisk er det et mål på oksidasjonsevnen til enkle stoffer. Faktisk vises de sterkeste oksiderende egenskapene av aktive ikke-metaller med maksimale elektronegativitetsverdier. Så, fluorF 2 viser bare egenskapene til et oksidasjonsmiddel fordi det betyr mest χ , lik 4,1 (på Allred-Rochow-skalaen). Den andre plassen er okkupert av oksygen O 2, for det χ \u003d 3,5, ozon O 3 viser enda sterkere oksiderende egenskaper. Den tredje plassen er okkupert av nitrogen ( χ \u003d 3.07), men dens oksiderende egenskaper vises bare ved høye temperaturer, siden nitrogenmolekylet N 2 har en veldig høy styrke, tk. atomer er trippelbundet. Tilstrekkelig sterke oksiderende egenskaper har klor og brom.

    På den annen side er minimumsverdiene for elektronegativitet iboende i metaller ( χ = 0,8-1,6). Dette betyr at de iboende elektronene til metallatomer holdes svært svakt og lett kan passere til atomer med høyere elektronegativitet. Metallatomer til nullkraft kan vise kun gjenopprettende egenskaper og kan ikke akseptere elektroner. De mest uttalte reduserende egenskapene vises av metaller fra IA- og IIA-grupper.

    Redoksegenskaper til komplekse stoffer

    Graden av oksidasjon kan tjene som et kriterium for oksidasjonsevnen til atomer. Den maksimale oksidasjonstilstanden tilsvarer overgangen av alle valenselektroner til andre atomer. Et slikt atom kan ikke lenger donere elektroner, men kan bare ta imot dem. Altså i den maksimale oksidasjonstilstanden til et grunnstoff kan bare vise oksiderende egenskaper EN. Det skal imidlertid bemerkes at den maksimale graden av oksidasjon ikke betyr den automatiske manifestasjonen av uttalte oksiderende egenskaper. For at egenskapene til et sterkt oksidasjonsmiddel skal realiseres, må partikkelen være ustabil, maksimalt asymmetrisk, med ujevn fordeling av elektrontetthet. Så, i fortynnede løsninger av sulfation SO 4 2- , som inneholder et svovelatom i sin maksimale oksidasjonstilstand +6 , utviser ikke oksiderende egenskaper i det hele tatt, siden den har en svært symmetrisk tetraedrisk struktur. Mens i konsentrerte løsninger av svovelsyre er en betydelig andel av partikler i form av udissosierte molekyler og ioner HSO 4 - med en asymmetrisk struktur med en ujevn fordeling av elektrontetthet. Som en konsekvens er konsentrert svovelsyre, spesielt ved oppvarming, et veldig sterkt oksidasjonsmiddel.

    På den annen side betyr minimumsoksidasjonstilstanden til et grunnstoff at det ikke-metalliske atomet har akseptert maksimalt mulig antall elektroner i valensundernivåene og ikke lenger kan akseptere elektroner. Derfor,

    ikke-metallatomer i minimum oksidasjonstilstand kan bare vise reduserende egenskaper.

    Det kan minnes om det minimumsoksidasjonstilstanden til et ikke-metall er lik gruppetallet -8. Som i tilfellet med svovelsyre, er det ikke nok å kun ha en minimal oksidasjonstilstand for å realisere de reduserende egenskapene. Et eksempel er nitrogen i -3 oksidasjonstilstand. Det svært symmetriske ammoniumionet NH 4 + i løsning er et ekstremt svakt reduksjonsmiddel. Ammoniakkmolekylet, som har mindre symmetri, viser ganske sterke reduserende egenskaper ved oppvarming. Du kan gi reduksjonsreaksjonen fra oksider:

    3FeO+ 2NH3 = 3Fe+3H20+N2.

    Når det gjelder enkle stoffer med mellomverdier av elektronegativitet ( χ = 1,9 - 2,6), så for ikke-metaller kan man forvente implementering av både oksiderende og reduserende egenskaper. Disse stoffene inkluderer hydrogen H 2 , karbon C, fosfor P, svovel S, jod I 2 og andre ikke-metaller med middels aktivitet. Naturlig, metaller fra denne kategorien av enkle stoffer er ekskludert, siden kan ikke akseptere elektroner.

    Disse stoffene, når de interagerer med aktive oksidasjonsmidler, viser egenskapene til reduksjonsmidler, og når de reagerer med reduksjonsmidler, viser de egenskapene til oksidasjonsmidler. Som et eksempel gir vi reaksjonene til svovel:

    0 0 +4 -2 0 0 +2 -2

    S + O 2 \u003d SO 2 Fe + S \u003d FeS

    som du kan se, i den første reaksjonen er svovel et reduksjonsmiddel, og i den andre et oksidasjonsmiddel.

    Komplekse stoffer som inneholder atomer i mellomliggende oksidasjonstilstander vil også ha egenskapene til både oksiderende og reduksjonsmidler. Det er mange slike stoffer, så vi vil bare nevne de vanligste. Dette er svovelforbindelser (+4): i et surt miljø SO 2, og i et alkalisk og nøytralt SO 3 2- og HSO 3 -. Hvis disse forbindelsene deltar i reaksjonen som reduksjonsmidler, vil de oksideres til svovel +6 (i gassfasen til SO 3, og i løsning til SO 4 2-. Hvis svovelforbindelser (+4) reagerer med aktive reduksjonsmidler , deretter reduksjon til elementært svovel, eller til og med til hydrogensulfid.

    SO 2 + 4HI \u003d S + 2I 2 + 2H 2 O

    Mange nitrogenforbindelser viser også redoksdualitet. Av spesiell interesse er oppførselen til nitrittioner NO 2 - . Når de oksideres, dannes nitrationet NO 3 - og ved reduksjon, gassformig nitrogenmonoksid NO. Eksempel: 2NaNO 2 + 2NaI + 2H 2 SO 4 \u003d I 2 + NO + 2Na 2 SO 4 + 2H 2 O.

    Tenk på et annet eksempel, denne gangen tar vi hydrogenperoksid, hvor oksidasjonstilstanden til oksygen er (-1). Hvis oksidasjon av dette stoffet finner sted, vil oksygengraden øke til 0, og utviklingen av hydrogengass vil bli observert:

    H 2 O 2 + Cl 2 \u003d 2 HCl + O 2.

    I oksidasjonsreaksjoner reduseres oksygengraden i peroksider til (-2), som tilsvarer enten vann H 2 O, eller hydroksid - et OH - ion. Som et eksempel, la oss ta en reaksjon som ofte brukes i restaureringsarbeid, der svart blysulfid, under påvirkning av en fortynnet hydrogenperoksidløsning, blir til hvitt sulfat: PbS (svart) + 4H 2 O 2 \u003d PbSO 4 (hvitt) ) + 4H20.

    Ved å fullføre den innledende delen presenterer vi de viktigste oksidasjonsmidlene, reduksjonsmidlene og stoffene som kan oppvise både oksiderende og reduserende egenskaper.

    Oksydasjonsmidler: F 2, O 2, O 3, Cl 2, Br 2, HNO 3, H 2 SO 4 (kons.), KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, PbO 2, NaBiO 3, ioner i en vandig løsning av Fe 3+ ,Cu 2+ ,Ag + .

    Restauratører: H 2 S, (S 2-), HI (I -), HBr (Br -), HCl (svak), NH 3 (ved høye temperaturer), ioner i en vandig løsning Fe 2+, Cr 2+, Sn 2+ og etc.

    Stoffer med doble egenskaper:H 2 , C, P, As, S, I 2 , CO, H 2 O 2 , Na 2 O 2 , NaNO 2 , SO 2 (SO 3 2-) og formelt sett nesten alle stoffer som inneholder atomer med et mellomprodukt grad av oksidasjon.

    Tegne ligninger for redoksreaksjoner.

    Det er flere måter å skrive OVR-ligninger på. Vanligvis brukt

    a) elektronisk balansemetode,

    b) metode for elektron-ion balanse.

    Begge metodene er basert på å finne slike kvantitative forhold mellom oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet, hvor likheten mellom de mottatte og gitte elektronene observeres.

    Den elektroniske balansemetoden er mer universell, men mindre åpenbar. Den er basert på beregningen av endringen i oksidasjonstilstandene til de oksiderende og reduserende atomene i de opprinnelige og endelige stoffene. Når du arbeider med denne metoden, er det praktisk å følge denne algoritmen.

      Det molekylære skjemaet for redoksreaksjonen er skrevet ned,

      Oksydasjonstilstandene til atomer beregnes (vanligvis de som endrer det),

      Bestem oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel

      Antall elektroner akseptert av oksidasjonsmidlet og antall elektroner gitt opp av reduksjonsmidlet er satt,

      Koeffisientene blir funnet, når de multipliseres med hvilke antall gitte og mottatte elektroner utjevnes,

      Koeffisienter velges for andre deltakere i reaksjonen.

    Tenk på oksidasjonsreaksjonen til hydrogensulfid.

    H 2 S + O 2 \u003d SO 2 + H 2 O

    I denne reaksjonen er svovel (-2) reduksjonsmidlet og molekylært oksygen er oksidasjonsmidlet. Deretter utarbeider vi en elektronisk balanse.

    S -2 -6e - →S +4 2 - multiplikasjonsfaktor for reduksjonsmidlet

    O 2 +4e - → 2O -2 3 - multiplikasjonsfaktor for oksidasjonsmidlet

    Vi skriver ned formlene til stoffer, og tar hensyn til multiplikasjonsfaktorene

    2H 2 S+ 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O

    Tenk på et annet tilfelle - dekomponering av aluminiumnitrat Al(NO 3) 3 . I dette stoffet har nitrogenatomer høyest oksidasjonstilstand (+5), og oksygenatomer har lavest (-2). Det følger at nitrogen er et oksidasjonsmiddel og oksygen er et reduksjonsmiddel. Vi lager en elektronisk balanse, vel vitende om at alt nitrogen reduseres til nitrogendioksid, og oksygen oksideres til molekylært oksygen. Med tanke på antall atomer skriver vi:

    3N +5 +3e - → 3N +4 4

    20-2-4e - →O 2 o 3

    da vil ekspansjonsligningen bli skrevet som følger: 4Al(NO 3) 3 \u003d Al 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2.

    Metode elektronisk balanse ofte brukt for å bestemme koeffisienter i OVR som forekommer i heterogene systemer som inneholder faste stoffer eller gasser.

    For reaksjoner som oppstår i løsninger, brukes det vanligvis elektron-ion balansemetode, som tar hensyn til påvirkningen av ulike faktorer på sammensetningen av sluttproduktene.

    Denne metoden tar hensyn til: a) surheten til mediet, b) konsentrasjonen av de reagerende stoffene, c) den reelle tilstanden til de reagerende partiklene i løsning, d) effekten av temperatur osv. I tillegg, for denne metoden, det er ikke nødvendig å bruke oksidasjonstilstanden.