hjem » Fysisk kultur

Redoksreaksjoner. TS (verdifulle instruksjoner) Eksempler på oppgaver for oppstilling av elektronisk balanse

Oppgave nr. 1

Si + HNO 3 + HF → H 2 SiF 6 + NO + …

N +5 + 3e → N +2 │4 reduksjonsreaksjon

Si 0 − 4e → Si +4 │3 oksidasjonsreaksjon

N +5 (HNO 3) – oksidasjonsmiddel, Si – reduksjonsmiddel

3Si + 4HNO3 + 18HF → 3H2SiF6 + 4NO +8H2O

Oppgave nr. 2

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

B+ HNO 3 + HF → HBF 4 + NO 2 + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

N +5 + 1e → N +4 │3 reduksjonsreaksjon

B 0 -3e → B +3 │1 oksidasjonsreaksjon

N +5 (HNO 3) – oksidasjonsmiddel, B 0 – reduksjonsmiddel

B+ 3HNO 3 + 4HF → HBF 4 + 3NO 2 + 3H 2 O

Oppgave nr. 3

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

K 2 Cr 2 O 7 + HCl → Cl 2 + KCl + … + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

2Cl -1 -2e → Cl 2 0 │3 oksidasjonsreaksjon

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – oksidasjonsmiddel, Cl -1 (HCl) – reduksjonsmiddel

K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O

Oppgave nr. 4

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

Cr 2 (SO 4) 3 + … + NaOH → Na 2 CrO 4 + NaBr + … + H 2 O

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

Br 2 0 + 2e → 2Br -1 │3 reduksjonsreaksjon

2Cr +3 - 6e → 2Cr +6 │1 oksidasjonsreaksjon

Br 2 – oksidasjonsmiddel, Cr +3 (Cr 2 (SO 4) 3) – reduksjonsmiddel

Cr 2 (SO 4) 3 + 3Br 2 + 16NaOH → 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 3Na 2 SO 4 + 8H 2 O

Oppgave nr. 5

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

K 2 Cr 2 O 7 + … + H 2 SO 4 → l 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + … + H 2 O

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 reduksjonsreaksjon

2I -1 -2e → l 2 0 │3 oksidasjonsreaksjon

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – oksidasjonsmiddel, l -1 (Hl) – reduksjonsmiddel

K 2 Cr 2 O 7 + 6HI + 4H 2 SO 4 → 3l 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O

Oppgave nr. 6

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

H 2 S + HMnO 4 → S + MnO 2 + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

3H 2S + 2HMnO 4 → 3S + 2MnO 2 + 4H 2 O

Oppgave nr. 7

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

H 2 S + HClO 3 → S + HCl + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

S -2 -2e → S 0 │3 oksidasjonsreaksjon

Mn +7 (HMnO 4) – oksidasjonsmiddel, S -2 (H 2 S) – reduksjonsmiddel

3H2S + HClO3 → 3S + HCl + 3H20

Oppgave nr. 8

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

NO + HClO4 + … → HNO3 + HCl

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

Cl +7 + 8e → Cl -1 │3 reduksjonsreaksjon

N +2 -3e → N +5 │8 oksidasjonsreaksjon

Cl +7 (HClO 4) – oksidasjonsmiddel, N +2 (NO) – reduksjonsmiddel

8NO + 3HClO4 + 4H2O → 8HNO3 + 3HCl

Oppgave nr. 9

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4 → MnSO 4 + S + … + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

S -2 -2e → S 0 │5 oksidasjonsreaksjon

Mn +7 (KMnO 4) – oksidasjonsmiddel, S -2 (H 2 S) – reduksjonsmiddel

2KMnO 4 + 5H 2 S + 3H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5S + K 2 SO 4 + 8H 2 O

Oppgave nr. 10

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

KMnO 4 + KBr + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Br 2 + … + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reduksjonsreaksjon

2Br -1 -2e → Br 2 0 │5 oksidasjonsreaksjon

Mn +7 (KMnO 4) – oksidasjonsmiddel, Br -1 (KBr) – reduksjonsmiddel

2KMnO 4 + 10KBr + 8H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5Br 2 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O

Oppgave nr. 11

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

PH 3 + HClO 3 → HCl + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

Cl +5 + 6e → Cl -1 │4 reduksjonsreaksjon

Cl +5 (HClO 3) – oksidasjonsmiddel, P -3 (H 3 PO 4) – reduksjonsmiddel

3PH3 + 4HClO3 → 4HCl + 3H3PO4

Oppgave nr. 12

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

PH 3 + HMnO 4 → MnO 2 + … + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

Mn +7 + 3e → Mn +4 │8 reduksjonsreaksjon

P -3 − 8e → P +5 │3 oksidasjonsreaksjon

Mn +7 (HMnO 4) – oksidasjonsmiddel, P -3 (H 3 PO 4) – reduksjonsmiddel

3PH 3 + 8HMnO 4 → 8MnO 2 + 3H 3 PO 4 + 4H 2 O

Oppgave nr. 13

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

NO + KClO + … → KNO 3 + KCl + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

Cl +1 + 2e → Cl -1 │3 reduksjonsreaksjon

N +2 − 3e → N +5 │2 oksidasjonsreaksjon

Cl +1 (KClO) – oksidasjonsmiddel, N +2 (NO) – reduksjonsmiddel

2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO3 + 3KCl + H2O

Oppgave nr. 14

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

PH 3 + AgNO 3 + … → Ag + … + HNO 3

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

Ag +1 + 1e → Ag 0 │8 reduksjonsreaksjon

P -3 - 8e → P +5 │1 oksidasjonsreaksjon

Ag +1 (AgNO 3) – oksidasjonsmiddel, P -3 (PH 3) – reduksjonsmiddel

PH 3 + 8AgNO 3 + 4H 2 O → 8Ag + H 3 PO 4 + 8HNO 3

Oppgave nr. 15

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

KNO 2 + … + H 2 SO 4 → I 2 + NO + … + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

N +3 + 1e → N +2 │ 2 reduksjonsreaksjon

2I -1 − 2e → I 2 0 │ 1 oksidasjonsreaksjon

N +3 (KNO 2) – oksidasjonsmiddel, I -1 (HI) – reduksjonsmiddel

2KNO 2 + 2HI + H 2 SO 4 → I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + 2H 2 O

Oppgave nr. 16

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

Na 2 SO 3 + Cl 2 + … → Na 2 SO 4 + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

Cl 2 0 + 2e → 2Cl -1 │1 reduksjonsreaksjon

Cl 2 0 – oksidasjonsmiddel, S +4 (Na 2 SO 3) – reduksjonsmiddel

Na 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O → Na 2 SO 4 + 2 HCl

Oppgave nr. 17

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

KMnO 4 + MnSO 4 + H 2 O→ MnO 2 + … + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 reduksjonsreaksjon

Mn +2 − 2e → Mn +4 │3 oksidasjonsreaksjon

Mn +7 (KMnO 4) – oksidasjonsmiddel, Mn +2 (MnSO 4) – reduksjonsmiddel

2KMnO 4 + 3MnSO 4 + 2H 2 O → 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4

Oppgave nr. 18

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

KNO 2 + … + H 2 O → MnO 2 + … + KOH

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 reduksjonsreaksjon

N +3 − 2e → N +5 │3 oksidasjonsreaksjon

Mn +7 (KMnO 4) – oksidasjonsmiddel, N +3 (KNO 2) – reduksjonsmiddel

3KNO 2 + 2KMnO 4 + H 2 O → 2MnO 2 + 3KNO 3 + 2KOH

Oppgave nr. 19

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

Cr 2 O 3 + … + KOH → KNO 2 + K 2 CrO 4 + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

N +5 + 2e → N +3 │3 reduksjonsreaksjon

2Cr +3 − 6e → 2Cr +6 │1 oksidasjonsreaksjon

N +5 (KNO 3) – oksidasjonsmiddel, Cr +3 (Cr 2 O 3) – reduksjonsmiddel

Cr 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH → 3KNO 2 + 2K 2 CrO 4 + 2H 2 O

Oppgave nr. 20

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

I 2 + K 2 SO 3 + … → K 2 SO 4 + … + H 2 O

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

I 2 0 + 2e → 2I -1 │1 reduksjonsreaksjon

S +4 - 2e → S +6 │1 oksidasjonsreaksjon

I 2 – oksidasjonsmiddel, S +4 (K 2 SO 3) – reduksjonsmiddel

I 2 + K 2 SO 3 + 2KOH → K 2 SO 4 + 2KI + H 2 O

Oppgave nr. 21

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

KMnO 4 + NH 3 → MnO 2 + N 2 + … + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 reduksjonsreaksjon

2N -3 − 6e → N 2 0 │1 oksidasjonsreaksjon

Mn +7 (KMnO 4) – oksidasjonsmiddel, N -3 (NH 3) – reduksjonsmiddel

2KMnO4 + 2NH3 → 2MnO2 +N2 + 2KOH + 2H2O

Oppgave nr. 22

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

NO 2 + P 2 O 3 + … → NO + K 2 HPO 4 + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

N +4 + 2e → N +2 │2 reduksjonsreaksjon

2P +3 - 4e → 2P +5 │1 oksidasjonsreaksjon

N +4 (NO 2) – oksidasjonsmiddel, P +3 (P 2 O 3) – reduksjonsmiddel

2NO 2 + P 2 O 3 + 4KOH → 2NO + 2K 2 HPO 4 + H 2 O

Oppgave nr. 23

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

KI + H 2 SO 4 → I 2 + H 2 S + … + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

S +6 + 8e → S -2 │1 reduksjonsreaksjon

2I -1 − 2e → I 2 0 │4 oksidasjonsreaksjon

S +6 (H 2 SO 4) – oksidasjonsmiddel, I -1 (KI) – reduksjonsmiddel

8KI + 5H 2 SO 4 → 4I 2 + H 2 S + 4K 2 SO 4 + 4H 2 O

Oppgave nr. 24

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

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

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reduksjonsreaksjon

2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │5 oksidasjonsreaksjon

Mn +7 (KMnO 4) – oksidasjonsmiddel, Fe +2 (FeSO 4) – reduksjonsmiddel

10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 → 5Fe 2 (SO 4) 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

Oppgave nr. 25

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

Na 2 SO 3 + … + KOH → K 2 MnO 4 + … + H 2 O

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

Mn +7 + 1e → Mn +6 │2 reduksjonsreaksjon

S +4 − 2e → S +6 │1 oksidasjonsreaksjon

Mn +7 (KMnO 4) – oksidasjonsmiddel, S +4 (Na 2 SO 3) – reduksjonsmiddel

Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2KOH → 2K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O

Oppgave nr. 26

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

H 2 O 2 + … + H 2 SO 4 → O 2 + MnSO 4 + … + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reduksjonsreaksjon

2O -1 − 2e → O 2 0 │5 oksidasjonsreaksjon

Mn +7 (KMnO 4) – oksidasjonsmiddel, O -1 (H 2 O 2) – reduksjonsmiddel

5H 2 O 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

Oppgave nr. 27

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + … + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 reduksjonsreaksjon

S -2 − 2e → S 0 │3 oksidasjonsreaksjon

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – oksidasjonsmiddel, S -2 (H 2 S) – reduksjonsmiddel

K 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 S + 4H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 3S + 7H 2 O

Oppgave nr. 28

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

KMnO 4 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + … + …

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reduksjonsreaksjon

2Cl -1 − 2e → Cl 2 0 │5 oksidasjonsreaksjon

Mn +7 (KMnO 4) – oksidasjonsmiddel, Cl -1 (HCl) – reduksjonsmiddel

2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O

Oppgave nr. 29

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

CrCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + … → CrCl 3 + … + H 2 O

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 reduksjonsreaksjon

Cr +2 − 1e → Cr +3 │6 oksidasjonsreaksjon

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – oksidasjonsmiddel, Cr +2 (CrCl 2) – reduksjonsmiddel

6CrCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 8CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O

Oppgave nr. 30

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

K 2 CrO 4 + HCl → CrCl 3 + … + … + H 2 O

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

Cr +6 + 3e → Cr +3 │2 reduksjonsreaksjon

2Cl -1 − 2e → Cl 2 0 │3 oksidasjonsreaksjon

Cr +6 (K 2 CrO 4) – oksidasjonsmiddel, Cl -1 (HCl) – reduksjonsmiddel

2K 2 CrO 4 + 16HCl → 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 4KCl + 8H 2 O

Oppgave nr. 31

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

KI + … + H 2 SO 4 → I 2 + MnSO 4 + … + H 2 O

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reduksjonsreaksjon

2l -1 − 2e → l 2 0 │5 oksidasjonsreaksjon

Mn +7 (KMnO 4) – oksidasjonsmiddel, l -1 (Kl) – reduksjonsmiddel

10KI + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 → 5I 2 + 2MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O

Oppgave nr. 32

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

FeSO 4 + KClO 3 + KOH → K 2 FeO 4 + KCl + K 2 SO 4 + H 2 O

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

Cl +5 + 6e → Cl -1 │2 reduksjonsreaksjon

Fe +2 − 4e → Fe +6 │3 oksidasjonsreaksjon

3FeSO 4 + 2KClO 3 + 12KOH → 3K 2 FeO 4 + 2KCl + 3K 2 SO 4 + 6H 2 O

Oppgave nr. 33

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen:

FeSO 4 + KClO 3 + … → Fe 2 (SO 4) 3 + … + H 2 O

Identifiser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.

Cl +5 + 6e → Cl -1 │1 reduksjonsreaksjon

2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │3 oksidasjonsreaksjon

Cl +5 (KClO 3) – oksidasjonsmiddel, Fe +2 (FeSO 4) – reduksjonsmiddel

6FeSO 4 + KClO 3 + 3H 2 SO 4 → 3Fe 2 (SO 4) 3 + KCl + 3H 2 O

Oppgave nr. 34

Bruk elektronbalansemetoden, lag en ligning for reaksjonen.

Oppgavebok om generell og uorganisk kjemi

2.2. Redoksreaksjoner

Se oppgaver >>>

Teoretisk del

Redoksreaksjoner inkluderer kjemiske reaksjoner som er ledsaget av en endring i oksidasjonstilstandene til elementene. I ligningene til slike reaksjoner utføres valget av koeffisienter ved å kompilere elektronisk balanse. Metoden for å velge odds ved hjelp av en elektronisk saldo består av følgende trinn:

a) skriv ned formlene for reagensene og produktene, og finn deretter elementene som øker og reduserer deres oksidasjonstilstander og skriv dem ut separat:

MnCO 3 + KClO 3 ® MnO2+ KCl + CO2

Cl V¼ = Cl - Jeg

Mn II¼ = Mn IV

b) komponer ligninger for halvreaksjoner av reduksjon og oksidasjon, og observer lovene for bevaring av antall atomer og ladning i hver halvreaksjon:

halvreaksjon gjenoppretting Cl V + 6 e - = Cl - Jeg

halvreaksjon oksidasjon Mn II- 2 e - = Mn IV

c) tilleggsfaktorer velges for ligningen av halvreaksjoner slik at loven om bevaring av ladning er tilfredsstilt for reaksjonen som helhet, for hvilken antall aksepterte elektroner i reduksjonshalvreaksjonene gjøres lik antallet av elektroner donert i oksidasjonshalvreaksjonen:

Cl V + 6 e - = Cl - jeg 1

Mn II- 2 e - = Mn IV 3

d) sett inn (ved å bruke de funnet faktorene) støkiometriske koeffisienter i reaksjonsskjemaet (koeffisient 1 er utelatt):

3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MnO 2 + KCl+CO2

d) utjevne antallet atomer til de elementene som ikke endrer oksidasjonstilstanden under reaksjonen (hvis det er to slike elementer, er det nok å utjevne antall atomer til ett av dem, og se etter det andre). Ligningen for den kjemiske reaksjonen er oppnådd:

3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MnO 2 + KCl+ 3 CO 2

Eksempel 3. Velg koeffisientene i ligningen for redoksreaksjonen

Fe 2 O 3 + CO ® Fe + CO 2

Løsning

Fe 2 O 3 + 3 CO = 2 Fe + 3 CO 2

Fe III + 3 e - = Fe 0 2

C II - 2 e - = C IV 3

Med samtidig oksidasjon (eller reduksjon) av atomer av to elementer av ett stoff, utføres beregningen for en formelenhet av dette stoffet.

Eksempel 4. Velg koeffisientene i ligningen for redoksreaksjonen

Fe(S ) 2 + O 2 = Fe 2 O 3 + SO 2

Løsning

4Fe(S ) 2 + 11 O 2 = 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2

Fe II- e - = Fe III

- 11 e - 4

2S - Jeg - 10 e - = 2S IV

O 2 0 + 4 e - = 2O - II+4 e - 11

I eksempel 3 og 4 er funksjonene til oksidasjons- og reduksjonsmidlet delt mellom ulike stoffer, Fe 2 O 3 og O 2 - oksidasjonsmidler, CO og Fe(S)2 - reduksjonsmidler; Slike reaksjoner er klassifisert som intermolekylært redoksreaksjoner.

Når intramolekylært oksidasjonsreduksjon, når atomene til ett grunnstoff oksideres i samme stoff og atomene til et annet grunnstoff reduseres, utføres beregningen per en formelenhet av stoffet.

Eksempel 5. Velg koeffisientene i oksidasjons-reduksjonsreaksjonsligningen

(NH 4) 2 CrO 4 ® Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O + NH 3

Løsning

2 (NH 4) 2 CrO 4 = Cr 2 O 3 + N 2 + 5 H 2 O + 2 NH 3

CrVI + 3 e - = Cr III 2

2N - III - 6 e - = N 2 0 1

For reaksjoner dismutasjon (misforhold, autooksidasjon- selvhelbredende), der atomer av det samme elementet i reagenset oksideres og reduseres, tilleggsfaktorer legges først til høyre side av ligningen, og deretter blir koeffisienten for reagenset funnet.

Eksempel 6. Velg koeffisientene i dismutasjonsreaksjonsligningen

H2O2 ® H2O+O2

Løsning

2 H 2 O 2 = 2 H 2 O + O 2

O - I+ e - =O - II 2

2O - Jeg - 2 e - = O 2 0 1

For kommuteringsreaksjonen ( synproporsjonering), der atomer av det samme elementet av forskjellige reagenser, som et resultat av deres oksidasjon og reduksjon, mottar samme oksidasjonstilstand, legges ytterligere faktorer først til på venstre side av ligningen.

Eksempel 7. Velg koeffisientene i kommuteringsreaksjonsligningen:

H 2 S + SO 2 = S + H 2 O

Løsning

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

S - II - 2 e - = S 0 2

SIV+4 e - = S 0 1

For å velge koeffisienter i ligningene for redoksreaksjoner som oppstår i en vandig løsning med deltakelse av ioner, brukes metoden elektron-ion balanse. Metoden for å velge koeffisienter ved hjelp av elektron-ion-balanse består av følgende trinn:

a) skriv ned formlene for reagensene til denne redoksreaksjonen

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + H 2 S

og etablere den kjemiske funksjonen til hver av dem (her K2Cr2O7 - oksidasjonsmiddel, H 2 SO 4 - surt reaksjonsmedium, H2S - reduksjonsmiddel);

b) skriv ned (på neste linje) formlene for reagensene i ionisk form, og angi bare de ionene (for sterke elektrolytter), molekylene (for svake elektrolytter og gasser) og formelenhetene (for faste stoffer) som vil ta del i reaksjon som et oksidasjonsmiddel ( Cr2O72 - ), miljø ( H+- mer presist, oksoniumkation H3O+ ) og reduksjonsmiddel ( H2S):

Cr2O72 - +H++H2S

c) bestemme den reduserte formelen til oksidasjonsmidlet og den oksiderte formen av reduksjonsmidlet, som må være kjent eller spesifisert (for eksempel her passerer dikromationet kromkationer ( III), og hydrogensulfid - til svovel); Disse dataene skrives ned på de neste to linjene, elektron-ion-ligningene for reduksjons- og oksidasjonshalvreaksjonene tegnes opp, og tilleggsfaktorer velges for halvreaksjonsligningene:

halvreaksjon reduksjon av Cr 2 O 7 2 - + 14 H + + 6 e - = 2 Cr3+ + 7 H2O1

halvreaksjon oksidasjon av H 2 S - 2 e - = S (t) + 2 H + 3

d) komponer, ved å summere halvreaksjonslikningene, den ioniske ligningen til en gitt reaksjon, dvs. tilleggsoppføring (b):

Cr2O72 - + 8 H + + 3 H 2 S = 2 Cr 3+ + 7 H 2 O + 3 S ( T )

d) basert på den ioniske ligningen, utgjør molekylligningen for denne reaksjonen, dvs. tilleggsoppføring (a), og formlene for kationer og anioner som mangler i ioneligningen er gruppert i formlene for tilleggsprodukter ( K2SO4):

K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3H 2 S = Cr 2 (SO 4) 3 + 7H 2 O + 3S ( t ) + K 2 SO 4

f) kontroller de valgte koeffisientene ved antall atomer til elementene på venstre og høyre side av ligningen (vanligvis er det nok å bare sjekke antall oksygenatomer).

OksidertOg restaurert De oksiderende og reduserende formene er ofte forskjellige i oksygeninnhold (sammenlign Cr2O72 - og Cr3+ ). Derfor, når de kompilerer halvreaksjonsligninger ved bruk av elektron-ion-balansemetoden, inkluderer de parene H + / H 2 O (for et surt medium) og OH - / H 2 O (for alkalisk miljø). Hvis, når du flytter fra en form til en annen, den opprinnelige formen (vanligvis - oksidert) mister oksidionene sine (vist nedenfor i firkantede parenteser), da må sistnevnte, siden de ikke eksisterer i fri form, kombineres med hydrogenkationer i et surt miljø og i et alkalisk miljø - med vannmolekyler, noe som fører til dannelse av vannmolekyler (i et surt miljø) og hydroksidioner (i et alkalisk miljø):

surt miljø[ O2 - ] + 2 H+ = H20

alkalisk miljø[ O 2 - ] + H20 = 2 OH -

Mangel på oksidioner i sin opprinnelige form (vanligvis- i redusert) sammenlignet med den endelige formen kompenseres ved tilsetning av vannmolekyler (i et surt miljø) eller hydroksidioner (i et alkalisk miljø):

surt miljø H 2 O = [ O 2 - ] + 2 H+

alkalisk miljø2 OH - = [ O 2 - ] + H20

Eksempel 8. Velg koeffisientene ved hjelp av elektron-ion-balansemetoden i ligningen for redoksreaksjonen:

® MnSO 4 + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼

Løsning

2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 + 5 Na 2 SO 3 =

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

2 MnO 4 - + 6 H + + 5 SO 3 2 - = 2 Mn 2+ + 3 H 2 O + 5 SO 4 2 -

MnO4 - + 8H + + 5 e - = Mn2+ + 4 H202

SO 3 2 - +H2O - 2 e - = SO 4 2 - + 2 H + 5

Eksempel 9. Velg koeffisientene ved hjelp av elektron-ion-balansemetoden i ligningen for redoksreaksjonen:

Na 2 SO 3 + KOH + KMnO 4 ® Na 2 SO 4 + H 2 O + K 2 MnO 4

Løsning

Na 2 SO 3 + 2 KOH + 2 KMnO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + 2 K 2 MnO 4

SO 3 2 - + 2 OH - + 2 MnO 4 - = SO 4 2 - + H 2 O + 2 MnO 4 2 -

MnO4 - + 1 e - = MnO 4 2 - 2

SO 3 2 - + 2 OH - - 2 e - = SO 4 2 - + H201

Hvis permanganationet brukes som et oksidasjonsmiddel i et svakt surt miljø, er ligningen for reduksjonshalvreaksjonen:

MnO4 - + 4 H + + 3 e - = MnO 2( t) + 2 H20

og hvis i et litt alkalisk miljø, da

MnO 4 - + 2 H20 + 3 e - = MnO 2( t) + 4 OH -

Ofte kalles et svakt surt og lett alkalisk medium konvensjonelt nøytralt, og bare vannmolekyler blir introdusert i halvreaksjonsligningene til venstre. I dette tilfellet, når du komponerer ligningen, bør du (etter å ha valgt tilleggsfaktorer) skrive ned en tilleggsligning som gjenspeiler dannelsen av vann fra H + og OH-ioner - .

Eksempel 10. Velg koeffisientene i ligningen for reaksjonen som skjer i et nøytralt medium:

KMnO 4 + H 2 O + Na 2 SO 3 ® Mn OM 2( t) + Na2SO4 ¼

Løsning

2 KMnO 4 + H 2 O + 3 Na 2 SO 3 = 2 MnO 2( t) + 3 Na2SO4 + 2 KOH

MnO4 - + H 2 O + 3 SO 3 2 - = 2 MnO 2( t ) + 3 SO 4 2 - + 2 OH -

MnO 4 - + 2 H20 + 3 e - = MnO 2( t) + 4 OH -

SO 3 2 - +H2O - 2 e - = SO 4 2 - +2H+

8OH - + 6 H+ = 6 H20 + 2 OH -

Således, hvis reaksjonen fra eksempel 10 utføres ved ganske enkelt å kombinere vandige løsninger av kaliumpermanganat og natriumsulfitt, fortsetter den i et betinget nøytralt (og faktisk svakt alkalisk) miljø på grunn av dannelsen av kaliumhydroksid. Hvis kaliumpermanganatløsningen er lett surgjort, vil reaksjonen fortsette i et svakt surt (betinget nøytralt) miljø.

Eksempel 11. Velg koeffisientene i ligningen for reaksjonen som skjer i et svakt surt miljø:

KMnO 4 + H 2 SO 4 + Na 2 SO 3 ® Mn OM 2( t) + H2O + Na2SO4+ ¼

Løsning

2KMnO 4 + H 2 SO 4 + 3Na 2 SO 3 = 2Mn O 2( T ) + H 2 O + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4

2 MnO 4 - + 2 H + + 3 SO 3 2 - = 2 MnO 2( t) + H 2 O + 3 SO 4 2 -

MnO4 - + 4H + + 3 e - = Mn O 2(t) + 2 H202

SO 3 2 - +H2O - 2 e - = SO 4 2 - + 2 H + 3

Former for eksistens av oksidasjonsmidler og reduksjonsmidler før og etter reaksjonen, dvs. deres oksiderte og reduserte former kalles redoks par. Fra kjemisk praksis er det derfor kjent (og dette må huskes) at permanganationet i et surt miljø danner en mangankation ( II) (par MnO 4 - +H+/ Mn 2+ + H20 ), i et lett alkalisk miljø- mangan(IV)oksid (par MnO 4 - +H+ ¤ Mn O 2(t) + H20 eller MnO 4 - + H20 = Mn O 2(t) + OH - ). Sammensetningen av oksiderte og reduserte former bestemmes derfor av de kjemiske egenskapene til et gitt grunnstoff i ulike oksidasjonstilstander, dvs. ulik stabilitet av spesifikke former i forskjellige miljøer av vandig løsning. Alle redokspar brukt i denne delen er gitt i oppgave 2.15 og 2.16.

Utdannings- og vitenskapsdepartementet i Den russiske føderasjonen

Federal State Budgetary Educational Institute of Higher Professional Education

"Siberian State Industrial University"

Institutt for generell og analytisk kjemi

Redoksreaksjoner

Retningslinjer for gjennomføring av laboratorie- og praktiske øvelser

i fagene "kjemi", "uorganisk kjemi",

"Generell og uorganisk kjemi"

Novokuznetsk

UDC 544.3(07)

Anmelder

Kandidat for kjemivitenskap, førsteamanuensis,

hode Institutt for fysisk kjemi og TMP SibSIU

A.I. Poshevneva

O-504 Redoksreaksjoner: metode. dekret. / Sib. stat industriell Universitet; komp. : P.G. Permyakov, R.M. Belkina, S.V. Zentsova. – Novokuznetsk: Forlag. senter SibGIU 2012. – 41 s.

Teoretisk informasjon og eksempler på problemløsning om temaet "Oksidasjon-reduksjonsreaksjoner" i fagene "Kjemi", "Uorganisk kjemi", "Generell og uorganisk kjemi" gis. Laboratoriearbeid og spørsmål utviklet av forfatterteamet for egenkontroll, kontroll og testoppgaver for gjennomføring av kontroll og selvstendig arbeid presenteres.

Beregnet for førsteårsstudenter innen alle opplæringsområder.

Forord

Retningslinjer for kjemi er utarbeidet i samsvar med programmet for tekniske områder ved høyere utdanningsinstitusjoner, beregnet på å organisere selvstendig arbeid med temaet "Oksidasjonsreduksjonsreaksjoner" på undervisningsmateriell i timene og utenfor timen.

Selvstendig arbeid når man studerer temaet "Oksidasjonsreduksjonsreaksjoner" består av flere elementer: studere teoretisk materiale, gjennomføre kontroll- og testoppgaver i henhold til denne metodiske instruksjonen og individuelle konsultasjoner med læreren.

Som et resultat av selvstendig arbeid er det nødvendig å mestre de grunnleggende begrepene, definisjonene, konseptene og mestre teknikken for kjemiske beregninger. Du bør begynne å fullføre kontroll- og testoppgaver først etter en grundig studie av det teoretiske materialet og en grundig analyse av eksemplene på typiske oppgaver gitt i den teoretiske delen.

Forfatterne håper at retningslinjene vil tillate studentene ikke bare å lykkes med å mestre det foreslåtte materialet om emnet "Oksidasjonsreduksjonsreaksjoner", men vil også bli nyttige for dem i utdanningsprosessen når de mestrer fagene "kjemi" og "uorganisk kjemi" .

Redoksreaksjoner Begreper, definisjoner, begreper

Redoksreaksjoner- dette er reaksjoner ledsaget av overføring av elektroner fra ett atom eller ion til et annet, med andre ord, dette er reaksjoner som fører til at oksidasjonstilstandene til elementene endres.

Oksidasjonstilstand er ladningen til et atom i et grunnstoff i en forbindelse, beregnet ut fra den betingede antagelsen om at alle bindinger i molekylet er ioniske.

Oksydasjonstilstanden er vanligvis indikert med et arabisk tall over elementsymbolet med et pluss- eller minustegn foran tallet. For eksempel, hvis bindingen i HCl-molekylet er ionisk, vil derfor hydrogen- og klorioner med ladninger (+1) og (–1)
.


Ved å bruke reglene ovenfor, beregner vi oksidasjonstilstandene til krom i K 2 Cr 2 O 7, klor i NaClO, svovel i H 2 SO 4, nitrogen i NH 4 NO 2:

2(+1) + 2 x + 7(–2) = 0, x = +6;

+1 + x + (–2) = 0, x = +1;

2(+1) + x + 4(–2) = 0, x = +6;

x+4(+1)=+1, y + 2(–2) = –1,

x = –3, y = +3.

Oksidasjon og reduksjon. Oksidasjon er tap av elektroner, noe som resulterer i en økning i oksidasjonstilstanden til et element. Reduksjon er tilsetning av elektroner, noe som resulterer i en reduksjon i oksidasjonstilstanden til et grunnstoff.

Oksidasjons- og reduksjonsprosesser er nært beslektet med hverandre, siden et kjemisk system bare kan gi fra seg elektroner når et annet system legger dem til ( redoks system). Elektronforsterkningssystem ( oksidasjonsmiddel) i seg selv reduseres (omdannes til det tilsvarende reduksjonsmiddelet), og det elektrondonerende systemet ( reduksjonsmiddel), selv oksiderer (konverterer til det tilsvarende oksidasjonsmiddel).

Eksempel 1. Tenk på reaksjonen:

Antall elektroner som gis opp av reduksjonsmiddel (kalium) atomer er lik antall elektroner tilsatt av oksidasjonsmiddel (klor) molekylene. Derfor kan ett klormolekyl oksidere to kaliumatomer. Ved å utjevne antall mottatte og gitte elektroner får vi:

Til typiske oksidasjonsmidler inkludere:

    Elementære stoffer – Cl 2, Br 2, F 2, I 2, O, O 2.

    Forbindelser der grunnstoffer har den høyeste oksidasjonstilstanden (bestemt av gruppenummer) -

    Kation H + og metallioner i deres høyeste oksidasjonstilstand - Sn 4+, Cu 2+, Fe 3+, etc.

Til typiske reduksjonsmidler inkludere:

Redoks-dualitet.Forbindelser med høyeste oksidasjonstilstand, iboende i et gitt grunnstoff, kan bare fungere som oksidasjonsmidler i redoksreaksjoner; oksidasjonstilstanden til elementet kan bare avta i dette tilfellet. Forbindelser med lavest oksidasjonstilstand kan tvert imot bare være reduksjonsmidler; her kan oksidasjonstilstanden til grunnstoffet bare øke. Hvis et grunnstoff er i en mellomliggende oksidasjonstilstand, kan atomene, avhengig av forholdene, akseptere elektroner, fungere som et oksidasjonsmiddel, eller donere elektroner, fungere som et reduksjonsmiddel.

For eksempel varierer graden av oksidasjon av nitrogen i forbindelser fra (– 3) til (+5) (Figur 1):

NH3, bare NH4OH

reduksjonsmidler

HNO3, HNO3 salter

kun oksidasjonsmidler

Forbindelser med mellomliggende oksidasjonstilstander av nitrogen kan fungere som oksidasjonsmidler, reduseres til lavere oksidasjonstilstander, eller som reduksjonsmidler, oksideres til høyere oksidasjonstilstander

Figur 1 – Endring i graden av nitrogenoksidasjon

Elektronisk balansemetode utjevning av redoksreaksjoner består i å oppfylle følgende regel: antall elektroner donert av alle partikler av reduksjonsmidler er alltid lik antall elektroner festet av alle partikler av oksidasjonsmidler i en gitt reaksjon.

Eksempel 2. La oss illustrere den elektroniske balansemetoden ved å bruke eksemplet på oksidasjon av jern med oksygen:
.

Fe 0 – 3ē = Fe +3 – oksidasjonsprosess;

O 2 + 4ē = 2O –2 – reduksjonsprosess.

I reduksjonsmiddelsystemet (halvreaksjon av oksidasjonsprosessen) gir jernatomet fra seg 3 elektroner (vedlegg A).

I det oksiderende systemet (halvreaksjon av reduksjonsprosessen) aksepterer hvert oksygenatom 2 elektroner - totalt 4 elektroner.

Det minste felles multiplumet av de to tallene 3 og 4 er 12. Derfor gir jern fra seg 12 elektroner og oksygen aksepterer 12 elektroner:

Koeffisientene 4 og 3, skrevet til venstre for halvreaksjonene under summeringen av systemene, multipliseres med alle komponentene i halvreaksjonene. Den overordnede ligningen viser hvor mange molekyler eller ioner som skal vises i ligningen. En ligning er riktig når antallet atomer til hvert grunnstoff på begge sider av ligningen er det samme.

Halvreaksjonsmetode brukes til å utjevne reaksjoner som oppstår i elektrolyttløsninger. I slike tilfeller deltar ikke bare oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet, men også partikler av mediet i reaksjonene: vannmolekyler (H 2 O), H + og OH – ioner. Det er mer riktig for slike reaksjoner å bruke elektron-ion-systemer (halvreaksjoner). Ved sammensetning av halvreaksjoner i vandige løsninger, introduseres H 2 O-molekyler og H + eller OH – ioner, om nødvendig, under hensyntagen til reaksjonsmiljøet. Svake elektrolytter, lite løselige (vedlegg B) og gassformige forbindelser i ioniske systemer er skrevet på molekylær form (vedlegg C).

La oss se som eksempler på samspillet mellom kaliumsulfat og kaliumpermanganat i et surt og alkalisk miljø.

Eksempel 3. Reaksjon mellom kaliumsulfat og kaliumpermanganat i et surt miljø:

La oss bestemme endringen i oksidasjonstilstanden til elementene og angi dem i ligningen. Den høyeste oksidasjonstilstanden til mangan (+7) i KMnO 4 indikerer at KMnO 4 er et oksidasjonsmiddel. Svovel i K 2 SO 3-forbindelsen har en oksidasjonstilstand (+4) - det er en redusert form i forhold til svovel (+6) i K 2 SO 4-forbindelsen. K 2 SO 3 er således et reduksjonsmiddel. Ekte ioner som inneholder elementer som endrer oksidasjonstilstanden og deres første halvreaksjoner, har følgende form:

Målet med ytterligere handlinger er å sette likhetstegn i disse halvreaksjonene i stedet for piler som reflekterer reaksjonens mulige retning. Dette kan gjøres når typene av grunnstoffer, antall atomer og de totale ladningene til alle partikler faller sammen på venstre og høyre side av hver halvreaksjon. For å oppnå dette brukes ytterligere ioner eller molekyler av mediet. Vanligvis er dette H + ioner, OH – og vannmolekyler. Halvreaksjon
antallet manganatomer er det samme, men antallet oksygenatomer er ikke likt, så vi introduserer fire vannmolekyler på høyre side av halvreaksjonen: . Utføre lignende handlinger (utjevning av oksygen) i systemet
, vi får
. Hydrogenatomer dukket opp i begge halvreaksjonene. Antallet deres utlignes ved den tilsvarende addisjonen i den andre delen av ligningene av et ekvivalent antall hydrogenioner.

Nå er alle elementene som er inkludert i halvreaksjonslikningene utjevnet. Det gjenstår å utjevne ladningene til partiklene. På høyre side av den første halvreaksjonen er summen av alle ladninger +2, mens til venstre er ladningen +7. Likhet av ladninger oppnås ved å legge til fem negative ladninger i form av elektroner (+5 ē) til venstre side av ligningen. Tilsvarende, i ligningen for den andre halvreaksjonen, er det nødvendig å trekke 2 ē fra venstre. Nå kan vi sette likhetstegn i ligningene til begge halvreaksjonene:

-gjenopprettingsprosess;

- oksidasjonsprosess.

I eksemplet under vurdering er forholdet mellom antall elektroner akseptert under reduksjonsprosessen og antall elektroner som frigjøres under oksidasjon lik 5 ׃ 2. For å få den totale reaksjonsligningen, er det nødvendig å ta hensyn til dette forholdet ved å oppsummere ligningene for reduksjons- og oksidasjonsprosessene – multipliser reduksjonsligningen med 2 og oksidasjonsligningen – med 5.

Ved å multiplisere koeffisientene med alle ledd i halvreaksjonsligningene og summere bare deres høyre og bare venstre side, får vi den endelige reaksjonsligningen i ionisk-molekylær form:

Ved å redusere lignende ledd ved å trekke fra samme antall H + ioner og H 2 O-molekyler, får vi:

Den totale ioniske ligningen er skrevet riktig, det er samsvar mellom mediet og den molekylære. Vi overfører de oppnådde koeffisientene til den molekylære ligningen:

Eksempel 4. Reaksjoner mellom kaliumsulfat og kaliumpermanganat i et alkalisk miljø:

Vi bestemmer oksidasjonstilstandene til grunnstoffer som endrer oksidasjonstilstanden (Mn +7 → Mn +6, S +4 → S +6). Ekte ioner, som inkluderer disse elementene (
,
). Prosesser (halvreaksjoner) for oksidasjon og reduksjon:

2
– gjenopprettingsprosess

1 - oksidasjonsprosess

Sammendragsligning:

I den totale ioniske ligningen er det en korrespondanse av mediet. Vi overfører koeffisientene til den molekylære ligningen:

Oksidasjonsreduksjonsreaksjoner er delt inn i følgende typer:

    intermolekylær oksidasjon-reduksjon;

    selvoksidasjon-selvhelbredelse (disproporsjonering);

    intramolekylær oksidasjon - reduksjon.

Intermolekylære oksidasjons-reduksjonsreaksjoner - dette er reaksjoner når oksidasjonsmidlet er i ett molekyl og reduksjonsmidlet er i et annet.

Eksempel 5. Når jernhydroksid oksiderer i et fuktig miljø, oppstår følgende reaksjon:

4Fe(OH) 2 + OH – – 1ē = Fe(OH) 3 – oksidasjonsprosess;

1 O 2 + 2H 2 O + 4ē = 4OH – – reduksjonsprosess.

For å sikre at elektron-ion-systemer skrives riktig, er det nødvendig å kontrollere: venstre og høyre del av halvreaksjonene må inneholde like mange grunnstoffatomer og ladning. Deretter, ved å utjevne antallet elektroner som aksepteres og doneres, oppsummerer vi halvreaksjonene:

4Fe(OH) 2 + 4OH – + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3 + 4OH –

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3

Autoksidasjons-selvhelbredende reaksjoner (disproporsjoneringsreaksjoner) - dette er reaksjoner hvor en del av den totale mengden av et grunnstoff oksideres, og den andre delen reduseres, typisk for grunnstoffer med en mellomliggende oksidasjonstilstand.

Eksempel 6. Når klor reagerer med vann, oppnås en blanding av saltsyre og hypoklorsyre (HClO):

Her gjennomgår klor både oksidasjon og reduksjon:

1Cl 2 + 2H 2 O – 2ē = 2HClO +2H + – oksidasjonsprosess;

1 Cl 2 + 2ē = 2Cl – – reduksjonsprosess.

2Cl2 + 2H20 = 2HClO + 2HCl

Eksempel 7 . Disproporsjonering av salpetersyre:


I dette tilfellet gjennomgår oksidasjon og reduksjon som inneholder HNO 2:

Sammendragsligning:

HNO2 + 2HNO2 + H2O + 2H+ = NO + 3H + + 2NO + 2H20

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

Intramolekylære oksidasjons-reduksjonsreaksjoner er en prosess der en komponent av molekylet fungerer som et oksidasjonsmiddel og den andre som et reduksjonsmiddel. Eksempler på intramolekylær oksidasjonsreduksjon inkluderer mange termiske dissosiasjonsprosesser.

Eksempel 8. Termisk dissosiasjon av NH 4 NO 2:

Her er ionet NH er oksidert, og NO-ionet reduseres til fritt nitrogen:

12NH – 6 ē = N 2 + 8H +

1 2NO + 8Н + + 6 ē = N2 + 4H2O

2NH +2NO + 8H + = N2 + 8H + + N2 + 4H2O

2NH4NO2 = 2N2 + 4H2O

Eksempel 9 . Dekomponeringsreaksjon av ammoniumdikromat:

12NH – 6 ē = N 2 + 8H +

1 Cr 2 O + 8Н + + 6 ē = Cr 2 O 3 + 4H 2 O

2NH + Cr2O + 8H + = N 2 + 8H + + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

Redoksreaksjoner som involverer mer enn to elementer som endrer oksidasjonstilstanden.

Eksempel 10. Et eksempel er reaksjonen av jernsulfid med salpetersyre, der under reaksjonen tre elementer (Fe, S, N) endrer oksidasjonstilstanden:

FeS 2 + HNO 3
Fe 2 (SO 4) 3 + NEI + ...

Ligningen er ikke fullstendig skrevet og bruk av elektron-ion-systemer (halvreaksjoner) vil tillate oss å fullføre ligningen. Tatt i betraktning oksidasjonstilstandene til elementene som er involvert i reaksjonen, bestemmer vi at i FeS 2 er to grunnstoffer (Fe, S) oksidert, og oksidasjonsmidlet er
(), som er redusert til NEI:

S –1 → ()

Vi skriver oksidasjonshalvreaksjonen til FeS 2:

FeS2 → Fe3++

Tilstedeværelsen av to Fe 3+ ioner i Fe 2 (SO 4) 3 antyder en dobling av antall jernatomer når man skriver halvreaksjonen videre:

2FeS 2 → 2Fe 3+ + 4

Samtidig utjevner vi antall svovel- og oksygenatomer, får vi:

2FeS2 + 16H2O → 2Fe3+ + 4
.

32 hydrogenatomer, ved å introdusere 16 H 2 O-molekyler i venstre side av ligningen, utligner vi ved å legge til det ekvivalente antallet hydrogenioner (32 H +) til høyre side av ligningen:

2FeS2 + 16H2O → 2Fe3+ + 4
+ 32H+

Ladningen på høyre side av ligningen er +30. For at venstre side skal ha det samme (+30), er det nødvendig å trekke fra 30 ē:

1 2FeS 2 + 16Н 2 O – 30 ē = 2Fe 3+ + 4
+ 32H + - oksidasjon;

10 NR + 4Н + + 3 ē = NO + 2H 2 O – reduksjon.

2FeS 2 +16Н 2 O+10NO +40H+ = 2Fe3+ + 4
+ 32N + + 10NO + 20H2O

2FeS 2 +10НNO 3 + 30Н + = Fe 2 (SO 4) 3 + 10NO +
+ 32N + + 4H2O

H2SO4 +30H+

Vi reduserer begge sider av ligningen med samme antall ioner (30 H +) ved å bruke subtraksjonsmetoden og får:

2FeS 2 +10HNO 3 = Fe 2 (SO 4) 3 + 10NO + H 2 SO 4 + 4H 2 O

Energi til redoksreaksjoner . Betingelsen for spontan forekomst av enhver prosess, inkludert en redoksreaksjon, er ulikheten ∆G< 0, где ∆G – энергия Гиббса и чем меньше ∆G, т.е. чем больше его отрицательное значение, тем более реакционноспособнее окислительно-восстановительная система. Для реакций окисления-восстановления:

∆G = –n·F·ε,

hvor n er antallet elektroner som overføres av reduksjonsmidlet til oksidasjonsmidlet i den elementære handlingen av oksidasjon-reduksjon;

F – Faraday-nummer;

ε – elektromotorisk kraft (EMF) av redoksreaksjonen.

Den elektromotoriske kraften til en redoksreaksjon bestemmes av potensialforskjellen mellom oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet:

ε = E ok – E inn,

Under standardforhold:

ε ° = E ° ok – E ° in.

Så hvis betingelsen for den spontane forekomsten av prosessen er ulikheten ∆G °< 0, то это возможно, когда n·F·ε ° >0. Hvis n og F er positive tall, så er det nødvendig at ε ° > 0, og dette er mulig når E ° ok > E ° inn. Det følger at betingelsen for spontan forekomst av en redoksreaksjon er ulikheten E ° ok > E ° in.

Eksempel 11. Bestem muligheten for at en redoksreaksjon oppstår:

Etter å ha bestemt oksidasjonstilstandene til elementer som endrer oksidasjonstilstanden, skriver vi ned halvreaksjonene til oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet, og indikerer deres potensialer:

Сu – 2ē = Сu 2+ Е ° в = +0,34 V

2H + + 2ē = H 2 E ° ok = 0,0 V

Fra halvreaksjonene er det klart at E° er ok< Е ° в, это говорит о том, что рассматриваемый процесс термодинамически невозможен (∆G ° >0). Denne reaksjonen er bare mulig i motsatt retning, for hvilken ∆G °< 0.

Eksempel 12. Beregn Gibbs energi- og likevektskonstanten for reduksjon av kaliumpermanganat med jern(II)sulfat.

Halvereaksjoner av oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel:

2 E ° ok = +1,52V

5 2Fe 2+ – 2 ē = 2Fe 3+ E ° in = +0,77 V

∆G ° = –n·F·ε ° = –n·F(E ° ok – E ° in),

hvor n = 10, siden reduksjonsmidlet gir fra seg 10 ē, aksepterer oksidasjonsmidlet 10 ē i den elementære handlingen oksidasjon-reduksjon.

∆G ° = –10·69500(1,52–0,77) = –725000 J,

∆G ° = –725 kJ.

Tatt i betraktning at standardendringen i Gibbs-energien er relatert til dens likevektskonstant (K c) ved relasjonen:

∆G ° = –RTlnК s eller n·F·ε = RTlnК s,

hvor R = 8,31 J mol –1 K –1,

F
96500 C mol –1, T = 298 K.

Vi bestemmer likevektskonstanten for denne reaksjonen ved å sette konstante verdier i ligningen, konvertere den naturlige logaritmen til desimal:

Kc = 10.127.

Dataene som er oppnådd indikerer at reduksjonsreaksjonen av kaliumpermanganat under vurdering er reaktiv (∆G ° = – 725 kJ), prosessen fortsetter fra venstre til høyre og er praktisk talt irreversibel (K c = 10,127).

Før vi gir eksempler på redoksreaksjoner med en løsning, fremhever vi hoveddefinisjonene knyttet til disse transformasjonene.

De atomene eller ionene som under interaksjon endrer oksidasjonstilstanden med en reduksjon (aksepterer elektroner) kalles oksidasjonsmidler. Blant stoffene med slike egenskaper er sterke uorganiske syrer: svovelsyre, saltsyre, salpetersyre.

Oksydasjonsmiddel

Alkalimetallpermanganater og kromater er også sterke oksidasjonsmidler.

Oksydatoren aksepterer under reaksjonen det den trenger før den fullfører energinivået (etablerer den fullførte konfigurasjonen).

Reduksjonsmiddel

Ethvert redoksreaksjonsskjema innebærer å identifisere et reduksjonsmiddel. Det inkluderer ioner eller nøytrale atomer som kan øke deres oksidasjonstilstand under interaksjon (de donerer elektroner til andre atomer).

Typiske reduksjonsmidler inkluderer metallatomer.

Prosesser i OVR

Hva ellers er de preget av en endring i oksidasjonstilstandene til utgangsstoffene.

Oksidasjon innebærer prosessen med å frigjøre negative partikler. Reduksjon innebærer å akseptere dem fra andre atomer (ioner).

Parsing-algoritme

Eksempler på redoksreaksjoner med løsninger tilbys i ulike referansematerialer designet for å forberede videregående elever til avsluttende kjemiprøver.

For å lykkes med å takle oppgavene som er foreslått i OGE og Unified State Exam, er det viktig å mestre algoritmen for kompilering og analyse av redoksprosesser.

  1. Først av alt er ladningsverdier tilordnet alle elementene i stoffene som er foreslått i diagrammet.
  2. Atomer (ioner) fra venstre side av reaksjonen skrives ut, som under interaksjonen endret sine indikatorer.
  3. Når oksidasjonstilstanden øker, brukes tegnet "-", og når oksidasjonstilstanden avtar, "+".
  4. Det minste felles multiplum (tallet som de er delt med uten en rest) bestemmes mellom de gitte og aksepterte elektronene.
  5. Når vi deler NOC med elektroner, får vi stereokjemiske koeffisienter.
  6. Vi plasserer dem foran formlene i ligningen.

Det første eksemplet fra OGE

I niende klasse vet ikke alle elever hvordan de skal løse redoksreaksjoner. Det er derfor de gjør mange feil og ikke får høye poengsummer for OGE. Algoritmen for handlinger er gitt ovenfor, la oss nå prøve å finne ut av det ved å bruke spesifikke eksempler.

Det særegne ved oppgavene angående arrangementet av koeffisienter i den foreslåtte reaksjonen, gitt til nyutdannede fra det grunnleggende utdanningstrinnet, er at både venstre og høyre side av ligningen er gitt.

Dette forenkler oppgaven betraktelig, siden du ikke trenger å selvstendig finne opp interaksjonsprodukter eller velge manglende utgangsstoffer.

For eksempel foreslås det å bruke en elektronisk balanse for å identifisere koeffisientene i reaksjonen:

Ved første øyekast krever ikke denne reaksjonen stereokjemiske koeffisienter. Men for å bekrefte synspunktet ditt, er det nødvendig at alle elementer har belastningsnummer.

I binære forbindelser, som inkluderer kobberoksid (2) og jernoksid (2), er summen av oksidasjonstilstander null, gitt at for oksygen er det -2, for kobber og jern er denne indikatoren +2. Enkle stoffer gir ikke opp (mottar ikke) elektroner, så de er preget av en null oksidasjonstilstand.

La oss tegne en elektronisk balanse, som viser med et "+" og "-"-tegn antall elektroner mottatt og gitt under interaksjonen.

Fe 0 -2e=Fe 2+.

Siden antallet elektroner som aksepteres og doneres under interaksjonen er det samme, er det ingen vits i å finne det minste felles multiplum, bestemme stereokjemiske koeffisienter og sette dem inn i det foreslåtte interaksjonsskjemaet.

For å få maksimal poengsum for oppgaven er det nødvendig ikke bare å skrive ned eksempler på redoksreaksjoner med løsninger, men også å skrive ut formelen for oksidasjonsmidlet (CuO) og reduksjonsmidlet (Fe) separat.

Andre eksempel med OGE

La oss gi flere eksempler på redoksreaksjoner med løsninger som kan støtes på av niendeklassinger som har valgt kjemi som avsluttende eksamen.

Anta at det er foreslått å plassere koeffisientene i ligningen:

Na+HCl=NaCl+H2.

For å takle oppgaven er det først viktig å bestemme oksidasjonstilstandene til hvert enkelt og komplekst stoff. For natrium og hydrogen vil de være lik null, siden de er enkle stoffer.

I saltsyre har hydrogen en positiv oksidasjonstilstand og klor har en negativ oksidasjonstilstand. Etter å ha ordnet koeffisientene får vi en reaksjon med koeffisienter.

Den første fra Unified State Exam

Hvordan utfylle redoksreaksjoner? Eksempler med løsninger funnet på Unified State Exam (karakter 11) krever utfylling av gap, samt plassering av koeffisienter.

For eksempel må du supplere reaksjonen med en elektronisk balanse:

H 2 S+ HMnO 4 = S+ MnO 2 +…

Identifiser reduksjonsmiddel og oksidasjonsmiddel i den foreslåtte ordningen.

Hvordan lære å skrive redoksreaksjoner? Prøven forutsetter bruk av en spesifikk algoritme.

For det første, i alle stoffer gitt i henhold til betingelsene for problemet, er det nødvendig å angi oksidasjonstilstandene.

Deretter må du analysere hvilket stoff som kan bli et ukjent produkt i denne prosessen. Siden det er et oksidasjonsmiddel (mangan spiller sin rolle) og et reduksjonsmiddel (svovel er dens rolle), endres ikke oksidasjonstilstandene i det ønskede produktet, derfor er det vann.

Når vi diskuterer hvordan du løser redoksreaksjoner riktig, merker vi at neste trinn vil være å kompilere et elektronisk forhold:

Mn +7 tar 3 e= Mn +4;

S -2 gir 2e= S 0 .

Mangankation er et reduksjonsmiddel, og svovelanion er et typisk oksidasjonsmiddel. Siden det minste multiplumet mellom de mottatte og donerte elektronene vil være 6, får vi koeffisientene: 2, 3.

Det siste trinnet vil være å sette inn koeffisientene i den opprinnelige ligningen.

3H2S+ 2HMnO4 = 3S+ 2MnO2 + 4H2O.

Den andre prøven av OVR i Unified State-eksamenen

Hvordan formulere redoksreaksjoner riktig? Eksempler med løsninger vil hjelpe deg med å finne ut algoritmen for handlinger.

Det foreslås å bruke den elektroniske balansemetoden for å fylle ut hullene i reaksjonen:

PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…

Vi ordner oksidasjonstilstandene til alle grunnstoffene. I denne prosessen manifesteres oksiderende egenskaper av mangan, som er en del av sammensetningen, og reduksjonsmidlet må være fosfor, og endrer sin oksidasjonstilstand til positiv i fosforsyre.

I henhold til antagelsen som er gjort, får vi reaksjonsskjemaet, deretter komponerer vi elektronbalanseligningen.

P -3 gir 8 e og blir til P +5;

Mn +7 tar 3e, blir Mn +4.

LOC vil være 24, så fosfor må ha en stereometrisk koeffisient på 3, og mangan -8.

Vi legger koeffisientene inn i den resulterende prosessen, vi får:

3 PH 3 + 8 HMnO 4 = 8 MnO 2 + 4H 2 O+ 3 H 3 PO 4.

Tredje eksempel fra Unified State Exam

Ved å bruke elektron-ion-balanse må du lage en reaksjon, angi reduksjonsmiddel og oksidasjonsmiddel.

KMnO 4 + MnSO 4 +...= MnO 2 +...+ H2SO 4.

I henhold til algoritmen ordner vi oksidasjonstilstandene til hvert element. Deretter bestemmer vi hvilke stoffer som er savnet i høyre og venstre del av prosessen. Her er det gitt et reduksjonsmiddel og et oksidasjonsmiddel, slik at oksidasjonstilstandene til de manglende forbindelsene ikke endres. Det tapte produktet vil være vann, og utgangsforbindelsen vil være kaliumsulfat. Vi innhenter en reaksjonsordning som vi skal utarbeide en elektronisk balanse for.

Mn+2-2 e= Mn+43 reduksjonsmiddel;

Mn +7 +3e= Mn +4 2 oksidasjonsmiddel.

Vi skriver koeffisientene inn i ligningen, og summerer manganatomene på høyre side av prosessen, siden det er relatert til disproporsjoneringsprosessen.

2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O= 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4.

Konklusjon

Redoksreaksjoner er av spesiell betydning for funksjonen til levende organismer. Eksempler på OVR er prosessene med råtning, gjæring, nervøs aktivitet, respirasjon og metabolisme.

Oksidasjon og reduksjon er relevant for metallurgisk og kjemisk industri; takket være slike prosesser er det mulig å gjenopprette metaller fra deres forbindelser, beskytte dem mot kjemisk korrosjon og behandle dem.

For å kompilere en redoksprosess i organisk materiale, er det nødvendig å bruke en viss handlingsalgoritme. Først, i den foreslåtte ordningen, settes oksidasjonstilstandene, deretter bestemmes de elementene som økte (reduserte) indikatoren, og den elektroniske balansen registreres.

Hvis du følger sekvensen av handlinger som er foreslått ovenfor, kan du enkelt takle oppgavene som tilbys i testene.

I tillegg til den elektroniske balansemetoden, er arrangementet av koeffisienter også mulig ved å komponere halvreaksjoner.