TS (vrijedne upute). Vrste redoks reakcija H2o2 h2o o2 redoks reakcija

Reakcije, koje se nazivaju redoks reakcije (ORR), odvijaju se s promjenom oksidacijskih stanja atoma sadržanih u molekulama reagensa. Ove promjene nastaju zbog prijenosa elektrona s atoma jednog elementa na drugi.

Procesi koji se odvijaju u prirodi i koje provodi čovjek uglavnom predstavljaju OVR. Tako važni procesi kao što su disanje, metabolizam, fotosinteza (6CO2 + H2O = C6H12O6 + 6O2) svi su OVR.

U industriji se uz pomoć ORR-a proizvodi sumporna kiselina, klorovodična kiselina i još mnogo toga.

Oporaba metala iz ruda - zapravo temelj cijele metalurške industrije - također je oksidacijsko-redukcijski proces. Na primjer, reakcija za proizvodnju željeza iz hematita: 2Fe2O3 + 3C = 4Fe+3CO2.

Oksidirajuća i redukcijska sredstva: karakteristike

Atomi koji doniraju elektrone tijekom kemijske transformacije nazivaju se redukcijskim agensima, a njihovo oksidacijsko stanje (CO) se povećava kao rezultat. Atomi koji primaju elektrone nazivaju se oksidansima i njihov CO se smanjuje.

Kažu da se oksidanti reduciraju primanjem elektrona, a redukcijski agensi oksidiraju gubitkom elektrona.

Najvažniji predstavnici oksidacijskih i redukcijskih sredstava prikazani su u sljedećoj tablici:

Tipična oksidacijska sredstva	Tipični redukcijski agensi
Jednostavne tvari koje se sastoje od elemenata s visokom elektronegativnošću (nemetali): jod, fluor, klor, brom, kisik, ozon, sumpor itd.	Jednostavne tvari koje se sastoje od atoma elemenata s niskom elektronegativnošću (metali ili nemetali): vodik H2, ugljik C ( grafit), cink Zn, aluminij Al, kalcij Ca, barij Ba, željezo Fe, krom Cr i tako dalje.
Molekule ili ioni koji sadrže atome metala ili nemetala s visokim stupnjem oksidacije: oksidi (SO3, CrO3, CuO, Ag2O itd.); kiseline (HClO4, HNO3, HMnO4, itd.); soli (KMnO4, KNO3, K2Cr2O4, Na2Cr2O7, KClO3, FeCl3 itd.).	Molekule ili ioni koji sadrže atome metala ili nemetala s niskim stupnjem oksidacije: vodikovi spojevi (HBr, HI, HF, NH3, itd.); soli (kiseline bez kisika - K2S, NaI, soli sumporaste kiseline, MnSO4 itd.); oksidi (CO, NO, itd.); kiseline (HNO2, H2SO3, H3PO3, itd.).
Ionski spojevi koji sadrže katione nekih metala s visokim CO: Pb3+, Au3+, Ag+, Fe3+ i drugi.	Organski spojevi: alkoholi, kiseline, aldehidi, šećeri.

Na temelju periodičnog zakona kemijskih elemenata najčešće se mogu pretpostaviti redoks sposobnosti atoma pojedinog elementa. Iz reakcijske jednadžbe također je lako razumjeti koji su atomi oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

Kako odrediti je li atom oksidans ili reduktiv: dovoljno je napisati CO i shvatiti koji atomi su ga tijekom reakcije povećali (reducenti), a koji smanjili (oksidanti).

Supstance s dvostrukom prirodom

Atomi s međuproduktivnim CO sposobni su i prihvaćati i donirati elektrone; kao rezultat toga, tvari koje sadrže takve atome u svom sastavu imat će priliku djelovati i kao oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

Primjer bi bio vodikov peroksid. Kisik sadržan u CO -1 može primiti ili odati elektron.

U interakciji s redukcijskim sredstvom, peroksid pokazuje oksidacijska svojstva, a u interakciji s oksidacijskim sredstvom, redukcijska svojstva.

Možete pobliže pogledati pomoću sljedećih primjera:

• redukcija (peroksid djeluje kao oksidacijsko sredstvo) u interakciji s redukcijskim sredstvom;

SO2 + H2O2 = H2SO4

O -1 +1e = O -2

• oksidacija (peroksid je u ovom slučaju redukcijsko sredstvo) u interakciji s oksidirajućim sredstvom.

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O

2O -1 -2e = O2 0

OVR klasifikacija: primjeri

Razlikuju se sljedeće vrste redoks reakcija:

• intermolekulska oksidacijsko-redukcijska (oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo nalaze se u različitim molekulama);
• intramolekularna oksidacijsko-redukcijska (oksidacijsko sredstvo je dio iste molekule kao i redukcijsko sredstvo);
• disproporcioniranje (oksidans i redukciono sredstvo su atom istog elementa);
• reproporcioniranje (oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo tvore jedan produkt kao rezultat reakcije).

Primjeri kemijskih transformacija povezanih s različitim tipovima ORR-a:

• Intramolekularni ORR su najčešće reakcije toplinske razgradnje tvari:

2KCLO3 = 2KCl + 3O2

(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

• Intermolekularni OVR:

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe

• Reakcije disproporcionalnosti:

3Br2 + 6KOH = 5KBr + KBrO3 + 6H2O

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

4KClO3 = KCl + 3KClO4

• Reakcije reproporcije:

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

HOCl + HCl = H2O + Cl2

Trenutni i netrenutni OVR

Redoks reakcije se također dijele na tekuće i nestrujne.

Prvi slučaj je proizvodnja električne energije putem kemijske reakcije (takvi izvori energije mogu se koristiti u motorima strojeva, u radio uređaji, upravljački uređaji), ili elektroliza, odnosno kemijska reakcija, naprotiv, događa se zbog struje (uz pomoć elektrolize možete dobiti različite tvari, tretirati površine metala i proizvode od njih).

Primjeri OVR bez struje možemo nazvati procese gorenja, korozije metala, disanja i fotosinteze itd.

Metoda ravnoteže elektrona ORR-a u kemiji

Jednadžbe većine kemijskih reakcija mogu se izjednačiti jednostavnim odabirom stehiometrijski koeficijenti. Međutim, pri odabiru koeficijenata za ORR, možete se susresti sa situacijom u kojoj se broj atoma nekih elemenata ne može izjednačiti bez narušavanja jednakosti broja atoma drugih. U jednadžbama takvih reakcija koeficijenti se odabiru metodom elektroničke ravnoteže.

Metoda se temelji na činjenici da se zbroj elektrona koje je prihvatio oksidacijski agens i broj elektrona koji je otpustio redukcijski agens dovodi u ravnotežu.

Metoda se sastoji od nekoliko faza:

1. Napisana je jednadžba reakcije.
2. Određuju se referentne vrijednosti elemenata.
3. Određuju se elementi koji su uslijed reakcije promijenili svoja oksidacijska stanja. Polureakcije oksidacije i redukcije bilježe se odvojeno.
4. Faktori za jednadžbe polureakcije odabrani su tako da izjednače primljene elektrone u polureakciji redukcije i elektrone donirane u polureakciji oksidacije.
5. Odabrani koeficijenti unose se u jednadžbu reakcije.
6. Odabiru se preostali reakcijski koeficijenti.

Koristeći jednostavan primjer interakcije aluminija s kisikom je zgodno napisati jednadžbu korak po korak:

• Jednadžba: Al + O2 = Al2O3
• COs atoma u jednostavnim tvarima aluminija i kisika jednak je 0.

Al 0 + O2 0 = Al +3 2O -2 3

• Sastavimo polureakcije:

Al 0 -3e = Al +3;

O2 0 +4e = 2O -2

• Odabiremo koeficijente, kada se pomnože s kojima će broj primljenih elektrona i broj danih elektrona biti jednaki:

Al 0 -3e = Al +3 koeficijent 4;

O2 0 +4e = 2O -2 koeficijent 3.

• Stavljamo koeficijente u reakcijski dijagram:

4 Al+ 3 O2 = Al2O3

• Vidi se da je za izjednačavanje cijele reakcije dovoljno ispred produkta reakcije staviti koeficijent:

4Al + 3O2 = 2 Al2O3

Primjeri zadataka za izradu elektroničke vage

Može se dogoditi sljedeće zadaci prilagodbe OVR:

• Interakcija kalijevog permanganata s kalijevim kloridom u kiseloj sredini uz oslobađanje plinovitog klora.

Kalijev permanganat KMnO4 (kalijev permanganat, "kalijev permanganat") je jako oksidacijsko sredstvo zbog činjenice da je u KMnO4 oksidacijsko stanje Mn +7. Često se koristi za proizvodnju plinovitog klora u laboratoriju pomoću sljedeće reakcije:

KCl + KMnO4 + H2SO4 = Cl2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

K +1 Cl -1 + K +1 Mn +7 O4 -2 + H2 +1 S +6 O4 -2 = Cl2 0 + Mn +2 S +6 O4 -2 + K2 +1 S +6 O4 -2 + H2 +1 O -2

Elektronička vaga:

Kao što se može vidjeti nakon rasporeda CO, atomi klora predaju elektrone, povećavajući svoj CO na 0, a atomi mangana prihvaćaju elektrone:

Mn +7 +5e = Mn +2 faktor dva;

2Cl -1 -2e = Cl2 0 množitelj pet.

U jednadžbu unosimo koeficijente u skladu s odabranim faktorima:

10 K +1 Cl -1 + 2 K +1 Mn +7 O4 -2 +H2SO4 = 5 Cl2 0 + 2 Mn +2 S +6 O4 -2 + K2SO4 + H2O

Izjednačavamo broj preostalih elemenata:

10KCl + 2KMnO4 + 8 H2SO4 = 5Cl2 + 2MnSO4 + 6 K2SO4+ 8 H2O

• Interakcija bakra (Cu) s koncentriranom dušičnom kiselinom (HNO3) uz oslobađanje plinovitog dušikovog oksida (NO2):

Cu + HNO3 (konc.) = NO2 + Cu(NO3)2 + 2H2O

Cu 0 + H +1 N +5 O3 -2 = N +4 O2 + Cu +2 (N +5 O3 -2)2 + H2 +1 O -2

Elektronička vaga:

Kao što vidite, atomi bakra povećavaju svoj CO s nula na dva, a atomi dušika smanjuju se s +5 na +4

Cu 0 -2e = Cu +2 faktor jedan;

N +5 +1e = N +4 faktor dva.

Stavljamo koeficijente u jednadžbu:

Cu 0 + 4 H +1 N +5 O3 -2 = 2 N +4 O2 + Cu +2 (N +5 O3 -2)2 + H2 +1 O -2

Cu+ 4 HNO3(konc.) = 2 NO2 + Cu (NO3)2 + 2 H2O

• Interakcija kalijevog dikromata s H2S u kiseloj sredini:

Zapišimo reakcijsku shemu i posložimo CO:

K2 +1 Cr2 +6 O7 -2 + H2 +1 S -2 + H2 +1 S +6 O4 -2 = S 0 + Cr2 +3 (S +6 O4 -2)3 + K2 +1 S +6 O4 -2 + H2O

S -2 –2e = S 0 koeficijent 3;

2Cr +6 +6e = 2Cr +3 koeficijent 1.

Zamijenimo:

K2Sr2O7 + 3N2S + N2SO4 = 3S + Sr2(SO4)3 + K2SO4 + N2O

Izjednačimo preostale elemente:

K2Sr2O7 + 3N2S + 4N2SO4 = 3S + Sr2(SO4)3 + K2SO4 + 7N2O

Utjecaj reakcijske okoline

Priroda okoliša utječe na tijek određenih OVR-ova. Uloga reakcijskog medija može se vidjeti na primjeru interakcije kalijevog permanganata (KMnO4) i natrijevog sulfita (Na2SO3) pri različitim pH vrijednostima:

1. Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 (pH<7 кислая среда);
2. Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnO2 + KOH (pH = 7 neutralna okolina);
3. Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + K2MnO4 + H2O (pH >7 alkalna sredina).

Vidi se da promjena kiselosti medija dovodi do stvaranja različitih proizvoda međudjelovanja istih tvari. Kada se promijeni kiselost medija, one se također događaju za druge reagense koji ulaze u ORR. Slično gore prikazanim primjerima, reakcije koje uključuju dikromatni ion Cr2O7 2- dogodit će se uz stvaranje različitih produkata reakcije u različitim okruženjima:

u kiseloj sredini proizvod će biti Cr 3+;

u alkalnom - CrO2 - , CrO3 3+ ;

u neutralnom - Cr2O3.

18. Redoks reakcije (nastavak 1)

18.5. ORR vodikovog peroksida

U molekulama vodikovog peroksida H 2 O 2 atomi kisika su u oksidacijskom stanju –I. Ovo je srednje, a ne najstabilnije stanje oksidacije atoma ovog elementa, stoga vodikov peroksid pokazuje i oksidacijska i redukcijska svojstva.

Redoks aktivnost ove tvari ovisi o koncentraciji. U uobičajeno korištenim otopinama s masenim udjelom od 20%, vodikov peroksid je prilično jak oksidans; u razrijeđenim otopinama njegova oksidacijska aktivnost se smanjuje. Redukcijska svojstva vodikovog peroksida manje su karakteristična od oksidacijskih svojstava i također ovise o koncentraciji.

Vodikov peroksid je vrlo slaba kiselina (vidi Dodatak 13), stoga se u jako alkalnim otopinama njegove molekule pretvaraju u hidroperoksidne ione.

Ovisno o reakciji medija i tome je li vodikov peroksid oksidacijsko ili redukcijsko sredstvo u ovoj reakciji, proizvodi redoks interakcije bit će različiti. Jednadžbe polureakcije za sve ove slučajeve dane su u tablici 1.

stol 1

Jednadžbe redoks polureakcija H 2 O 2 u otopinama

Reakcija okoline	H 2 O 2 oksidacijsko sredstvo	H 2 O 2 redukcijski agens
kiselo
Neutralan	H 2 O 2 + 2e – = 2OH	H 2 O 2 + 2H 2 O – 2e – = O 2 + 2H 3 O
Alkalna	HO 2 + H 2 O + 2e – = 3OH

Razmotrimo primjere ORR-a koji uključuje vodikov peroksid.

Primjer 1. Napišite jednadžbu reakcije koja nastaje kada se otopini kalijevog jodida doda otopina vodikovog peroksida zakiseljena sumpornom kiselinom.

1	H 2 O 2 + 2H 3 O + 2e – = 4H 2 O
1	2I – 2e – = I 2

H 2 O 2 + 2 H 3 O + 2 I = 4 H 2 O + I 2
H 2 O 2 + H 2 SO 4 + 2KI = 2H 2 O + I 2 + K 2 SO 4

Primjer 2. Napišite jednadžbu reakcije kalijevog permanganata i vodikovog peroksida u vodenoj otopini zakiseljenoj sumpornom kiselinom.

2	MnO 4 + 8H 3 O + 5e – = Mn 2 + 12H 2 O
5	H 2 O 2 + 2H 2 O – 2e – = O 2 + 2H 3 O

2MnO 4 + 6H 3 O+ + 5H 2 O 2 = 2Mn 2 + 14H 2 O + 5O 2
2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 + 5H 2 O 2 = 2MnSO 4 + 8H 2 O + 5O 2 + K 2 SO 4

Primjer 3. Napišite jednadžbu reakcije vodikovog peroksida s natrijevim jodidom u otopini u prisutnosti natrijevog hidroksida.

3	6	HO 2 + H 2 O + 2e – = 3OH
1	2	I + 6OH – 6e – = IO 3 + 3H 2 O

3HO 2 + I = 3OH + IO 3
3NaHO 2 + NaI = 3NaOH + NaIO 3

Bez uzimanja u obzir reakcije neutralizacije između natrijevog hidroksida i vodikovog peroksida, ova se jednadžba često piše na sljedeći način:

3H 2 O 2 + NaI = 3H 2 O + NaIO 3 (u prisustvu NaOH)

Ista jednadžba će se dobiti ako odmah (u fazi sastavljanja bilance) ne uzmemo u obzir stvaranje hidroperoksidnih iona.

Primjer 4. Napišite jednadžbu reakcije koja nastaje kada se olovni dioksid doda otopini vodikovog peroksida u prisutnosti kalijevog hidroksida.

Olovni dioksid PbO 2 vrlo je jak oksidans, osobito u kiseloj sredini. Redukcijom pod tim uvjetima nastaje ioni Pb 2 . U alkalnoj sredini, kada se PbO 2 reducira, nastaju ioni.

1	PbO 2 + 2H 2 O + 2e – = + OH
1	HO 2 + OH – 2e – = O 2 + H 2 O

PbO 2 + H 2 O + HO 2 = + O 2

Bez uzimanja u obzir stvaranja hidroperoksidnih iona, jednadžba je napisana na sljedeći način:

PbO 2 + H 2 O 2 + OH = + O 2 + 2H 2 O

Ako je prema uvjetima zadatka dodana otopina vodikovog peroksida bila alkalna, tada molekularnu jednadžbu treba napisati na sljedeći način:

PbO 2 + H 2 O + KHO 2 = K + O 2

Ako se neutralna otopina vodikovog peroksida doda reakcijskoj smjesi koja sadrži lužinu, tada se molekularna jednadžba može napisati bez uzimanja u obzir stvaranja kalijevog hidroperoksida:

PbO 2 + KOH + H 2 O 2 = K + O 2

18.6. ORR dismutacija i intramolekularni ORR

Među redoks reakcijama postoje reakcije dismutacije (disproporcioniranje, samooksidacija-samoredukcija).

Primjer vama poznate reakcije dismutacije je reakcija klora s vodom:

Cl2 + H2O HCl + HClO

U ovoj reakciji, polovica atoma klora (0) oksidira se u +I oksidacijsko stanje, a druga polovica se reducira u –I oksidacijsko stanje:

Koristeći metodu ravnoteže elektrona i iona, sastavimo jednadžbu za sličnu reakciju koja se događa kada klor prolazi kroz hladnu otopinu lužine, na primjer KOH:

1	Cl 2 + 2e – = 2Cl
1	Cl 2 + 4OH – 2e – = 2ClO + 2H 2 O

2Cl 2 + 4OH = 2Cl + 2ClO + 2H 2 O

Svi koeficijenti u ovoj jednadžbi imaju zajednički djelitelj, dakle:

Cl 2 + 2OH = Cl + ClO + H 2 O
Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O

Dismutacija klora u vrućoj otopini odvija se nešto drugačije:

5		Cl 2 + 2e – = 2Cl
1		Cl 2 + 12OH – 10e – = 2ClO 3 + 6H 2 O

3Cl2 + 6OH = 5Cl + ClO3 + 3H2O
3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

Od velike praktične važnosti je dismutacija dušikovog dioksida tijekom njegove reakcije s vodom ( A) i s otopinama lužina ( b):

A)		NO 2 + 3H 2 O – e – = NO 3 + 2H 3 O			NO 2 + 2OH – e – = NO 3 + H 2 O
		NO 2 + H 2 O + e – = HNO 2 + OH			NO 2 + e – = NO 2
	2NO 2 + 2H 2 O = NO 3 + H 3 O + HNO 2			2NO 2 + 2OH = NO 3 + NO 2 + H 2 O
	2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2			2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O

Reakcije dismutacije događaju se ne samo u otopinama, već i pri zagrijavanju krutih tvari, na primjer, kalijevog klorata:

4KClO 3 = KCl + 3KClO 4

Tipičan i vrlo učinkovit primjer intramolekularnog ORR-a je reakcija toplinske razgradnje amonijevog dikromata (NH 4) 2 Cr 2 O 7. U ovoj tvari atomi dušika su u najnižem oksidacijskom stupnju (–III), a atomi kroma u najvišem (+VI). Na sobnoj temperaturi ovaj spoj je prilično stabilan, ali kada se zagrijava intenzivno se raspada. U tom slučaju krom (VI) prelazi u krom (III) - najstabilnije stanje kroma, a dušik (–III) - u dušik (0) - također najstabilnije stanje. Uzimajući u obzir broj atoma u jedinici formule jednadžbe ravnoteže elektrona:

	2Cr +VI + 6e – = 2Cr +III
	2N –III – 6e – = N 2,

i sama jednadžba reakcije:

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

Još jedan važan primjer intramolekularnog ORR-a je toplinska razgradnja kalijevog perklorata KClO 4 . U ovoj reakciji, klor (VII), kao i uvijek kada djeluje kao oksidacijsko sredstvo, pretvara se u klor (–I), oksidirajući kisik (–II) u jednostavnu tvar:

1		Cl +VII + 8e – = Cl –I
2		2O –II – 4e – = O 2

pa prema tome i jednadžba reakcije

KClO 4 = KCl + 2O 2

Kalijev klorat KClO 3 se zagrijavanjem razgrađuje na sličan način, ako se razgradnja provodi u prisutnosti katalizatora (MnO 2): 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2

U nedostatku katalizatora dolazi do reakcije dismutacije.
U skupinu intramolekulskih redoks reakcija ubrajaju se i reakcije toplinske razgradnje nitrata.
Obično su procesi koji se odvijaju kada se nitrati zagrijavaju prilično složeni, posebno u slučaju kristalnih hidrata. Ako se molekule vode slabo zadržavaju u kristalnom hidratu, tada pri niskom zagrijavanju nitrat dehidrira [na primjer, LiNO 3. 3H 2 O i Ca(NO 3) 2 4H 2 O dehidriraju u LiNO 3 i Ca(NO 3) 2 ], ali ako je voda čvršće vezana [kao npr. u Mg(NO 3) 2. 6H2O i Bi(NO3)3. 5H 2 O], tada dolazi do svojevrsne reakcije "intramolekularne hidrolize" s stvaranjem bazičnih soli - hidroksidnih nitrata, koji se daljnjim zagrijavanjem mogu pretvoriti u oksidne nitrate (i (NO 3) 6), a potonji se razlažu na okside pri viša temperatura.

Zagrijavanjem se bezvodni nitrati mogu razgraditi u nitrite (ako postoje i još su stabilni na ovoj temperaturi), a nitriti se mogu razgraditi u okside. Ako se zagrijavanje provodi na dovoljno visoku temperaturu ili je odgovarajući oksid nestabilan (Ag 2 O, HgO), tada produkt toplinske razgradnje može biti i metal (Cu, Cd, Ag, Hg).

Donekle pojednostavljeni dijagram termičke razgradnje nitrata prikazan je na sl. 5.

Primjeri uzastopnih transformacija koje se događaju kada se određeni nitrati zagrijavaju (temperature su dane u stupnjevima Celzijusa):

KNO 3 KNO 2 K 2 O;

Ca(NO3)2. 4H20 Ca(NO3)2Ca(NO2)2CaO;

Mg(NO3)2. 6H20 Mg(NO3)(OH)MgO;

Cu(NO3)2. 6H 2 O Cu (NO 3) 2 CuO Cu 2 O Cu;

Bi(NO3)3. 5H 2 O Bi (NO 3) 2 (OH) Bi (NO 3) (OH) 2 (NO 3) 6 Bi 2 O 3.

Unatoč složenosti procesa koji se odvijaju, kada se odgovori na pitanje što se događa kada se odgovarajući bezvodni nitrat "kalcinira" (to jest, na temperaturi od 400 - 500 o C), obično se vodi sljedećim krajnje pojednostavljenim pravilima: :

1) nitrati najaktivnijih metala (u nizu napona - lijevo od magnezija) razgrađuju se na nitrite;
2) nitrati manje aktivnih metala (u rasponu napona - od magnezija do bakra) raspadaju se na okside;
3) nitrati najmanje aktivnih metala (u nizu napona - desno od bakra) razlažu se na metal.

Pri korištenju ovih pravila treba imati na umu da u takvim uvjetima
LiNO 3 se razlaže na oksid,
Be(NO 3) 2 se na višoj temperaturi raspada u oksid,
iz Ni(NO 3) 2 se osim NiO može dobiti i Ni(NO 2) 2,
Mn(NO 3) 2 se razlaže na Mn 2 O 3,
Fe(NO 3) 2 se razlaže na Fe 2 O 3;
iz Hg(NO 3) 2 se osim žive može dobiti i njezin oksid.

Pogledajmo tipične primjere reakcija koje pripadaju ova tri tipa:

KNO 3 KNO 2 + O 2 2 N +V +2e– = N +III 1 2O– II – 4e– = O 2 2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

Zn(NO 3) 2 ZnO + NO 2 + O 2 4½ N +V + e– = N +IV 1½ 2O– II – 4e– = O 2 2Zn(NO 3) 2 = 2ZnO + 4NO 2 + O 2

AgNO 3 Ag + NO 2 + O 2 18.7. Reakcije redoks komutacije Ove reakcije mogu biti intermolekularne ili intramolekularne. Na primjer, intramolekularni ORR koji se javljaju tijekom termičke razgradnje amonijevog nitrata i nitrita pripadaju reakcijama komutacije, budući da se ovdje izjednačava oksidacijsko stanje atoma dušika: NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O (oko 200 o C) NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O (60 – 70 o C) Na višoj temperaturi (250 - 300 o C) amonijev nitrat se raspada na N 2 i NO, a na još višoj (iznad 300 o C) - na dušik i kisik, a u oba slučaja nastaje voda. Primjer međumolekularne reakcije komutacije je reakcija koja se događa kada se spoje vruće otopine kalijevog nitrita i amonijevog klorida: NH4 + NO2 = N2 + 2H20 NH4Cl + KNO2 = KCl + N2 + 2H2O Ako se slična reakcija provodi zagrijavanjem smjese kristalnog amonijevog sulfata i kalcijevog nitrata, tada se, ovisno o uvjetima, reakcija može odvijati na različite načine: (NH 4) 2 SO 4 + Ca(NO 3) 2 = 2N 2 O + 4H 2 O + CaSO 4 (t< 250 o C) (NH 4) 2 SO 4 + Ca(NO 3) 2 = 2N 2 + O 2 + 4H 2 O + CaSO 4 (t > 250 o C) 7(NH 4) 2 SO 4 + 3Ca(NO 3) 2 = 8N 2 + 18H 2 O + 3CaSO 4 + 4NH 4 HSO 4 (t > 250 o C) Prva i treća od ovih reakcija su reakcije komutacije, druga je složenija reakcija, uključujući i komutaciju atoma dušika i oksidaciju atoma kisika. Koja će se reakcija odvijati na temperaturama iznad 250 o C ovisi o omjeru reagensa. Reakcije pretvorbe koje dovode do stvaranja klora javljaju se kada se soli klornih kiselina koje sadrže kisik tretiraju klorovodičnom kiselinom, na primjer: 6HCl + KClO 3 = KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O Također, reakcijom komutacije iz plinovitog sumporovodika i sumporovog dioksida nastaje sumpor: 2H2S + SO2 = 3S + 2H20 OVR komutacije su prilično brojne i raznolike - čak uključuju i neke acidobazne reakcije, na primjer: NaH + H 2 O = NaOH + H 2. Za sastavljanje ORR komutacijskih jednadžbi koriste se ravnoteže elektrona i iona i elektrona, ovisno o tome odvija li se reakcija u otopini ili ne. 18.8. Elektroliza Proučavajući IX. poglavlje upoznali ste se s elektrolizom talina raznih tvari. Budući da se u otopinama nalaze i pokretni ioni, elektrolizi se mogu podvrgnuti i otopine raznih elektrolita. I u elektrolizi talina iu elektrolizi otopina obično se koriste elektrode od nereaktivnog materijala (grafita, platine itd.), ali ponekad se elektroliza provodi s "topivom" anodom. "Otopiva" anoda se koristi u slučajevima kada je potrebno postići elektrokemijsku vezu elementa od kojeg je anoda izrađena. Tijekom elektrolize od velike je važnosti jesu li anodni i katodni prostori odvojeni ili se elektrolit miješa tijekom reakcije - produkti reakcije u tim slučajevima mogu biti različiti. Razmotrimo najvažnije slučajeve elektrolize. 1. Elektroliza taline NaCl. Elektrode su inertne (grafit), anodni i katodni prostor su odvojeni. Kao što već znate, u ovom slučaju na katodi i anodi odvijaju se sljedeće reakcije: K: Na + e – = Na A: 2Cl – 2e – = Cl 2 Napisavši jednadžbe za reakcije koje se odvijaju na elektrodama na ovaj način, dobivamo polureakcije, s kojima se možemo pozabaviti na potpuno isti način kao u slučaju korištenja metode elektron-ionske ravnoteže: 2 Na + e – = Na 1 2Cl – 2e – = Cl 2 Dodavanjem ovih jednadžbi polureakcija dobivamo ionsku jednadžbu elektrolize 2Na + 2Cl 2Na + Cl 2 a zatim molekularni 2NaCl 2Na + Cl 2 U tom slučaju katodni i anodni prostor moraju biti odvojeni kako produkti reakcije ne bi međusobno reagirali. Industrijski se ova reakcija koristi za proizvodnju metalnog natrija. 2. Elektroliza taline K 2 CO 3 . Elektrode su inertne (platina). Katodni i anodni prostori su odvojeni. 4 K + e – = K 1 2CO 3 2 – 4e – = 2CO 2 + O 2 4K+ + 2CO 3 2 4K + 2CO 2 + O 2 2K 2 CO 3 4K + 2CO 2 + O 2 3. Elektroliza vode (H 2 O). Elektrode su inertne. 2 2H 3 O + 2e – = H 2 + 2H 2 O 1 4OH – 4e – = O 2 + 2H 2 O 4H3O + 4OH 2H2 + O2 + 6H2O 2H 2 O 2 H 2 + O 2 Voda je vrlo slab elektrolit, sadrži vrlo malo iona, pa se elektroliza čiste vode odvija izuzetno sporo. 4. Elektroliza otopine CuCl 2 . Grafitne elektrode. Sustav sadrži katione Cu 2 i H 3 O, kao i anione Cl i OH. Cu 2 ioni su jači oksidansi od H 3 O iona (vidi nizove napona), stoga će se na katodi prvo isprazniti ioni bakra, a tek kada ih ostane vrlo malo, ispraznit će se ioni oksonija. Za anione možete slijediti sljedeće pravilo:

S povećanjem oksidacijskog stanja dolazi do procesa oksidacije, a sama tvar je redukcijsko sredstvo. Kada se oksidacijsko stanje smanji, dolazi do procesa redukcije, a sama tvar je oksidacijsko sredstvo.

Opisana metoda za izjednačavanje ORR-a naziva se “metoda ravnoteže po oksidacijskim stanjima”.

Predstavljen u većini udžbenika kemije i naširoko se koristi u praksi metoda elektronske vage za izjednačavanje ORR se može koristiti uz napomenu da oksidacijsko stanje nije jednako naboju.

2. Metoda polureakcije.

U tim slučajevima, kada se reakcija odvija u vodenoj otopini (talini), pri sastavljanju jednadžbi ne polaze od promjena u oksidacijskom stanju atoma koji čine tvari koje reagiraju, već od promjena naboja stvarnih čestica, tj. , uzimaju u obzir oblik postojanja tvari u otopini (prosti ili složeni ion, atom ili molekula neotopljene ili slabo disocirajuće tvari u vodi).

U ovom slučaju pri sastavljanju ionskih jednadžbi redoks reakcija treba se pridržavati istog oblika pisanja koji je prihvaćen za ionske jednadžbe izmjenske prirode, naime: slabo topljive, slabo disocirane i plinovite spojeve treba pisati u molekularnom obliku, a ione koji ne mijenjaju svoje stanje treba isključiti iz jednadžbe. U ovom se slučaju procesi oksidacije i redukcije bilježe u obliku zasebnih polureakcija. Izjednačivši ih prema broju atoma svake vrste, polureakcije se zbrajaju, množeći svaku s koeficijentom koji izjednačava promjenu naboja oksidacijskog sredstva i redukcijskog sredstva.

Metoda polureakcije točnije odražava stvarne promjene u tvarima tijekom redoks reakcija i olakšava sastavljanje jednadžbi za te procese u ionsko-molekularnom obliku.

Jer od istog reagensi mogu se dobiti različiti produkti ovisno o prirodi medija (kiseli, alkalni, neutralni); za takve reakcije u ionskoj shemi, osim čestica koje obavljaju funkcije oksidansa i redukcionog agensa, čestica koja karakterizira reakciju medija mora biti naznačen (to jest, H + ion ili OH ion - , ili H 2 O molekula).

Primjer 5. Koristeći metodu polureakcije, poredajte koeficijente u reakciji:

KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

Riješenje. Reakciju zapisujemo u ionskom obliku, uzimajući u obzir da sve tvari osim vode disociraju na ione:

MnO 4 - + NO 2 - + 2H + ® Mn 2+ + NO 3 - + H 2 O

(K + i SO 4 2 - ostaju nepromijenjeni, stoga nisu naznačeni u ionskoj shemi). Iz ionskog dijagrama jasno je da oksidacijsko sredstvo permanganatni ion(MnO 4 -) prelazi u ion Mn 2+ i oslobađaju se četiri atoma kisika.

U kiseloj sredini Svaki atom kisika koji oslobodi oksidacijsko sredstvo veže se na 2H+ i tvori molekulu vode.

iz čega slijedi: MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O.

Nalazimo razliku u nabojima produkata i reagensa: Dq = +2-7 = -5 (znak "-" označava da se odvija proces redukcije i 5 se dodaje reagensima). Za drugi proces, konverzija NO 2 - u NO 3 -, nedostajući kisik dolazi iz vode u redukcijsko sredstvo, a kao rezultat nastaje višak H + iona, u ovom slučaju reagensi gube 2 :

NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + .

Tako dobivamo:

2 | MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O (redukcija),

5 | NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + (oksidacija).

Množenjem članova prve jednadžbe s 2, a druge s 5 i njihovim zbrajanjem dobivamo ionsko-molekulsku jednadžbu ove reakcije:

2MnO 4 - + 16H + + 5NO 2 - + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO 3 - + 10H +.

Poništavanjem identičnih čestica na lijevoj i desnoj strani jednadžbe, konačno dobivamo ionsko-molekulsku jednadžbu:

2MnO 4 - + 5NO 2 - + 6H + = 2Mn 2+ + 5NO 3 - + 3H 2 O.

Pomoću ionske jednadžbe stvaramo molekularnu jednadžbu:

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

U alkalnim i neutralnim sredinama možete se voditi sljedećim pravilima: u alkalnom i neutralnom okruženju, svaki atom kisika koji oslobađa oksidacijsko sredstvo spaja se s jednom molekulom vode, tvoreći dva hidroksidna iona (2OH -), a svaki nedostajući odlazi u redukcijsko sredstvo iz 2 OH - iona stvara jednu molekulu vode u alkalnom okruženju, au neutralnom okruženju dolazi iz vode uz oslobađanje 2 H + iona.

Ako sudjeluje u redoks reakciji vodikov peroksid(H 2 O 2), mora se uzeti u obzir uloga H 2 O 2 u specifičnoj reakciji. U H 2 O 2 kisik je u srednjem oksidacijskom stanju (-1), stoga vodikov peroksid pokazuje redoks dvojnost u redoks reakcijama. U slučajevima kada je H 2 O 2 oksidacijsko sredstvo, polureakcije imaju sljedeći oblik:

H 2 O 2 + 2H + + 2? ® 2H 2 O (kisela sredina);

H 2 O 2 +2? ® 2OH - (neutralna i alkalna sredina).

Ako je vodikov peroksid redukcijsko sredstvo:

H202 - 2? ® O 2 + 2H + (kisela sredina);

H2O2 + 2OH - - 2? ® O 2 + 2H 2 O (alkalni i neutralni).

Primjer 6. Izjednačite reakciju: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.

Riješenje. Reakciju zapisujemo u ionskom obliku:

I - + H 2 O 2 + 2H + ® I 2 + SO 4 2 - + H 2 O.

Sastavljamo polureakcije, uzimajući u obzir da je H2O2 u ovoj reakciji oksidacijsko sredstvo i da se reakcija odvija u kiseloj sredini:

1 2I - - 2= I 2,

1 H 2 O 2 + 2H + + 2® 2H 2 O.

Konačna jednadžba je: 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.

Postoje četiri vrste redoks reakcija:

1 . Međumolekularni redoks reakcije u kojima se mijenjaju oksidacijska stanja atoma elemenata koji grade različite tvari. Reakcije razmotrene u primjerima 2-6 pripadaju ovom tipu.

2 . Intramolekularni redoks reakcije u kojima se oksidacijskim stanjem mijenjaju atomi različitih elemenata iste tvari. Ovim mehanizmom odvijaju se reakcije toplinske razgradnje spojeva. Na primjer, u reakciji

Pb(NO 3) 2 ® PbO + NO 2 + O 2

mijenja oksidacijsko stanje dušika (N +5 ® N +4) i atoma kisika (O - 2 ® O 2 0) koji se nalaze unutar molekule Pb(NO 3) 2 .

3. Reakcije samooksidacije-samoozdravljenja(disproporcioniranje, dismutacija). U tom se slučaju oksidacijsko stanje istog elementa povećava i smanjuje. Reakcije disproporcioniranja karakteristične su za spojeve ili elemente tvari koji odgovaraju jednom od srednjih oksidacijskih stanja elementa.

Primjer 7. Koristeći sve gore navedene metode, izjednačite reakciju:

Riješenje.

A) Metoda ravnoteže oksidacijskog stanja.

Odredimo stupnjeve oksidacije elemenata uključenih u redoks proces prije i poslije reakcije:

K 2 MnO 4 + H 2 O ® KMnO 4 + MnO 2 + KOH.

Iz usporedbe oksidacijskih stanja proizlazi da mangan istovremeno sudjeluje u procesu oksidacije, povećavajući oksidacijsko stanje od +6 do +7, iu redukcijskom procesu, smanjujući oksidacijsko stanje od +6 do +4,2 Mn +6 ® Mn +7; Dw = 7-6 = +1 (proces oksidacije, redukcijsko sredstvo),

1 Mn +6® Mn +4; Dw = 4-6 = -2 (proces redukcije, oksidacijsko sredstvo).

Kako su u ovoj reakciji oksidans i redukciono sredstvo ista tvar (K 2 MnO 4), koeficijenti ispred nje se zbrajaju. Napišemo jednadžbu:

3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.

b) Metoda polureakcije.

Reakcija se odvija u neutralnom okruženju. Sastavljamo shemu ionske reakcije, uzimajući u obzir da je H 2 O slab elektrolit, a MnO 2 slabo topljiv oksid u vodi:

MnO 4 2 - + H 2 O ® MnO 4 - + ¯MnO 2 + OH - .

Zapisujemo polureakcije:

2 MnO 4 2 - - ? ® MnO 4 - (oksidacija),

1 MnO 4 2 - + 2H 2 O + 2? ® MnO 2 + 4OH - (redukcija).

Pomnožimo s koeficijentima i zbrojimo obje polureakcije, dobivamo ukupnu ionsku jednadžbu:

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

Molekulska jednadžba: 3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.

U ovom slučaju K 2 MnO 4 je i oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.

4. Intramolekularne oksidacijsko-redukcijske reakcije, u kojima su oksidacijska stanja atoma istog elementa izjednačena (tj. obrnuto od prethodno razmatranih), procesi su protudisproporcionalnost(prebacivanje), na primjer

NH4NO2®N2 + 2H20.

1 2N - 3 - 6? ® N 2 0 (proces oksidacije, redukcijsko sredstvo),

1 2N +3 + 6?® N 2 0 (proces redukcije, oksidacijsko sredstvo).

Najteže su one redoks reakcije u kojima se atomi ili ioni ne jednog, već dva ili više elemenata istovremeno oksidiraju ili reduciraju.

Primjer 8. Koristeći gore navedene metode, izjednačite reakciju:

3 -2 +5 +5 +6 +2

As 2 S 3 + HNO 3 ® H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO.

Prije navođenja primjera redoks reakcija s otopinom, ističemo glavne definicije povezane s tim transformacijama.

Oni atomi ili ioni koji tijekom međudjelovanja s padom mijenjaju svoje oksidacijsko stanje (primaju elektrone) nazivaju se oksidansima. Među tvarima s takvim svojstvima su jake anorganske kiseline: sumporna, klorovodična, dušična.

Oksidator

Permanganati i kromati alkalnih metala također su jaki oksidansi.

Oksidator tijekom reakcije prihvaća ono što mu je potrebno prije dovršetka energetske razine (uspostavljanje dovršene konfiguracije).

Reducirajuće sredstvo

Svaka shema redoks reakcije uključuje identifikaciju redukcijskog sredstva. Uključuje ione ili neutralne atome koji mogu povećati svoje oksidacijsko stanje tijekom interakcije (oni doniraju elektrone drugim atomima).

Tipični redukcijski agensi uključuju atome metala.

Procesi u OVR-u

Što još karakteriziraju promjena oksidacijskih stanja polaznih tvari.

Oksidacija uključuje proces otpuštanja negativnih čestica. Redukcija uključuje njihovo prihvaćanje od drugih atoma (iona).

Algoritam raščlanjivanja

Primjeri redoks reakcija s otopinama ponuđeni su u raznim referentnim materijalima namijenjenim pripremi učenika srednjih škola za završne testove iz kemije.

Kako bi se uspješno nosili sa zadacima predloženim u OGE i Jedinstvenom državnom ispitu, važno je svladati algoritam za sastavljanje i analizu redoks procesa.

1. Prije svega, vrijednosti naboja dodijeljene su svim elementima u tvarima predloženim u dijagramu.
2. Ispisani su atomi (ioni) s lijeve strane reakcije koji su tijekom interakcije promijenili svoje pokazatelje.
3. Kada se stupanj oksidacije povećava, koristi se znak "-", a kada se stupanj oksidacije smanjuje, "+".
4. Najmanji zajednički višekratnik (broj kojim se dijele bez ostatka) određuje se između danog i prihvaćenog elektrona.
5. Kada NOC podijelimo s elektronima, dobivamo stereokemijske koeficijente.
6. Stavljamo ih ispred formula u jednadžbi.

Prvi primjer iz OGE

U devetom razredu ne znaju svi učenici riješiti redoks reakcije. Zbog toga rade mnogo grešaka i ne dobivaju visoke ocjene za OGE. Algoritam radnji dat je gore, pokušajmo ga sada razraditi na konkretnim primjerima.

Posebnost zadataka koji se odnose na raspored koeficijenata u predloženoj reakciji, a koji se daju maturantima osnovnog stupnja obrazovanja, je da su zadane i lijeva i desna strana jednadžbe.

Ovo uvelike pojednostavljuje zadatak, jer ne morate samostalno izmišljati proizvode interakcije ili birati početne tvari koje nedostaju.

Na primjer, predlaže se korištenje elektroničke vage za identifikaciju koeficijenata u reakciji:

Na prvi pogled, ova reakcija ne zahtijeva stereokemijske koeficijente. No, da bismo potvrdili svoje stajalište, potrebno je da svi elementi imaju brojeve naboja.

U binarnim spojevima, koji uključuju bakreni oksid (2) i željezni oksid (2), zbroj oksidacijskih stanja je nula, s obzirom da je za kisik -2, za bakar i željezo ovaj pokazatelj je +2. Jednostavne tvari ne predaju (ne prihvaćaju) elektrone, pa ih karakterizira nulto oksidacijsko stanje.

Napravimo elektronsku ravnotežu, pokazujući znakom "+" i "-" broj primljenih i predanih elektrona tijekom interakcije.

Fe 0 -2e=Fe 2+.

Budući da je broj primljenih i doniranih elektrona tijekom interakcije isti, nema smisla pronalaziti najmanji zajednički višekratnik, određivati ​​stereokemijske koeficijente i stavljati ih u predloženu shemu interakcije.

Da bi se dobio maksimalan broj bodova za zadatak, potrebno je ne samo napisati primjere redoks reakcija s otopinama, već i posebno napisati formulu oksidansa (CuO) i redukcionog agensa (Fe).

Drugi primjer s OGE

Navedimo još primjera redoks reakcija s otopinama s kojima se mogu susresti učenici devetih razreda koji su za završni ispit odabrali kemiju.

Pretpostavimo da je predloženo postavljanje koeficijenata u jednadžbu:

Na+HCl=NaCl+H2.

Da bi se riješio zadatak, prvo je važno odrediti oksidacijska stanja svake jednostavne i složene tvari. Za natrij i vodik oni će biti jednaki nuli, jer su to jednostavne tvari.

U klorovodičnoj kiselini vodik ima pozitivno oksidacijsko stanje, a klor negativno oksidacijsko stanje. Nakon slaganja koeficijenata dobivamo reakciju s koeficijentima.

Prvi s Jedinstvenog državnog ispita

Kako komplementirati redoks reakcije? Primjeri s rješenjima pronađenim na Jedinstvenom državnom ispitu (11. razred) zahtijevaju popunjavanje praznina, kao i postavljanje koeficijenata.

Na primjer, trebate nadopuniti reakciju elektroničkom vagom:

H 2 S+ HMnO 4 = S+ MnO 2 +…

Prepoznajte redukcijsko sredstvo i oksidacijsko sredstvo u predloženoj shemi.

Kako naučiti pisati redoks reakcije? Uzorak pretpostavlja korištenje određenog algoritma.

Prvo, u svim tvarima danim prema uvjetima zadatka, potrebno je postaviti oksidacijska stanja.

Zatim morate analizirati koja tvar može postati nepoznat proizvod u ovom procesu. Budući da postoji oksidacijsko sredstvo (ulogu ima mangan) i redukcijsko sredstvo (uloga mu je sumpor), oksidacijska stanja u željenom proizvodu se ne mijenjaju, dakle, to je voda.

Raspravljajući o tome kako ispravno riješiti redoks reakcije, napominjemo da će sljedeći korak biti sastavljanje elektroničkog omjera:

Mn +7 uzima 3 e= Mn +4 ;

S -2 daje 2e= S 0 .

Kation mangana je redukcijsko sredstvo, a anion sumpora je tipično oksidacijsko sredstvo. Budući da će najmanji višekratnik primljenih i doniranih elektrona biti 6, dobivamo koeficijente: 2, 3.

Posljednji korak bit će umetanje koeficijenata u izvornu jednadžbu.

3H 2 S+ 2HMnO 4 = 3S+ 2MnO 2 + 4H 2 O.

Drugi uzorak OVR-a na Jedinstvenom državnom ispitu

Kako pravilno formulirati redoks reakcije? Primjeri s rješenjima pomoći će vam razraditi algoritam radnji.

Predlaže se korištenje metode elektroničke ravnoteže za popunjavanje praznina u reakciji:

PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…

Poredamo oksidacijska stanja svih elemenata. U ovom procesu, oksidacijska svojstva se manifestiraju manganom, koji je dio sastava, a redukcijsko sredstvo mora biti fosfor, mijenjajući svoje oksidacijsko stanje u pozitivno u fosfornoj kiselini.

Prema postavljenoj pretpostavci dobivamo reakcijsku shemu, zatim sastavljamo jednadžbu ravnoteže elektrona.

P -3 daje 8 e i pretvara se u P +5;

Mn +7 uzima 3e, postajući Mn +4.

LOC će biti 24, pa fosfor mora imati stereometrijski koeficijent 3, a mangan -8.

Stavljamo koeficijente u rezultirajući proces, dobivamo:

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

Treći primjer iz Jedinstvenog državnog ispita

Koristeći elektron-ionsku ravnotežu, morate stvoriti reakciju, navesti redukcijsko sredstvo i oksidacijsko sredstvo.

KMnO 4 + MnSO 4 +…= MnO 2 +…+ H2SO 4.

Prema algoritmu slažemo oksidacijska stanja svakog elementa. Zatim utvrđujemo one tvari koje nedostaju u desnom i lijevom dijelu procesa. Ovdje su navedeni redukcijsko sredstvo i oksidacijsko sredstvo, tako da se oksidacijska stanja spojeva koji nedostaju ne mijenjaju. Izgubljeni proizvod bit će voda, a početni spoj kalijev sulfat. Dobivamo reakcijsku shemu za koju ćemo izraditi elektronsku vagu.

Mn +2 -2 e= Mn +4 3 redukcijsko sredstvo;

Mn +7 +3e= Mn +4 2 oksidacijsko sredstvo.

Upisujemo koeficijente u jednadžbu, zbrajajući atome mangana na desnoj strani procesa, budući da se odnosi na proces disproporcioniranja.

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

Zaključak

Redoks reakcije su od posebne važnosti za funkcioniranje živih organizama. Primjeri OVR su procesi truljenja, fermentacije, živčane aktivnosti, disanja i metabolizma.

Oksidacija i redukcija su relevantni za metaluršku i kemijsku industriju, zahvaljujući takvim procesima moguće je obnoviti metale iz njihovih spojeva, zaštititi ih od kemijske korozije i preraditi.

Za sastavljanje redoks procesa u organskoj tvari potrebno je koristiti određeni algoritam radnji. Prvo se u predloženoj shemi postavljaju oksidacijska stanja, zatim se određuju oni elementi koji su povećali (smanjili) indikator i bilježi se elektronska ravnoteža.

Ako slijedite gore predloženi slijed radnji, lako ćete se nositi sa zadacima ponuđenim u testovima.

Pored metode elektronske bilance, raspored koeficijenata je moguć i sastavljanjem polureakcija.