Те включват реакции, при които реагиращите вещества обменят електрони, като същевременно променят степента на окисление на атомите на елементите, които съставляват реагиращите вещества.

Например:

Zn + 2H + → Zn 2+ + H 2,

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

Преобладаващото мнозинство химична реакцияса редокс, те играят изключително важна роля.

Окислението е процес на даряване на електрони от атом, молекула или йон.

Ако един атом дари своите електрони, тогава той придобива положителен заряд:

Например:

Al - 3e - = Al 3+

H2-2e- = 2H+

Окислението повишава степента на окисление.

Ако отрицателно зареден йон (заряд -1), например Cl -, отстъпи 1 електрон, тогава той става неутрален атом:

2Cl - - 2e - = Cl 2

Ако положително зареден йон или атом дарява електрони, тогава стойността на неговия положителен заряд се увеличава в зависимост от броя на дарените електрони:

Fe 2+ - e - = Fe 3+

Редукцията е процесът на прикрепване на електрони към атом, молекула или йон.

Ако един атом прикрепи електрони, тогава той се превръща в отрицателно зареден йон:

Например:

Сl 2 + 2- = 2Сl -

S + 2e - = S 2-

Ако положително зареден йон приеме електрони, тогава стойността на неговия заряд намалява:

Fe 3+ + e- = Fe 2+

или може да отиде до неутрален атом:

Fe 2+ + 2e- = Fe 0

Окислителят е атом, молекула или йон, който приема електрони. Редуциращ агент е атом, молекула или йон, който дарява електрони.

Окислителят се редуцира по време на реакцията, редуциращият агент се окислява.

Окислението винаги е придружено от редукция и обратно, редукцията винаги е свързана с окисляване, което може да се изрази с уравненията:

Редуциращ агент - e - ↔ Окислител

Окислител + e - ↔ Редуциращ агент

Следователно окислително-редукционните реакции са единство от два противоположни процеса – окисление и редукция

Най-важните редуциращи и окислителни агенти

Редуциращи агенти

Окислители

Метали, водород, въглища Въглероден оксид (II) CO Сероводород H 2 S, серен оксид (IV) SO 2, сярна киселина H 2 SO 3 и неговите соли Йодоводородна киселина HI, бромоводородна киселина HBr, солна киселина HCl Калай (II) хлорид SnCl 2, железен (II) сулфат FeSO 4, манган (II) сулфат MnSO 4, хром (III) сулфат Cr 2 (SO 4) 3 Азотна киселина HNO 2, амоняк NH 3, хидразин N 2 H 4, азотен оксид (II) NO Фосфорна киселина H 3 PO 3 Алдехиди, алкохоли, мравчена и оксалова киселини, глюкоза Катод за електролиза

Халогени Калиев перманганат KMnO 4, калиев манганат K 2 MnO 4, манганов (IV) оксид MnO 2 Калиев дихромат K 2 Cr 2 O 7, калиев хромат K 2 CrO 4 Азотна киселина HNO 3 Кислород O 2, озон O 3, водороден прекис Н 2 О 2 Сярна киселина H 2 SO 4 (конц.), Селенова киселина H 2 SeO 4 Меден (II) оксид CuO, сребърен (I) оксид Ag 2 O, оловен (IV) оксид PbO 2 Йони на благородни метали (Ag +, Au 3+ и др.) Железен (III) хлорид FeCl 3 Хипохлорити, хлорати и перхлорати Царска водка, смес от концентрирани азотни и флуороводородни киселини Анод за електролиза

Метод на електронен баланс.

За изравняване на ORR се използват няколко метода, от които засега ще разгледаме един - методът на електронния баланс.

Нека напишем уравнението за реакцията между алуминий и кислород:

Al + O 2 = Al 2 O 3

Не се заблуждавайте от простотата на това уравнение. Нашата задача е да измислим метод, който в бъдеще ще ви позволи да изравните много по-сложни реакции.

И така, какво представлява методът на електронния баланс? Балансът е равенство. Следователно броят на електроните, които един елемент отказва и друг елемент получава в тази реакция, трябва да бъде равен. Първоначално това число изглежда различно, което се вижда от различни степениокисление на алуминий и кислород:

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

Алуминият дарява електрони (придобива положително състояние на окисление), а кислородът приема електрони (придобива отрицателно състояние на окисление). За да получи степен на окисление +3, алуминиевият атом трябва да даде 3 електрона. Една кислородна молекула, за да се превърне в кислородни атоми със степен на окисление от -2, трябва да приеме 4 електрона:

Al 0 - 3e- = Al +3

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

За да се изравни броят на дадените и получени електрони, първото уравнение трябва да се умножи по 4, а второто по 3. За да направите това, достатъчно е да преместите броя на дадените и получени електрони срещу горния и долния ред, както е показано на диаграмата по-горе.

Ако сега в уравнението пред редуциращия агент (Al) поставим коефициента 4, който намерихме, а пред окислителя (O 2) - коефициента, който намерихме 3, тогава броят на дадените и получени електрони се изравнява и става равен на 12. Електронният баланс е постигнат. Вижда се, че преди реакционния продукт Al 2 O 3 е необходим фактор 2. Сега уравнението на редокс реакцията е равно на:

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3

Всички предимства на метода на електронния баланс се проявяват в по-сложни случаи от окисляването на алуминия с кислород.

Например, добре познатият "калиев перманганат" - калиев перманганат KMnO 4 - е силен окислител поради Mn атома в степен на окисление +7. Дори хлорният анион Cl - му дава електрон, превръщайки се в хлорен атом. Понякога се използва за производство на хлорен газ в лабораторията:

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

Нека съставим диаграма на електронен баланс:

Mn +7 + 5e- = Mn +2

2Cl - - 2e- = Cl 2 0

Две и пет са основните коефициенти на уравнението, благодарение на които е лесно да се намерят всички останали коефициенти. Преди Cl 2 трябва да поставите коефициент 5 (или 2 × 5 = 10 пред KСl), а преди KMnO 4 - фактор 2. Всички останали фактори са обвързани с тези два фактора. Това е много по-лесно от простото изброяване на числа.

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

За да изравните броя на атомите К (12 атома отляво), трябва да поставите фактор 6 пред K 2 SO 4 от дясната страна на уравнението. Накрая, за да изравните кислорода и водорода, е достатъчно да поставите фактор 8 пред H 2 SO 4 и H 2 O. Получихме уравнението в окончателен вид.

Методът на електронния баланс, както виждаме, не изключва обичайния избор на коефициенти в уравненията на редокс реакциите, но може значително да улесни такъв подбор.

Съставяне на уравнението за реакцията на медта с разтвор на паладиев (II) нитрат. Нека запишем формулите на началните и крайните вещества на реакцията и да покажем промените в степените на окисление:

от което следва, че за редуциращ агент и окислител коефициентите са равни на 1. Крайното уравнение на реакцията:

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

Както може да се види, електроните не се появяват в общото уравнение на реакцията.

За да проверим правилността на съставеното уравнение, преброяваме броя на атомите на всеки елемент в дясната и лявата му страна. Например, от дясната страна има 6 кислородни атома, от лявата страна също има 6 атома; паладий 1 и 1; медта също е 1 и 1. Това означава, че уравнението е съставено правилно.

Пренаписваме това уравнение в йонна форма:

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

И след като намалим същите йони, получаваме

Cu + Pd 2+ = Cu 2+ + Pd

Формулиране на реакционното уравнение за взаимодействието на манганов (IV) оксид с концентрирана солна киселина

(с помощта на тази реакция в лабораторията се получава хлор).

Нека запишем формулите на началните и крайните вещества на реакцията:

НCl + МnО 2 → Сl 2 + MnСl 2 + Н 2 О

Нека покажем промяната в степените на окисление на атомите преди и след реакцията:

Тази реакция е редокс, тъй като степените на окисление на хлорните и мангановите атоми се променят. НCl е редуциращ агент, MnО 2 е окислител. Ние съставяме електронни уравнения:

и намерете коефициентите за редуктор и окислител. Те са съответно равни на 2 и 1. Коефициентът 2 (а не 1) се задава, защото 2 хлорни атома със степен на окисление -1 даряват 2 електрона. Този коефициент вече е в електронното уравнение:

2HCl + MnO 2 → Сl 2 + MnСl 2 + Н 2 О

Намираме коефициентите за други реагенти. От електронните уравнения се вижда, че за 2 mol HCl има 1 mol MnO2. Но като се има предвид, че за свързване на получения двойно зареден манганов йон са необходими още 2 mol киселина, пред редуциращия агент трябва да се постави фактор 4. Тогава водата ще се окаже 2 mol. Окончателното уравнение е

4НCl + МnО 2 = Сl 2 + MnСl 2 + 2Н 2 О

Проверката на правописа на уравнение може да се ограничи до преброяване на броя на атомите на един елемент, например хлор: 4 отляво и 2 + 2 = 4 отдясно.

Тъй като методът на електронния баланс изобразява уравненията на реакцията в молекулярна форма, след компилиране и проверка, те трябва да бъдат записани в йонна форма.

Нека пренапишем това уравнение в йонна форма:

4Н + + 4Сl - + МnО 2 = Сl 2 + Мn 2 + + 2Сl - + 2Н 2 О

и след премахване на идентични йони в двете страни на уравнението, получаваме

4Н + + 2Сl - + МnО 2 = Сl 2 + Мn 2 + + 2Н 2 О

Формулиране на уравнението на реакцията за взаимодействие на сероводород с подкиселен разтвор на калиев перманганат.

Нека напишем реакционната схема - формулите на изходните и получените вещества:

Н 2 S + КМnO 4 + Н 2 SO 4 → S + МnSО 4 + К 2 SO 4 + Н 2 О

След това ще покажем промяната в степените на окисление на атомите преди и след реакцията:

Степента на окисление на атомите на сярата и мангана се променя (H 2 S е редуциращ агент, KMnO 4 е окислител). Съставяме електронни уравнения, т.е. изобразяваме процесите на откат и прикрепване на електрони:

И накрая, намираме коефициентите за окислителя и редуктора, а след това и за другите реагенти. От електронните уравнения се вижда, че е необходимо да се вземат 5 mol Н 2 S и 2 mol КМnО 4, след което получаваме 5 mol S атоми и 2 mol МnSО 4. Освен това, сравнявайки атомите в лявата и дясната част на уравнението, откриваме, че също се образуват 1 mol K 2 SO 4 и 8 mol вода. Окончателното уравнение на реакцията ще бъде

5Н 2 S + 2КМnО 4 + ЗН 2 SO 4 = 5S + 2МnSО 4 + К 2 SO 4 + 8Н 2 О

Правилността на записването на уравнението се потвърждава чрез преброяване на атомите на един елемент, например кислород; от лявата им страна 2 4 + 3 4 = 20 и от дясната страна 2 4 + 4 + 8 = 20.

Пренаписваме уравнението в йонна форма:

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

Известно е, че правилно написано уравнение на реакцията е израз на закона за запазване на масата на веществата. Следователно броят на едни и същи атоми в изходните материали и реакционните продукти трябва да бъде еднакъв. Таксите също трябва да бъдат запазени. Сумата от зарядите на изходните материали винаги трябва да бъде равна на сумата от зарядите на реакционните продукти.

Методът на електронно-йонния баланс е по-универсален от метода на електронния баланс и има неоспоримо предимство при избора на коефициенти в много редокс реакции, по-специално с участието органични съединения, при което дори процедурата за определяне на степените на окисление е много сложна.

OVR класификация

Има три основни типа редокс реакции:

1) Реакции на междумолекулно окисляване-редукция
(когато окислителят и редуциращият агент са различни вещества);

2) Реакции на диспропорциониране
(когато едно и също вещество може да служи като окислител и редуциращ агент);

3) Реакции на вътрешномолекулно окисляване-редукция
(когато една част от молекулата действа като окислител, а другата като редуциращ агент).>

Нека разгледаме примери за три вида реакции.

1. Реакциите на междумолекулно окисляване-редукция са всички реакции, които вече разгледахме в този параграф.
Помислете малко повече труден случай, когато не целият окислител може да се изразходва в реакцията, тъй като част от него участва в обичайната - нередокс обменна реакция:

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

Част от частиците NO 3 - участва в реакцията като окислител, давайки азотен оксид NO, а част от йоните NO 3 - непроменени, преминават в медното съединение Cu (NO 3) 2. Нека съставим електронен баланс:

Cu 0 - 2e- = Cu +2

N +5 + 3e- = N +2

Нека поставим коефициент 3, намерен за мед, пред Cu и Cu (NO 3) 2. Но коефициентът 2 трябва да се постави само пред NO, тъй като целият азот в него участва в редокс реакцията. Би било грешка да се постави коефициент 2 пред HNO 3, тъй като това вещество включва и онези азотни атоми, които не участват в окислително-редукционните процеси и са част от продукта Cu (NO 3) 2 (частици NO 3 - тук понякога се нарича "йон-наблюдател").

Останалите коефициенти се избират без затруднения, като се използват вече намерените:

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

2. Реакциите на диспропорциониране възникват, когато молекулите на едно и също вещество са способни да се окисляват и редуцират взаимно. Това става възможно, ако веществото съдържа атоми на някакъв елемент в междинно окислително състояние.

Следователно степента на окисление може както да намалява, така и да се увеличава. Например:

HN +3 O 2 = HN +5 O 3 + N +2 O + H 2 O

Тази реакция може да се разглежда като реакция между HNO 2 и HNO 2 като окислител и редуциращ агент и може да се приложи методът на електронния баланс:

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

Получаваме уравнението:

2HNO 2 + 1HNO 2 = 1 HNO 3 + 2 NO + H 2 O

Или, като добавите заедно моловете HNO 2:

3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O

Вътрешномолекулните окислително-редукционни реакции възникват, когато окислителни и редуциращи атоми са съседни в молекула. Помислете за разлагането на бертолетовата сол KClO 3 при нагряване:

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

Това уравнение също се подчинява на изискването за електронен баланс:

Cl +5 + 6e- = Cl -

2O -2 - 2e- = O 2 0

Тук възниква трудността – кой от двата намерени коефициента да се постави пред KClO 3 – все пак тази молекула съдържа както окислител, така и редуциращ агент?

В такива случаи намерените коефициенти се поставят преди произведенията:

KClO 3 = 2KCl + 3O 2

Сега е ясно, че KClO 3 трябва да бъде предшестван от коефициент 2.

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2

Реакцията на вътрешномолекулно разлагане на бертолетовата сол при нагряване се използва за получаване на кислород в лабораторията.

Метод на полуреакция

Както подсказва името, този метод се основава на изготвянето на йонни уравнения за процеса на окисление и процеса на редукция, последвано от тяхното сумиране в общо уравнение.
Като пример, нека изготвим уравнението на същата реакция, която беше използвана за обяснение на метода на електронния баланс.
Когато сероводородът H 2 S се пропусне през подкиселен разтвор на калиев перманганат KMnO 4, пурпурният цвят изчезва и разтворът става мътен.
Опитът показва, че мътността на разтвора възниква в резултат на образуването на елементарна сяра, т.е. хода на процеса:

H 2 S → S + 2H +

Тази схема е изравнена за броя на атомите. За да се изравни броят на зарядите, два електрона трябва да бъдат извадени от лявата страна на веригата, след което стрелката може да бъде заменена със знак за равенство:

Н 2 S - 2е - = S + 2H +

Това е първата полуреакция - процесът на окисляване на редуктора Н 2 S.

Оцветяването на разтвора е свързано с преминаването на йона MnO 4 - (има малинов цвят) в йона Mn 2+ (практически безцветен и само при висока концентрация има леко розов цвят), което може да се изрази с схема

MnO 4 - → Mn 2+

В кисел разтвор кислородът, който е част от йоните на MnO 4, заедно с водородните йони, в крайна сметка образува вода. Следователно, ние записваме процеса на преход, както следва:

MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O

За да замените стрелката със знак за равенство, зарядите също трябва да бъдат изравнени. Тъй като първоначалните вещества имат седем положителни заряда (7+), а крайните имат два положителни (2+), тогава за да се изпълни условието за запазване на зарядите, е необходимо да добавите пет електрона към лявата страна на веригата :

MnO 4 - + 8H + + 5e - = Mn 2+ + 4H 2 O

Това е втората полуреакция - процесът на редукция на окислителя, т.е. перманганатен йон

Да композирам общо уравнениереакция, уравненията на полуреакциите трябва да се добавят член по член, като предварително се изравни броят на подадените и получени електрони. В този случай, съгласно правилата за намиране на най-малкото кратно, се определят съответните фактори, по които се умножават уравненията на полуреакциите. Накратко, записът се извършва по следния начин:

И след като намалихме с 10H +, най-накрая получаваме

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

Проверяваме правилността на уравнението, съставено в йонна форма: броят на кислородните атоми от лявата страна е 8, от дясната страна 8; брой заряди: от лявата страна (2 -) + (6+) = 4+, от дясната страна 2 (2+) = 4+. Уравнението е правилно, тъй като атомите и зарядите са равни.

По метода на полуреакциите уравнението на реакцията се съставя в йонна форма. За да преминем от него към уравнение в молекулярна форма, ние действаме по следния начин: от лявата страна на йонното уравнение избираме съответния катион за всеки анион, а за всеки катион - анион. След това записваме същите йони в същото число в дясната страна на уравнението, след което комбинираме йоните в молекули:

По този начин съставянето на уравненията на редокс реакциите с помощта на метода на полуреакция води до същия резултат като метода на електронния баланс.

Нека сравним двата метода. Предимството на метода на полуреакциите в сравнение с метода на електронния баланс е, че. че не използва хипотетични йони, а реални. Наистина в разтвора няма йони, но има йони.

При метода на полуреакция не е необходимо да знаете степента на окисление на атомите.

Писането на индивидуални йонни уравнения на полуреакция е необходимо за разбиране химични процесив галванична клетка и по време на електролиза. При този метод е видима ролята на средата като активен участник в целия процес. И накрая, когато използвате метода на полуреакция, не е необходимо да знаете всички получени вещества, те се появяват в уравнението на реакцията, когато е получено. Поради това трябва да се даде предпочитание на метода на полуреакциите и да се прилага при съставянето на уравнения за всички редокс реакции, които протичат във водни разтвори.

Много вещества имат специални свойства, които в химията обикновено се наричат ​​окислителни или редуциращи.

Сам химични веществапроявяват свойствата на окислители, други - на редуциращи агенти, докато някои съединения могат да проявяват и двете свойства едновременно (например водороден прекис Н 2 О 2).

Какво е окислител и редуциращ агент, окисляване и редукция?

Редокс свойствата на веществото са свързани с процеса на отдаване и приемане на електрони от атоми, йони или молекули.

Окислителят е вещество, което поема електрони в хода на реакцията, тоест се редуцира; редуциращ агент - отдава електрони, тоест се окислява. Процесите на прехвърляне на електрони от едно вещество към друго обикновено се наричат ​​редокс реакции.

Съединения, съдържащи атоми на елементи с максимално окислително състояние, могат да бъдат окислители само поради тези атоми, тъй като те вече са се отказали от всичките си валентни електрони и са в състояние да приемат само електрони. Максималното окислително състояние на атом на елемент е равно на номера на групата в периодичната таблица, към която принадлежи този елемент. Съединения, съдържащи атоми на елементи с минимална степен на окисление, могат да служат само като редуциращи агенти, тъй като те са способни само да даряват електрони, тъй като външното енергийно ниво на такива атоми се допълва от осем електрона

ОкислителиДали частици (атоми, молекули или йони), които приемат електронипо време на химическа реакция. В този случай степента на окисление на окислителя слиза... В същото време, окислители възстановявам се.

Редуциращи агенти Дали частици (атоми, молекули или йони), които даряват електронипо време на химическа реакция. В този случай степента на окисление на редуктора се издига... В същото време редуциращите агенти окислени.

Химикалите могат да бъдат категоризирани типични окислители, типични редуциращи агентии вещества, които могат да се проявяват както окислителни, така и редуциращи свойства... Някои вещества практически не проявяват редокс активност.

ДА СЕ типични окислители включват:

• прости неметални вещества с най-силни окислителни свойства (флуор F 2, кислород O 2, хлор Cl 2);
• йониметали или неметалис високи положителни (обикновено по-високи) степени на окисление : киселини (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), соли (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), оксиди (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
• съединения, съдържащи някои метални катионикато има високи степени на окисление: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ и др.

Типични редуциращи агенти По правило е:

• прости вещества-метали(редукционната способност на металите се определя от редица електрохимични активности);
• сложни вещества, които съдържат атоми или йони на неметали с отрицателна (обикновено най-ниска) степен на окисление: бинарни водородни съединения (H 2 S, HBr), соли на аноксиновите киселини (K 2 S, NaI);
• някои съединения, съдържащи катиони с минимално положително окислително състояние(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), които, дарявайки електрони, могат да повишат степента на окисление;
• съединения, съдържащи комплексни йони, състоящи се от неметали с междинна положителна степен на окисление(S +4 O 3) 2–, (НР +3 O 3) 2–, в които елементите могат да даряват електрони, увеличете положителното си окислително състояние.

Повечето други вещества могат да се проявяват както окислителни, така и редуциращи свойства.

Типичните окислители и редуциращи агенти са изброени в таблицата.

В лабораторната практика най-често използваните са следните окислители :

калиев перманганат (KMnO 4);

калиев дихромат (K2Cr2O7);

азотна киселина (HNO 3);

концентриран сярна киселина(H2S04);

водороден прекис (H2O2);

манганови (IV) и оловни (IV) оксиди (MnO 2, PbO 2);

разтопен калиев нитрат (KNO 3) и стопилки на някои други нитрати.

ДА СЕ реставратори които се прилагат v лабораторна практика свързани:

• магнезий (Mg), алуминий (Al), цинк (Zn) и други активни метали;
• водород (H 2) и въглерод (C);
• калиев йодид (KI);
• натриев сулфид (Na 2 S) и сероводород (H 2 S);
• натриев сулфит (Na2SO3);
• калаен хлорид (SnCl 2).

Класификация на редокс реакции

Редокс реакциите обикновено се делят на четири типа: междумолекулни, вътрешномолекулни, реакции на диспропорциониране (самоокисление-самовъзстановяване) и реакции на контрадиспропорциониране.

Междумолекулни реакции продължете с промяна в степента на окисление различни елементиот различни реагенти... В такъв случай, различни окислителни и редукционни продукти .

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

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

Вътремолекулни реакции Са реакции, при които различни елементиот един реагентотидете на различни продукти, например:

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

2 NaN +5 O -2 3 → 2 NaN +3 O 2 + O 0 2.

Реакции на диспропорционалност (самоокисление-самовъзстановяване) са реакции, при които окислител и редуциращ агент - същия елемент от един реагент,което в същото време влиза в различни продукти:

3Br 2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO 3 + 3 H 2 O,

Препропорциониране (пропорциониране, контрадиспропорционалност ) Реакции, в които са окислителят и редуциращият агент същият артикул, Коя от различни реагентиотива в един продукт... Реакция, противоположна на диспропорцията.

2H 2 S -2 + S +4 O 2 = 3S + 2H2O

Основни правила за съставяне на редокс реакции

Редокс реакциите са придружени от окислителни и редукционни процеси:

ОкислениеТова е процесът на даряване на електрони от редуциращия агент.

Възстановяване Това е процесът на свързване на електрони чрез окислител.

Окислител възстановява сеи редуктор окислява .

При редокс реакции, електронен баланс: броят на електроните, които редуциращият агент отдава, е равен на броя на електроните, които получава окислителят. Ако балансът е изготвен неправилно, няма да можете да съставите сложни OVR.

Използват се няколко метода за съставяне на редокс реакции (ORR): метод на електронния баланс, метод на електронно-йонния баланс (метод на полуреакция) и др.

Нека разгледаме подробно метод на електронен баланс .

Доста лесно е да се "идентифицира" OVR - достатъчно е да се подредят степени на окисление във всички съединения и да се определи, че атомите променят степента на окисление:

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

Изписваме отделно атомите на елементите, които променят степента на окисление, в състоянието ПРЕДИ реакцията и СЛЕД реакцията.

Степента на окисление се променя от атомите на манган и сяра:

S -2 -2e = S 0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Манганът абсорбира 1 електрон, сярата дарява 2 електрона. В този случай е необходимо това електронен баланс. Следователно е необходимо да се удвои броят на мангановите атоми и да се остави броят на серните атоми непроменен. Посочваме балансовите фактори както преди реагентите, така и преди продуктите!

Схема за съставяне на уравненията на OVR по метода на електронния баланс:

Внимание!В реакцията може да има няколко окислителни или редуциращи агенти. Балансът трябва да бъде направен така, че ОБЩИЯТ брой на дадени и получени електрони да е еднакъв.

Общи модели на редокс реакции

Продуктите на редокс реакцията често зависят от условия на процеса... Обмисли основните фактори, влияещи върху протичането на редокс реакциите.

Най-очевидният детерминант е среда за реакционен разтвор -. Обикновено (но не е задължително) агентът, който определя средата, е посочен сред реагентите. Възможни са следните опции:

• окислителна активност се увеличава в по-кисела среда и окислителят се намалява по-дълбоко(например калиев перманганат, KMnO 4, където Mn +7 в кисела среда се редуцира до Mn +2, а в алкална среда - до Mn +6);
• окислителна активност се увеличава в по-алкална среда, а окислителят се редуцира по-дълбоко (например калиев нитрат KNO 3, където N +5, когато взаимодейства с редуциращ агент в алкална среда, се редуцира до N -3);
• или окислителят практически не се влияе от промените в околната среда.

Средата на реакцията позволява да се определи съставът и формата на съществуване на останалите продукти на ORP. Основният принцип е, че се образуват продукти, които не взаимодействат с реагенти!

Забележка! ЕАко средата на разтвора е кисела, тогава основи и основни оксиди не могат да присъстват сред реакционните продукти, тъй като те взаимодействат с киселина. Обратно, в алкална среда образуването на киселина и киселинен оксид е изключено. Това е една от най-честите и най-груби грешки.

Също така, посоката на потока ORR се влияе от естеството на реагентите. Например, при взаимодействието на азотната киселина HNO 3 с редуциращи агенти се наблюдава закономерност - колкото по-голяма е активността на редуктора, толкова повече азот N +5 се редуцира.

При увеличаване температура повечето OVR, като правило, работят по-интензивно и по-дълбоко.

При хетерогенни реакции съставът на продуктите често се влияе от степен на смилане твърда материя ... Например цинкът на прах с азотна киселина образува някои продукти, докато гранулираният цинк образува напълно други. Как повече степенсмилайки реагента, толкова по-голяма е неговата активност, обикновено.

Нека разгледаме най-типичните лабораторни окислители.

Основни схеми на редокс реакции

Схема за възстановяване на перманганат

Перманганатите съдържат мощен окислител - манганв степен на окисление +7. Мангановите соли +7 оцветяват разтвора лилавоЦвят.

Перманганатите, в зависимост от средата на реакционния разтвор, се редуцират по различни начини.

V кисела среда възстановяването става по-дълбоко, преди Mn 2+... Мангановият оксид в степен на окисление +2 проявява основни свойства, следователно, кисела среда се образува сол. Манганови соли +2 безцветен... V неутрален разтвор манганът се възстановява до окислително състояние +4 , с образование амфотерен оксид MnO 2 — кафяво утайка, неразтворима в киселини и основи. V алкалнаоколната среда, манганът е намален минимално - до най-близкия степен на окисление +6 ... Мангановите съединения +6 проявяват киселинни свойства; в алкална среда образуват соли - манганати... Манганатите придават на разтвора зелено оцветяване .

Нека разгледаме взаимодействието на калиев перманганат KMnO 4 с калиев сулфид в кисела, неутрална и алкална среда. При тези реакции продуктът на окисление на сулфидния йон е S 0.

5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,

3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O = 2 MnO 2 ↓ + 3 S ↓ + 8 KOH,

Често срещана грешка в тази реакция е индикацията за взаимодействието на сяра и алкали в реакционните продукти. Въпреки това, сярата взаимодейства с алкали при доста тежки условия (повишена температура), което не съответства на условията на тази реакция. При нормални условия ще бъде правилно да се посочи поотделно молекулярната сяра и алкали, а не продуктите от тяхното взаимодействие.

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

Трудности възникват и при съставянето на тази реакция. Факт е, че в този случай за изравняване на реакцията не се изисква записването на молекула от средата (KOH или друга алкална основа) в реагентите. Алкалът участва в реакцията и определя редукционния продукт на калиевия перманганат, но реагентите и продуктите се изравняват без негово участие. Този привидно парадокс може лесно да бъде разрешен, ако си спомним, че химическата реакция е само условен запис, който не показва всеки процес, който се осъществява, а е просто отражение на сбора от всички процеси. Как да определите това сами? Ако действате по класическата схема - баланс-балансови коефициенти-изравняване на метали, тогава ще видите, че металите са изравнени от балансовите коефициенти и наличието на алкали от лявата страна на уравнението на реакцията ще бъде излишно.

перманганатиокисляват:

• неметалис отрицателна степен на окисление към прости вещества (със степен на окисление 0), изключения — фосфор, арсен - до +5 ;
• неметалис междинна степен на окисление до най-висока степен на окисление;
• активни метали стабилно положително степента на окисление на метала.

KMnO 4 + neMe (по-ниско s.o.) = neMe 0 + други продукти

KMnO 4 + neMe (междинно s.o.) = neMe (по-високо s.o.) + други продукти

KMnO 4 + Me 0 = Me (стабилен s.o.) + други продукти

KMnO 4 + P -3, As -3 = P +5, As +5 + други продукти

Схема за възстановяване на хромат/дихромат

Характеристика на хрома с валентност VI е, че той образува 2 вида соли във водни разтвори: хромати и бихромати, в зависимост от средата на разтвора. Хромати на активни метали (например K 2 CrO 4) са соли, които са стабилни в алкалназаобикаляща среда. Дихромати (дихромати) на активни метали (например K 2 Cr 2 O 7) - соли, които са стабилни в кисела среда .

Хромовите (VI) съединения се редуцират до хром (III) съединения ... Хромовите съединения Cr +3 са амфотерни и в зависимост от средата на разтвора те съществуват в разтвор в различни форми: в кисела среда под формата соли(амфотерните съединения образуват соли при взаимодействие с киселини), в неутрална среда - неразтворими амфотерен хром (III) хидроксид Cr (OH) 3 , а в алкална среда се образуват хромови (III) съединения сложна сол, например, калиев хексахидроксохромат (III) K 3 .

Хром VI съединенияокисляват:

• неметалив отрицателно окислително състояние към прости вещества (със степен на окисление 0), изключения — фосфор, арсен - до +5;
• неметалив междинно окислително състояние до най-висока степен на окисление;
• активни метали от прости вещества (степен на окисление 0) до съединения с стабилно положително степента на окисление на метала.

Хромат / дихромат + neMe (отрицателен s.r.) = neMe 0 + други продукти

Хромат / дихромат + neMe (междинен положителен SD) = neMe (по-висок SD) + други продукти

Хромат / дихромат + Me 0 = Me (стабилен s.o.) + други продукти

Хромат / дихромат + P, As (отрицателен s.r.) = P, As +5 + други продукти

Разлагане на нитрати

Соли-нитрати съдържат азот в степен на окисление +5 - силна окислител... Такъв азот може да окисли кислорода (O -2). Това се случва при нагряване на нитратите. В този случай в повечето случаи кислородът се окислява до степен на окисление 0, т.е. преди молекулярно кислород O 2 .

В зависимост от вида на метала, образуващ солта, при термичното (температурно) разлагане на нитратите се образуват различни продукти: ако активен метал(сред електрохимичната активност са до магнезий), след това азотът се редуцира до степен на окисление +3 и при разлагане образуват се соли-нитрити и молекулен кислород .

Например:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2.

Активните метали се срещат естествено под формата на соли (KCl, NaCl).

Ако металът е в линията на електрохимична активност вдясно от магнезий и вляво от мед (включително магнезий и мед) , тогава се образува разлагането метален оксидв стабилно окислително състояние, азотен оксид (IV)(кафяв газ) и кислород... По време на разлагането се образува и метален оксид литиев нитрат .

Например, разлагане цинков нитрат:

2Zn (NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2.

Металите със средна активност се срещат най-често в природата под формата на оксиди (Fe 2 O 3, Al 2 O 3 и др.).

Йона металиразположени в реда на електрохимична активност вдясно от медса силни окислители. В разлагане на нитратите, подобно на N +5, участват в окисляването на кислорода, и се редуцират до прости вещества, т.е. образува се метал и се отделят газове - азотен оксид (IV) и кислород .

Например, разлагане сребърен нитрат:

2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + O 2.

Неактивните метали се намират естествено под формата на прости вещества.

Някои изключения!

Разлагане амониев нитрат :

Молекулата на амониевия нитрат съдържа както окислител, така и редуциращ агент: азотът в окислително състояние -3 проявява само редуциращи свойства, азотът в окислително състояние +5 проявява само окислителни свойства.

При нагряване амониев нитрат разлага се... При температури до 270°C, азотен оксид (I)("Смеещ газ") и вода:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Това е пример за реакция контрадиспропорционалност .

Получената степен на окисление на азота е средноаритметичната стойност на степента на окисление на азотните атоми в оригиналната молекула.

При по-висока температура азотният оксид (I) се разлага на прости вещества - азоти кислород:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O

В разлагане амониев нитрит NH 4 NO 2възниква и контрадиспропорционалност.

Полученото окислително състояние на азота също е равно на средноаритметичната стойност на степените на окисление на изходните азотни атоми - окислител N +3 и редуктор N -3

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

Термично разлагане манганов (II) нитрат придружено от окисляване на метали:

Mn (NO 3) 2 = MnO 2 + 2NO 2

Железен (II) нитрат при ниски температури се разлага до железен (II) оксид, при нагряване желязото се окислява до степен на окисление +3:

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

Никелов (II) нитрат при нагряване се разлага до нитрити.

Оксидиращи свойства на азотната киселина

Азотна киселина HNO 3 при взаимодействие с метали практически никога не образува водород , за разлика от повечето минерални киселини.

Това се дължи на факта, че киселината съдържа много силен окислител - азот в степен на окисление +5. При взаимодействие с редуциращи агенти - метали, се образуват различни продукти на редукция на азот.

Азотна киселина + метал = метална сол + продукт за редукция на азот + H 2 O

Азотната киселина по време на редукция може да премине в азотен оксид (IV) NO 2 (N +4); азотен оксид (II) NO (N +2); азотен оксид (I) N 2 O ("газ за смях"); молекулен азот N 2; амониев нитрат NH 4 NO 3... По правило се образува смес от продукти с преобладаване на един от тях. В този случай азотът се редуцира до степени на окисление от +4 до -3. Дълбочината на възстановяване зависи преди всичко от по природа редуциращ агенти върху концентрацията на азотна киселина ... В този случай правилото работи: колкото по-ниска е концентрацията на киселина и по-висока е металната активност, толкова повече електрони получава азотът и толкова повече редуцирани продукти се образуват.

Някои закономерности ще позволят правилно да се определи основният продукт на редукцията на азотната киселина от метали в реакцията:

• на действие много разредена азотна киселина На металисе формира, като правило, амониев нитрат NH4NO3;

Например, взаимодействието на цинка с много разредена азотна киселина:

4Zn + 10HNO 3 = 4Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

• концентрирана азотна киселинав студа пасивира някои метали - хром Cr, алуминий Al и желязо Fe ... Когато разтворът се нагрява или разрежда, реакцията протича;

пасивиране на метала - това е преминаването на металната повърхност в неактивно състояние поради образуването на тънки слоеве от инертни съединения върху металната повърхност, в този случай главно метални оксиди, които не реагират с концентрирана азотна киселина

• Азотна киселина не реагира с метали от платинената подгрупа — злато Au, платина Pt и паладий Pd;

• при взаимодействие концентрирана киселина с неактивни метали и метали със средна активностазоткиселина се редуцира до азотен оксид (IV) НЕ 2 ;

Например, окисление на мед с концентрирана азотна киселина:

Cu + 4HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

• при взаимодействие концентрирана азотна киселина с активни метали образуван Азотен оксид (I) N 2 O ;

Например, окисляване натрийконцентриран азотна киселина:

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

• при взаимодействие разредена азотна киселина с неактивни метали (в реда на активност вдясно от водорода), киселината се редуцира до азотен оксид (II) NO ;
• при взаимодействие разредена азотна киселина с метали със средна активност образуван или азотен оксид (II) NO, или азотен оксид N 2 O, или молекулен азот N 2 - в зависимост от допълнителни фактори (активност на метала, степен на смилане на метал, степен на киселинно разреждане, температура).
• при взаимодействие разредена азотна киселина с активни метали образуван молекулен азот N 2 .

За приблизително определяне на продуктите на редукцията на азотната киселина при взаимодействие с различни метали, предлагам да използвам принципа на махалото. Основните фактори, изместващи положението на махалото, са концентрацията на киселина и активността на метала. За простота използваме 3 вида концентрации на киселини: концентрирани (повече от 30%), разредени (30% или по-малко), много разредени (по-малко от 5%). Металите, според тяхната активност, се делят на активни (до алуминий), средноактивни (от алуминий до водород) и неактивни (след водород). Ние подреждаме продукти за редукция на азотна киселина в низходящ ред на степента на окисление:

NO 2; НЕ; N2O; N 2; NH 4 NO 3

Колкото по-активен е металът, толкова повече се движим надясно. Колкото по-голяма е концентрацията или колкото по-малка е степента на разреждане на киселината, толкова повече се движим наляво.

Например , концентрирана киселина и неактивна метална мед Cu взаимодействат. Следователно се изместваме в крайна лява позиция, образуват се азотен оксид (IV), меден нитрат и вода.

Взаимодействие на метали със сярна киселина

Разредена сярна киселина реагира с метали като нормална минерална киселина. Тези. взаимодейства с метали, които са разположени в серия от електрохимични напрежения към водород. Окислителят тук са Н+ йони, които се редуцират до молекулен водород Н2. В този случай металите се окисляват, като правило, до минимален степен на окисление.

Например:

Fe + H 2 SO 4 (разреден) = FeSO 4 + H 2

взаимодейства с метали, стоящи в серия от напрежения както преди, така и след водорода.

H 2 SO 4 (конц) + метал = метална сол + продукт за редукция на сярата (SO 2, S, H 2 S) + вода

Когато концентрираната сярна киселина взаимодейства с метали, се образува метална сол (в стабилно окислително състояние), вода и продукт за редукция на сярата - серен диоксид S +4 O 2, молекулярна сяра S или сероводород H 2 S -2, в зависимост от степента на концентрация, активността на метала, степента на смилането му, температурата и др. Когато концентрираната сярна киселина взаимодейства с метали, молекулният водород не се образува!

Основни принципи на взаимодействие на концентрирана сярна киселина с метали:

1. Концентрирана сярна киселина пасивира алуминий, хром, желязо при стайна температура или на студено;

2. Концентрирана сярна киселина не взаимодейства с злато, платина и паладий ;

3. С неактивни металиконцентрирана сярна киселинасе възстановява да серен оксид (IV).

Например, медта се окислява с концентрирана сярна киселина:

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

4. При взаимодействие с активни метали и цинкконцентрирани форми на сярна киселинасяра S или сероводород H 2 S 2- (в зависимост от температурата, степента на смилане и активността на метала).

Например , взаимодействието на концентрирана сярна киселина с цинк:

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

Водороден пероксид

Водородният пероксид H 2 O 2 съдържа кислород в степен на окисление -1. Такъв кислород може както да увеличи, така и да намали степента на окисление. По този начин водороден прекис проявява и окислителни и редуциращи свойства.

При взаимодействие с редуциращи агенти водородният прекис проявява свойствата на окислител и се редуцира до степен на окисление -2. По правило продуктът от редукция на водороден пероксид е вода или хидроксиден йон, в зависимост от условията на реакцията. Например:

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

Когато взаимодейства с окислители, пероксидът се окислява до молекулен кислород (степен на окисление 0): O 2. Например :

2KMn +7 O 4 + 5H 2 O 2 -1 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 0 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

8. Класификация на химичните реакции. OVR. Електролиза

8.3. Редокс реакции: общи положения

Редокс реакции(ОВР) са реакциите, които променят степента на окисление на атомите на елементите. В резултат на тези реакции някои атоми даряват електрони, докато други ги получават.

Редуциращият агент е атом, йон, молекула или PU, който отдава електрони, окислител е атом, йон, молекула или PU, който приема електрони:

Процесът на даряване на електрони се нарича окисление, а процесът на приемане на електрони се нарича възстановяване... В OVR трябва да има редуциращ агент и окислител. Няма окислителен процес без редукционен процес и няма редукционен процес без окислителен процес.

Редуциращият агент дарява електрони и се окислява, а окислителят приема електрони и се редуцира

Процесът на редукция е придружен от намаляване на степента на окисление на атомите, а процесът на окисление е придружен от повишаване на степента на окисление на атомите на елементите. Удобно е да се илюстрира казаното със схемата (СО - степен на окисление):

Конкретни примери за окислителни и редукционни процеси (схеми на електронен баланс) са дадени в табл. 8.1.

Таблица 8.1

Примери за схеми за електронен баланс

Електронна верига за баланс	Характеристика на процеса
Процес на окисляване
	Калциевият атом дарява електрони, повишава степента на окисление, е редуциращ агент
	Йонът Cr +2 дарява електрони, повишава степента на окисление, е редуциращ агент
	Молекулата на хлора дарява електрони, хлорните атоми повишават степента на окисление от 0 до +1, хлорът е редуциращ агент
Възстановителен процес
	Въглеродният атом приема електрони, понижава степента на окисление, е окислител
	Кислородната молекула приема електрони, кислородните атоми понижават степента на окисление от 0 до -2, кислородната молекула е окислител
	Йонът приема електрони, понижава степента на окисление, е окислител

Най-важните редуциращи агенти: прости вещества метали; водород; въглерод под формата на кокс; въглероден оксид (II); съединения, съдържащи атоми в най-ниско окислително състояние (метални хидриди, сулфиди, йодиди, амоняк); най-силният редуктор - електричествона катода.

Най-важните окислители: прости вещества - халогени, кислород, озон; концентрирана сярна киселина; Азотна киселина; редица соли (KClO3, KMnO4, K2Cr2O7); водороден прекис Н2О2; най-мощният окислител е електрическият ток на анода.

С течение на времето се увеличават окислителните свойства на атомите и простите вещества: флуор - най-силният окислител от всички прости вещества... Във всеки период халогените образуват прости вещества с най-силно изразени окислителни свойства.

В групи А, отгоре надолу, окислителните свойства на атомите и простите вещества са отслабени, а редукционните свойства се засилват.

За атоми от същия тип редукционните свойства се увеличават с увеличаване на радиуса им; например редуциращите свойства на аниона
I - са по-изразени от Cl - аниона.

За металите редокс свойствата на простите вещества и йони в воден разтворсе определят от позицията на метала в електрохимичния ред: от ляво на дясно (отгоре надолу), редукционните свойства на простите метали отслабват: най-силният редуктор- литий.

За метални йони във воден разтвор отляво надясно в същия ред, съответно, окислителните свойства се подобряват: най-мощният окислител- йони Au 3 +.

За да подредите коефициентите в ORR, можете да използвате метод, базиран на изготвянето на диаграми на окислителни и редукционни процеси. Този метод се нарича метод на електронен баланс.

Същността на метода на електронния баланс е следната.

1. Начертайте реакционната схема и идентифицирайте елементите, които са променили степента на окисление.

2. Съставете електронните уравнения на полуреакциите на редукция и окисление.

3. Тъй като броят на електроните, дарени от редуциращия агент, трябва да бъде равен на броя на електроните, дарени от окислителя, допълнителни фактори се намират чрез метода на най-малкото общо множество (LCM).

4. Допълнителни фактори се поставят пред формулите на съответните вещества (коефициент 1 е пропуснат).

5. Изравнете броя на атомите на онези елементи, които не са променили степента на окисление (първо - водород над вода, а след това - броя на кислородните атоми).

Пример за съставяне на уравнение за редокс реакция

по метода на електронния баланс.

Откриваме, че въглеродните и серните атоми са променили степента на окисление. Съставяме уравненията на полуреакциите на редукция и окисление:

В този случай LCM е 4, а допълнителните фактори ще бъдат 1 (за въглерод) и 2 (за сярна киселина).

Поставихме намерените допълнителни фактори в лявата и дясната част на реакционната схема пред формулите за вещества, съдържащи въглерод и сяра:

C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 + H 2 O

Изравняваме броя на водородните атоми, като поставяме фактор 2 пред формулата на водата и се уверяваме, че броят на кислородните атоми в двете страни на уравнението е еднакъв. Следователно, уравнението на OVR

C + 2H 2 SO 4 = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Възниква въпросът в коя част от схемата на ОВР да се поставят намерените допълнителни фактори – вляво или вдясно?

Няма значение за простите реакции. Трябва обаче да се има предвид: ако от лявата страна на уравнението са определени допълнителни фактори, тогава коефициентите се поставят пред формулите на веществата от лявата страна; ако изчисленията са извършени за дясната страна, тогава коефициентите се поставят от дясната страна на уравнението. Например:

По броя на Al атомите вляво:

По броя на атомите на Al от дясната страна:

В общия случай, ако вещества с молекулярна структура (O 2, Cl 2, Br 2, I 2, N 2) участват в реакцията, тогава изборът на коефициентите се основава на броя на атомите в молекулата:

Ако N 2 O се образува в реакцията с участието на HNO 3, тогава схемата на електронния баланс за азот също е по-добре написана на базата на два азотни атома .

При някои окислително-редукционни реакции едно от веществата може да действа както като окислител (редуциращ агент), така и като солобразуващ агент (т.е. участва в образуването на сол).

Такива реакции са характерни по-специално за взаимодействието на метали с окисляващи киселини (HNO 3, H 2 SO 4 (конц)), както и окислителни соли (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, KClO 3, Ca ( OCl) 2) със солна киселина (поради Cl аниони - солната киселина има редуциращи свойства) и други киселини, чийто анион е редуциращ агент.

Нека съставим уравнението за реакцията на мед с разредена азотна киселина:

Виждаме, че част от молекулите на азотната киселина се изразходват за окисляване на медта, като същевременно се редуцират до азотен оксид (II), а част отиват за свързване на образуваните Cu 2+ йони в Cu (NO 3) 2 солта (в солта, степента на окисление на азотния атом е същата, както в киселината, т.е. не се променя). При такива реакции допълнителен фактор за окислителния елемент винаги се поставя от дясната страна преди формулата за редукционния продукт, в този случай преди формулата NO, а не HNO 3 или Cu (NO 3) 2.

Пред формулата HNO 3 поставяме коефициент 8 (две молекули HNO 3 се изразходват за окисляване на медта и шест - за свързване на три Cu 2+ йона в солта), изравняваме броя на атомите H и O и вземете

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

В други случаи киселина, например солна киселина, може едновременно да бъде както редуциращ агент, така и да участва в образуването на сол:

Пример 8.5. Изчислете каква маса HNO 3 се изразходва за образуване на сол при реакцията, чието уравнение е

цинк влиза с маса 1,4 g.

Решение. От уравнението на реакцията виждаме, че от 8 мола азотна киселина само 2 мола са влезли в окислението на 3 мола цинк (пред формулата на киселинно-редукционния продукт NO има коефициент 2). Осоляването изразходва 6 mol киселина, което е лесно да се определи, като се умножи коефициентът 3 пред формулата на солта Zn (HNO 3) 2 по броя на киселинните остатъци в една формула солна единица, т.е. на 2.

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

х = 0,043 mol;

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

Отговор: 2,71 гр.

В някои OVR степента на окисление се променя от атомите не на два, а на три елемента.

Пример 8.6. Поставете коефициентите в ORR, протичащ по схемата FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2, като използвате метода на електронния баланс.

Решение. Виждаме, че степента на окисление се променя от атомите на три елемента: Fe, S и O. В такива случаи броят на електроните, дарени от атомите на различни елементи, се сумират:

След като поставихме стехиометричните коефициенти, получаваме:

4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.

Нека разгледаме примери за решаване на други видове изпитни задачи по тази тема.

Пример 8.7. Посочете броя на електроните, прехвърлени от редуктора към окислителя при пълно разлагане на меден (II) нитрат, с тегло 28,2 g.

Решение. Записваме уравнението на реакцията на разлагане на солта и схемата на електронния баланс на ORP; М = 188 g/mol.

Виждаме, че 2 mol O 2 се образуват при разлагането на 4 mol сол. В този случай 4 mol електрони се прехвърлят от атомите на редуктора (в този случай това са йони) към окислителя (т.е. към йоните): ... Тъй като химичното количество сол е n = 28,2 / 188 = = 0,15 (mol), имаме:

2 mol сол - 4 mol електрони

0,15 mol - x

n (e) = x = 4 ⋅ 0,15 / 2 = 0,3 (mol),

N (e) = N A n (e) = 6,02 ⋅ 10 23 ⋅ 0,3 = 1,806 ⋅ 10 23 (електрони).

Отговор: 1,806 ⋅ 10 23.

Пример 8.8. Когато сярната киселина взаимодейства с химично количество от 0,02 mol с магнезий, серните атоми добавят 7,224 × 10 22 електрона. Намерете формулата за продукт за намаляване на киселината.

Решение. В общия случай схемите на процесите на редукция на серните атоми в състава на сярната киселина могат да бъдат както следва:

тези. 1 мол серни атоми може да поеме 2, 6 или 8 мола електрони. Като се има предвид, че 1 mol киселина съдържа 1 mol серни атоми, т.е. n (H 2 SO 4) = n (S), имаме:

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

Изчисляваме броя на електроните, взети от 1 mol киселина:

0,02 mol киселина отнема 0,12 mol електрони

1 mol - x

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

Този резултат съответства на процеса на редуциране на сярна киселина до сяра:

Отговор: сяра.

Пример 8.9. При реакция на въглерод с азот концентрирана киселинавода и се образуват два солеобразуващи оксида. Намерете масата на реагиращия въглерод, ако оксидиращите атоми са взели 0,2 mol електрони в този процес.

Решение. Взаимодействието на веществата протича по реакционната схема

Ние съставяме уравненията на полуреакциите на окисление и редукция:

От схемите на електронния баланс виждаме, че ако атомите на окислителя () приемат 4 mol електрони, тогава 1 mol (12 g) въглерод влиза в реакцията. Съставяме и решаваме пропорцията:

4 мола електрони - 12 g въглерод

0,2 - х

x = 0,2 ⋅ 12 4 = 0,6 (d).

Отговор: 0,6 g.

Класификация на редокс реакции

Разграничаване на междумолекулни и вътрешномолекулни редокс реакции.

Кога междумолекулен OVRатомите на окислителя и редуциращия агент са част от различни вещества и са атоми на различни химични елементи.

Кога интрамолекулен OVRатомите на окислителя и редуциращия агент са част от едно и също вещество. Вътремолекулните реакции включват диспропорционалност, в който окислителят и редуциращият агент са атоми от едно и също химичен елементкато част от същото вещество. Такива реакции са възможни за вещества, съдържащи атоми с междинна степен на окисление.

Пример 8.10. Посочете схемата на диспропорцията на IRR:

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

2) Zn + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2

3) KI + Cl 2 → KCl + I 2

4) Cl 2 + KOH → KCl + KClO + H 2 O

Решение . Реакциите 1) –3) са междумолекулни OVR:

Реакцията на диспропорциониране е реакция 4), тъй като съдържа хлорен атом и окислител и редуциращ агент:

Отговор: 4).

Възможно е качествено да се оценят редокс свойствата на веществата въз основа на анализа на степените на окисление на атомите в състава на веществото:

1) ако атомът, отговорен за редокс свойствата, е в най-високо окислително състояние, тогава този атом вече не може да дарява електрони, а може само да ги приема. Следователно в OVR това вещество ще се изложи само окислителни свойства... Примери за такива вещества (формулите показват степента на окисление на атома, отговорен за редокс свойствата):

2) ако атомът, отговорен за редокс свойствата, е в най-ниско окислително състояние, тогава това вещество в ORP ще проявява само възстановяващи свойства(този атом вече не може да приема електрони, може само да ги раздава). Примери за такива вещества:,. Следователно, само редуциращи свойства в ORR показват всички халогенни аниони (с изключение на F-, за чието окисляване се използва електрически ток на анода), сулфиден йон S 2–, азотен атом в молекулата на амоняка, хидрид йон Н-. Металите (Na, K, Fe) имат само редуциращи свойства;

3) ако атом на елемент е в междинно окислително състояние (степента на окисление е по-голяма от минималната, но по-ниска от максималната), тогава съответното вещество (йон), в зависимост от условията, ще покаже двойно окислително-възстановителни свойства: по-силните окислители ще окислят тези вещества (йони), а по-силните редуциращи агенти ще ги намалят. Примери за такива вещества: сяра, като най-висока степенокисление на серен атом +6, а най-ниското е -2, серен оксид (IV), азотен оксид (III) (най-високото ниво на окисление на азотния атом е +5, а най-ниското е -3), водороден прекис ( най-високата степен на окисление на кислородния атом е +2, а най-ниската -2). Двойни редокс свойства се проявяват от метални йони в междинно окислително състояние: Fe 2+, Mn +4, Cr +3 и др.

Пример 8.11. Редокс реакция не може да протече, схемата на която:

1) Cl 2 + KOH → KCl + KClO 3 + H 2 O

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

3) KClO → KClO 3 + KClO 4

4) KBr + Cl 2 → KCl + Br

Решение. Реакцията, чиято схема е посочена под номер 3), не може да продължи, тъй като в нея присъства редуциращ агент, но няма окислител:

Отговор: 3).

За някои вещества редокс двойствеността се дължи на наличието в състава им различни атомикакто в най-ниската, така и в най-високата степен на окисление; например солната киселина (HCl), поради водородния атом (най-високата степен на окисление, равно на +1), е окислител, а поради Cl аниона е редуциращ агент ( най-ниска степенокисляване).

OVR е невъзможно между вещества, проявяващи само окислителни (HNO 3 и H 2 SO 4, KMnO 4 и K 2 CrO 7) или само редуциращи свойства (HCl и HBr, HI и H 2 S)

OVR са изключително широко разпространени в природата (обмяна на веществата в живите организми, фотосинтеза, дишане, разпад, горене), широко се използват от хората за различни цели (получаване на метали от руди, киселини, основи, амоняк и халогени, създаване на химически източници на ток, получаване топлина и енергия при изгаряне на различни вещества). Имайте предвид, че OVR често усложняват живота ни (разваляне на храна, плодове и зеленчуци, корозия на метали - всичко това е свързано с протичането на различни окислително-редукционни процеси).

Химичните реакции, протичащи с промяна в степените на окисление на елементите, се наричат ​​редокс.

Основните положения на теорията на окислително-редукционната

1. Процесът на даряване на електрони от атом или йон се нарича окисление:

S 0 - 4e - ® S 4+ (окисление)

Атомът или йонът, който дарява електрони, се нарича редуциращ агент (редуциращ агент): Zn 0 -2e - ® Zn 2+ (окисление).

2. Процесът на прикрепване на електрони от атом или йон се нарича редукция: S 6+ + 8e - ® S 2- (редукция).

Атомите или йоните, които приемат електрони, се наричат ​​окислители (окислител): Cl - + e - ® Cl 0 (редукция).

Окислителят се редуцира по време на реакцията и редуциращият агент се окислява. Окислението е невъзможно без едновременно с него да настъпи редукция и обратно, редукцията на едно вещество е невъзможно без едновременното окисление на друго.

3. При окислително-редукционните процеси броят на електроните, дарени в процеса на окисление, винаги трябва да е равен на броя на електроните, дарени в процеса на редукция.

пример:

Cu 2+ O 2- + H 2 0 = Cu 0 + H 2 O 2-

окислител Cu 2+ + 2e - ® Cu 0 редукция

редуциращ агент H 2 0 - 2e - ® 2H + окисление

4. Изравняване на броя на подадените и получените електрони се извършва чрез подбор на коефициенти с предварителна компилация на уравнението на електронния баланс

пример:

Pb 2+ S 2- + HNO 3 ® S 0 + Pb 2+ (NO 3) 2 + N 2+ O 2- + H 2 O

Редуциращ агент S 2- - 2e - ® S 0 3 окисление

окислител N 5+ + 3e - ® N 2+ 2 редукция

3PbS + 8HNO 3 ® 3S + 3Pb (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

5. При съставянето на уравнението на електронния баланс е необходимо да се изхожда от толкова атоми или йони, колкото има в молекулата на изходното вещество, а понякога и в състава на молекулата на реакционните продукти

пример:

K 2 Cr 2 6+ O 7 + H 2 SO 4 + KJ - ® J 2 0 + Cr 2 3+ (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

Окислител 2Cr 6+ + 6e - ® 2Cr 3+ 2 1 редукция

редуциращ агент 2J - - 2e - ® J 2 0 6 3 окисление

6. Редокс процесите протичат най-често в присъствието на среда: неутрална, кисела или алкална.

Избор на коефициенти в редокс реакции

При избора на коефициентите трябва да се вземе предвид основната точка: броят на електроните, дарени чрез редукция, е равен на броя на електроните, получени чрез окисляване.

След идентифициране на окислител, редуциращ агент, се съставя цифрова схема на прехода на електрони (уравнение на електронен баланс) до съответното реакционно равенство.

Пример 1. Al + Cl 2 ® AlCl 3, където Al – редуциращ агент, Cl 2 -окислител.

Схема на електронен преход:

Al 0 - 3e - ® Al +3 3 1 окисление

Cl 0 + e - ® Cl 1 1 3 редукция

От тази диаграма може да се види, че за един окислен алуминиев атом са необходими три хлорни атома, които възприемат тези три електрона (виж втората колона). Следователно за всеки алуминиев атом са необходими три хлорни атома или три хлорни молекули за два алуминиеви атома. Получаваме коефициентите:

2Al + 3Cl 2 = AlCl 3.

Пример 2. N 3- H 3 + O 0 2 ® N 2+ O 2- + H 2 O, където O 2 е типичен окислител, а N 3- H 3 играе ролята на редуциращ агент.

Изготвяме диаграма (електронен баланс):

N 3- - 5e - ® N +2 5 2 4 окисление

O 0 + 2e - ® O -2 2 5 10 редукция

4 азотни атома изискват 10 атома или 5 кислородни молекули. Получаваме коефициентите:

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.

Специални случаиизготвяне на равенства на редокс реакции

1. Ако в реакцията броят на електроните, загубени от редуктора, и броят на електроните, взети от окислителя, са четни числа, то при намиране на коефициентите броят на електроните се разделя на общия най-голям делител.

пример:

H2SO3 + HClO3® H2SO4 + HCl

Редуциращ агент S +4 - 2е - ® S +6 6 3 окисление

окислител Cl +5 + 6e - ® Cl - 2 1 редукция

Коефициентите на редуктора и окислителя няма да бъдат 2 и 6, а 1 и 3:

3H2SO3 + 3HClO3 = 3H2SO4 + HCl.

Ако броят на електроните, загубени от редуктора и придобити от окислителя, е нечетен и реакцията трябва да доведе до четен брой атоми, тогава коефициентите се удвояват.

пример:

KJ - + KMn +7 O 4 + H 2 S +6 O 4 ® J o 2 + K 2 S +6 O 4 + Mn +2 SO 4 + H 2 O

Редуциращ агент J - -1e - ® J o 5 10 окисление

Коефициентите на окислителя и редуктора няма да бъдат 1 и 5, а 2 и 10:

10KJ + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5J 2 + 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O.

2. Понякога допълнително се изразходва редуциращ агент или окислител за свързване на продуктите, образувани в резултат на реакцията.

пример:

HBr - + KMn +7 O 4 + HBr ®Br 0 2 + KBr - + Mn +2 Br 2 0 + H 2 O

Редуциращ агент Br - - e - ® Br 0 5 10 окисление

окислител Mn +7 + 5e - ® Mn +2 1 2 редукция

При тази реакция десет HBr молекули реагират като редуциращи агенти и са необходими шест HBr молекули за свързване на получените вещества (образуване на сол):

10HBr + 2KMnO 4 + 6HBr = 5Br 2 + 2KBr + 2MnBr 2 + 8H2O.

3. Както положителните, така и отрицателните йони на молекулата на редуктора се окисляват едновременно.

пример:

As 2 +3 S 3 -2 + HN +5 O 3 ® H 3 As +5 O 4 + H 2 S +6 O 4 + N +2 O + H 2 O

Тук йони As +3 се окисляват до As 2 +3 йони и в същото време S -2 йони се окисляват до S +6 йони и N +5 аниони се редуцират до N +2.

2Аs +3 - 4e - ® 2Аs +5

редуциращи агенти 3S -2 - 24e - ® 3S +6 окисление

окислител N +5 + 3e - ® N +2 редукция

При тази реакция за всеки три молекули As 2 S 3 реагират 28 HNO 3 молекули. Проверяваме правилността на съставянето на реакционните равенства, като преброим водородните и кислородните атоми в дясната и лявата страна. По този начин откриваме, че в реакцията влизат още 4 водни молекули, които трябва да бъдат приписани на лявата страна на равенството за окончателното му записване:

3As 2 S 3 + 28HNO 3 + 4H 2 O = 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO 4 + 28NO

2As +3 –4e®2As +5 4

3S -2 –24e®3S + 24

Редуциращи агенти 2As +3 + 3S -2 - 28e - ®2As +5 + 3S +6 3 окисление

окислител N +5 + 3e - ®N +2 28 редукция

4. Редуктор и окислител са йони на един и същи елемент, но които са част от различни вещества.

пример:

KJ - + KJ +5 O 3 + H 2 SO 4 ® J 0 2 + K 2 SO 4 + H 2 O

Редуциращ агент J - - e - ® J 0 5 окисление

окислител J +5 + 5e - ®J 0 1 редукция

5KJ + KJO 3 + 3H 2 SO 4 = 3J 2 + 3K 2 SO 4 + 3H 2 O.

5. Редуциращ агент и окислител са йони на един и същи елемент, които са част от едно вещество (самоокисляване – саморедукция).

пример:

HN +3 O 2 ® HN +5 O 3 + N +2 O + H 2 O

Редуциращ агент N +3 - 2e - ® N +5 1 окисление

окислител N +3 + e - ® N +2 2 редукция

Следователно, равенството на реакцията