Oxidante da o acepta. El concepto del agente oxidante y el agente reductor.
Fundamentos de la química teórica.
10. Reacciones redox
Reacciones redox en soluciones.
Las reacciones químicas que se producen con un cambio en el grado de oxidación de los elementos incluidas en las sustancias reactantes se denominan redox.
Oxidación
- este es el proceso de un átomo de retroceso, molécula u ion. Si el átomo le da a sus electrones, entonces adquiere una carga positiva: l - , da 1 electrón, luego se convierte en un átomo neutro:
Si un ion cargado positivamente o un átomo proporciona electrones, el valor de su carga positiva aumenta en consecuencia por el número de electrones extraíbles:
La recuperación es el proceso de conectar electrones por un átomo, molécula u ion.
Si el átomo adjunta electrones, se convierte en un ion cargado negativamente:
Si un ion cargado positivamente recibe electrones, entonces el valor de su carga disminuye:
o puede ir a un átomo neutro:
Oxidante
recepción de electrones. Restarodero es un átomo, molécula o ion, bectrones de huevo.Agente oxidante
en el proceso de reacción. restaura, el agente reductor se oxida.Debe recordarse que la consideración de la oxidación (recuperación) como el proceso de retroceso (y la adopción) de electrones por átomos o iones no siempre refleja la posición verdadera, ya que en muchos casos no hay una transferencia completa de electrones, sino solo El desplazamiento de la nube de electrones de un átomo a otro.
Sin embargo, para compilar las ecuaciones de reacciones redox, no existe un valor significativo, que está formado: iones o covalentes. Por lo tanto, para la simplicidad, hablaremos de los electrones de fijación o desechables, independientemente del tipo de comunicación.
Determinación de los coeficientes estequiométricos en las ecuaciones de reacciones redox. En la preparación de la ecuación de la reacción redox, es necesario determinar el agente reductor, agente oxidante y el número de dispositivos y los electrones recibidos. Como regla general, los coeficientes se seleccionan utilizando cualquiera de los métodos. balance electrónico
, ya sea el método saldo de iones de electrones (A veces, este último se llama el método. seraccionista ).Como ejemplo de la compilación de ecuaciones de reacciones redox, consideramos el proceso de oxidación de la pirita con ácido nítrico concentrado.
En primer lugar, definimos los productos de reacción.
HNO 3. Es un oxidante fuerte, por lo que se oxidó el azufre al máximo grado de oxidación. S 6+, y hierro - a Fe 3+, con HNO 3 Puede restaurar antesN0 y no 2. Elegiremos N O:Donde estará ubicado
H 2 O. (en la izquierda o derecha), aún no lo sabemos.1. Aplicar primero método de balance de electrones
(semoretosis). En este método, la transición de los electrones de un átomos o iones a otro, teniendo en cuenta la naturaleza del medio (ácido, alcalino o neutral), en el que procede la reacción.Al compilar las ecuaciones de la oxidación y los procesos de reducción para la ecualización del número de átomos de hidrógeno y oxígeno, (dependiendo de los medios) o las moléculas de agua y se inyectan iones de hidrógeno (dependiendo del medio) (Si el entorno es ácido), o moléculas de agua y iones de hidróxido. (Si el ambiente alcalino). Por consiguiente, en los productos obtenidos, los iones de hidrógeno y las moléculas de agua (medio ácido) o los iones de hidróxido y las moléculas de agua (medio alcalino) se ubicarán en el lado derecho de la ecuación de iones de electrones.
Es decir al escribir ecuaciones de iones de electrones, es necesario proceder de la composición de los iones que están en solución.Además, como en la preparación de ecuaciones de iones abreviadas, las sustancias son ligeramente subsornantes, poco solubles o de gas liberadas debes escribir en forma molecular.
Considere para nuestro caso la mitad de la oxidación. Molécula
FES 2. se convierte en ion fe 3+ (F E (N O 3) 3 se disocia completamente en iones, negligencia de hidrólisis) y dos iones. Así 4 2. - (Disociación H 2 SO 4):Para igualar el oxígeno en parte izquierda Añadir 8 moléculas
2 Ah, y en la derecha - 16 iones + (Entorno agudo):La carga del lado izquierdo es 0, la carga es correcta +15, por lo que
FES 2. Debe dar 15 electrones:Considere ahora la media rebelión de la recuperación del ion de nitrato:
Es necesario quitarle
NUMERO 3. 2 átomos O. Para hacer esto, agregue 4 iones al lado izquierdo. 1+ (medio ácido), y a la derecha - 2 moléculas 2 a:Para igualar la carga al lado izquierdo (carga
+3) Añadir 3 electrones:Finalmente tenemos:
Reduciendo ambas partes en 16N
+ y 8n 2 O, obtenemos una ecuación iónica reducida de la reacción redox:Agregando el número correspondiente de iones en ambas partes de la ecuación.
NUMERO 3. - y n +. Encontramos la ecuación de reacción molecular:Tenga en cuenta que para determinar el número de electrones dados y recibidos, nunca tuvo que determinar el grado de oxidación de los elementos. Además, tuvimos en cuenta el impacto del medio ambiente y determinamos automáticamente que
2 O Está en la parte correcta de la ecuación. Indudablemente que este método mucho más corresponde a un significado químico que el método de balance electrónico estándar, Aunque el último es algo más fácil para la comprensión.2. Ecualizar esta reacción por el método. balance electrónico . El proceso de recuperación se describe:
Es más difícil hacer un esquema de oxidación, ya que se oxidan dos elementos a la vez,
Fe y S. Es posible atribuir el grado de oxidación 2+, azufre 1- y considere que un átomo de Fe cuenta con dos átomos S:
Sin embargo, puede hacerlo sin determinar los grados de oxidación y escribir un esquema que se asemeja a un esquema
El lado derecho tiene una carga de +15, izquierda - 0, por lo que
FES 2. debe dar 15 electrones. Escribimos un balance común:
cinco moléculas NNO
3 Ir a la oxidación Fez 2, Y tres moléculas más HNO 3. Necesario para la educaciónFE (N alrededor de 3) 3:Para igualar hidrógeno y oxígeno, agregue al lado derecho dos moléculas
2 a:El método de equilibrio de iones de electrones es más universal en comparación con el método de balance electrónico y tiene una ventaja indiscutible para seleccionar coeficientes
en muchas reacciones redox, en particular, involucrando compuestos orgánicosen el que incluso el procedimiento para determinar los grados de oxidación es muy complejo.Considere, por ejemplo, el proceso de oxidación de etileno que ocurre al pasarlo a través de solución de agua Potaganato Potasio. Como resultado, el etileno se oxida a etilenglicol.
CH 2 - CH 2 -Un, y el permanganato se restaura al óxido de manganeso (IV), además, como será evidente a partir de la ecuación de balance final, también se forma hidróxido de potasio a la derecha:
Después de llevar a cabo los recortes necesarios de tales miembros, escriba la ecuación en la forma molecular final.
Potenciales estándar de reacciones redox.
La posibilidad del flujo de cualquier reacción reductora oxidativa en condiciones reales se debe a una serie de causas: la temperatura, la naturaleza del agente oxidante y el agente reductor, la acidez del medio, la concentración de sustancias involucradas en la reacción. , etc. Es difícil considerar todos estos factores, pero, recordando que cualquier reacción reductora oxidativa procede con la transferencia de electrones del agente reductor al agente oxidante, puede establecer el criterio para la posibilidad de fluir tal reacción.Característica cuantitativa de los procesos redox son oxidación normales y potenciales de reducción de agentes oxidantes y agentes reductores. (o potenciales estándar electrodos).
Para comprender el significado físico-químico de tales potenciales, es necesario analizar los llamados procesos electroquímicos.
Procesos químicos acompañados de ocurrencia. corriente eléctrica o causado por él, llamado electroquímicos.
Para entender la naturaleza de la electricidad. procesos químicosNos dirigimos a la consideración de varias situaciones suficientemente simples. Imagina una placa metálica sumergida en agua. Bajo la acción de las moléculas de agua polar, los iones metálicos se eliminan de la superficie de la placa y las transiciones hidratadas a la fase líquida. Este último está cargado positivamente, y aparece un exceso de electrones en la placa de metal. El proceso adicional procede, más se convierte en
, Tanto las placas como las fases líquidas.Debido a la atracción electrostática de los cationes de la solución y el exceso de electrones de metal en el borde de la sección de la fase, se produce la llamada capa eléctrica doble, que ralentiza la transición adicional de iones metálicos a la fase líquida. Finalmente, el momento ocurre cuando se establece el equilibrio entre la solución y la placa metálica, que puede expresarse por la ecuación:
o teniendo en cuenta la hidratación de iones en la solución:
La condición de este equilibrio depende de la naturaleza del metal, la concentración de sus iones en la solución, a la temperatura y
presión.Cuando se sumerge el metal, el equilibrio de acuerdo con la sal de este metal se desplaza hacia la izquierda y cuanto mayor sea la concentración de iones metálicos en la solución. Metales activos cuyos iones tienen una buena capacidad para cambiar a la solución, se cobrará negativo en este caso, aunque en menor medida que en agua limpia.
El equilibrio se puede mostrar a la derecha, si uno u otro método de eliminación de electrones del metal. Esto conducirá a una disolución de la placa de metal. Por el contrario, si es desde el exterior a una placa de metal, entonces precipitará los iones.
de sólido.Cuando el metal se sumerge en la solución en el borde de la sección de la fase, se forma una capa eléctrica doble. La diferencia potencial que surge entre el metal y la fase líquida que lo rodea se llama potencial de electrodos. Este potencial es la característica de la oxidación y la capacidad de reducción del metal como una fase sólida.
En un átomo metálico aislado (el estado de un solo vapor de andatoma, que se produce a altas temperaturas y altos grados de la aspiradora), las propiedades de reducción se caracterizan por otro valor llamado por potencial de ionización. El potencial de ionización es la energía requerida para la separación de un electrón de un átomo aislado.
El valor absoluto del potencial del electrodo no se puede medir directamente. Sin embargo, no es difícil medir la diferencia en los potenciales de electrodos, que se produce en un sistema que consiste en una solución de metal de dos pares. Tales parejas se llaman semi-elementos . Se acordó determinar los potenciales de electrodos de metales con respecto al llamado electrodo de hidrógeno estándar, cuyo potencial se acepta aleatoriamente para cero. El electrodo de hidrógeno estándar consiste en una placa de platino especialmente preparada, sumergida en una solución de ácido con una concentración de iones de hidrógeno 1 mol / L y chorro lavado de hidrógeno gaseoso bajo presión 10
5 Pa, a una temperatura de 25 ° C..Un número de potenciales de electrodos estándar.
Si la placa metálica se sumerge en una solución de su sal con una concentración de iones metálicos iguales a 1 mol / L, combine con un electrodo de hidrógeno estándar, se obtendrá un elemento galvánico. La fuerza electromotriz de este elemento (EMF), medido a 25 ° C y caracteriza potencial de metal de electrodo estándar,denotable generalmente como e °.Los potenciales estándar de los electrodos que actúan como agentes reductores con respecto al hidrógeno tienen un signo "-", y el signo "+" tiene los potenciales estándar de los electrodos que son oxidizadores.
Los metales ubicados en orden ascendente de sus potenciales estándar de electrodos forman el llamado serie electroquímica de voltaje de metal. : Li, rb, A, va, SR, CA, NA, MG, AL, MN, ZN, CR, FE, CD, CO, NI, SN, PB, H, SB, BI, CU, HG, AG, PD, PT, AU.
Una serie de tensiones caracterizan propiedades químicas Rieles:
1. Cuanto mayor sea el potencial de electrodo del metal es negativo, mayor será su capacidad restaurativa.
2. Cada metal es capaz de exhibir (restaurar) de soluciones de sales aquellos metales que se encuentran en una fila electroquímica de voltajes metálicos después de ella.
3. Todos los metales que tienen un potencial de electrodo estándar negativo, es decir, ubicado en la fila electroquímica de voltajes metálicos a la izquierda del hidrógeno, pueden exhibirlo de soluciones ácidas.
Como en el caso de determinar el valor de e ° de metales, el E ° de no metales se mide a una temperatura de 25 ° C y a la concentración de todas las partículas atómicas y moleculares involucradas en equilibrio igual a 1 mol / l.
El valor algebraico del potencial redox estándar caracteriza la actividad oxidativa de la forma oxidada correspondiente. por lo tanto la comparación de los valores de los potenciales de redox estándar le permite responder a la pregunta: si se lleva a cabo una reacción redox o otra reacción redox?
Criterio cuantitativo para evaluar la posibilidad de fluir una u otra reacción redox es el valor positivo de la diferencia en la oxidación estándar y los potenciales de recuperación de oxidación y semi-recursos de recuperación.
Soluciones de electrólisis.
La combinación de reacciones redox que fluyen en electrodos en soluciones o electrolitos se funden cuando la corriente eléctrica se pasa a través de ellos, se llama electrólisis.En el cátodo de la fuente actual, el proceso de transmisión de electrones por cationes de una solución o fundido, por lo que el cátodo es un "agente reductor". En el ánodo hay un retorno de electrones por aniones, por lo que el ánodo es un "agente oxidante".
Cuando la electrólisis, ambos procesos de la competencia pueden ocurrir en el ánodo y en el cátodo.
Al realizar electrólisis utilizando un ánodo inerte (no adecuado) (por ejemplo, grafito o platino), como regla general, dos procesos oxidativos y dos rehabilitación están compitiendo:
en el ánodo - Oxidación de los aniones y los iones de hidróxido,
en el cátodo - Restauración de cationes e iones de hidrógeno.
Al realizar electrólisis utilizando el ánodo activo (consumido), el proceso es complicado y las reacciones en competencia en los electrodos son:
en el ánodo, la oxidación de los aniones y los iones hidróxido, la disolución del ánodo del metal: el material del ánodo;
en el cátodo, la restauración del catión de las iones de sal e hidrógeno, la restauración de cationes metálicas obtenidas al disolver el ánodo.
Al elegir el proceso más probable en el ánodo y el cátodo, debe proceder de la posición que ocurrirá la reacción para los cuales se requiere los costos de energía más bajos. Además, para seleccionar el proceso más probable en un ánodo y cátodo con electrólisis de soluciones de sales con un electrodo inerte, las siguientes reglas utilizan:
El ánodo puede formar los siguientes productos: a) con electrólisis de soluciones que contienen en sus aniones de composición f -, SO 4 2-, NAlrededor de 3. - , PO 4 3. - , así como las soluciones de alcalis, se libera oxígeno; b) Cuando la oxidación de Anon conl. - , En r. -, I- El cloro, bromo, yodo, respectivamente;c) Cuando se oxidan los aniones de los ácidos orgánicos, el proceso tiene lugar:2. Con electrólisis de soluciones de sales que contienen iones ubicados en una fila de voltajes a la izquierda.
3+ , el hidrógeno se distingue en el cátodo; Si el ion se encuentra en una fila de tensiones a la derecha de hidrógeno, entonces el metal se asigna en el cátodo.3. Con la electrólisis de soluciones de sales que contienen iones ubicados en una fila de tensiones entre
Al + e h + En el cátodo, se liberan los procesos de la competencia de la restauración de cationes e hidrógeno.Considere como una electrólisis de ejemplo de la solución acuosa de cloruro de cobre en los electrodos inertes. En solución son iones si
2+ y 2SL -, que bajo la acción de la corriente eléctrica se envían a los electrodos correspondientes:
El cobre metálico se libera en el cátodo, el gas gaseoso de cloro en el ánodo.
Si en el ejemplo considerado de la electrólisis de la solución.
CUCL 2. Como ánodo, tome una placa de cobre, entonces el cobre se destaca en el cátodo, y en el ánodo donde se producen los procesos de oxidación, en lugar de la descarga de iones conl. - Y el aislamiento de cloro ocurre la oxidación del ánodo (cobre). En este caso, la disolución del ánodo en sí, y en forma de iones SI.entra en solución. Electrólisis CUCL 2. Con el ánodo soluble, puedes grabar esto:
Las soluciones de electrólisis de las sales con ánodo soluble se reducen a la oxidación del material del ánodo (su disolución) y se acompaña de la transferencia de metal desde el ánodo al cátodo. Esta propiedad se usa ampliamente en refinación (limpieza) de metales de contaminación.
Electrolisis de fusión. Para obtener metales altamente activos (sodio, aluminio, magnesio, calcio, etc.), la electrólisis de sales de fusión u óxidos se usa para interactuar con agua;
Si pasa la corriente eléctrica a través de una solución acuosa de sales metálicas activas y Ácido que contiene oxígeno, ni los cationes de metal ni los iones del residuo ácido no se descargan. El hidrógeno se distingue en el cátodo,
uNA. el ánodo es oxígeno, y la electrólisis se reduce a la descomposición del agua electrolítica.La electrólisis de las soluciones de electrolitos para llevar a cabo es energía más energía que la fundición, ya que las sales de electrolitos y el álcali se derriten a temperaturas muy altas.
Ley de electrólisis de Faraday.
La dependencia de la cantidad de sustancia formada bajo la acción de la corriente eléctrica, la corriente, la corriente y la naturaleza del electrolito se pueden instalar sobre la base de la generalizada ley de Faraday :dónde t - Masa formada bajo sustancias de electrólisis (G); E - Masa equivalente de sustancia (g / mol); M - masa molar sustancias (g / mol); pAG - el número de dispositivos dados o recibidos electrones;
I - Actuales (a); t - Duración del proceso.(de); F - Faraday constante,caracterizando la cantidad de electricidad requerida para la liberación de 1 masa equivalente de la sustancia(F \u003d. 96 500 CL / MOL \u003d 26.8 A × H / mol).Estos incluyen reacciones en las que las sustancias de reacción se intercambian por electrones cambiando el grado de oxidación de los átomos de los elementos que forman parte de las sustancias que reaccionan.
Por ejemplo:
Zn + 2h + → zn 2+ + h 2,
FES 2 + 8HNO 3 (CONC.) \u003d FE (NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O,
La abrumadora mayoría de reacciones químicas se refieren a redox, desempeñan un papel extremadamente importante.
La oxidación es el proceso de un átomo de electrones de retroceso, molécula o ion.
Si el átomo le da a sus electrones, entonces adquiere una carga positiva:
Por ejemplo:
Al - 3e - \u003d al 3+
H 2 - 2E - \u003d 2H +
Cuando la oxidación aumenta el grado de oxidación.
Si un ion cargado negativamente (carga -1), por ejemplo, cl, da 1 electrón, entonces se convierte en un átomo neutro:
2CL - - 2E - \u003d CL 2
Si un ion cargado positivamente o un átomo proporciona electrones, el valor de su carga positiva aumenta en consecuencia por el número de electrones extraíbles:
Fe 2+ - E - \u003d Fe 3+
La recuperación es el proceso de conectar electrones por un átomo, molécula u ion.
Si el átomo conecta electrones, se convierte en un ion cargado negativamente:
Por ejemplo:
CL 2 + 2E- \u003d 2SL -
S + 2e - \u003d s 2-
Si un ion cargado positivamente recibe electrones, entonces el valor de su carga disminuye:
FE 3+ + E- \u003d FE 2+
o puede ir a un átomo neutro:
FE 2+ + 2E- \u003d FE 0
El agente oxidante es un átomo, molécula u ión que acepta electrones. El agente reductor es un átomo, molécula o ion, produciendo electrones.
El agente oxidante se restaura durante la reacción, se oxida el agente reductor.
La oxidación siempre está acompañada de restauración, y viceversa, la recuperación siempre está asociada con la oxidación, que puede expresarse por las ecuaciones:
Restorener - E - ↔ Oxidante
Oxidante + E - ↔ Restaurar
Por lo tanto, las reacciones de reacción oxidativas son la unidad de dos procesos opuestos, oxidación y recuperación.
Mayores agentes reductores y oxidantes.
|
Restauración |
Oxidificadores |
Metales, hidrógeno, carbón. Carbono (II) CO Óxido Sulfuro de hidrógeno H 2 S, óxido de azufre (IV) SO 2, Ácido sulfúrico H 2 SO 3 Y SUS SALTAS Hola ácido hidrógeno-hidrógeno, ácido bromómico HBR, ácido clorhídrico HCL SNCL 2 cloruro, hierro (ii) sulfato FESO 4, sulfato de manganeso (II) MNSO 4, sulfato de cromo (III) CR 2 (SO 4) 3 Ácido azobic HNO 2, amoniaco NH 3, hidrazina n 2 h 4, óxido de nitrógeno (II) NO Ácido fosfórico H 3 PO 3 Aldehídos, alcoholes, hormigas y ácidos oxálicos, glucosa. Cátodo en la electrólisis |
Halógenos POTÁSIO PERMANGANATE KMNO 4, MANGANA DE POTÁSIO K 2 MNO 4, óxido de manganeso (IV) MNO 2 Dichromat Potasio K 2 Cr 2 O 7, Chromat de potasio K 2 CRO 4 Ácido nítrico HNO 3 Oxígeno O 2, Ozono alrededor de 3, peróxido de hidrógeno H 2 O 2 Ácido sulfúrico H 2 SO 4 (CONC.), Ácido SELEOUS H 2 SEO 4 Óxido de cobre (II) CUO, óxido de plata (I) AG 2 O, óxido de plomo (IV) PO 2 Iones de metales nobles (AG +, AU 3+, etc.) Cloruro de hierro (III) FECL 3 Hipocloritos, cloratos y percloratos. Vodka tsarista, una mezcla de ácidos concentrados nítricos y de platillo. Ánodo con electrólisis |
Método de balance electrónico.
Para la ecualización de la OSR, se utilizan varios métodos, desde los cuales, si consideramos uno, el método de balance electrónico.
Escriba la ecuación de reacción entre aluminio y oxígeno:
Al + O 2 \u003d Al 2 O 3
Que sea engañoso la simplicidad de esta ecuación. Nuestra tarea es tratar con el método que en el futuro le permitirá igualar reacciones mucho más complejas.
Entonces, ¿cuál es el método de equilibrio electrónico? El equilibrio es la igualdad. Por lo tanto, debe hacerse la misma cantidad de electrones que un elemento da y recibe otro elemento en esta reacción. Inicialmente, este número se ve diferente, que se puede ver desde diferentes grados Oxidación de aluminio y oxígeno:
Al 0 + O 2 0 \u003d Al 2 +3 O 3 -2
El aluminio da electrones (adquiere un grado positivo de oxidación), y el oxígeno: acepta electrones (adquiere un grado negativo de oxidación). Para obtener el grado de oxidación +3, el átomo de aluminio debe pagar 3 electrones. La molécula de oxígeno se convierta en átomos de oxígeno con un grado de oxidación -2, debe tomar 4 electrones:
Al 0 - 3E- \u003d al +3
O 2 0 + 4E- \u003d 2O -2
Para que el número de electrones dados y recibidos se nivela, la primera ecuación debe multiplicarse por 4, y la segunda por 3. Para hacer esto, es suficiente para mover los números de los electrones dados y recibidos contra la parte superior y líneas más bajas como se muestra en el circuito en la parte superior.
Si ahora, en la ecuación antes del agente reductor (AL), pondremos el coeficiente 4 que encontramos, y delante del agente oxidante (O 2): el coeficiente que encontramos por nosotros 3, el número de electrones dados y recibidos está alineado y se vuelve igual a 12. Se alcanza el equilibrio electrónico. Se puede ver que delante del producto de reacción al 2 O 3 requiere un coeficiente 2. Ahora la ecuación de la reacción redox es igual:
4A + 3O 2 \u003d 2Al 2 O 3
Todas las ventajas del método de balance electrónico se manifiestan en casos más complejos que el oxígeno de oxígeno de oxígeno.
Por ejemplo, conocido por todos los "manganeso": el potasio oxidante de manganeso, el pontásico de potasio 4 es un agente oxidante fuerte debido al átomo de MN al grado de oxidación +7. Incluso el cloro de aniones cl, le da un electrón, girándose en un átomo de cloro. Esto se usa a veces para obtener cloro gaseoso de cloro en el laboratorio:
K + MN +7 O 4 -2 + K + CL - + H 2 SO 4 \u003d CL 2 0 + MN +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Haremos un esquema de balance electrónico:
MN +7 + 5E- \u003d MN +2
2CL - - 2E- \u003d CL 2 0
Dos y cinco son los principales coeficientes de la ecuación, gracias a los que es fácil elegir todos los demás coeficientes. Antes de CL 2, coloque el coeficiente 5 (o 2 × 5 \u003d 10 antes del KCL), y antes del KMNO 4 - Coeficiente 2. Todos los demás coeficientes están vinculados a estos dos coeficientes. Es mucho más fácil que actuar un número simple de números.
2 KMNO 4 + 10KCL + 8H 2 SO 4 \u003d 5 CL 2 + 2MNSO 4 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O
Para igualar el número de átomos a (12 átomos a la izquierda), es necesario antes de K 2 SO 4 en la parte derecha de la ecuación para colocar el coeficiente 6. Finalmente, para equiparar el oxígeno y el hidrógeno, lo suficiente en frente de H 2 Así que 4 y H2O Ponga el coeficiente 8. Recibimos una ecuación en forma final.
El método de balance electrónico, como vemos, no excluye la selección ordinaria de coeficientes en las ecuaciones de reacciones redox, sino que puede aliviar notablemente tal selección.
Recopilación de la ecuación de la reacción de cobre con una solución de nitrato de paladio (II). Escribimos la fórmula de las sustancias iniciales y finitas de la reacción y muestran los cambios en los grados de oxidación:
de ello se deduce que cuando la reducción y el oxidante, los coeficientes son iguales a 1. La ecuación de respuesta final:
Cu + PD (NO 3) 2 \u003d Cu (No 3) 2 + PD
Como se puede ver, en la ecuación de reacción total, los electrones no aparecen.
Para verificar la exactitud de la ecuación compuesta, contamos la cantidad de átomos de cada elemento en sus partes derecho e izquierdo. Por ejemplo, en la parte derecha de 6 átomos de oxígeno, en los átomos izquierdos también; paladio 1 y 1; El cobre también es 1 y 1. por lo que la ecuación se compila correctamente.
Reescribe esta ecuación en forma de iones:
Cu + PD 2+ + 2NO 3 - \u003d Cu 2+ + 2NO 3 - + PD
Y después de cortar los mismos iones que obtenemos.
Cu + PD 2+ \u003d Cu 2+ + RD
Elaboración de la ecuación de la reacción de la interacción del óxido de manganeso (IV) con ácido clorhídrico concentrado.
(Con la ayuda de esta reacción en el laboratorio, se obtiene cloro).
Escribimos la fórmula de las sustancias iniciales y finitas de la reacción:
NCL + MNO 2 → SL 2 + MNSL 2 + H2O
Mostramos el cambio en los grados de la oxidación de los átomos antes y después de la reacción:
Esta reacción es oxidativa y reductiva, ya que el grado de oxidación de los átomos de cloro y manganeso cambia. NCL - Agente reductor, MNO 2 - Agente oxidante. Recopilamos ecuaciones electrónicas:
y encontramos los coeficientes durante la reducción y el oxidante. Son respectivamente 2 y 1. El coeficiente 2 (y no 1) se concluye porque 2 átomos de cloro con un grado de oxidación -1 dan 2 electrones. Este coeficiente ya está en la ecuación electrónica:
2nsl + MNO 2 → SL 2 + MNSL 2 + H2O
Encontramos coeficientes para otras sustancias de reacción. De las ecuaciones electrónicas se puede ver que a 2 cuentas de HCl Mole para 1 mol MNO 2. Sin embargo, dado que, para la unión del gráfico de dos gráficos generado, el manganeso necesita 2 mol más mol de ácidos, antes del agente reductor, el coeficiente debe colocarse 4. Entonces el agua será 2 mol. La ecuación final tiene la forma.
4ncl + mnO 2 \u003d SL 2 + MNSL 2 + 2N 2
El control de la exactitud de la ecuación de escritura puede estar limitada contando el número de átomos de un solo elemento, por ejemplo, cloro: en el lado izquierdo 4 y en la derecha 2 + 2 \u003d 4.
Dado que el método de balance electrónico muestra las ecuaciones de reacciones en la forma molecular, luego, después de compilar y verificar, deben escribirse en forma de iones.
Reescribimos la ecuación compuesta en forma de iones:
4H + + 4CL - + MNO 2 \u003d CL 2 + MN 2 + 2SL - + 2N 2 O
y después de reducir los mismos iones en ambas partes de la ecuación
4n + + 2SL - + MNO 2 \u003d CL 2 + MN 2 + + 2N 2
Recopilación de la ecuación de la reacción de la interacción de sulfuro de hidrógeno con una solución acidificada de permanganato de potasio.
Escribimos el esquema de reacción - Fórmulas de las sustancias iniciales y obtenidas:
H 2 S + KMNO 4 + H 2 SO 4 → S + MNSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Luego muestre el cambio en los grados de la oxidación de los átomos antes y después de la reacción:
Los grados de oxidación de los átomos de azufre y el manganeso (H 2 S, el agente reductor, KMNO 4 - Agente oxidante). Recopilamos ecuaciones electrónicas, es decir. Representamos los procesos de retorno y la adición de electrones:
Finalmente, encontramos coeficientes para oxidar y reducir, y luego con otras sustancias de reacción. Desde las ecuaciones electrónicas se puede ver que es necesario tomar 5 mol H 2 S y 2 Mole KMNO 4, luego obtenemos 5 mol de átomos S y 2 Mens MNSO 4. Además, a partir de la comparación de átomos en las partes izquierdo y derecho de la ecuación, también encontraremos que también se forme 1 mol a 2 por 7 y 8 moles de agua. La ecuación de respuesta final será vista.
5n 2 S + 2kmno 4 + Zn 2 SO 4 \u003d 5S + 2MNSO 4 + K 2 SO 4 + 8N 2
La exactitud de la escritura de la ecuación se confirma mediante el conteo de átomos de un elemento, por ejemplo, oxígeno; En el lado izquierdo de sus 2 4 + 3 4 \u003d 20 y en la parte derecha 2 4 + 4 + 8 \u003d 20.
Reescribe la ecuación en forma de iones:
5N 2 S + 2MNO 4 - + 6H + \u003d 5S + 2mn 2+ + 8n 2 O
Se sabe que la ecuación de reacción correctamente escrita es una expresión de la ley de preservar la masa de sustancias. Por lo tanto, el número de uno y los mismos átomos en las sustancias iniciales y los productos de reacción debe ser el mismo. Se deben mantener los cargos. La cantidad de cargos de carga siempre debe ser igual a la cantidad de cargos de carga de la reacción.
El método de equilibrio de iones de electrones es más universal en comparación con el método de balance electrónico y tiene una ventaja indiscutible en la selección de coeficientes en muchas reacciones de oxidación, en particular, con la participación de los compuestos orgánicos en los que incluso el procedimiento para determinar los grados de oxidación es muy complejo.
Clasificación de OVR.
Hay tres tipos básicos de reacciones redox Distinguish:
1) Reacciones de la inoxidación intermolecular.
(cuando el oxidante y el agente reductor son sustancias diferentes);
2) reacciones de desproporcionamiento
(cuando la misma sustancia puede ser el agente oxidante y reductor);
3) Reacciones de la inoxidación intramolecular.
(Cuando una parte de la molécula actúa como agente oxidante, y el otro, como agente reductor).\u003e
Considere ejemplos de las reacciones de tres tipos.
1. Reacciones de la oxidación intermolecular: la restauración son todas las reacciones ya consideradas por nosotros en este párrafo.
Considera unos cuantos más caso difícilCuando no se puede consumir todo el oxidante en la reacción, ya que parte de ella está involucrada en la reacción de intercambio habitual y no oxidativa y reduccionista:
Cu 0 + H + N +5 O 3 -2 \u003d CU +2 (N +5 O 3 -2) 2 + N +2 O -2 + H 2 O
Parte de las partículas de NO 3 está involucrada en la reacción como un agente oxidante, que proporciona óxido de nitrógeno, y una porción de no 3 iones no se modifica en un compuesto de cobre CU (NO 3) 2. Hacer un balance electrónico:
Cu 0 - 2E- \u003d Cu +2
N +5 + 3e- \u003d n +2
Entregamos el coeficiente 3 frente a Cu y Cu (n. ° 3) 2. Pero el coeficiente 2 debe colocarse solo antes de no, porque todo el nitrógeno disponible en ella participó en la reacción de reacción oxidativa. Sería un error poner el coeficiente 2 antes de HNO 3, porque esta sustancia incluye ambos átomos de nitrógeno que no participan en la oxidación de reducción y forman parte del producto CU (NO 3) 2 (no 3 partículas, a veces llamadas "ion -Harmitro ").
Los coeficientes restantes están cerrados sin dificultad:
3 CU + 8HNO 3 \u003d 3 Cu (n ° 3) 2 + 2 No + 4H 2 O
2. Las reacciones de desproporción ocurren cuando las moléculas de la misma sustancia son capaces de oxidarse y restaurarse entre sí. Esto se hace posible si la sustancia contiene los átomos de cualquier elemento en el grado intermedio de oxidación.
En consecuencia, el grado de oxidación es capaz de caer, y aumentar. Por ejemplo:
HN +3 O 2 \u003d HN +5 O 3 + N +2 O + H 2 O
Esta reacción se puede representar como una reacción entre HNO 2 y HNO 2 como agente oxidante y un agente reductor y aplicar un método de balance electrónico:
HN +3 O 2 + HN +3 O 2 \u003d HN +5 O3 + N +2 O + H 2 O
N +3 - 2e- \u003d n +5
N +3 + e- \u003d n +2
Obtenemos la ecuación:
2hno 2 + 1hno 2 \u003d 1 HNO 3 + 2 NO + H2O
O, plegando juntos Moli HNO 2:
3hno 2 \u003d HNO 3 + 2NO + H2O
Las reacciones de la reducción de la oxidación intramolecular se producen cuando los átomos de oxidantes y los átomos reductores son adyacentes en la molécula. Considere la descomposición de la sal de bebidas KCLO 3 cuando se calienta:
Kcl +5 o 3 -2 \u003d kcl - + o 2 0
Esta ecuación también está sujeta al requisito del balance electrónico:
Cl +5 + 6E- \u003d CL -
2o -2 - 2e- \u003d O 2 0
Aquí hay una dificultad, ¿cuál de los dos factores encontrados frente a KCLO 3, después de todo, esta molécula contiene un agente oxidante y un agente reductor?
En tales casos, los factores encontrados se colocan frente a los productos:
Kclo 3 \u003d 2kcl + 3o 2
Ahora está claro que antes de KCLO 3, debe poner el coeficiente 2.
2kclo 3 \u003d 2kcl + 3o 2
La reacción intramolecular de la descomposición de la sal Bertolen durante el calentamiento se utiliza cuando se obtiene el oxígeno en el laboratorio.
Método semi-recurso
Como muestra el nombre en sí, este método se basa en la preparación de ecuaciones de iones para el proceso de oxidación y el proceso de recuperación, seguido sumándolos en la ecuación general.
Como ejemplo, la ecuación de la misma reacción se utilizó con la explicación del método de balance electrónico.
Cuando se hunde el sulfuro H 2 S a través de la solución acidificada del permanganato de potasio KMNO 4, el color de la frambuesa desaparece y la solución se murmure.
La experiencia muestra que la nubosidad de la solución se produce como resultado de la formación de azufre elemental, es decir,. Flujo del proceso:
H 2 S → S + 2H +
Este esquema es igualizado por el número de átomos. Para igualar el número de cargos, es necesario tomar dos electrones desde el lado izquierdo del circuito, después de lo cual es posible reemplazar la flecha para firmar igual:
H 2 S - 2E - \u003d S + 2H +
Esta es la primera media formación: el proceso de reducción del agente H 2 S.
La descolorización de la solución se asocia con la transición de la ION de MNO 4: (tiene un color de frambuesa) al ion MN 2+ (casi incoloro y solo con una gran concentración tiene un color débilmente rosado) que puede expresarse por el esquema
MNO 4 - → MN 2+
En una solución ácida, el oxígeno, que forma parte de los iones MNO, junto con los iones de hidrógeno, en última instancia, forma agua. Por lo tanto, el proceso de transición está escrito de la siguiente manera:
MNO 4 - + 8H + → MN 2+ + 4N 2 O
Para que la flecha reemplace el signo igual, debe igualar y cargas. Dado que las sustancias iniciales tienen siete cargos positivos (7+), y la final: dos positivos (2+), para realizar las condiciones para la preservación de los cargos, es necesario agregar cinco electrones al lado izquierdo del circuito:
MNO 4 - + 8H + + 5E - \u003d MN 2+ + 4N 2
Esta es la segunda media reacción, el proceso de restauración del oxidante, es decir,. Permanganato-ion.
Para la compilación ecuación general La reacción debe ser las ecuaciones de media reacción de reaccionar la reaccionación, pre-igualar el número de electrones extraíbles y obtenidos. En este caso, de acuerdo con las reglas de encontrar el múltiplo más pequeño, se determinan los multiplicadores correspondientes a los cuales se multiplican las ecuaciones de media reacción. La grabación abreviada se lleva a cabo así:
Y, brillando por 10n +, finalmente consigue
5N 2 S + 2MNO 4 - + 6H + \u003d 5S + 2mn 2+ + 8n 2 O
Verificamos la exactitud de la ecuación compuesta en el formulario de iones: el número de átomos de oxígeno en el lado izquierdo 8, en la derecha 8; El número de cargos: en la parte izquierda (2 -) + (6+) \u003d 4+, en la derecha 2 (2+) \u003d 4+. La ecuación está correctamente compilada, ya que los átomos y los cargos son igualados.
El método de media formación contiene la ecuación de reacción en forma de iones. Para pasar de él a la ecuación de forma molecular, hacemos esto: en el lado izquierdo de la ecuación iónica, se selecciona el catión correspondiente para cada anión y un anión de anión a cada catión. Luego, los mismos iones en el mismo número se registran en la parte derecha de la ecuación, después de lo cual los iones se combinan en las moléculas:
Por lo tanto, la compilación de ecuaciones de reacciones de oxidación utilizando el método de media reacción conduce al resultado que el método de balance electrónico.
Comparación ambos métodos. La ventaja de la ótesóda semi-reacción en comparación con el método de balance electrónico es. Que no usa iones hipotéticos, sino realmente los existentes. De hecho, no hay iones en la solución, y hay iones.
Con el método de la mitad de las formaciones, no necesita conocer el grado de oxidación de los átomos.
La escritura de ciertas ecuaciones iónicas de la semoretisis es necesaria para comprender los procesos químicos en el elemento de galvanoplastia y en la electrólisis. Al mismo tiempo, el método es visible para la función del medio ambiente como participante activo en todo el proceso. Finalmente, cuando se utiliza el método de media formación, no necesita conocer todas las sustancias resultantes, aparecen en la ecuación de reacción cuando se deriva. Por lo tanto, el método de media formación debe ser preferido y utilizado en la preparación de ecuaciones de todas las reacciones redox que ocurren en soluciones acuosas.
Muchas sustancias tienen propiedades especiales que se denominan oxidativas o recuperables en química.
Algunos productos químicos exhiben las propiedades de los oxidantes, otros agentes reductores, mientras que algunos compuestos pueden mostrarlos y otras propiedades al mismo tiempo (por ejemplo, el peróxido de hidrógeno H2O2).
¿Cuál es el agente oxidante y el agente reductor, la oxidación y la recuperación?
Las propiedades redox de la sustancia están asociadas con el proceso de devolución y toma electrones por átomos, iones o moléculas.
El oxidante es una sustancia que los electrones reciben durante la reacción, es restaurado; El agente reductor: da electrones, es decir, se oxida. Los procesos de transmisión de los electrones de una sustancia a otros generalmente se llaman reacciones redox.
Los compuestos que contienen átomos de elementos con el grado máximo de oxidación solo pueden oxidarse en estos átomos, porque Ya dieron todos sus electrones de valencia y solo pueden tomar electrones. El grado máximo de oxidación de un átomo de elemento es igual al número del grupo en la tabla periódica a la que pertenece este artículo. Los compuestos que contienen los átomos de los elementos con un grado mínimo de oxidación solo pueden servir como agentes reductores, ya que solo pueden dar electrones, porque el nivel de energía externo en tales átomos se completa con ocho electrones.
Con reacciones químicas, el número y la naturaleza de los vínculos entre los átomos interactivos pueden variar, es decir, Los grados de oxidación de los átomos en las moléculas pueden variar.
Las reacciones, lo que resulta en que se cambian los grados de oxidación de los átomos, se denominan redox.
Ejemplos de reacciones redox (ABREVIADA OSR):
Los cambios en el grado de oxidación se asocian con desplazamiento o transmisión de electrones. Independientemente de si los electrones se están moviendo de un átomo a otro o solo parcialmente retrasados \u200b\u200bpor uno de los átomos, se indica convencionalmente sobre el retorno y la adición de electrones.
Procesoregreso electrones en un átomo o ion llamadooxidación . Procesoadjunto archivo Se llaman electronesrestauracion .
Las sustancias, átomos o iones de los cuales dan electrones, se llaman restauración . Durante la reacción, se oxidan. Las sustancias, átomos o iones de los cuales se adjuntan electrones se llaman oxidificadores . Durante la reacción, se restauran.
Los procesos de oxidación y recuperación se representan por ecuaciones electrónicas, lo que indica el cambio en el grado de oxidación de los átomos interactivos y el número de electrones dados por el agente reductor o aceptado por el agente oxidante.
Ejemplos de ecuaciones que expresan procesos de oxidación:
Ecuaciones que expresan procesos de recuperación:
La reacción redox es un solo proceso en el que la oxidación y la recuperación proceden al mismo tiempo. La oxidación de un átomo siempre está acompañada por la restauración de la otra y viceversa. Donde general el número de electrones dado por el agente reductor es igual al número de electrones conectados por el agente oxidante.
De acuerdo con la ley de equivalentes. las masas de reaccionar sustancias se pertenecen entre sí como masas molares de sus equivalentes.. La cantidad equivalente de sustancia en el OSR depende de la cantidad de electrones dados o átomos conectados por él; La masa molar del equivalente se calcula por la fórmula:
, (1)
dónde METRO. - Masa molar de sustancia, g / mol.
METRO. ek. - Masa molar de equivalente a sustancias, g / mol.
-Escriptado o unido. Elelectrones
Por ejemplo, en la reacción.
atom Manganeso adjunta 5 electrones, así que equivalente. 
es 1/5. topoun átomo de azufre da 2 electrones y equivalente. 
es 1/2 topo. Las masas molares de equivalentes son respectivamente iguales.
Tipos de reacción de oxidación.
Hay tres tipos de OSPS químicos: reacciones intermoleculares, intramoleculares y de autoexamen. Un grupo separado consiste en reacciones electroquímicas.
1. OH interrelación intermolecular es reacciones en las que el agente oxidante y el agente reductor son sustancias diferentes:
2. La OH intramolecular es reacciones en las que los grados de oxidación de diferentes átomos de una molécula están cambiando:
3. Las reacciones de la autoinstitución: la autocuración de la autocuración son reacciones en las que se produce la oxidación y la restauración de átomos del mismo elemento:
4. Las reacciones electroquímicas son AURO, en las que los procesos de oxidación y reducción se separan espacialmente (procedimiento en electrodos separados), y los electrones se transmiten desde el agente reductor al agente oxidante para un circuito eléctrico externo:
Las reacciones redox son generalmente complejas, pero, conociendo las fórmulas de los reactivos y los productos de reacción y pueden determinar los grados de oxidación de los átomos, uno puede separar fácilmente los coeficientes en la ecuación de cualquier HSR.
Las reacciones redox, o la OSR abreviada, son una de las fundaciones del tema de la química, ya que describen la interacción de la persona. elementos químicos juntos. Como sigue del nombre de estas reacciones, al menos dos diferentes están involucrados en ellos. químicos Uno de los cuales actúa como agente oxidante, y el otro es un agente reductor. Obviamente, es muy importante poder distinguirlos y determinarlos en varios reacciones químicas.
Cómo determinar el oxidante y el agente reductor.La principal dificultad para determinar el agente oxidante y el agente reductor en reacciones químicas es que las mismas sustancias en diferentes casos pueden ser agentes oxidantes y agentes reductores. Para saber cómo determinar correctamente el papel de un elemento químico en particular en la reacción, los siguientes conceptos básicos deben entenderse claramente.
- Oxidación Llame al proceso de retroceso de la capa electrónica exterior del elemento químico. En turno oxidante Habrá un átomo, molécula o ion que reciba electrones y, por lo tanto, baje su oxidación, que es restaurar . Después de la reacción química de la interacción con otra sustancia, el oxidante siempre adquiere una carga positiva.
- Restauracion Llame al proceso de conectar electrones a una capa electrónica exterior del elemento químico. Restarodero Habrá un átomo, molécula u ion que dé a sus electrones y, por lo tanto, aumente el grado de su oxidación, es decir, oxidar . Después de la reacción química de la interacción con otra sustancia, el agente reductor siempre adquiere una carga positiva.
- Simplemente ponga el oxidante es una sustancia que "selecciona" los electrones, y el agente reductor es una sustancia que les da al agente oxidante. Determinar quién en la reacción de oxidación realiza el papel de un agente oxidante, que es un agente reductor y en qué casos se convierte en que el agente oxidante se convierte en un agente reductor y, por el contrario, puede ser conocido por el comportamiento típico en las reacciones químicas de los elementos individuales. .
- Los agentes reductores típicos son metales y hidrógeno: Fe, K, CA, CU, MG, NA, ZN, H). Cuanto más pequeños son ionisiroans, más sus propiedades de rehabilitación. Por ejemplo, el hierro parcialmente oxidado, que ha dado un electrón y tener +1, podrá dar un electrón menos en comparación con el hardware "limpio". También los agentes reductores pueden ser compuestos de elementos químicos en grado bajo Oxidaciones que se rellenan con todo el orbital libre y que solo pueden dar electrones, como el amoniaco NH3, el sulfuro de hidrógeno H 2 S, la bromomaronamina HRB, el hidrógeno de yodo hi, el cloruro de HCL.
- Los oxidantes típicos son muchos no metales (F, CL, I, O, BR). También los oxidantes pueden realizar metales que tienen un alto grado de oxidación (Fe +3, SN +4, MN +4), también algunas conexiones de elementos en alto grado Oxidación: Potaganato de Potasio KMNO 4, ácido sulfúrico H 2 SO 4, ácido nítrico HNO 3, óxido de cobre CUO, cloruro de hierro FECL 3.
- Compuestos químicos En grados incompletos o intermedios de oxidación, por ejemplo, ácido nítrico de un solo eje HNO 2, peróxido de hidrógeno H2O2, ácido sulfúrico H2O SO 3 puede exhibir propiedades tanto oxidativas como de rehabilitación según las propiedades redox del segundo reactivo participante.
Ka sigue este ejemplo Un átomo de sodio le da un átomo del oxígeno su electrón. En consecuencia, el sodio es un agente reductor, y el oxígeno por oxidante. En este caso, el sodio caerá completamente, ya que dará la máxima cantidad posible de electrones, y el átomo de oxígeno no se restaurará, ya que puede tomar un electrón más de otro átomo de oxígeno.
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