Estos incluyen reacciones en las que los reactivos intercambian electrones, mientras cambian el estado de oxidación de los átomos de los elementos que componen los reactivos.

Por ejemplo:

Zn + 2H + → Zn 2+ + H 2 ,

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

Mayoría aplastante reacciones químicas pertenecen a redox, juegan un papel extremadamente importante.

La oxidación es el proceso de donación de electrones de un átomo, molécula o ion.

Cuando un átomo dona sus electrones, adquiere una carga positiva:

Por ejemplo:

Al - 3e - \u003d Al 3+

H 2 - 2e - \u003d 2H +

Cuando se oxida, el estado de oxidación aumenta.

Si un ion cargado negativamente (carga -1), por ejemplo Cl -, cede 1 electrón, entonces se convierte en un átomo neutro:

2Cl - - 2e - \u003d Cl 2

Si un ión o átomo cargado positivamente cede electrones, entonces el valor de su carga positiva aumenta de acuerdo con el número de electrones dados:

Fe 2+ - e - \u003d Fe 3+

La reducción es el proceso de agregar electrones a un átomo, molécula o ion.

Cuando un átomo gana electrones, se convierte en un ion cargado negativamente:

Por ejemplo:

Cl 2 + 2e- \u003d 2Cl -

S + 2e - \u003d S 2-

Si un ion cargado positivamente acepta electrones, entonces su carga disminuye:

Fe 3+ + e- \u003d Fe 2+

o puede ir a un átomo neutro:

Fe 2+ + 2e- = Fe 0

Un agente oxidante es un átomo, molécula o ion que acepta electrones. Un agente reductor es un átomo, molécula o ion que dona electrones.

El agente oxidante se reduce durante la reacción, mientras que el agente reductor se oxida.

La oxidación siempre va acompañada de reducción, y viceversa, la reducción siempre va asociada a oxidación, lo que se puede expresar mediante las ecuaciones:

Agente reductor - e - ↔ Agente oxidante

Oxidante + e - ↔ Reductor

Por lo tanto, las reacciones redox son una unidad de dos procesos opuestos: oxidación y reducción.

Los agentes reductores y oxidantes más importantes.

Restauradores

Oxidantes

Metales, hidrógeno, carbón Monóxido de carbono(II) CO Sulfuro de hidrógeno H 2 S, óxido de azufre (IV) SO 2, ácido sulfúrico H 2 SO 3 y sus sales Ácido yodhídrico HI, ácido bromhídrico HBr, ácido clorhídrico HCl Cloruro de estaño (II) SnCl 2, sulfato de hierro (II) FeSO 4, sulfato de manganeso (II) MnSO 4, sulfato de cromo (III) Cr 2 (SO 4) 3 Ácido nitroso HNO 2, amoníaco NH 3, hidracina N 2 H 4, óxido nítrico (II) NO Ácido fosforoso H 3 PO 3 Aldehídos, alcoholes, ácidos fórmico y oxálico, glucosa cátodo en electrólisis

halógenos Permanganato de potasio KMnO 4 , manganato de potasio K 2 MnO 4 , óxido de manganeso (IV) MnO 2 Dicromato de potasio K 2 Cr 2 O 7 , cromato de potasio K 2 CrO 4 Ácido nítrico HNO 3 Oxígeno O 2, ozono O 3, peróxido de hidrógeno H 2 O 2 Ácido sulfúrico H 2 SO 4 (conc.), Ácido selénico H 2 SeO 4 Óxido de cobre (II) CuO, óxido de plata (I) Ag 2 O, óxido de plomo (IV) PbO 2 Iones de metales nobles (Ag +, Au 3+, etc.) Cloruro de hierro (III) FeCl 3 Hipocloritos, cloratos y percloratos Royal vodka, una mezcla de ácidos nítrico y fluorhídrico concentrados Ánodo en electrólisis

Método de balanza electrónica.

Para igualar el OVR, se utilizan varios métodos, de los cuales consideraremos uno por el momento: el método del saldo electrónico.

Escribamos la ecuación de reacción entre el aluminio y el oxígeno:

Al + O 2 \u003d Al 2 O 3

No se deje engañar por la simplicidad de esta ecuación. Nuestra tarea es comprender un método que le permita igualar reacciones mucho más complejas en el futuro.

Entonces, ¿qué es el método de saldo electrónico? El equilibrio es igualdad. Por lo tanto, es necesario hacer la misma cantidad de electrones que un elemento da y acepta otro elemento en esta reacción. Inicialmente, este número se ve diferente, como se puede ver en diferentes grados Oxidación de aluminio y oxígeno:

Al 0 + O 2 0 \u003d Al 2 +3 O 3 -2

El aluminio dona electrones (adquiere un estado de oxidación positivo) y el oxígeno acepta electrones (adquiere un estado de oxidación negativo). Para obtener un estado de oxidación de +3, un átomo de aluminio debe ceder 3 electrones. Una molécula de oxígeno, para convertirse en átomos de oxígeno con un estado de oxidación de -2, debe aceptar 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 iguale, la primera ecuación debe multiplicarse por 4 y la segunda por 3. Para hacer esto, es suficiente mover los números de electrones dados y recibidos contra las líneas superior e inferior. como se muestra en el diagrama de arriba.

Si ahora en la ecuación antes del agente reductor (Al) ponemos el coeficiente 4 que encontramos, y antes del agente oxidante (O 2) - el coeficiente encontramos 3, entonces el número de electrones dados y recibidos se iguala y se vuelve igual a 12 Se logra el equilibrio electrónico. Se puede ver que se requiere un factor de 2 antes del producto de reacción Al 2 O 3. Ahora se iguala la ecuación de la reacción redox:

4Al + 3O 2 \u003d 2Al 2 O 3

Todas las ventajas del método del balance de electrones se manifiestan en casos más complejos que la oxidación del aluminio con oxígeno.

Por ejemplo, el conocido "permanganato de potasio" - permanganato de potasio KMnO 4 - es un agente oxidante fuerte debido al átomo de Mn en el estado de oxidación +7. Incluso el anión de cloro Cl le da un electrón, convirtiéndose en un átomo de cloro. Esto se usa a veces para producir cloro gaseoso en el laboratorio:

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

Hagamos un diagrama de balanza electrónica:

Manganeso +7 + 5e- = Manganeso +2

2Cl - - 2e- \u003d Cl 2 0

Dos y cinco son los coeficientes principales de la ecuación, gracias a los cuales es posible seleccionar fácilmente todos los demás coeficientes. Antes de Cl 2, debe poner un factor de 5 (o 2 × 5 = 10 antes de KCl), y antes de KMnO 4, un factor de 2. Todos los demás factores están vinculados a estos dos factores. Esto es mucho más fácil que simplemente la fuerza bruta.

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

Para igualar el número de átomos de K (12 átomos a la izquierda), es necesario anteponer a K 2 SO 4 en el lado derecho de la ecuación un coeficiente 6. Finalmente, para igualar el oxígeno y el hidrógeno, basta con pon un coeficiente 8 delante de H 2 SO 4 y H 2 O. Obtuvimos la ecuación en su forma final.

El método del balance de electrones, como vemos, no excluye la selección habitual de coeficientes en las ecuaciones de las reacciones redox, pero puede facilitar significativamente dicha selección.

Elaboración de una ecuación para la reacción del cobre con una solución de nitrato de paladio (II). Anotamos las fórmulas de las sustancias inicial y final de la reacción y mostramos los cambios en los estados de oxidación:

de donde se deduce que con un agente reductor y un agente oxidante, los coeficientes son iguales a 1. La ecuación de reacción final:

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

Como puede ver, los electrones no aparecen en la ecuación de reacción general.

Para verificar la exactitud de la ecuación formulada, contamos el número de átomos de cada elemento en sus lados derecho e izquierdo. Por ejemplo, en el lado derecho hay 6 átomos de oxígeno, en el lado izquierdo también hay 6 átomos; paladio 1 y 1; el cobre también es 1 y 1. Esto significa que la ecuación es correcta.

Reescribimos esta ecuación en forma iónica:

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

Y después de la contracción de iones idénticos, obtenemos

Cu + Pd 2+ = Cu 2+ + Pd

Elaboración de la ecuación de reacción para la interacción del óxido de manganeso (IV) con ácido clorhídrico concentrado

(usando esta reacción, se obtiene cloro en el laboratorio).

Escribimos las fórmulas de las sustancias inicial y final de la reacción:

HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Mostramos el cambio en los estados de oxidación de los átomos antes y después de la reacción:

Esta reacción es redox, ya que cambian los estados de oxidación de los átomos de cloro y manganeso. HCl es un agente reductor, MnO 2 es un agente oxidante. Componemos ecuaciones electrónicas:

y encuentre los coeficientes para el agente reductor y el agente oxidante. Son respectivamente iguales a 2 y 1. El coeficiente 2 (y no 1) se establece porque 2 átomos de cloro con un estado de oxidación de -1 dan 2 electrones. Este coeficiente ya está en la ecuación electrónica:

2HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Encontramos los coeficientes para otros reactivos. Se puede ver a partir de las ecuaciones electrónicas que 2 moles de HCl representan 1 mol de MnO 2 . Sin embargo, dado que se necesitan otros 2 mol de ácido para unir el ion de manganeso doblemente cargado resultante, se debe establecer un factor de 4 frente al agente reductor, entonces se obtendrán 2 mol de agua. La ecuación final es

4HCl + MnO 2 \u003d Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O

Verificar la corrección de escribir una ecuación puede limitarse a contar el número de átomos de cualquier elemento, por ejemplo cloro: en el lado izquierdo 4 y en el lado derecho 2 + 2 = 4.

Dado que el método de balance de electrones representa las ecuaciones de reacción en forma molecular, después de compilarlas y verificarlas, deben escribirse en forma iónica.

Reescribamos la ecuación en forma iónica:

4H + + 4Cl - + MnO 2 = Cl 2 + Mn 2 + + 2Cl - + 2H 2 O

y después de cancelar iones idénticos en ambas partes de la ecuación, obtenemos

4H + + 2Cl - + MnO 2 = Cl 2 + Mn 2 + + 2H 2 O

Elaboración de una ecuación para la reacción de la interacción del sulfuro de hidrógeno con una solución acidificada de permanganato de potasio.

Escribamos el esquema de reacción: las 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 mostramos el cambio en los estados de oxidación de los átomos antes y después de la reacción:

Los estados de oxidación de los átomos de azufre y manganeso cambian (H 2 S es un agente reductor, KMnO 4 es un agente oxidante). Componemos ecuaciones electrónicas, es decir, representamos los procesos de retroceso y fijación de electrones:

Y finalmente, encontramos los coeficientes para el agente oxidante y el agente reductor, y luego para otros reactivos. Se puede ver a partir de las ecuaciones electrónicas que necesitamos tomar 5 mol de H 2 S y 2 mol de KMnO 4, luego obtenemos 5 mol de átomos de S y 2 mol de MnSO 4. Además, de una comparación de los átomos en los lados izquierdo y derecho de la ecuación, encontramos que también se forman 1 mol de K 2 SO 4 y 8 mol de agua. La ecuación de reacción final se verá como

5H 2 S + 2KMnO 4 + ZH 2 SO 4 \u003d 5S + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

La exactitud de escribir la ecuación se confirma contando los átomos de un elemento, como el oxígeno; en el lado izquierdo hay 2 4 + 3 4 = 20 y en el lado derecho 2 4 + 4 + 8 = 20.

Reescribimos la ecuación en forma iónica:

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

Se sabe que una ecuación de reacción escrita correctamente es una expresión de la ley de conservación de la masa de las sustancias. Por lo tanto, el número de átomos iguales en las sustancias iniciales y los productos de reacción debe ser el mismo. Los cargos también deben ser conservados. La suma de las cargas de los reactivos siempre debe ser igual a la suma de las cargas de los productos de reacción.

El método de balance de iones de electrones es más versátil que el método de balance de electrones y tiene una ventaja innegable en la selección de coeficientes en muchas reacciones redox, en particular, que involucran compuestos orgánicos, en el que incluso el procedimiento para determinar los estados de oxidación es muy complicado.

Clasificación GLB

Hay tres tipos principales de reacciones redox:

1) Reacciones de oxidación-reducción intermoleculares
(cuando el agente oxidante y el agente reductor son sustancias diferentes);

2) Reacciones de desproporción
(cuando la misma sustancia puede servir como agente oxidante y reductor);

3) Reacciones de oxidación-reducción intramolecular
(cuando una parte de la molécula actúa como agente oxidante y la otra como agente reductor).>

Considere ejemplos de reacciones de tres tipos.

1. Las reacciones de oxidación-reducción intermolecular son todas las reacciones que ya hemos considerado en este párrafo.
Veamos algunos más caso dificil, cuando no todo el agente oxidante puede consumirse en la reacción, ya que parte de él está involucrado en la reacción de intercambio habitual, no redox:

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

Parte de las partículas NO 3 - participa en la reacción como agente oxidante, dando óxido nítrico NO, y parte de los iones NO 3 - pasa sin cambios al compuesto de cobre Cu(NO 3) 2 . Hagamos una balanza electrónica:

Cu 0 - 2e- \u003d Cu +2

N +5 + 3e- = N +2

Ponemos el coeficiente 3 encontrado para el cobre delante de Cu y Cu(NO 3) 2 . Pero el coeficiente 2 debe ponerse solo delante de NO, porque todo el nitrógeno presente en él participó en la reacción redox. Sería un error poner un factor de 2 delante de HNO 3, porque esta sustancia también incluye aquellos átomos de nitrógeno que no están involucrados en la oxidación-reducción y son parte del producto Cu(NO 3) 2 (partículas de NO 3 - aquí a veces se les llama el "ion - observador").

Los coeficientes restantes se seleccionan sin dificultad de acuerdo con los ya encontrados:

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

2. Las reacciones de desproporción ocurren cuando las moléculas de una misma sustancia pueden oxidarse y reducirse entre sí. Esto es posible si la sustancia contiene en su composición átomos de cualquier elemento en un estado de oxidación intermedio.

Por lo tanto, el estado de oxidación puede disminuir 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 agente reductor y aplicar el método de balance de electrones:

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

Obtenemos la ecuación:

2HNO2 + 1HNO2 \u003d 1 HNO3 + 2NO + H2O

O, sumando moles de HNO 2:

3HNO2 \u003d HNO3 + 2NO + H2O

Las reacciones de oxidación-reducción intramoleculares ocurren cuando los átomos oxidantes y los átomos reductores son adyacentes en una molécula. Consideremos la descomposición de la sal de berthollet KClO 3 cuando se calienta:

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

Esta ecuación también obedece al requisito de balance electrónico:

Cl +5 + 6e- = Cl-

2O -2 - 2e- \u003d O 2 0

Aquí surge una dificultad: ¿cuál de los dos coeficientes encontrados debe ponerse delante de KClO 3? Después de todo, ¿esta molécula contiene tanto un agente oxidante como un agente reductor?

En tales casos, los coeficientes encontrados se colocan delante de los productos:

KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2

Ahora está claro que KClO 3 debe estar precedido por un factor de 2.

2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2

La reacción intramolecular de descomposición de la sal de Berthollet cuando se calienta se utiliza en la producción de oxígeno en el laboratorio.

Método de media reacción

Como su propio nombre indica, este método se basa en la compilación ecuaciones iónicas para el proceso de oxidación y el proceso de reducción, seguido de sumarlos en una ecuación general.
Como ejemplo, escribamos una ecuación para la misma reacción que se usó para explicar el método del balance de electrones.
Cuando se pasa sulfuro de hidrógeno H 2 S a través de una solución acidificada de permanganato de potasio KMnO 4, el color carmesí desaparece y la solución se vuelve turbia.
La experiencia demuestra que la turbidez 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 igualado por el número de átomos. Para igualar por el número de cargas, se deben restar dos electrones del lado izquierdo del circuito, después de lo cual la flecha se puede reemplazar con un signo igual:

H 2 S - 2e - \u003d S + 2H +

Esta es la primera semirreacción: el proceso de oxidación del agente reductor H 2 S.

La decoloración de la solución está asociada con la transición del ion MnO 4 - (tiene un color carmesí) al ion Mn 2+ (prácticamente incoloro y solo en alta concentración tiene un color ligeramente rosado), lo cual se puede expresar por el esquema

MnO 4 - → Mn 2+

En una solución ácida, el oxígeno, que forma parte de los iones MnO 4, junto con los iones de hidrógeno, finalmente forma agua. Por lo tanto, el proceso de transición se escribe de la siguiente manera:

MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O

Para reemplazar la flecha con un signo igual, las cargas también deben igualarse. Dado que las sustancias iniciales tienen siete cargas positivas (7+) y las sustancias finales tienen dos cargas positivas (2+), para cumplir la condición de conservación de carga, se deben agregar cinco electrones al lado izquierdo del esquema:

MnO 4 - + 8H + + 5e - \u003d Mn 2+ + 4H 2 O

Esta es la segunda semirreacción: el proceso de reducción del agente oxidante, es decir, ion permanganato

para compilar ecuación general reacción, es necesario sumar las ecuaciones de las semirreacciones término a término, habiendo igualado previamente el número de electrones dados y recibidos. En este caso, de acuerdo con las reglas para encontrar el múltiplo más pequeño, se determinan los factores correspondientes por los cuales se multiplican las ecuaciones de las semirreacciones. Brevemente, la entrada es la siguiente:

Y, habiendo reducido en 10H + , finalmente obtenemos

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

Verificamos la exactitud de la ecuación compilada en forma iónica: el número de átomos de oxígeno en el lado izquierdo es 8, en el lado derecho 8; número de cargas: en el lado izquierdo (2-)+(6+) = 4+, en el lado derecho 2(2+) = 4+. La ecuación es correcta porque los átomos y las cargas están igualados.

El método de media reacción se utiliza para componer la ecuación de reacción en forma iónica. Para pasar de ella a una ecuación en forma molecular, procedemos de la siguiente manera: en el lado izquierdo de la ecuación iónica, seleccionamos el catión correspondiente para cada anión y un anión para cada catión. Luego escribimos los mismos iones en el mismo número en el lado derecho de la ecuación, después de lo cual combinamos los iones en moléculas:

Por lo tanto, la formulación de las ecuaciones de las reacciones redox utilizando el método de la semirreacción conduce al mismo resultado que el método del balance de electrones.

Comparemos ambos métodos. La ventaja del método de media reacción en comparación con el método de balance de electrones es que que no utiliza iones hipotéticos, sino reales. De hecho, no hay iones en la solución, pero hay iones.

Con el método de las semirreacciones no es necesario conocer el estado de oxidación de los átomos.

Es necesario escribir ecuaciones de media reacción iónicas individuales para comprender procesos quimicos en una celda galvánica y en electrólisis. Con este método, se hace visible el papel del medio ambiente como participante activo en todo el proceso. Finalmente, cuando se usa el método de media reacción, no es necesario conocer todas las sustancias resultantes, estas aparecen en la ecuación de reacción al derivarla. Por lo tanto, se debe dar preferencia al método de semirreacciones y usarlo en la preparación de ecuaciones para todas las reacciones redox que ocurren en soluciones acuosas.

Muchas sustancias tienen propiedades especiales, que en química se denominan oxidantes o reductoras.

Solo sustancias químicas exhiben las propiedades de los agentes oxidantes, otros - agentes reductores, mientras que algunos compuestos pueden exhibir ambas propiedades simultáneamente (por ejemplo, peróxido de hidrógeno H 2 O 2).

¿Qué es un agente oxidante y un agente reductor, oxidación y reducción?

Las propiedades redox de una sustancia están asociadas al proceso de ceder y recibir electrones por parte de átomos, iones o moléculas.

Un agente oxidante es una sustancia que acepta electrones durante una reacción, es decir, se reduce; agente reductor - cede electrones, es decir, se oxida. Los procesos de transferencia de electrones de una sustancia a otra suelen denominarse reacciones redox.

Los compuestos que contienen átomos de elementos con un grado máximo de oxidación solo pueden ser agentes oxidantes debido a estos átomos, porque ya han cedido todos sus electrones de valencia y solo pueden aceptar electrones. El estado de oxidación máximo de un átomo de un elemento es igual al número del grupo en la tabla periódica al que pertenece el elemento. Los compuestos que contienen átomos de elementos con un estado de oxidación mínimo solo pueden servir como agentes reductores, ya que solo son capaces de donar electrones, porque el nivel de energía externa de tales átomos se completa con ocho electrones.

Oxidantes Son partículas (átomos, moléculas o iones) que aceptar electrones durante una reacción química. En este caso, el estado de oxidación del agente oxidante bajando. Al mismo tiempo, los oxidantes se están recuperando.

Restauradores Son partículas (átomos, moléculas o iones) que donar electrones durante una reacción química. En este caso, el estado de oxidación del agente reductor se eleva. Al mismo tiempo, los restauradores se oxidan.

Los productos químicos se pueden dividir en oxidantes típicos, agentes reductores típicos y sustancias que pueden exhibir propiedades tanto oxidantes como reductoras. Algunas sustancias prácticamente no muestran actividad redox.

A oxidantes típicos incluir:

• sustancias simples - no metales con las propiedades oxidantes más fuertes (flúor F 2, oxígeno O 2, cloro Cl 2);
• ionesmetales o no metales Con estados de oxidación muy positivos (generalmente más altos) : ácidos (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), sales (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), óxidos (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
• compuestos que contienen algunos cationes metálicos teniendo altos estados de oxidación: Pb 4+ , ​​Fe 3+ , Au 3+ etc.

Agentes reductores típicos es usualmente:

• sustancias simples - metales(las capacidades reductoras de los metales están determinadas por una serie de actividades electroquímicas);
• sustancias complejas que contienen átomos o iones de no metales con un estado de oxidación negativo (generalmente más bajo): compuestos binarios de hidrógeno (H 2 S, HBr), sales de ácidos libres de oxígeno (K 2 S, NaI);
• algunos compuestos que contienen cationes con el estado de oxidación positivo más bajo(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), que, donando electrones, pueden aumentar su estado de oxidación;
• compuestos que contienen iones complejos, que consisten en no metales con un estado de oxidación positivo intermedio(S +4 O 3) 2–, (НР +3 O 3) 2– , en la que los elementos pueden, donando electrones, aumentar su estado de oxidación positivo.

La mayoría de las otras sustancias pueden mostrar propiedades tanto oxidantes como reductoras.

Los agentes oxidantes y reductores típicos se muestran en la tabla.

En la práctica de laboratorio los más utilizados son los siguientes oxidantes :

permanganato de potasio (KMnO 4);

dicromato de potasio (K2Cr2O7);

ácido nítrico (HNO 3);

concentrado ácido sulfurico(H2SO4);

peróxido de hidrógeno (H 2 O 2);

óxidos de manganeso (IV) y plomo (IV) (MnO 2 , PbO 2);

nitrato de potasio fundido (KNO 3) y fundidos de algunos otros nitratos.

A reductores eso aplica v práctica de laboratorio relacionar:

• magnesio (Mg), aluminio (Al), zinc (Zn) y otros metales activos;
• hidrógeno (H 2 ) y carbono (C);
• yoduro de potasio (KI);
• sulfuro de sodio (Na 2 S) y sulfuro de hidrógeno (H 2 S);
• sulfito de sodio (Na2SO3);
• cloruro de estaño (SnCl2).

Clasificación de las reacciones redox

Las reacciones redox generalmente se dividen en cuatro tipos: intermoleculares, intramoleculares, reacciones de desproporción (autooxidación-autorreducción) y reacciones de contradesproporción.

Reacciones intermoleculares proceder con un cambio en el grado de oxidación diferentes elementos desde reactivos diferentes. Al mismo tiempo, forman diversos productos de oxidación y reducción .

2Al0 + Fe +3 2 O 3 → Al +3 2 O 3 + 2Fe 0,

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

Reacciones intramoleculares son reacciones en las que diferentes elementos desde un reactivo entra diferentes productos como:

(N -3 H 4) 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 .

Reacciones de desproporción (autooxidación-autocuración) - estas son reacciones en las que el agente oxidante y el agente reductor - el mismo elemento del mismo reactivo, que entra diferentes productos:

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

Reproporción (proporcionalidad, contradesproporción ) son reacciones en las que un agente oxidante y un agente reductor son el mismo elemento, cual de reactivos diferentes entra en una producto. Reacción inversa a la desproporción.

2H 2 S -2 + S + 4 O 2 \u003d 3S + 2H 2 O

Reglas básicas para compilar reacciones redox.

Las reacciones redox van acompañadas de procesos de oxidación y reducción:

Oxidación es el proceso de donación de electrones por un agente reductor.

Recuperación es el proceso de agregar electrones a un agente oxidante.

Agente oxidante recuperacióny el agente reductor oxidado .

En las reacciones redox, la balance electrónico: El número de electrones que cede el agente reductor es igual al número de electrones que recibe el agente oxidante. Si el saldo se elabora incorrectamente, no podrá elaborar OVR complejos.

Se utilizan varios métodos para compilar reacciones redox (ORR): el método de balance de electrones, el método de balance de electrones y iones (método de media reacción) y otros.

Considere en detalle metodo de balanza electronica .

Es bastante fácil "reconocer" el OVR: basta con organizar los estados de oxidación en todos los compuestos y determinar que los átomos cambian el estado de oxidación:

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

Escribimos por separado los átomos de los elementos que cambian el estado de oxidación, en el estado ANTES de la reacción y DESPUÉS de la reacción.

El estado de oxidación es cambiado por átomos de manganeso y azufre:

S -2 -2e = S 0

Manganeso +7 + 1e = Manganeso +6

El manganeso absorbe 1 electrón, el azufre dona 2 electrones. Al mismo tiempo, es necesario cumplir balance electrónico. Por lo tanto, es necesario duplicar el número de átomos de manganeso y dejar sin cambios el número de átomos de azufre. ¡Indicamos los coeficientes de equilibrio tanto antes de los reactivos como antes de los productos!

Esquema para compilar ecuaciones OVR usando el método de balance electrónico:

¡Atención! Puede haber varios agentes oxidantes o reductores en una reacción. El balance debe establecerse de modo que el número TOTAL de electrones dados y recibidos sea el mismo.

Patrones generales de reacciones redox.

Los productos de las reacciones redox a menudo dependen de condiciones de proceso. Considerar los principales factores que afectan el curso de las reacciones redox.

El factor determinante más evidente es medio de solución de reacción - . Por regla general (pero no necesariamente), la sustancia que define el medio figura entre los reactivos. Las siguientes opciones son posibles:

• actividad oxidativa se intensifica en un ambiente más ácido y el oxidante se reduce más profundamente(por ejemplo, permanganato de potasio, KMnO 4, donde Mn +7 se reduce a Mn +2 en medio ácido ya Mn +6 en medio alcalino);
• actividad oxidativa se intensifica en más ambiente alcalino , y el agente oxidante se reduce más profundamente (por ejemplo, nitrato de potasio KNO 3, donde N +5, al interactuar con un agente reductor en un medio alcalino, se reduce a N -3);
• o el agente oxidante prácticamente no está sujeto a cambios en el medio ambiente.

El medio de reacción permite determinar la composición y forma de existencia de los restantes productos OVR. ¡El principio básico es que se forman productos que no interactúan con los reactivos!

¡Nota! mi Si el medio de la solución es ácido, entonces las bases y los óxidos básicos no pueden estar presentes entre los productos de reacción, porque interactúan con el ácido. Por el contrario, en un medio alcalino, se excluye la formación de ácido y óxido de ácido. Este es uno de los errores más comunes y más graves.

Además, la dirección del flujo de OVR se ve afectada por la naturaleza de los reactivos. por ejemplo, durante la interacción del ácido nítrico HNO 3 con agentes reductores, se observa un patrón: cuanto mayor es la actividad del agente reductor, más nitrógeno N + 5 se reduce.

con un aumento temperatura la mayoría de los OVR tienden a ser más intensos y profundos.

En reacciones heterogéneas, la composición de los productos a menudo está influenciada por grado de molienda sólido . Por ejemplo, el zinc en polvo con ácido nítrico forma un producto, mientras que el zinc granular forma productos completamente diferentes. Cómo más grado moliendo el reactivo, mayor será su actividad, por lo general.

Considere los oxidantes de laboratorio más típicos.

Esquemas básicos de reacciones redox.

Esquema para la recuperación de permanganatos

Los permanganatos contienen un poderoso agente oxidante - manganeso en estado de oxidación +7. Las sales de manganeso +7 colorean la solución en Violeta color.

Los permanganatos, dependiendo del medio de la solución de reacción, se reducen de diferentes formas.

V ambiente ácido la recuperación es más profunda Mn2+. El óxido de manganeso en el estado de oxidación +2 exhibe propiedades básicas, por lo tanto, en ambiente ácido se forma la sal. Sales de manganeso +2 incoloro. V solución neutra se recupera el manganeso al grado de oxidación +4 , con educación óxido anfótero MnO 2 — marrón sedimento insoluble en ácidos y álcalis. V alcalino ambiente, el manganeso se reduce mínimamente - al más cercano estados de oxidación +6 . Los compuestos de manganeso +6 exhiben propiedades ácidas, en un medio alcalino forman sales - manganatos. Los manganatos dan la solución. colorante verde .

Considere la interacción del permanganato de potasio KMnO 4 con sulfuro de potasio en medios ácidos, neutros y alcalinos. En estas reacciones, el producto de oxidación del ion sulfuro es S 0 .

5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 \u003d 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,

Un error común en esta reacción es una indicación de la interacción de azufre y álcali en los productos de reacción. Sin embargo, el azufre interactúa con el álcali en condiciones bastante duras (temperatura elevada), lo que no corresponde a las condiciones para esta reacción. En condiciones normales, será correcto indicar exactamente el azufre molecular y el álcali por separado, y no los productos de su interacción.

K 2 S + 2 KMnO 4 - (KOH) \u003d 2 K 2 MnO 4 + S ↓

También surgen dificultades al compilar esta reacción. El hecho es que en este caso, no se requiere escribir la molécula del medio (KOH u otro álcali) en los reactivos para igualar la reacción. El álcali participa en la reacción y determina el producto de la reducción del permanganato de potasio, pero los reactivos y los productos se igualan incluso sin su participación. Esta aparente paradoja se puede resolver fácilmente si recordamos que una reacción química es solo una notación condicional que no indica todos los procesos en curso, sino que es solo un reflejo de la suma de todos los procesos. ¿Cómo determinarlo usted mismo? Si actúa de acuerdo con el esquema clásico - coeficientes de equilibrio de equilibrio - ecualización de metales, verá que los metales se igualan mediante coeficientes de equilibrio, y la presencia de álcali en el lado izquierdo de la ecuación de reacción será superflua.

Permanganatos oxidar:

• no metales con un estado de oxidación negativo a las sustancias simples (con estado de oxidación 0), excepciones — fósforo, arsénico - hasta +5 ;
• no metales con un estado de oxidación intermedio al más alto grado de oxidación;
• metales activos positivo estable el grado de oxidación del metal.

KMnO 4 + NeMe (menor d.d.) = NeMe 0 + otros productos

KMnO 4 + NeMe (s.o. intermedia) = NeMe (s.o. más alta) + otros productos

KMnO 4 + Me 0 = Me (s.d. estable) + otros productos

KMnO 4 + P -3, As -3 = P +5, As +5 + otros productos

Esquema de Recuperación de Cromato/Bicromato

Una característica del cromo con valencia VI es que forma 2 tipos de sales en soluciones acuosas: cromatos y bicromatos, según el medio de la solución. Cromatos metálicos activos (por ejemplo, K 2 CrO 4) son sales que son estables en alcalino ambiente. Dicromatos (bicromatos) de metales activos (por ejemplo, K 2 Cr 2 O 7) - sales, estables en un ambiente ácido .

Los compuestos de cromo (VI) se reducen a compuestos de cromo (III) . Los compuestos de cromo Cr+3 son anfóteros, y dependiendo del medio de la solución, existen en solución en varias formas: en un medio ácido en la forma sales(los compuestos anfóteros forman sales al interactuar con los ácidos), en medio neutro - insoluble hidróxido de cromo (III) anfótero Cr(OH) 3 , y en un ambiente alcalino, se forman compuestos de cromo (III) sal compleja, Por ejemplo, hexahidroxocromato de potasio (III) K 3 .

Compuestos de cromo VI oxidar:

• no metales en un estado de oxidación negativo a las sustancias simples (con estado de oxidación 0), excepciones — fósforo, arsénico - hasta +5;
• no metales en un estado de oxidación intermedio al más alto grado de oxidación;
• metales activos desde sustancias simples (punto de oxidación 0) hasta compuestos con positivo estable el grado de oxidación del metal.

Cromato/bicromato + neMe (d.d. negativa) = neMe 0 + otros productos

Cromato/bicromato + NeMe (d.e. positiva intermedia) = NeMe (d.e. más alta) + otros productos

Cromato / bicromato + Me 0 \u003d Me (s.d. estable) + otros productos

Cromato/dicromato + P, As (d.d. negativa) = P, As +5 + otros productos

Descomposición de nitratos

Las sales de nitrato contienen nitrógeno en estado de oxidación +5 - fuerte agente oxidante. Tal nitrógeno puede oxidar el oxígeno (O -2). Esto sucede cuando se calientan los nitratos. En este caso, en la mayoría de los casos, el oxígeno se oxida al estado de oxidación 0, es decir antes de molecular oxígeno O2 .

Dependiendo del tipo de metal que forma la sal, se forman varios productos durante la descomposición térmica (temperatura) de los nitratos: si metal activo(en la serie de actividad electroquímica son al magnesio), luego el nitrógeno se reduce a un estado de oxidación de +3, y al descomponerse se forman sales de nitrito y oxígeno molecular .

por ejemplo:

2NaNO3 → 2NaNO2 + O2.

Los metales activos se encuentran en la naturaleza en forma de sales (KCl, NaCl).

Si un metal está en la serie de actividad electroquímica a la derecha de magnesio y a la izquierda de cobre (incluyendo magnesio y cobre) , entonces la descomposición produce Óxido de metal en un estado de oxidación estable, óxido nítrico (IV)(gas marrón) y oxígeno. El óxido de metal también se forma durante la descomposición. nitrato de litio .

por ejemplo, descomposición nitrato de zinc:

2Zn(NO3)2 → 2ZnO + 4NO2 + O2.

Los metales de actividad media se encuentran con mayor frecuencia en la naturaleza en forma de óxidos (Fe 2 O 3, Al 2 O 3, etc.).

iones rieles, ubicado en la serie de actividad electroquímica a la derecha del cobre son agentes oxidantes fuertes. En descomposición de nitratos ellos, como N +5, participan en la oxidación del oxígeno y se reducen a sustancias simples, es decir. se forma el metal y se liberan gases óxido nítrico (IV) y oxígeno .

por ejemplo, descomposición nitrato de plata:

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2.

Los metales inactivos se encuentran en la naturaleza en forma de sustancias simples.

¡Algunas excepciones!

Descomposición nitrato de amonio :

En la molécula de nitrato de amonio hay tanto un agente oxidante como un agente reductor: el nitrógeno en el estado de oxidación -3 exhibe solo propiedades reductoras, el nitrógeno en el estado de oxidación +5 solo oxidante.

Cuando se calienta, el nitrato de amonio descomponiendo. A temperaturas de hasta 270 o C, óxido nítrico (I)("gas de la risa") y agua:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Este es un ejemplo de una reacción. contradesproporción .

El estado de oxidación resultante del nitrógeno es la media aritmética del estado de oxidación de los átomos de nitrógeno en la molécula original.

A una temperatura más alta, el óxido nítrico (I) se descompone en sustancias simples: nitrógeno y oxígeno:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O

En descomposición nitrito de amonio NH4NO2 también se produce una contradesproporción.

El estado de oxidación resultante del nitrógeno también es igual a la media aritmética de los estados de oxidación de los átomos de nitrógeno iniciales: el agente oxidante N +3 y el agente reductor N -3

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

Descomposición térmica nitrato de manganeso (II) acompañado de oxidación de metales:

Mn(NO 3) 2 \u003d MnO 2 + 2NO 2

Nitrato de hierro (II) a bajas temperaturas, se descompone en óxido de hierro (II), cuando se calienta, el hierro se oxida a un estado de oxidación de +3:

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

Nitrato de níquel (II) se descompone en nitrito cuando se calienta.

Propiedades oxidantes del ácido nítrico

Ácido nítrico HNO 3 al interactuar con metales es prácticamente nunca forma hidrógeno , a diferencia de la mayoría de los ácidos minerales.

Esto se debe al hecho de que el ácido contiene un agente oxidante muy fuerte: nitrógeno en el estado de oxidación +5. Al interactuar con agentes reductores - metales, se forman varios productos de reducción de nitrógeno.

Ácido nítrico + metal \u003d sal metálica + producto de reducción de nitrógeno + H 2 O

El ácido nítrico se puede convertir en óxido nítrico (IV) NO2 (N+4); óxido nítrico (II) NO (N+2); óxido nítrico (I) N 2 O ("gas de la risa"); nitrógeno molecular N2; nitrato de amonio NH 4 NO 3. Como regla general, se forma una mezcla de productos con predominio de uno de ellos. El nitrógeno se reduce en este caso a estados de oxidación de +4 a -3. La profundidad de la recuperación depende principalmente por naturaleza agente reductor y de la concentración de ácido nítrico . Así es como funciona la regla: cuanto menor es la concentración del ácido y mayor la actividad del metal, más electrones recibe el nitrógeno y más productos reducidos se forman..

Algunos patrones permitirán determinar correctamente el producto principal de la reducción del ácido nítrico por metales en la reacción:

• bajo acción ácido nítrico muy diluido sobre el rieles generalmente formado nitrato de amonio NH4NO3;

por ejemplo, interacción del zinc con ácido nítrico muy diluido:

4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

• ácido nítrico concentrado en el frio pasivas algunos metales - cromo Cr, aluminio Al y hierro Fe . Cuando la solución se calienta o se diluye, la reacción procede;

pasivación de metales - esta es la transferencia de la superficie del metal a un estado inactivo debido a la formación de capas delgadas de compuestos inertes en la superficie del metal, en este caso principalmente óxidos metálicos, que no reaccionan con el ácido nítrico concentrado

• Ácido nítrico no reacciona con los metales del subgrupo del platino — oro Au, platino y paladio PD;

• al interactuar ácido concentrado con metales inactivos y metales de actividad media nítrico El ácido se reduce a óxido nítrico (IV) Nº 2 ;

por ejemplo, oxidación del cobre con ácido nítrico concentrado:

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

• al interactuar ácido nítrico concentrado con metales activos formado Óxido nítrico (yo) N2O ;

por ejemplo, oxidación sodio concentrado Ácido nítrico:

Na + 10HNO 3 \u003d 8NaNO 3 + N 2 O + 5H 2 O

• al interactuar ácido nítrico diluido con metales inactivos (en la serie de actividad a la derecha del hidrógeno) el ácido se reduce a óxido nítrico (II) NO ;
• al interactuar ácido nítrico diluido con metales de actividad intermedia cualquiera óxido nítrico (II) NO, u óxido nítrico N 2 O, o nitrógeno molecular N 2 - dependiendo de factores adicionales (actividad del metal, grado de molienda del metal, grado de dilución del ácido, temperatura).
• al interactuar ácido nítrico diluido con metales activos formado nitrógeno molecular N 2 .

Para una determinación aproximada de los productos de la reducción del ácido nítrico en la interacción con diferentes metales, propongo utilizar el principio del péndulo. Los principales factores que desplazan la posición del péndulo son la concentración del ácido y la actividad del metal. Para simplificar, utilizamos 3 tipos de concentraciones de ácido: concentrado (más del 30 %), diluido (30 % o menos), muy diluido (menos del 5 %). Dividimos los metales por actividad en activos (antes del aluminio), actividad media (del aluminio al hidrógeno) e inactivos (después del hidrógeno). Los productos de la reducción del ácido nítrico se ordenan en orden decreciente del grado de oxidación:

NO2; NO; N2O; N2; NH4NO3

Cuanto más activo es el metal, más nos movemos hacia la derecha. Cuanto mayor sea la concentración o menor la dilución del ácido, más nos desplazaremos hacia la izquierda.

por ejemplo , El ácido concentrado y el cobre Cu metálico inactivo interactúan. Por lo tanto, cambiamos a la posición extrema izquierda, se forman óxido nítrico (IV), nitrato de cobre y agua.

La interacción de los metales con el ácido sulfúrico.

Ácido sulfúrico diluido interactúa con los metales como un ácido mineral normal. Aquellos. interactúa con los metales que se encuentran en una serie de voltajes electroquímicos hasta el hidrógeno. El agente oxidante aquí son los iones H +, que se reducen a hidrógeno molecular H 2. En este caso, los metales se oxidan, por regla general, a mínimo grado de oxidación.

por ejemplo:

Fe + H 2 SO 4 (razb) \u003d FeSO 4 + H 2

interactúa con los metales que se encuentran en una serie de voltajes tanto antes como después del hidrógeno.

H 2 SO 4 (conc) + metal \u003d sal metálica + producto de reducción de azufre (SO 2, S, H 2 S) + agua

Cuando el ácido sulfúrico concentrado interactúa con los metales, se forman una sal metálica (en un estado de oxidación estable), agua y un producto de reducción de azufre. dióxido de azufre S +4 O 2, azufre molecular S o sulfuro de hidrógeno H 2 S -2, dependiendo del grado de concentración, actividad del metal, su grado de molienda, temperatura, etc. Cuando el ácido sulfúrico concentrado interactúa con los metales, ¡no se forma hidrógeno molecular!

Los principios básicos de la interacción del ácido sulfúrico concentrado con los metales:

1. ácido sulfúrico concentrado pasivas aluminio, cromo, hierro a temperatura ambiente o en frío;

2. ácido sulfúrico concentrado no interactúa Con oro, platino y paladio ;

3. CON metales inactivosácido sulfúrico concentrado se recupera a óxido de azufre (IV).

por ejemplo, el cobre se oxida con ácido sulfúrico concentrado:

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

4. al interactuar con metales activos y zinc formas concentradas de ácido sulfúricoazufre S o sulfuro de hidrógeno H 2 S 2- (dependiendo de la temperatura, grado de molienda y actividad del metal).

por ejemplo , interacción de ácido sulfúrico concentrado con zinc:

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

Peróxido de hidrógeno

El peróxido de hidrógeno H 2 O 2 contiene oxígeno en el estado de oxidación -1. Dicho oxígeno puede tanto aumentar como disminuir el estado de oxidación. Por lo tanto, el peróxido de hidrógeno exhibe propiedades tanto oxidantes como reductoras.

Cuando interactúa con agentes reductores, el peróxido de hidrógeno exhibe las propiedades de un agente oxidante y se reduce a un estado de oxidación de -2. Por regla general, el producto de reducción del peróxido de hidrógeno es agua o iones de hidróxido, dependiendo de las condiciones de reacción. Por ejemplo:

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

Cuando interactúa con agentes oxidantes, el peróxido se oxida a oxígeno molecular (estado de oxidación 0): O 2 . por ejemplo :

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. Clasificación de las reacciones químicas. OVR. Electrólisis

8.3. Reacciones redox: disposiciones generales

reacciones redox(OVR) Se denominan reacciones que se producen con un cambio en el estado de oxidación de los átomos de los elementos. Como resultado de estas reacciones, algunos átomos donan electrones, mientras que otros los aceptan.

Un agente reductor es un átomo, ion, molécula o FE que dona electrones, un agente oxidante es un átomo, ion, molécula o FE que acepta electrones:

El proceso de ceder electrones se llama oxidación, y el proceso de aceptar - restauracion. En OVR, debe haber un agente reductor y un agente oxidante. No hay proceso de oxidación sin proceso de reducción y no hay proceso de reducción sin proceso de oxidación.

El agente reductor cede electrones y se oxida, mientras que el oxidante acepta electrones y se reduce.

El proceso de reducción va acompañado de una disminución en el grado de oxidación de los átomos, y el proceso de oxidación va acompañado de un aumento en el grado de oxidación de los átomos de los elementos. Conviene ilustrar lo anterior con un diagrama (CO - estado de oxidación):

En la Tabla se dan ejemplos específicos de procesos de oxidación y reducción (esquemas de balance de electrones). 8.1.

Tabla 8.1

Ejemplos de esquemas de saldo electrónico

esquema de balanza electronica	Característica del proceso
Proceso de oxidación
	El átomo de calcio dona electrones, aumenta el grado de oxidación, es un agente reductor
	Ion Cr+2 dona electrones, aumenta el grado de oxidación, es un agente reductor
	La molécula de cloro dona electrones, los átomos de cloro aumentan el estado de oxidación de 0 a +1, el cloro es un agente reductor
Proceso de recuperación
	El átomo de carbono acepta electrones, reduce el estado de oxidación, es un agente oxidante
	La molécula de oxígeno acepta electrones, los átomos de oxígeno bajan su estado de oxidación de 0 a -2, la molécula de oxígeno es un agente oxidante
	El ion acepta electrones, baja el estado de oxidación, es un agente oxidante

Los agentes reductores más importantes.: sustancias simples metales; hidrógeno; carbono en forma de coque; monóxido de carbono (II); compuestos que contienen átomos en el estado de oxidación más bajo (hidruros metálicos, sulfuros, yoduros, amoníaco); el agente reductor más fuerte electricidad en el cátodo.

Los oxidantes más importantes.: sustancias simples - halógenos, oxígeno, ozono; ácido sulfúrico concentrado; Ácido nítrico; varias sales (KClO 3 , KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7); peróxido de hidrógeno H2O2; el agente oxidante más fuerte es una corriente eléctrica en el ánodo.

Durante el período, se mejoran las propiedades oxidantes de los átomos y las sustancias simples: flúor - el agente oxidante más fuerte de todas las sustancias simples. En cada período, los halógenos forman sustancias simples con las propiedades oxidantes más pronunciadas.

En los grupos A, de arriba hacia abajo, las propiedades oxidantes de los átomos y las sustancias simples se debilitan, mientras que las propiedades reductoras aumentan.

Para átomos del mismo tipo, las propiedades reductoras aumentan con el aumento de su radio; por ejemplo, las propiedades reductoras del anión
I- son más pronunciados que el anión Cl-.

Para los metales, las propiedades redox de las sustancias simples y los iones en solución acuosa están determinados por la posición del metal en la serie electroquímica: de izquierda a derecha (de arriba a abajo), las propiedades reductoras de los metales simples se debilitan: el agente reductor más fuerte- litio.

Para los iones metálicos en una solución acuosa, de izquierda a derecha en la misma fila, respectivamente, se mejoran las propiedades oxidantes: agente oxidante más poderoso- Iones Au3+.

Para ordenar los coeficientes en el OVR, puede usar un método basado en el mapeo de los procesos de oxidación y reducción. Este método se llama metodo de balanza electronica.

La esencia del método del balance electrónico es la siguiente.

1. Elabora un esquema de reacción y determina los elementos que han cambiado el estado de oxidación.

2. Componer ecuaciones electrónicas para semirreacciones de reducción y oxidación.

3. Dado que la cantidad de electrones donados por el agente reductor debe ser igual a la cantidad de electrones aceptados por el agente oxidante, los factores adicionales se encuentran utilizando el método del mínimo común múltiplo (LCM).

4. Los multiplicadores adicionales se colocan antes de las fórmulas de las sustancias correspondientes (se omite el coeficiente 1).

5. Iguale la cantidad de átomos de aquellos elementos que no han cambiado el grado de oxidación (primero, hidrógeno en agua y luego, la cantidad de átomos de oxígeno).

Un ejemplo de compilación de una ecuación para una reacción redox

método de saldo electrónico.

Encontramos que los átomos de carbono y azufre han cambiado su estado de oxidación. Componemos las ecuaciones de las semirreacciones de reducción y oxidación:

Para este caso, el MCM es 4 y los factores adicionales son 1 (para el carbono) y 2 (para el ácido sulfúrico).

Anotamos los factores adicionales que se encuentran en las partes izquierda y derecha del esquema de reacción frente a las fórmulas de las sustancias que contienen carbono y azufre:

C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 + H 2 O

Igualamos el número de átomos de hidrógeno poniendo un factor de 2 delante de la fórmula del agua, y nos aseguramos de que el número de átomos de oxígeno en ambas partes de la ecuación sea el mismo. Por lo tanto, la ecuación OVR

C + 2H 2 SO 4 \u003d CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Surge la pregunta: ¿en qué parte del esquema OVR deben colocarse los factores adicionales encontrados, a la izquierda o a la derecha?

Para reacciones simples, esto no importa. Sin embargo, debe tenerse en cuenta: si se definen factores adicionales en el lado izquierdo de la ecuación, entonces los coeficientes se colocan antes que las fórmulas de las sustancias en el lado izquierdo; si los cálculos se realizaron para el lado derecho, entonces los coeficientes se colocan en el lado derecho de la ecuación. Por ejemplo:

Según el número de átomos de Al del lado izquierdo:

Según el número de átomos de Al del lado derecho:

En general, si las sustancias están involucradas en la reacción estructura molecular(O 2, Cl 2, Br 2, I 2, N 2), luego, al elegir los coeficientes, proceden precisamente del número de átomos en la molécula:

Si se forma N 2 O en una reacción que involucra HNO 3, entonces también es mejor escribir el esquema de balance de electrones para nitrógeno basado en dos átomos de nitrógeno .

En algunas reacciones redox, una de las sustancias puede desempeñar la función tanto de agente oxidante (agente reductor) como de formador de sal (es decir, participar en la formación de sal).

Tales reacciones son típicas, en particular, para la interacción de metales con ácidos oxidantes (HNO 3, H 2 SO 4 (conc)), así como sales oxidantes (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , KClO 3 , Ca ( OCl) 2) con ácido clorhídrico (debido a los aniones Cl, el ácido clorhídrico tiene propiedades reductoras) y otros ácidos, cuyo anión es un agente reductor.

Hagamos una ecuación para la reacción del cobre con ácido nítrico diluido:

Vemos que parte de las moléculas de ácido nítrico se gasta en la oxidación del cobre, mientras se reduce a óxido nítrico (II), y parte se usa para unir los iones Cu 2+ formados a la sal Cu (NO 3) 2 (en la composición de la sal, el grado de oxidación del átomo de nitrógeno es el mismo que en el ácido, es decir, no cambia). En tales reacciones, siempre se coloca un factor adicional para el elemento oxidante en el lado derecho antes de la fórmula del producto de reducción, en este caso, antes de la fórmula de NO, y no HNO 3 o Cu(NO 3) 2 .

Antes de la fórmula de HNO 3, ponemos un coeficiente de 8 (dos moléculas de HNO 3 se gastan en la oxidación del cobre y seis en la unión de tres iones Cu 2+ en una sal), igualamos el número de átomos de H y O y obtener

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

En otros casos, un ácido, como el ácido clorhídrico, puede ser simultáneamente un agente reductor y participar en la formación de una sal:

Ejemplo 8.5. Calcule qué masa de HNO 3 se gasta en la formación de sal, cuando en la reacción, cuya ecuación

el zinc entra con una masa de 1,4 g.

Solución. De la ecuación de reacción, vemos que de 8 moles de ácido nítrico, solo 2 moles fueron a la oxidación de 3 moles de zinc (hay un factor de 2 delante de la fórmula para el producto de reducción de ácido, NO). La formación de sal consumió 6 mol de ácido, lo cual es fácil de determinar multiplicando el coeficiente 3 frente a la fórmula de sal Zn(HNO 3) 2 por el número de residuos de ácido en una unidad de fórmula de la sal, es decir en 2.

n (Zn) \u003d 1.4 / 65 \u003d 0.0215 (mol).

x = 0,043 moles;

m (HNO 3) \u003d n (HNO 3) M (HNO 3) \u003d 0.043 ⋅ 63 \u003d 2.71 (g)

Respuesta: 2,71 g.

En algunos OVR, el estado de oxidación es cambiado por los átomos no de dos, sino de tres elementos.

Ejemplo 8.6. Organice los coeficientes en el OVR que fluye de acuerdo con el esquema FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 utilizando el método de balance de electrones.

Solución. Vemos que el estado de oxidación es cambiado por los átomos de tres elementos: Fe, S y O. En tales casos, el número de electrones donados por átomos de diferentes elementos se resume:

Una vez colocados los coeficientes estequiométricos, obtenemos:

4FeS + 7O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.

Considere ejemplos de cómo resolver otros tipos de tareas de examen sobre este tema.

Ejemplo 8.7. Indique el número de electrones que pasan del agente reductor al agente oxidante durante la descomposición completa del nitrato de cobre (II), con una masa de 28,2 g.

Solución. Anotamos la ecuación de reacción para la descomposición de la sal y el esquema del balance electrónico del OVR; M = 188 g/mol.

Vemos que se forman 2 mol de O 2 durante la descomposición de 4 mol de sal. Al mismo tiempo, 4 mol de electrones pasan de los átomos del agente reductor (en este caso, estos son iones) al agente oxidante (es decir, a los iones): . Como la cantidad química de sal es n = 28,2/188 = = 0,15 (mol), tenemos:

2 moles de sal - 4 moles de electrones

0,15 mol-x

n (e) \u003d x \u003d 4 ⋅ 0.15 / 2 \u003d 0.3 (mol),

N (e) \u003d N A n (e) \u003d 6.02 ⋅ 10 23 ⋅ 0.3 \u003d 1.806 ⋅ 10 23 (electrones).

Respuesta: 1,806 ⋅ 10 23 .

Ejemplo 8.8. Durante la interacción del ácido sulfúrico con una cantidad química de 0,02 mol con magnesio, los átomos de azufre agregaron 7,224 ⋅ 10 22 electrones. Encuentre la fórmula para el producto de recuperación de ácido.

Solución. En el caso general, los esquemas para los procesos de reducción de átomos de azufre en la composición del ácido sulfúrico pueden ser los siguientes:

aquellos. 1 mol de átomos de azufre puede aceptar 2, 6 u 8 moles de electrones. Dado que 1 mol de ácido contiene 1 mol de átomos de azufre, es decir n (H 2 SO 4) = n (S), tenemos:

n (e) \u003d N (e) / N A \u003d (7.224 ⋅ 10 22) / (6.02 ⋅ 10 23) \u003d 0.12 (mol).

Calculamos el número de electrones aceptados por 1 mol de ácido:

0,02 moles de ácido aceptan 0,12 moles de electrones

1 mol - x

n (e) \u003d x \u003d 0.12 / 0.02 \u003d 6 (mol).

Este resultado corresponde al proceso de reducción del ácido sulfúrico a azufre:

Respuesta: azufre.

Ejemplo 8.9. En la reacción de carbono con nitrógeno. ácido concentrado se forman agua y dos óxidos formadores de sales. Encuentre la masa de carbono que reaccionó si los átomos del agente oxidante tomaron 0.2 mol de electrones en este proceso.

Solución. La interacción de sustancias procede de acuerdo con el esquema de reacción.

Componemos las ecuaciones para las semirreacciones de oxidación y reducción:

De los esquemas del balance electrónico, vemos que si los átomos del agente oxidante () aceptan 4 mol de electrones, entonces 1 mol (12 g) de carbono entra en la reacción. Componga y resuelva la proporción:

4 moles de electrones - 12 g de carbono

0.2 - x

x = 0,2 ⋅ 12 4 = 0,6 (d).

Respuesta: 0,6 g.

Clasificación de las reacciones redox

Hay reacciones redox intermoleculares e intramoleculares.

Cuándo OVR intermolecular los átomos del agente oxidante y del agente reductor forman parte de diferentes sustancias y son átomos de diferentes elementos químicos.

Cuándo OVR intramolecular Los átomos oxidantes y reductores están en la misma sustancia. Las reacciones intramoleculares son desproporción, en el que el agente oxidante y el agente reductor son átomos del mismo elemento químico en la misma sustancia. Tales reacciones son posibles para sustancias que contienen átomos con un estado de oxidación intermedio.

Ejemplo 8.10. Especifique el esquema de desproporción de OVR:

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

2) Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2

3) KI + Cl 2 → KCl + I 2

4) Cl 2 + KOH → KCl + KClO + H 2 O

Solución Las reacciones 1)–3) son OVR intermoleculares:

La reacción de desproporción es la reacción 4), ya que contiene un átomo de cloro y un agente oxidante y un agente reductor:

Respuesta: 4).

Es posible evaluar cualitativamente las propiedades redox de las sustancias en función del análisis de los estados de oxidación de los átomos en la composición de la sustancia:

1) si el átomo responsable de las propiedades redox está en el grado más alto de oxidación, entonces este átomo ya no puede donar electrones, sino que solo puede aceptarlos. Por lo tanto, en OVR, esta sustancia exhibirá solo propiedades oxidantes. Ejemplos de tales sustancias (en las fórmulas se indica el estado de oxidación del átomo responsable de las propiedades redox):

2) si el átomo responsable de las propiedades redox está en el estado de oxidación más bajo, entonces esta sustancia en el OVR mostrará solo propiedades reparadoras(Un átomo dado ya no puede aceptar electrones, solo puede regalarlos). Ejemplos de tales sustancias:,. Por lo tanto, todos los aniones halógenos (con la excepción de F, para cuya oxidación se usa una corriente eléctrica en el ánodo), el ion sulfuro S 2-, el átomo de nitrógeno en la molécula de amoníaco y el ion hidruro H - muestran solo propiedades reductoras en el OVR. Los metales (Na, K, Fe) solo tienen propiedades reductoras;

3) si un átomo de un elemento está en un estado de oxidación intermedio (el estado de oxidación es mayor que el mínimo, pero menor que el máximo), entonces la sustancia correspondiente (ion), dependiendo de las condiciones, exhibirá oxidación dual-propiedades restauradoras: los agentes oxidantes más fuertes oxidarán estas sustancias (iones), y los agentes reductores más fuertes las reducirán. Ejemplos de tales sustancias: azufre, ya que el grado más alto oxidación del átomo de azufre +6, y el más bajo -2, óxido de azufre (IV), óxido nítrico (III) (el estado de oxidación más alto del átomo de nitrógeno es +5, y el más bajo es -3), peróxido de hidrógeno (el el estado de oxidación más alto del átomo de oxígeno es +2, y el más bajo -2). Los iones metálicos en un estado de oxidación intermedio exhiben propiedades redox duales: Fe 2+, Mn +4, Cr +3, etc.

Ejemplo 8.11. No puede proceder una reacción redox, cuyo esquema es:

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

Solución. La reacción, cuyo esquema se indica en el número 3), no puede continuar, ya que contiene un agente reductor, pero no un agente oxidante:

Respuesta: 3).

Para algunas sustancias, la dualidad redox se debe a la presencia en su composición varios átomos tanto en el más bajo como en el más alto grado de oxidación; por ejemplo, el ácido clorhídrico (HCl) debido al átomo de hidrógeno (el estado de oxidación más alto igual a +1) es un agente oxidante, y debido al anión Cl - - un agente reductor ( grado más bajo oxidación).

OVR es imposible entre sustancias que exhiben solo propiedades oxidantes (HNO 3 y H 2 SO 4, KMnO 4 y K 2 CrO 7) o solo reductoras (HCl y HBr, HI y H 2 S)

Los OVR son extremadamente comunes en la naturaleza (metabolismo en los organismos vivos, fotosíntesis, respiración, descomposición, combustión), son ampliamente utilizados por los humanos para diversos fines (obtención de metales a partir de minerales, ácidos, álcalis, amoníaco y halógenos, creación de fuentes de corriente química, obtención de calor y energía durante la combustión de diversas sustancias). Tenga en cuenta que OVR a menudo complica nuestras vidas (deterioro de alimentos, frutas y verduras, corrosión de metales, todo esto está asociado con la aparición de varios procesos redox).

Las reacciones químicas que ocurren con un cambio en los estados de oxidación de los elementos se llaman reacciones redox.

Las principales disposiciones de la teoría de la oxidación-reducción.

1. El proceso de donación de electrones por parte de un átomo o ion se llama oxidación:

S 0 - 4e - ® S 4+ (oxidación)

Un átomo o ion que dona electrones se denomina agente reductor (reductor): Zn 0 -2e - ® Zn 2+ (oxidación).

2. El proceso de agregar electrones a un átomo o ion se llama recuperación: S 6+ + 8e - ® S 2- (recuperación).

Los átomos o iones que aceptan electrones se denominan agentes oxidantes (oxidante): Cl - + e - ® Cl 0 (reducción).

El agente oxidante se reduce durante la reacción y el agente reductor se oxida. La oxidación es imposible sin que ocurra con ella una reducción simultánea, y viceversa, la reducción de una sustancia es imposible sin la oxidación simultánea de otra.

3. En los procesos redox, el número de electrones cedido en el proceso de oxidación siempre debe ser igual al número de electrones recibidos en el proceso de reducción.

Ejemplo:

Cu 2+ O 2- + H 2 0 \u003d Cu 0 + H 2 O 2-

oxidante Cu 2+ +2e - ® Cu 0 reducción

agente reductor H 2 0 - 2e - ® 2H + oxidación

4. La ecualización del número de electrones dados y recibidos se lleva a cabo seleccionando coeficientes con una compilación preliminar de la ecuación de balance electrónico.

Ejemplo:

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

Agente reductor S 2- - 2e - ® S 0 3 oxidación

oxidante N 5+ + 3e - ® N 2+ 2 reducción

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

5. Al compilar la ecuación de balance electrónico, es necesario partir de tantos átomos o iones como estén incluidos en la molécula de la sustancia original y, a veces, en la molécula de los productos de reacción.

Ejemplo:

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

Oxidante 2Cr 6+ + 6e - ® 2Cr 3+ 2 1 reducción

agente reductor 2J - - 2e - ® J 2 0 6 3 oxidación

6. Los procesos redox ocurren con mayor frecuencia en presencia de un ambiente: neutro, ácido o alcalino.

Selección de coeficientes en reacciones redox

Al elegir los coeficientes, se debe tener en cuenta la posición básica: el número de electrones cedido por reducción es igual al número de electrones obtenidos por oxidación.

Después de identificar el agente oxidante, el agente reductor, se compila un esquema digital para la transición de electrones (ecuación de balance de electrones) a la igualdad de reacción correspondiente.

Ejemplo 1 Al + Cl 2 ® AlCl 3 , donde Al – agente reductor, Cl 2 -agente oxidante.

Esquema de transición de electrones:

Al 0 - 3e - ® Al +3 3 1 oxidación

Cl 0 + e - ® Cl 1 1 3 reducción

Se puede ver en este diagrama que para un átomo de aluminio oxidado, se requieren tres átomos de cloro para aceptar estos tres electrones (ver segunda columna). Por tanto, por cada átomo de aluminio se necesitan tres átomos de cloro, o por cada dos átomos de aluminio, tres moléculas de cloro. Obtenemos los coeficientes:

2Al + 3Cl 2 \u003d AlCl 3.

Ejemplo 2 N 3- H 3 + O 0 2 ® N 2+ O 2- + H 2 O, donde O 2 es un agente oxidante típico, y N 3- H 3 desempeña el papel de agente reductor.

Elaboramos un esquema (balanza electrónica):

N 3- - 5e - ® N +2 5 2 4 oxidación

O 0 + 2e - ® O -2 2 5 10 reducción

Para 4 átomos de nitrógeno, se requieren 10 átomos o 5 moléculas de oxígeno. Obtenemos los coeficientes:

4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O.

Casos especiales compilar las ecuaciones de las reacciones redox

1. Si en la reacción la cantidad de electrones perdidos por el agente reductor y la cantidad de electrones aceptados por el agente oxidante son números pares, entonces al encontrar los coeficientes, la cantidad de electrones se divide por el divisor común más grande.

Ejemplo:

H 2 SO 3 + HClO 3 ® H 2 SO 4 + HCl

Reductor S +4 - 2e - ® S +6 6 3 oxidación

agente oxidanteCl +5 + 6e - ® Cl - 2 1 reducción

Los coeficientes del agente reductor y del agente oxidante no serán 2 y 6, sino 1 y 3:

3H 2 SO 3 + 3HClO 3 \u003d 3H 2 SO 4 + HCl.

Si el número de electrones perdidos por el agente reductor y ganados por el oxidante es impar, y como resultado de la reacción se debe obtener un número par de átomos, entonces los coeficientes se duplican.

Ejemplo:

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

Agente reductor J - -1e - ® J o 5 10 oxidación

Los coeficientes para el agente oxidante y el reductor no serán 1 y 5, sino 2 y 10:

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

2. A veces, se consume adicionalmente un agente reductor o un agente oxidante para unir los productos formados como resultado de la reacción.

Ejemplo:

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

Agente reductor Br - - e - ® Br 0 5 10 oxidación

agente oxidante Mn +7 + 5e - ® Mn +2 1 2 reducción

En esta reacción, diez moléculas de HBr reaccionan como agentes reductores y se requieren seis moléculas de HBr para unir las sustancias resultantes (formación de sal):

10HBr + 2KMnO4 + 6HBr = 5Br2 + 2KBr + 2MnBr2 + 8H2O.

3. Tanto los iones positivos como los negativos de la molécula del agente reductor se oxidan simultáneamente.

Ejemplo:

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

Aquí, los iones As +3 se oxidan a iones As 2 +3 y, al mismo tiempo, los iones S -2 se oxidan a iones S +6 y los aniones N +5 se reducen a N +2.

2As +3 - 4e - ® 2As +5

agentes reductores 3S -2 - 24e - ® 3S +6 oxidación

oxidante N +5 + 3e - ® N +2 reducción

En esta reacción, por cada tres moléculas de As 2 S 3 reaccionan 28 moléculas de HNO 3 . Verificamos la corrección de la formulación de las ecuaciones de reacción contando los átomos de hidrógeno y oxígeno en las partes derecha e izquierda. Así, encontramos que en la reacción entran 4 moléculas de agua más, las cuales deben ser asignadas al lado izquierdo de la ecuación para su registro final:

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

Agentes reductores 2As +3 + 3S -2 - 28e - ®2As +5 + 3S +6 3 oxidación

oxidante N +5 + 3e - ®N +2 28 reducción

4. El agente reductor y el agente oxidante son iones del mismo elemento, pero incluidos en diferentes sustancias.

Ejemplo:

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

Agente reductor J - - e - ® J 0 5 oxidación

comburente J +5 + 5e - ®J 0 1 reducción

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

5. Un agente reductor y un agente oxidante son iones del mismo elemento que forman parte de la misma sustancia (autooxidación - autorrecuperación).

Ejemplo:

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

Reductor N +3 - 2e - ® N +5 1 oxidación

oxidante N +3 + e - ® N +2 2 reducción

Por lo tanto, la igualdad de reacción