Należą do nich reakcje, w których reagujące substancje wymieniają elektrony, zmieniając jednocześnie stopień utlenienia atomów pierwiastków tworzących reagujące substancje.

Na przykład:

Zn + 2H + → Zn 2+ + H 2,

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

Zdecydowana większość reakcje chemiczne są redoks, odgrywają niezwykle ważną rolę.

Utlenianie to proces przekazywania elektronów atomowi, cząsteczce lub jonowi.

Jeśli atom przekazuje swoje elektrony, uzyskuje ładunek dodatni:

Na przykład:

Al - 3e - = Al 3+

H 2 - 2e - = 2H +

Utlenianie zwiększa stopień utlenienia.

Jeśli ujemnie naładowany jon (ładunek -1), na przykład Cl -, oddaje 1 elektron, to staje się neutralnym atomem:

2Cl - - 2e - = Cl 2

Jeżeli dodatnio naładowany jon lub atom oddaje elektrony, to wartość jego dodatniego ładunku wzrasta wraz z liczbą oddanych elektronów:

Fe 2+ - e - = Fe 3+

Redukcja to proces przyłączania elektronów do atomu, cząsteczki lub jonu.

Jeśli atom przyłącza elektrony, zamienia się w jon naładowany ujemnie:

Na przykład:

Сl 2 + 2- = 2Сl -

S + 2e - = S 2 -

Jeśli dodatnio naładowany jon przyjmuje elektrony, to wartość jego ładunku maleje:

Fe 3+ + e- = Fe 2+

lub może trafić do neutralnego atomu:

Fe 2+ + 2e- = Fe 0

Środek utleniający to atom, cząsteczka lub jon, który przyjmuje elektrony. Środek redukujący to atom, cząsteczka lub jon, który przekazuje elektrony.

Środek utleniający jest redukowany podczas reakcji, środek redukujący jest utleniany.

Utlenianiu zawsze towarzyszy redukcja i odwrotnie, redukcja zawsze związana jest z utlenianiem, co można wyrazić równaniami:

Reduktor - e - ↔ Utleniacz

Utleniacz + e - ↔ Reduktor

Dlatego reakcje redoks są jednością dwóch przeciwstawnych procesów - utleniania i redukcji

Najważniejsze czynniki redukujące i utleniające

Środki redukujące

Utleniacze

Metale, wodór, węgiel Tlenek węgla (II) CO Siarkowodór H 2 S, tlenek siarki (IV) SO 2, kwas siarkawy H 2 SO 3 i jego sole kwas jodowodorowy HI, kwas bromowodorowy HBr, kwas chlorowodorowy HCl Chlorek cyny (II) SnCl 2, siarczan żelaza (II) FeSO 4, siarczan manganu (II) MnSO 4, siarczan chromu (III) Cr 2 (SO 4) 3 Kwas azotawy HNO 2, amoniak NH 3, hydrazyna N 2 H 4, tlenek azotu (II) NO Kwas fosforowy H 3 PO 3 Aldehydy, alkohole, kwasy mrówkowy i szczawiowy, glukoza Katoda elektrolizy

Halogeny Nadmanganian potasu KMnO 4, manganian potasu K 2 MnO 4, tlenek manganu (IV) MnO 2 Dwuchromian potasu K 2 Cr 2 O 7, chromian potasu K 2 CrO 4 Kwas azotowy HNO 3 Tlen O 2, ozon O 3, nadtlenek wodoru Н 2 О 2 Kwas siarkowy H 2 SO 4 (stęż.), Kwas selenowy H 2 SeO 4 Tlenek miedzi (II) CuO, tlenek srebra (I) Ag 2 O, tlenek ołowiu (IV) PbO 2 Jony metali szlachetnych (Ag+, Au 3+ itp.) Chlorek żelaza (III) FeCl 3 Podchloryny, chlorany i nadchlorany Wódka Tsarskaya, mieszanka stężonych kwasów azotowego i fluorowodorowego Anoda do elektrolizy

Metoda wagi elektronicznej.

Do wyrównania ORR stosuje się kilka metod, z których jedną na razie rozważymy - metodę równowagi elektronicznej.

Napiszmy równanie reakcji glinu z tlenem:

Al + O 2 = Al 2 O 3

Nie daj się zwieść prostocie tego równania. Naszym zadaniem jest wymyślenie metody, która w przyszłości pozwoli wyrównać znacznie bardziej złożone reakcje.

Czym więc jest Metoda Elektronicznej Wagi? Równowaga to równość. Dlatego liczba elektronów, które jeden pierwiastek oddaje, a inny otrzymuje w tej reakcji, powinna być taka sama. Początkowo ta liczba wygląda inaczej, co widać po różne stopnie utlenianie aluminium i tlenu:

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

Aluminium oddaje elektrony (uzyskuje dodatni stan utlenienia), a tlen przyjmuje elektrony (uzyskuje ujemny stan utlenienia). Aby uzyskać stan utlenienia +3, atom glinu musi oddać 3 elektrony. Cząsteczka tlenu, aby zamienić się w atomy tlenu o stopniu utlenienia -2, musi przyjąć 4 elektrony:

Al 0 - 3e- = Al +3

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

Aby wyrównać liczbę oddanych i odebranych elektronów, pierwsze równanie należy pomnożyć przez 4, a drugie przez 3. Aby to zrobić, wystarczy przesunąć liczbę oddanych i odebranych elektronów względem górnej i dolnej linii, jak pokazano na schemat powyżej.

Jeśli teraz w równaniu umieścimy współczynnik 4, który znaleźliśmy przed środkiem redukującym (Al), a współczynnik 3, który znaleźliśmy przed środkiem utleniającym (O 2), to liczba podanych i otrzymanych elektronów jest wyrównana i staje się równy 12. Równowaga elektroniczna została osiągnięta. Widać, że wymagany jest czynnik 2 przed produktem reakcji Al 2 O 3. Teraz równanie reakcji redoks wynosi:

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

Wszystkie zalety metody wagi elektronicznej przejawiają się w przypadkach bardziej skomplikowanych niż utlenianie aluminium tlenem.

Na przykład dobrze znany „nadmanganian potasu” – nadmanganian potasu KMnO 4 – jest silnym środkiem utleniającym dzięki atomowi Mn na stopniu utlenienia +7. Nawet anion chloru Cl - daje mu elektron, zamieniając się w atom chloru. Czasami jest używany do produkcji chloru gazowego w laboratorium:

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

Sporządźmy schemat wagi elektronicznej:

Mn +7 + 5e- = Mn +2

2Cl - - 2e- = Cl 2 0

Dwa i pięć to główne współczynniki równania, dzięki czemu łatwo znaleźć wszystkie pozostałe współczynniki. Przed Cl 2 należy umieścić współczynnik 5 (lub 2 × 5 = 10 przed KСl), a przed KMnO 4 - współczynnik 2. Wszystkie inne czynniki są powiązane z tymi dwoma czynnikami. Jest to o wiele prostsze niż proste wyliczanie liczb.

2 KMnO 4 + 10KCl + 8H2SO4 = 5Cl2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

Aby wyrównać liczbę atomów K (12 atomów po lewej), przed K 2 SO 4 po prawej stronie równania należy postawić współczynnik 6. Na koniec, aby wyrównać tlen i wodór, wystarczy wstawić czynnik 8 przed H 2 SO 4 i H 2 O. Otrzymaliśmy równanie w ostatecznej postaci.

Metoda wagi elektronicznej, jak widać, nie wyklucza zwykłego doboru współczynników w równaniach reakcji redoks, ale może taki dobór znacznie ułatwić.

Sporządzenie równania reakcji miedzi z roztworem azotanu palladu(II). Zapiszmy wzory substancji początkowej i końcowej reakcji i pokażmy zmiany stanów utlenienia:

z czego wynika, że ​​dla środka redukującego i utleniacza współczynniki są równe 1. Końcowe równanie reakcji:

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

Jak widać, elektrony nie pojawiają się w ogólnym równaniu reakcji.

Aby sprawdzić poprawność sporządzonego równania, liczymy liczbę atomów każdego pierwiastka po jego prawej i lewej stronie. Na przykład po prawej stronie znajduje się 6 atomów tlenu, po lewej również 6 atomów; pallad 1 i 1; miedź to także 1 i 1. Oznacza to, że równanie jest zbudowane poprawnie.

Przepisujemy to równanie w formie jonowej:

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

A po redukcji tych samych jonów otrzymujemy

Cu + Pd 2+ = Cu 2+ + Pd

Sformułowanie równania reakcji oddziaływania tlenku manganu (IV) ze stężonym kwasem solnym

(za pomocą tej reakcji w laboratorium uzyskuje się chlor).

Zapiszmy wzory substancji początkowych i końcowych reakcji:

НCl + МnО 2 → Сl 2 + MnСl 2 + Н 2 О

Pokażmy zmianę stanów utlenienia atomów przed i po reakcji:

Ta reakcja ma charakter redoks, ponieważ zmieniają się stany utlenienia atomów chloru i manganu. НCl jest środkiem redukującym, MnО2 jest środkiem utleniającym. Komponujemy równania elektroniczne:

i znaleźć współczynniki dla środka redukującego i środka utleniającego. Są one odpowiednio równe 2 i 1. Współczynnik 2 (a nie 1) jest ustawiony, ponieważ 2 atomy chloru o stopniu utlenienia -1 oddają 2 elektrony. Ten współczynnik jest już w równaniu elektronicznym:

2HCl + MnO 2 → Сl 2 + MnСl 2 + Н 2 О

Znajdujemy współczynniki dla innych reagentów. Z równań elektronowych widać, że na 2 mole HCl przypada 1 mol MnO2. Jednak biorąc pod uwagę, że do związania powstałego podwójnie naładowanego jonu manganu potrzebne są kolejne 2 mole kwasu, przed reduktorem należy umieścić współczynnik 4. Wtedy woda okaże się mieć 2 mole. Ostateczne równanie to

4НCl + МnО 2 = Сl 2 + MnСl 2 + 2Н 2 О

Sprawdzanie pisowni równania można ograniczyć do obliczenia liczby atomów jednego pierwiastka, np. chloru: 4 po lewej i 2 + 2 = 4 po prawej.

Ponieważ metoda wagi elektronicznej przedstawia równania reakcji w postaci molekularnej, po ich zestawieniu i weryfikacji należy je zapisać w postaci jonowej.

Zapiszmy to równanie w formie jonowej:

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

a po skreśleniu identycznych jonów po obu stronach równania otrzymujemy

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

Sformułowanie równania reakcji oddziaływania siarkowodoru z zakwaszonym roztworem nadmanganianu potasu.

Napiszmy schemat reakcji - wzory substancji wyjściowych i otrzymanych:

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

Następnie pokazujemy zmianę stanów utlenienia atomów przed i po reakcji:

Zmieniają się stany utlenienia atomów siarki i manganu (H 2 S jest środkiem redukującym, KMnO 4 jest środkiem utleniającym). Komponujemy równania elektroniczne, tj. przedstawiamy procesy odrzutu i przyłączania elektronów:

I na koniec znajdujemy współczynniki dla środka utleniającego i środka redukującego, a następnie dla innych reagentów. Z równań elektronicznych widać, że konieczne jest pobranie 5 moli Н 2 S i 2 moli КМnО 4, następnie otrzymujemy 5 moli atomów S i 2 mole МnSО 4. Ponadto, porównując atomy po lewej i prawej stronie równania, stwierdzamy, że powstaje również 1 mol K 2 SO 4 i 8 moli wody. Ostateczne równanie reakcji będzie

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

Poprawność zapisu równania potwierdza policzenie atomów jednego pierwiastka, na przykład tlenu; po lewej stronie 2 4 + 3 4 = 20, a po prawej 2 4 + 4 + 8 = 20.

Przepisujemy równanie w formie jonowej:

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

Wiadomo, że poprawnie napisane równanie reakcji jest wyrazem prawa zachowania masy substancji. Dlatego liczba tych samych atomów w materiałach wyjściowych i produktach reakcji musi być taka sama. Opłaty również muszą być zachowane. Suma ładunków materiałów wyjściowych musi być zawsze równa sumie ładunków produktów reakcji.

Metoda równowagi elektronowo-jonowej jest bardziej uniwersalna niż metoda równowagi elektronicznej i ma niepodważalną przewagę w doborze współczynników w wielu reakcjach redoks, w szczególności z udziałem związki organiczne, w którym nawet procedura wyznaczania stopni utlenienia jest bardzo skomplikowana.

Klasyfikacja OVR

Istnieją trzy główne typy reakcji redoks:

1) Reakcje międzycząsteczkowego utleniania-redukcji
(gdy środek utleniający i środek redukujący są różnymi substancjami);

2) Reakcje dysproporcji
(gdy ta sama substancja może służyć jako środek utleniający i środek redukujący);

3) Reakcje wewnątrzcząsteczkowego utleniania-redukcji
(gdy jedna część cząsteczki działa jako środek utleniający, a druga jako środek redukujący).>

Rozważmy przykłady trzech rodzajów reakcji.

1. Reakcje międzycząsteczkowego utleniania-redukcji to wszystkie reakcje, które już omówiliśmy w tym akapicie.
Zastanów się trochę więcej trudna sprawa, gdy nie cały środek utleniający może zostać zużyty w reakcji, ponieważ jego część bierze udział w zwykłej - nie-redoksowej reakcji wymiany:

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

Część cząsteczek NO 3 - uczestniczy w reakcji jako środek utleniający, dając tlenek azotu NO, a część jonów NO 3 - niezmieniona, trafia do związku miedzi Cu (NO 3) 2. Skomponujmy wagę elektroniczną:

Cu 0 - 2e- = Cu +2

N +5 + 3e- = N +2

Przedstawmy współczynnik 3 znaleziony dla miedzi przed Cu i Cu (NO 3) 2. Ale współczynnik 2 należy umieścić tylko przed NO, ponieważ cały zawarty w nim azot uczestniczył w reakcji redoks. Błędem byłoby umieszczanie czynnika 2 przed HNO 3, ponieważ ta substancja zawiera również te atomy azotu, które nie uczestniczą w utlenianiu-redukcji i są częścią produktu Cu (NO 3) 2 (cząstki NO 3 - tutaj jest czasami nazywany "obserwatorem jonów").

Pozostałe współczynniki są wybierane bez trudności przy użyciu już znalezionych:

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

2. Reakcje dysproporcjonowania zachodzą, gdy cząsteczki tej samej substancji są zdolne do wzajemnego utleniania i redukcji. Staje się to możliwe, jeśli substancja zawiera atomy jakiegoś pierwiastka na pośrednim stopniu utlenienia.

Dlatego stan utlenienia może zarówno zmniejszać się, jak i zwiększać. Na przykład:

HN +3O2 = HN +5O3 + N+2O + H2O

Ta reakcja może być traktowana jako reakcja między HNO 2 i HNO 2 jako środkiem utleniającym i redukującym, a metodę równowagi elektronicznej można zastosować:

HN +3O2 + HN +3O2 = HN +5O3 + N+2O + H2O

N +3 - 2e- = N +5

N +3 + e- = N +2

Otrzymujemy równanie:

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

Lub dodając razem mole HNO 2:

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

Wewnątrzcząsteczkowe reakcje utleniania-redukcji zachodzą, gdy atomy utleniające i redukujące sąsiadują w cząsteczce. Rozważ rozkład soli Bertholleta KClO 3 po podgrzaniu:

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

Równanie to spełnia również wymóg wagi elektronicznej:

Cl +5 + 6e- = Cl -

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

Tutaj pojawia się trudność – który z dwóch znalezionych współczynników postawić przed KClO 3 – w końcu ta cząsteczka zawiera zarówno czynnik utleniający, jak i czynnik redukujący?

W takich przypadkach znalezione współczynniki są umieszczane przed produktami:

KClO 3 = 2KCl + 3O 2

Teraz jest jasne, że przed KClO 3 należy postawić czynnik 2.

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2

Reakcja wewnątrzcząsteczkowego rozkładu soli Bertholleta po podgrzaniu jest wykorzystywana do uzyskania tlenu w laboratorium.

Metoda połowicznej reakcji

Jak sama nazwa wskazuje metoda ta polega na przygotowaniu równań jonowych dla procesu utleniania i procesu redukcji, a następnie ich zsumowaniu w równanie ogólne.
Jako przykład sporządźmy równanie tej samej reakcji, która została użyta do wyjaśnienia metody wagi elektronicznej.
Gdy siarkowodór H2S przechodzi przez zakwaszony roztwór nadmanganianu potasu KMnO4, szkarłatny kolor znika i roztwór staje się mętny.
Doświadczenie pokazuje, że zmętnienie roztworu następuje w wyniku tworzenia siarki elementarnej, tj. przebieg procesu:

H2S → S + 2H +

Ten schemat jest wyrównany dla liczby atomów. Aby wyrównać liczbę ładunków, od lewej strony obwodu należy odjąć dwa elektrony, po czym strzałkę można zastąpić znakiem równości:

Н 2 S - 2е - = S + 2H +

Jest to pierwsza reakcja połowiczna – proces utleniania czynnika redukującego Н 2 S.

Odbarwienie roztworu związane jest z przejściem jonu MnO 4 - (ma kolor malinowy) w jon Mn 2+ (prawie bezbarwny i dopiero w dużym stężeniu ma lekko różową barwę), co można wyrazić za pomocą schemat

MnO 4 - → Mn 2+

W kwaśnym roztworze tlen, który jest częścią jonów MnO 4, wraz z jonami wodorowymi ostatecznie tworzy wodę. Dlatego proces przejścia piszemy w następujący sposób:

MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O

Aby zastąpić strzałkę znakiem równości, opłaty również muszą zostać wyrównane. Ponieważ początkowe substancje mają siedem dodatnich ładunków (7+), a końcowe dwa dodatnie (2+), to aby spełnić warunek zachowania ładunków, konieczne jest dodanie pięciu elektronów po lewej stronie obwodu :

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

Jest to druga połówkowa reakcja – proces redukcji czynnika utleniającego, tj. jon nadmanganianowy

Komponować ogólne równanie reakcji, równania reakcji połówkowych muszą być dodawane termin po okresie, po uprzednim wyrównaniu liczby elektronów oddanych i otrzymanych. W tym przypadku, zgodnie z zasadami znajdowania najmniejszej wielokrotności, określane są odpowiednie czynniki, przez które mnożone są równania półreakcji. W skrócie nagrywanie odbywa się w następujący sposób:

I po zmniejszeniu o 10H + w końcu otrzymujemy

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

Sprawdzamy poprawność równania sporządzonego w formie jonowej: liczba atomów tlenu po lewej stronie wynosi 8, po prawej 8; ilość ładunków: po lewej stronie (2 -) + (6+) = 4+, po prawej 2 (2+) = 4+. Równanie jest poprawne, ponieważ atomy i ładunki są sobie równe.

Metodą reakcji połówkowych równanie reakcji zestawiane jest w postaci jonowej. Aby przejść z niego do równania w postaci molekularnej, postępujemy następująco: po lewej stronie równania jonowego wybieramy odpowiedni kation dla każdego anionu, a dla każdego kationu anion. Następnie zapisujemy te same jony w tej samej liczbie po prawej stronie równania, po czym łączymy je w cząsteczki:

Zatem sporządzenie równań reakcji redoks metodą połówkową prowadzi do tego samego wyniku, co metoda wagi elektronicznej.

Porównajmy obie metody. Zaletą metody reakcji połówkowych w porównaniu z metodą wagi elektronicznej jest to. że nie używa hipotetycznych jonów, ale rzeczywiste. Rzeczywiście, w roztworze nie ma jonów, ale są jony.

Dzięki metodzie reakcji połówkowej nie musisz znać stopnia utlenienia atomów.

Pisanie poszczególnych jonowych równań reakcji połówkowej jest konieczne do zrozumienia procesy chemiczne w ogniwie galwanicznym i podczas elektrolizy. Dzięki tej metodzie widoczna jest rola otoczenia jako aktywnego uczestnika całego procesu. Wreszcie, stosując metodę reakcji połówkowej, nie trzeba znać wszystkich powstałych substancji, pojawiają się one w równaniu reakcji, gdy jest wyprowadzane. Dlatego preferowana powinna być metoda reakcji połówkowych, którą należy stosować przy sporządzaniu równań dla wszystkich reakcji redoks zachodzących w roztworach wodnych.

Wiele substancji ma specjalne właściwości, które w chemii nazywane są zwykle utleniającymi lub redukującymi.

Sam substancje chemiczne wykazują właściwości środków utleniających, inne - środków redukujących, natomiast niektóre związki mogą wykazywać obie właściwości jednocześnie (np. nadtlenek wodoru Н 2 О 2).

Co to jest utleniacz i reduktor, utlenianie i redukcja?

Właściwości redoks substancji są związane z procesem oddawania i odbierania elektronów przez atomy, jony lub cząsteczki.

Środek utleniający to substancja, która w trakcie reakcji pobiera elektrony, to znaczy jest redukowana; środek redukujący - oddaje elektrony, to znaczy jest utleniany. Procesy przenoszenia elektronów z jednej substancji do drugiej są zwykle nazywane reakcjami redoks.

Związki zawierające atomy pierwiastków o maksymalnym stopniu utlenienia mogą być tylko utleniaczami ze względu na te atomy, ponieważ porzucili już wszystkie swoje elektrony walencyjne i są w stanie przyjąć tylko elektrony. Maksymalny stopień utlenienia atomu pierwiastka jest równy liczbie grupy w układzie okresowym, do której należy ten pierwiastek. Związki zawierające atomy pierwiastków o minimalnym stopniu utlenienia mogą służyć jedynie jako środki redukujące, ponieważ są zdolne jedynie do oddawania elektronów, ponieważ poziom energii zewnętrznej takich atomów uzupełnia osiem elektronów

Utleniacze Czy cząstki (atomy, cząsteczki lub jony) akceptuj elektrony podczas reakcji chemicznej. W tym przypadku stopień utlenienia środka utleniającego idzie w dół... Jednocześnie utleniacze zdrowieć.

Środki redukujące Czy cząstki (atomy, cząsteczki lub jony) oddaj elektrony podczas reakcji chemicznej. W tym przypadku stopień utlenienia środka redukującego wznosi się... Jednocześnie środki redukujące utleniony.

Substancje chemiczne można podzielić na typowe utleniacze, typowe środki redukujące i substancje, które mogą wykazywać zarówno właściwości utleniające, jak i redukujące... Niektóre substancje praktycznie nie wykazują aktywności redoks.

DO typowe utleniacze włączać:

• proste substancje niemetaliczne o najsilniejszych właściwościach utleniających (fluor F 2, tlen O 2, chlor Cl 2);
• jonymetale lub niemetale Z wysokie dodatnie (zwykle wyższe) stany utlenienia : kwasy (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), sole (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), tlenki (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
• związki zawierające niektóre kationy metali mający wysokie stany utlenienia: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ itd.

Typowe środki redukujące Czy z reguły:

• proste substancje-metale(zdolność redukująca metali zależy od szeregu czynności elektrochemicznych);
• złożone substancje, które zawierają: atomy lub jony niemetali o ujemnym (zazwyczaj najniższym) stopniu utlenienia: dwuskładnikowe związki wodorowe (H 2 S, HBr), sole kwasów beztlenowych (K 2 S, NaI);
• niektóre związki zawierające kationy o minimalnym dodatnim stopniu utlenienia(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), które oddając elektrony, może zwiększyć ich stopień utlenienia;
• związki zawierające jony złożone, składające się z niemetale o pośrednim dodatnim stopniu utlenienia(S +4 O 3) 2–, (НР +3 O 3) 2–, w którym pierwiastki mogą oddawać elektrony, zwiększyć swój pozytywny stan utlenienia.

Większość innych substancji może wykazywać zarówno właściwości utleniające, jak i redukujące.

Typowe środki utleniające i redukujące są wymienione w tabeli.

W praktyce laboratoryjnej najczęściej używane są następujące utleniacze :

nadmanganian potasu (KMnO4);

dichromian potasu (K2Cr2O7);

kwas azotowy (HNO 3);

stężony Kwas siarkowy(H2SO4);

nadtlenek wodoru (H2O2);

tlenki manganu (IV) i ołowiu (IV) (MnO 2, PbO 2);

stopiony azotan potasu (KNO 3) i stopione niektóre inne azotany.

DO konserwatorzy Które mają zastosowanie v praktyka laboratoryjna odnieść się:

• magnez (Mg), glin (Al), cynk (Zn) i inne metale aktywne;
• wodór (H2) i węgiel (C);
• jodek potasu (KI);
• siarczek sodu (Na2S) i siarkowodór (H2S);
• siarczyn sodu (Na2SO3);
• chlorek cyny (SnCl 2).

Klasyfikacja reakcji redoks

Reakcje redoks są zwykle podzielone na cztery typy: międzycząsteczkowe, wewnątrzcząsteczkowe, reakcje dysproporcjonowania (samoutleniania-samouzdrawiania) oraz reakcje przeciwdysproporcjonowania.

Reakcje międzycząsteczkowe kontynuować ze zmianą stopnia utlenienia różne elementy z różne odczynniki... W tym przypadku, różne produkty utleniania i redukcji .

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

C0 + 4HN +5O3 (stęż.) = C +4O2 + 4N +4O2 + 2H2O.

Reakcje wewnątrzcząsteczkowe Czy reakcje, w których różne elementy z jeden odczynnik iść do różne produkty, na przykład:

(N -3 H 4) 2 Cr +6 2O 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.

Reakcje dysproporcjonowania (samoutlenianie-samoleczenie) to reakcje, w których środek utleniający i środek redukujący - ten sam pierwiastek jednego odczynnika, który jednocześnie wchodzi w różne produkty:

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

Reproporcjonowanie (dozowanie, kontrdysproporcja ) Czy reakcje, w których czynnik utleniający i czynnik redukujący są ten sam przedmiot, który z różne odczynniki wchodzi w jeden produkt... Reakcja przeciwna dysproporcji.

2H2S -2 + S +4O2 = 3S + 2H2O

Podstawowe zasady kompilowania reakcji redoks

Reakcjom redoks towarzyszą procesy utleniania i redukcji:

Utlenianie To proces oddawania elektronów przez czynnik redukujący.

Powrót do zdrowia To proces przyłączania elektronów za pomocą środka utleniającego.

Środek utleniający odzyskujei środek redukujący utlenia się .

W reakcjach redoks waga elektroniczna: liczba elektronów, które oddaje środek redukujący, jest równa liczbie elektronów, które otrzymuje środek utleniający. Jeśli saldo zostanie sporządzone nieprawidłowo, nie będziesz w stanie sporządzić złożonych OVR.

Stosuje się kilka metod kompilacji reakcji redoks (ORR): metodę równowagi elektronicznej, metodę równowagi elektron-jon (metoda półreakcji) i inne.

Rozważmy szczegółowo metoda równowagi elektronicznej .

"Zidentyfikowanie" OVR jest dość łatwe - wystarczy ułożyć stany utlenienia we wszystkich związkach i określić, że atomy zmieniają stan utlenienia:

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

Osobno wypisujemy atomy pierwiastków, które zmieniają stopień utlenienia, w stanie PRZED reakcją i PO reakcji.

Stan utlenienia jest zmieniany przez atomy manganu i siarki:

S -2 -2e = S 0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Mangan pochłania 1 elektron, siarka oddaje 2 elektrony. W takim przypadku konieczne jest, aby waga elektroniczna. Dlatego konieczne jest podwojenie liczby atomów manganu i pozostawienie niezmienionej liczby atomów siarki. Wskazujemy czynniki równowagi zarówno przed odczynnikami, jak i przed produktami!

Schemat sporządzania równań OVR metodą wagi elektronicznej:

Uwaga! W reakcji może występować kilka środków utleniających lub redukujących. Bilans musi być wykonany tak, aby CAŁKOWITA liczba elektronów oddanych i odebranych była taka sama.

Ogólne wzorce reakcji redoks

Produkty reakcji redoks często zależą od warunki procesu... Rozważać główne czynniki wpływające na przebieg reakcji redoks.

Najbardziej oczywistym wyznacznikiem jest medium roztworu reakcyjnego -. Zazwyczaj (ale nie jest to wymagane) czynnik determinujący środowisko jest wymieniony wśród odczynników. Możliwe są następujące opcje:

• aktywność oksydacyjna wzrasta w bardziej kwaśnym środowisku, a utleniacz jest redukowany głębiej(na przykład nadmanganian potasu, KMnO 4, gdzie Mn +7 w środowisku kwaśnym jest redukowany do Mn +2, a w środowisku zasadowym - do Mn +6);
• aktywność oksydacyjna wzrasta w bardziej zasadowym środowisku, a środek utleniający jest redukowany głębiej (na przykład azotan potasu KNO 3, gdzie N + 5, podczas interakcji ze środkiem redukującym w środowisku alkalicznym, jest redukowany do N -3);
• lub na środek utleniający praktycznie nie mają wpływu zmiany w środowisku.

Środowisko reakcji pozwala na określenie składu i formy istnienia pozostałych produktów ORP. Podstawową zasadą jest to, że powstają produkty, które nie wchodzą w interakcję z odczynnikami!

Notatka! mi Jeżeli środowisko roztworu jest kwaśne, wśród produktów reakcji nie mogą występować zasady i tlenki zasadowe, ponieważ wchodzą w interakcję z kwasem. Odwrotnie, w środowisku alkalicznym, tworzenie się kwasu i tlenku kwasowego jest wykluczone. To jeden z najczęstszych i najbardziej rażących błędów.

Ponadto na kierunek przepływu ORR ma wpływ charakter reagentów. na przykład, podczas oddziaływania kwasu azotowego HNO 3 ze środkami redukującymi obserwuje się prawidłowość - im większa aktywność środka redukującego, tym bardziej zmniejsza się azot N+5.

Kiedy rośnie temperatura większość OVR z reguły działa intensywniej i głębiej.

W reakcjach heterogenicznych często na skład produktów ma wpływ stopień mielenia materia stała ... Na przykład sproszkowany cynk z kwasem azotowym tworzy niektóre produkty, podczas gdy cynk granulowany tworzy zupełnie inne. W jaki sposób więcej stopni mielenie odczynnika, tym większa jego aktywność, zwykle.

Rozważmy najbardziej typowe utleniacze laboratoryjne.

Podstawowe schematy reakcji redoks

Schemat odzyskiwania nadmanganianu

Nadmanganiany zawierają silny środek utleniający - mangan w stanie utlenienia +7. Sole manganu +7 zabarwiają roztwór w Fioletowy kolor.

Nadmanganiany, w zależności od środowiska roztworu reakcyjnego, są redukowane na różne sposoby.

V środowisko kwaśne powrót do zdrowia odbywa się głębiej, wcześniej Mn 2+... Tlenek manganu na stopniu utlenienia +2 wykazuje podstawowe właściwości, dlatego środowisko kwaśne powstaje sól. Sole manganu +2 bezbarwny... V neutralny roztwór mangan zostaje przywrócony do stanu utlenienia +4 , z wykształceniem tlenek amfoteryczny MnO 2 — brązowy osad nierozpuszczalny w kwasach i zasadach. V alkalicznyśrodowisko, mangan jest redukowany minimalnie - do najbliższego stopień utlenienia +6 ... Związki manganu +6 wykazują właściwości kwasowe, w środowisku alkalicznym tworzą sole - manganiany... Manganiany nadają się do roztworu zielone zabarwienie .

Rozważmy oddziaływanie nadmanganianu potasu KMnO 4 z siarczkiem potasu w środowisku kwaśnym, obojętnym i zasadowym. W tych reakcjach produktem utleniania jonu siarczkowego jest S 0.

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

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

Częstym błędem w tej reakcji jest wskazanie interakcji siarki i alkaliów w produktach reakcji. Jednak siarka oddziałuje z alkaliami w dość trudnych warunkach (podwyższona temperatura), co nie odpowiada warunkom tej reakcji. W normalnych warunkach poprawne będzie dokładne wskazanie osobno siarki cząsteczkowej i zasady, a nie produktów ich interakcji.

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

Trudności pojawiają się również w komponowaniu tej reakcji. Faktem jest, że w tym przypadku zapisanie cząsteczki ośrodka (KOH lub innej zasady) w odczynnikach nie jest wymagane do wyrównania reakcji. Alkalia biorą udział w reakcji i determinują produkt redukcji nadmanganianu potasu, ale odczynniki i produkty są wyrównywane bez jego udziału. Ten pozornie paradoks można łatwo rozwiązać, jeśli pamiętamy, że reakcja chemiczna jest tylko zapisem warunkowym, który nie wskazuje każdego zachodzącego procesu, ale jest tylko odzwierciedleniem sumy wszystkich procesów. Jak sam to ustalić? Jeśli postępujesz zgodnie z klasycznym schematem - współczynniki równowagi-bilansu-wyrównanie metalu, zobaczysz, że metale są wyrównane przez współczynniki równowagi, a obecność alkaliów po lewej stronie równania reakcji będzie zbędna.

Nadmanganiany utleniać:

• niemetale z ujemnym stanem utlenienia do prostych substancji (o stopniu utlenienia 0), wyjątki — fosfor, arsen - do +5 ;
• niemetale z pośrednim stanem utlenienia do najwyższego stopnia utlenienia;
• metale aktywne stabilny dodatni stan utlenienia metalu.

KMnO 4 + neMe (niższe s.o.) = neMe 0 + inne produkty

KMnO 4 + neMe (średniozaawansowany s.o.) = neMe (wyższy s.o.) + inne produkty

KMnO 4 + Me 0 = Me (stabilna s.o.) + inne produkty

KMnO 4 + P -3, As -3 = P +5, As +5 + inne produkty

Schemat odzyskiwania chromianu / dichromianu

Cechą chromu o wartościowości VI jest to, że w roztworach wodnych tworzy 2 rodzaje soli: chromiany i dichromiany, w zależności od ośrodka roztworu. Chromiany metali aktywnych (na przykład K 2 CrO 4) są solami, które są stabilne w alkalicznyśrodowisko. Dichromiany (dichromiany) metali aktywnych (na przykład K 2 Cr 2 O 7) - sole, które są stabilne w kwaśnym środowisku .

Związki chromu (VI) są redukowane do związki chromu (III) ... Związki chromu Cr+3 są amfoteryczne iw zależności od środowiska roztworu występują w roztworze w różnych postaciach: w środowisku kwaśnym w postaci sole(związki amfoteryczne tworzą sole podczas interakcji z kwasami), w środowisku obojętnym - nierozpuszczalny amfoteryczny wodorotlenek chromu (III) Cr (OH) 3 , a w środowisku alkalicznym tworzą się związki chromu(III) sól złożona, Na przykład, heksahydroksochromian potasu (III) K 3 .

Związki chromu VI utleniać:

• niemetale w ujemnym stanie utlenienia do prostych substancji (o stopniu utlenienia 0), wyjątki — fosfor, arsen - do +5;
• niemetale w pośrednim stopniu utlenienia do najwyższego stopnia utlenienia;
• metale aktywne od prostych substancji (etap utleniania 0) do związków z stabilny dodatni stan utlenienia metalu.

Chromian / dichromian + neMe (negative s.r.) = neMe 0 + inne produkty

Chromian / dichromian + neMe (średnio dodatnie SD) = neMe (wyższy SD) + inne produkty

Chromian / dichromian + Me 0 = Me (stabilna s.o.) + inne produkty

Chromian / dwuchromian + P, As (ujemna w.s.p.) = P, As +5 + inne produkty

Rozkład azotanów

Zawierają sole i azotany azot w stanie utlenienia +5 - mocny Środek utleniający... Taki azot może utleniać tlen (O-2). Dzieje się tak, gdy azotany są podgrzewane. W tym przypadku w większości przypadków tlen jest utleniany do stopnia utlenienia 0, tj. zanim molekularny tlen O 2 .

W zależności od rodzaju metalu tworzącego sól, podczas termicznego (temperaturowego) rozkładu azotanów powstają różne produkty: jeśli aktywny metal(wśród aktywności elektrochemicznej są do magnezu), następnie azot zostaje zredukowany do stopnia utlenienia +3, a po rozkładzie tworzą się azotyny i tlen cząsteczkowy .

na przykład:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2.

Metale aktywne występują naturalnie w postaci soli (KCl, NaCl).

Jeśli metal znajduje się na linii aktywności elektrochemicznej na prawo od magnezu i na lewo od miedzi (w tym magnezu i miedzi) , to formy dekompozycji tlenek metalu w stabilnym stanie utlenienia, tlenek azotu (IV)(brązowy gaz) i tlen... Podczas rozkładu tworzy się również tlenek metalu azotan litu .

na przykład, rozkład azotan cynku:

2Zn (NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2.

Metale o średniej aktywności najczęściej występują w przyrodzie w postaci tlenków (Fe 2 O 3, Al 2 O 3 itp.).

Jonasz metale znajduje się w rzędzie aktywności elektrochemicznej na prawo od miedzi są silnymi utleniaczami. Na rozkład azotanów one, podobnie jak N+5, uczestniczą w utlenianiu tlenu i są redukowane do prostych substancji, tj. powstaje metal a gazy są uwalniane - tlenek azotu (IV) i tlen .

na przykład, rozkład azotan srebra:

2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + O 2.

Metale nieaktywne występują naturalnie w postaci prostych substancji.

Kilka wyjątków!

Rozkład azotan amonowy :

Cząsteczka azotanu amonu zawiera zarówno środek utleniający, jak i redukujący: azot na stopniu utlenienia -3 wykazuje tylko właściwości redukujące, azot na stopniu utlenienia +5 tylko utlenia.

Po podgrzaniu azotan amonu rozkłada się... W temperaturach do 270 ° C, tlenek azotu (I)(„Gaz rozweselający”) i woda:

NH4NO3 → N2O + 2H2O

To jest przykład reakcji kontrdysproporcja .

Wynikowy stopień utlenienia azotu jest średnią arytmetyczną stopnia utlenienia atomów azotu w oryginalnej cząsteczce.

W wyższej temperaturze tlenek azotu (I) rozkłada się na proste substancje - azot oraz tlen:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O

Na rozkład azotyn amonu NH4NO2 występuje również kontrdysproporcja.

Powstały stopień utlenienia azotu jest również równy średniej arytmetycznej stopni utlenienia początkowych atomów azotu - środek utleniający N +3 i środek redukujący N -3

NH4NO2 → N2 + 2H2O

Rozkład termiczny azotan manganu (II) towarzyszy utlenianie metali:

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

Azotan żelaza (II) w niskich temperaturach rozkłada się na tlenek żelaza (II), po podgrzaniu żelazo utlenia się do stopnia utlenienia +3:

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

Azotan niklu (II) rozkłada się do azotynu po podgrzaniu.

Właściwości utleniające kwasu azotowego

Kwas azotowy HNO 3 praktycznie podczas interakcji z metalami nigdy nie tworzy wodoru , w przeciwieństwie do większości kwasów mineralnych.

Wynika to z faktu, że kwas zawiera bardzo silny środek utleniający - azot na stopniu utlenienia +5. Podczas interakcji z czynnikami redukującymi - metalami powstają różne produkty redukcji azotu.

Kwas azotowy + metal = sól metalu + produkt redukcji azotu + H 2 O

Kwas azotowy podczas redukcji może przejść do tlenek azotu (IV) NO 2 (N + 4); tlenek azotu (II) NO (N +2); tlenek azotu (I) N 2 O ("gaz rozweselający"); azot cząsteczkowy N2; saletra amonowa NH 4 NO 3... Z reguły powstaje mieszanina produktów z przewagą jednego z nich. W tym przypadku azot jest redukowany do stanów utlenienia od +4 do -3. Głębokość powrotu do zdrowia zależy przede wszystkim od z natury środek redukujący oraz o stężeniu kwasu azotowego ... W takim przypadku reguła działa: im niższe stężenie kwasu i im wyższa aktywność metalu, tym więcej elektronów otrzymuje azot i tym bardziej powstają produkty zredukowane.

Pewne prawidłowości pozwolą poprawnie określić główny produkt redukcji kwasu azotowego przez metale w reakcji:

• w akcji bardzo rozcieńczony kwas azotowy na metale powstaje z reguły azotan amonowy NH4NO3;

na przykład, oddziaływanie cynku z bardzo rozcieńczonym kwasem azotowym:

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

• stężony kwas azotowy na mrozie pasywuje niektóre metale - chrom Cr, aluminium Al i żelazo Fe ... Gdy roztwór jest ogrzewany lub rozcieńczany, reakcja przebiega;

pasywacja metalu - jest to przejście powierzchni metalu do stanu nieaktywnego w wyniku tworzenia na powierzchni metalu cienkich warstw związków obojętnych, w tym przypadku głównie tlenków metali, które nie reagują ze stężonym kwasem azotowym

• Kwas azotowy nie reaguje z metalami z podgrupy platyny — złoto Au, platyna Pt i paladium Pd;

• podczas interakcji stężony kwas z nieaktywnymi metalami i metale o średniej aktywności azot kwas jest zredukowany do tlenek azotu (IV) NIE 2 ;

na przykład, utlenianie miedzi stężonym kwasem azotowym:

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

• podczas interakcji stężony kwas azotowy z aktywnymi metalami uformowany Tlenek azotu (I) N2O ;

na przykład, utlenianie sód stężony kwas azotowy:

Na + 10HNO3 = 8NaNO3 + N2O + 5H2O

• podczas interakcji rozcieńczony kwas azotowy z nieaktywnymi metalami (w rzędzie aktywności na prawo od wodoru), kwas redukuje się do tlenek azotu (II) NO ;
• podczas interakcji rozcieńczony kwas azotowy metalami o średniej aktywności utworzone albo tlenek azotu (II) NO lub tlenek azotu N 2 O lub azot cząsteczkowy N 2 - w zależności od dodatkowych czynników (aktywność metalu, stopień rozdrobnienia metalu, stopień rozcieńczenia kwasu, temperatura).
• podczas interakcji rozcieńczony kwas azotowy z aktywnymi metalami uformowany azot cząsteczkowy N 2 .

Do przybliżonego określenia produktów redukcji kwasu azotowego podczas interakcji z różnymi metalami proponuję posłużyć się zasadą wahadła. Głównymi czynnikami przesuwającymi pozycję wahadła są stężenie kwasu i aktywność metali. Dla uproszczenia stosujemy 3 rodzaje stężeń kwasów: stężony (ponad 30%), rozcieńczony (30% lub mniej), bardzo rozcieńczony (poniżej 5%). Metale ze względu na ich aktywność dzielą się na aktywne (aż do aluminium), średnioaktywne (od glinu do wodoru) i nieaktywne (po wodorze). Produkty redukcji kwasu azotowego układamy w porządku malejącym stopnia utlenienia:

NO 2; NIE; N2O; N2; NH4 NO3

Im bardziej aktywny metal, tym bardziej poruszamy się w prawo. Im większe stężenie lub im mniejszy stopień rozcieńczenia kwasu, tym bardziej poruszamy się w lewo.

na przykład , stężony kwas i nieaktywny metal miedź Cu wchodzą w interakcje. Dlatego przesuwamy się do skrajnej lewej pozycji, powstaje tlenek azotu (IV), azotan miedzi i woda.

Oddziaływanie metali z kwasem siarkowym

Rozcieńczony kwas siarkowy reaguje z metalami jak zwykły kwas mineralny. Tych. oddziałuje z metalami, które znajdują się w szeregu napięć elektrochemicznych na wodór. Czynnikiem utleniającym są tutaj jony H +, które są redukowane do wodoru cząsteczkowego H 2. W takim przypadku metale są z reguły utleniane do minimalny stan utlenienia.

na przykład:

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

oddziałuje z metalami znajdującymi się w szeregu napięć zarówno przed, jak i po wodorze.

H 2 SO 4 (stęż.) + metal = sól metalu + produkt redukcji siarki (SO 2, S, H 2 S) + woda

Gdy stężony kwas siarkowy wchodzi w interakcję z metalami, powstaje sól metalu (w stabilnym stanie utlenienia), woda i produkt redukcji siarki - dwutlenek siarki S +4 O 2, siarka cząsteczkowa S lub siarkowodór H 2 S -2, w zależności od stopnia koncentracji, aktywności metalu, stopnia jego rozdrobnienia, temperatury itp. Gdy stężony kwas siarkowy wchodzi w interakcję z metalami, nie powstaje wodór cząsteczkowy!

Podstawowe zasady oddziaływania stężonego kwasu siarkowego z metalami:

1. Stężony kwas siarkowy pasywuje aluminium, chrom, żelazo w temperaturze pokojowej lub na zimno;

2. Stężony kwas siarkowy nie oddziałuje Z złoto, platyna i pallad ;

3. Z metale nieaktywne stężony kwas siarkowy odzyskuje do tlenek siarki (IV).

na przykład, miedź jest utleniana stężonym kwasem siarkowym:

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

4. Podczas interakcji z aktywnymi metalami i cynkiem stężone formy kwasu siarkowegosiarka S lub siarkowodór H 2 S 2- (w zależności od temperatury, stopnia rozdrobnienia i aktywności metalu).

na przykład , oddziaływanie stężonego kwasu siarkowego z cynkiem:

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

Nadtlenek wodoru

Nadtlenek wodoru H 2 O 2 zawiera tlen na stopniu utlenienia -1. Taki tlen może zarówno zwiększać, jak i zmniejszać stopień utlenienia. Tak więc nadtlenek wodoru wykazuje oraz właściwości utleniające i redukujące.

W interakcji ze środkami redukującymi nadtlenek wodoru wykazuje właściwości środka utleniającego i zostaje zredukowany do stanu utlenienia -2. Z reguły produktem redukcji nadtlenku wodoru jest woda lub jon wodorotlenkowy, w zależności od warunków reakcji. Na przykład:

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

Podczas interakcji z utleniaczami nadtlenek utlenia się do tlenu cząsteczkowego (stan utlenienia 0): O 2. na przykład :

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. Klasyfikacja reakcji chemicznych. OVR. Elektroliza

8.3. Reakcje redoks: przepisy ogólne

Reakcje redoks(ОВР) to reakcje, które zmieniają stopień utlenienia atomów pierwiastków. W wyniku tych reakcji niektóre atomy oddają elektrony, a inne je odbierają.

Środek redukujący to atom, jon, cząsteczka lub PU, który oddaje elektrony, środkiem utleniającym jest atom, jon, cząsteczka lub PU, który przyjmuje elektrony:

Proces oddawania elektronów nazywa się utlenianiem, a proces przyjmowania elektronów nazywa się odbudowa... W OVR musi być czynnik redukujący i utleniający. Nie ma procesu utleniania bez procesu redukcji i nie ma procesu redukcji bez procesu utleniania.

Środek redukujący oddaje elektrony i jest utleniany, a środek utleniający przyjmuje elektrony i jest redukowany

Procesowi redukcji towarzyszy spadek stopnia utlenienia atomów, a procesowi utleniania towarzyszy wzrost stopnia utlenienia atomów pierwiastków. Wygodnie jest zilustrować to, co zostało powiedziane za pomocą schematu (CO - stopień utlenienia):

Konkretne przykłady procesów utleniania i redukcji (schematy bilansu elektronicznego) podano w tabeli. 8.1.

Tabela 8.1

Przykłady schematów wag elektronicznych

Elektroniczny obwód równowagi	Charakterystyka procesu
Proces utleniania
	Atom wapnia przekazuje elektrony, zwiększa stopień utlenienia, jest środkiem redukującym
	Jon Cr +2 oddaje elektrony, zwiększa stopień utlenienia, jest środkiem redukującym
	Cząsteczka chloru przekazuje elektrony, atomy chloru zwiększają stopień utlenienia od 0 do +1, chlor jest środkiem redukującym
Proces odzyskiwania
	Atom węgla przyjmuje elektrony, obniża stopień utlenienia, jest środkiem utleniającym
	Cząsteczka tlenu przyjmuje elektrony, atomy tlenu obniżają stopień utlenienia od 0 do -2, cząsteczka tlenu jest środkiem utleniającym
	Jon przyjmuje elektrony, obniża stopień utlenienia, jest środkiem utleniającym

Najważniejsze reduktory: proste substancje metale; wodór; węgiel w postaci koksu; tlenek węgla (II); związki zawierające atomy na najniższym stopniu utlenienia (wodorki metali, siarczki, jodki, amoniak); najsilniejszy reduktor - Elektryczność na katodzie.

Najważniejsze utleniacze: substancje proste - halogeny, tlen, ozon; stężony kwas siarkowy; Kwas azotowy; szereg soli (KClO3, KMnO4, K2Cr2O7); nadtlenek wodoru H2O2; najsilniejszym środkiem utleniającym jest prąd elektryczny na anodzie.

Z biegiem czasu wzrastają właściwości utleniające atomów i prostych substancji: fluor - najsilniejszy utleniacz ze wszystkich prostych substancji... W każdym okresie halogeny tworzą proste substancje o najsilniejszych właściwościach utleniających.

W grupach A, od góry do dołu, właściwości utleniające atomów i prostych substancji są osłabione, a właściwości redukujące są wzmocnione.

W przypadku atomów tego samego typu właściwości redukujące wzrastają wraz ze wzrostem ich promienia; na przykład właściwości redukujące anionu
I - są bardziej wyraźne niż anion Cl -.

W przypadku metali właściwości redoks prostych substancji i jonów w roztwór wodny są określane przez pozycję metalu w szeregu elektrochemicznym: od lewej do prawej (od góry do dołu), właściwości redukujące prostych metali słabną: najsilniejszy reduktor- lit.

W przypadku jonów metali w roztworze wodnym odpowiednio od lewej do prawej w tym samym rzędzie właściwości utleniające są wzmocnione: najsilniejszy utleniacz- jony Au 3+.

Do uporządkowania współczynników w ORR można wykorzystać metodę opartą na sporządzeniu wykresów procesów utleniania i redukcji. Ta metoda nazywa się metoda równowagi elektronicznej.

Istota metody wagi elektronicznej jest następująca.

1. Opracuj schemat reakcji i zidentyfikuj pierwiastki, które zmieniły stopień utlenienia.

2. Uzupełnić równania elektronowe reakcji połówkowej redukcji i utleniania.

3. Ponieważ liczba elektronów przekazanych przez czynnik redukujący musi być równa liczbie elektronów przekazanych przez czynnik utleniający, dodatkowe współczynniki znajdują się za pomocą metody najmniejszej wspólnej wielokrotności (LCM).

4. Dodatkowe współczynniki umieszcza się przed wzorami odpowiednich substancji (współczynnik 1 jest pominięty).

5. Wyrównaj liczbę atomów tych pierwiastków, które nie zmieniły stopnia utlenienia (najpierw wodór nad wodą, a następnie - liczba atomów tlenu).

Przykład sporządzenia równania reakcji redoks

metodą wagi elektronicznej.

Odkryliśmy, że atomy węgla i siarki zmieniły stan utlenienia. Układamy równania połówkowych reakcji redukcji i utleniania:

W tym przypadku LCM wynosi 4, a dodatkowe współczynniki będą wynosić 1 (dla węgla) i 2 (dla kwasu siarkowego).

Znalezione dodatkowe czynniki umieszczamy w lewej i prawej części schematu reakcji przed wzorami dla substancji zawierających węgiel i siarkę:

C + 2H2SO4 → CO2 + 2SO2 + H2O

Wyrównujemy liczbę atomów wodoru, wstawiając współczynnik 2 przed formułą wody i upewniamy się, że liczba atomów tlenu po obu stronach równania jest taka sama. Dlatego równanie OVR

C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O

Powstaje pytanie: w której części schematu OVR należy umieścić znalezione dodatkowe czynniki - po lewej czy po prawej?

Nie ma to znaczenia dla prostych reakcji. Należy jednak pamiętać: jeśli po lewej stronie równania zostaną określone dodatkowe czynniki, to współczynniki są umieszczane przed wzorami substancji po lewej stronie; jeżeli obliczenia zostały przeprowadzone dla prawej strony, to współczynniki są umieszczane po prawej stronie równania. Na przykład:

Według liczby atomów Al po lewej:

Według liczby atomów Al po prawej stronie:

W ogólnym przypadku, jeśli w reakcji uczestniczą substancje o strukturze molekularnej (O 2, Cl 2, Br 2, I 2, N 2), wówczas dobór współczynników opiera się na liczbie atomów w cząsteczce:

Jeśli w reakcji z udziałem HNO 3 powstaje N 2 O, to schemat równowagi elektronicznej dla azotu jest również lepiej napisany na podstawie dwóch atomów azotu .

W niektórych reakcjach redoks jedna z substancji może działać zarówno jako środek utleniający (środek redukujący), jak i środek tworzący sól (tj. brać udział w tworzeniu soli).

Takie reakcje są charakterystyczne w szczególności dla oddziaływania metali z kwasami utleniającymi (HNO 3, H 2 SO 4 (stęż.)), a także solami utleniającymi (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, KClO 3, Ca ( OCl) 2) z kwasem solnym (dzięki anionom Cl - kwas solny ma właściwości redukujące) i innymi kwasami, których anion jest reduktorem.

Skomponujmy równanie reakcji miedzi z rozcieńczonym kwasem azotowym:

Widzimy, że część cząsteczek kwasu azotowego jest zużywana na utlenianie miedzi, jednocześnie redukując do tlenku azotu (II), a część idzie na wiązanie utworzonych jonów Cu 2+ w sól Cu (NO 3) 2 (w sól, stopień utlenienia atomu azotu jest taki sam jak w kwasie, tj. nie zmienia się). W takich reakcjach dodatkowy czynnik dla pierwiastka utleniającego jest zawsze umieszczany po prawej stronie przed wzorem na produkt redukcji, w tym przypadku przed wzorem NO, a nie HNO 3 lub Cu (NO 3) 2.

Przed formułą HNO 3 kładziemy współczynnik 8 (dwie cząsteczki HNO 3 zużywają się na utlenianie miedzi i sześć - na wiązanie trzech jonów Cu 2+ w soli), wyrównaj liczby H i O atomy i zdobądź

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

W innych przypadkach kwas, na przykład kwas solny, może jednocześnie być zarówno reduktorem, jak i brać udział w tworzeniu soli:

Przykład 8.5. Oblicz, jaka masa HNO 3 jest zużywana na tworzenie soli, gdy reakcja, której równanie to

cynk wchodzi z masą 1,4 g.

Rozwiązanie. Z równania reakcji widzimy, że z 8 moli kwasu azotowego tylko 2 mole uległy utlenieniu 3 moli cynku (przed formułą produktu redukcji kwasu, NO, jest współczynnik 2). Solenie zużyło 6 moli kwasu, co można łatwo określić, mnożąc współczynnik 3 przed formułą soli Zn (HNO 3) 2 przez liczbę reszt kwasowych w jednej jednostce soli we wzorze, tj. na 2.

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

x = 0,043 mola;

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

Odpowiedź: 2,71 g.

W niektórych OVR stan utlenienia jest zmieniany przez atomy nie dwóch, ale trzech pierwiastków.

Przykład 8.6. Umieścić współczynniki w ORR płynącym według schematu FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 metodą bilansu elektronicznego.

Rozwiązanie. Widzimy, że stan utlenienia zmieniają atomy trzech pierwiastków: Fe, S i O. W takich przypadkach sumuje się liczby elektronów oddanych przez atomy różnych pierwiastków:

Po umieszczeniu współczynników stechiometrycznych otrzymujemy:

4FeS + 7O2 = 2Fe2O3 + 4SO2.

Rozważmy przykłady rozwiązywania innych rodzajów zadań egzaminacyjnych na ten temat.

Przykład 8.7. Podać liczbę elektronów przeniesionych ze środka redukującego do środka utleniającego po całkowitym rozkładzie azotanu miedzi (II), ważąc 28,2 g.

Rozwiązanie. Zapisujemy równanie reakcji rozkładu soli i schemat równowagi elektronicznej ORP; M = 188 g/mol.

Widzimy, że podczas rozkładu 4 moli soli powstają 2 mole O 2 . W tym przypadku 4 mole elektronów są przenoszone z atomów czynnika redukującego (w tym przypadku są to jony) do czynnika utleniającego (czyli do jonów): ... Ponieważ chemiczna ilość soli wynosi n = 28,2/188 = = 0,15 (mol), mamy:

2 mole soli - 4 mole elektronów

0,15 mola - x

n (e) = x = 4 ⋅ 0,15 / 2 = 0,3 (mol),

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

Odpowiedź: 1,806 ⋅ 10 23.

Przykład 8.8. Gdy kwas siarkowy oddziałuje z magnezem w ilości chemicznej 0,02 mola, atomy siarki dodały 7,224 × 10 22 elektronów. Znajdź formułę produktu do redukcji kwasowości.

Rozwiązanie. W ogólnym przypadku schematy procesów redukcji atomów siarki w składzie kwasu siarkowego mogą wyglądać następująco:

tych. 1 mol atomów siarki może przyjąć 2, 6 lub 8 moli elektronów. Biorąc pod uwagę, że 1 mol kwasu zawiera 1 mol atomów siarki, tj. n (H 2 SO 4) = n (S), mamy:

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

Obliczamy liczbę elektronów pobranych przez 1 mol kwasu:

0,02 mola kwasu zabiera 0,12 mola elektronów

1 mol - x

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

Wynik ten odpowiada procesowi redukcji kwasu siarkowego do siarki:

Odpowiedź: siarka.

Przykład 8.9. W reakcji węgla z azotem stężony kwas powstaje woda i dwa tlenki tworzące sól. Znajdź masę przereagowanego węgla, jeśli utleniające atomy przyjęły w tym procesie 0,2 mola elektronów.

Rozwiązanie. Interakcja substancji przebiega zgodnie ze schematem reakcji

Układamy równania połówkowych reakcji utleniania i redukcji:

Ze schematów równowagi elektronicznej widzimy, że jeśli atomy środka utleniającego () przyjmują 4 mole elektronów, to do reakcji wchodzi 1 mol (12 g) węgla. Komponujemy i rozwiązujemy proporcję:

4 mole elektronów - 12 g węgla

0,2 - x

x = 0,2 12 4 = 0,6 (d).

Odpowiedź: 0,6g.

Klasyfikacja reakcji redoks

Rozróżnij międzycząsteczkowe i wewnątrzcząsteczkowe reakcje redoks.

Kiedy międzycząsteczkowy OVR atomy środka utleniającego i środka redukującego są częścią różnych substancji i są atomami różnych pierwiastków chemicznych.

Kiedy wewnątrzcząsteczkowy OVR atomy środka utleniającego i środka redukującego są częścią tej samej substancji. Reakcje wewnątrzcząsteczkowe obejmują dysproporcja, w której środek utleniający i środek redukujący są atomami tego samego pierwiastek chemiczny jako część tej samej substancji. Takie reakcje są możliwe dla substancji zawierających atomy o pośrednim stopniu utlenienia.

Przykład 8.10. Proszę wskazać schemat dysproporcji wewnętrznej stopy zwrotu:

1) MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O

2) Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2

3) KI + Cl 2 → KCl + I 2

4) Cl2 + KOH → KCl + KClO + H2O

Rozwiązanie . Reakcje 1) –3) to międzycząsteczkowe OVR:

Reakcja dysproporcjonowania to reakcja 4), ponieważ zawiera atom chloru i środek utleniający oraz środek redukujący:

Odpowiedź: 4).

Możliwa jest jakościowa ocena właściwości redoks substancji na podstawie analizy stanów utlenienia atomów w składzie substancji:

1) jeśli atom odpowiedzialny za właściwości redoks jest w najwyższym stopniu utlenienia, to ten atom nie może już oddawać elektronów, a jedynie je przyjmować. Dlatego w OVR ta substancja będzie wykazywać tylko właściwości utleniające... Przykłady takich substancji (wzory wskazują stopień utlenienia atomu odpowiedzialnego za właściwości redoks):

2) jeśli atom odpowiedzialny za właściwości redoks jest na najniższym stopniu utlenienia, to ta substancja w ORP będzie wykazywać tylko właściwości regenerujące(ten atom nie może już przyjmować elektronów, może je tylko rozdawać). Przykłady takich substancji:,. Dlatego tylko właściwości redukujące w ORR wykazują wszystkie aniony halogenowe (z wyjątkiem F -, do utleniania którego na anodzie jest używany prąd elektryczny), jon siarczkowy S 2–, atom azotu w cząsteczce amoniaku, wodorek jon H -. Metale (Na, K, Fe) mają tylko właściwości redukujące;

3) jeśli atom pierwiastka znajduje się na pośrednim stopniu utlenienia (stopień utlenienia jest większy niż minimum, ale mniejszy niż maksimum), to odpowiednia substancja (jon), w zależności od warunków, będzie wykazywać podwójnie utleniająco-właściwości regenerujące: silniejsze utleniacze utlenią te substancje (jony), a silniejsze środki redukujące je zredukują. Przykłady takich substancji: siarka, as najwyższy stopień utlenianie atomu siarki +6, a najniższy to -2, tlenek siarki (IV), tlenek azotu (III) (najwyższy stopień utlenienia atomu azotu to +5, a najniższy -3), nadtlenek wodoru ( najwyższy stopień utlenienia atomu tlenu wynosi +2, a najniższy -2). Podwójne właściwości redoks wykazują jony metali na pośrednim stopniu utlenienia: Fe 2+, Mn +4, Cr +3 itp.

Przykład 8.11. Nie może zachodzić reakcja redoks, której schemat:

1) Cl2 + KOH → KCl + KClO3 + H2O

2) S + NaOH → Na2S + Na2SO3 + H2O

3) KClO → KClO 3 + KClO 4

4) KBr + Cl2 → KCl + Br

Rozwiązanie. Reakcja, której schemat wskazano pod numerem 3), nie może przebiegać, ponieważ jest w niej obecny środek redukujący, ale nie ma środka utleniającego:

Odpowiedź: 3).

W przypadku niektórych substancji dwoistość redoks wynika z obecności w ich składzie różne atomy zarówno na najniższym, jak i najwyższym stopniu utlenienia; np. kwas solny (HCl) ze względu na atom wodoru (najwyższy stopień utlenienia równy +1) jest środkiem utleniającym, a ze względu na anion Cl jest środkiem redukującym ( najniższy stopień utlenianie).

OVR jest niemożliwy pomiędzy substancjami wykazującymi jedynie właściwości utleniające (HNO 3 i H 2 SO 4, KMnO 4 i K 2 CrO 7) lub tylko redukujące (HCl i HBr, HI i H 2 S)

OVR są niezwykle rozpowszechnione w przyrodzie (metabolizm w organizmach żywych, fotosynteza, oddychanie, rozkład, spalanie), są szeroko wykorzystywane przez człowieka do różnych celów (otrzymywanie metali z rud, kwasów, zasad, amoniaku i halogenów, tworzenie chemicznych źródeł prądu, pozyskiwanie ciepło i energia podczas spalania różnych substancji). Należy pamiętać, że OVR często komplikują nam życie (psucie żywności, owoców i warzyw, korozja metali – wszystko to wiąże się z przebiegiem różnych procesów redoks).

Reakcje chemiczne zachodzące ze zmianą stopni utlenienia pierwiastków nazywane są redoks.

Główne postanowienia teorii oksydacyjno-redukcyjnej

1. Proces oddawania elektronów przez atom lub jon nazywa się utlenianiem:

S 0 - 4e - ® S 4+ (utlenianie)

Atom lub jon, który oddaje elektrony, nazywany jest reduktorem (reduktorem): Zn 0 -2e - ® Zn 2+ (utlenianie).

2. Proces przyłączania elektronów przez atom lub jon nazywamy redukcją: S 6+ + 8e - ® S 2- (redukcja).

Atomy lub jony, które przyjmują elektrony, nazywane są czynnikami utleniającymi (środkiem utleniającym): Cl - + e - ® Cl 0 (redukcja).

Środek utleniający jest redukowany podczas reakcji, a środek redukujący jest utleniany. Utlenianie jest niemożliwe bez jednoczesnego utlenienia i odwrotnie, redukcja jednej substancji jest niemożliwa bez jednoczesnego utlenienia innej.

3. W procesach redoks liczba elektronów oddanych w procesie utleniania musi być zawsze równa liczbie elektronów oddanych w procesie redukcji.

Przykład:

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

utleniacz Cu 2+ + 2e - ® redukcja Cu 0

środek redukujący H 2 0 - 2e - ® 2H + utlenianie

4. Wyrównanie liczby danych i otrzymanych elektronów przeprowadza się poprzez dobór współczynników ze wstępnym zestawieniem równania bilansu elektronicznego

Przykład:

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

Reduktor S 2- - 2e - ® S 0 3 utlenianie

utleniacz N 5+ + 3e - ® Redukcja N 2+ 2

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

5. Przy sporządzaniu równania równowagi elektronicznej należy postępować z tylu atomów lub jonów, ile jest w cząsteczce substancji wyjściowej, a czasem w składzie cząsteczki produktów reakcji

Przykład:

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

Utleniacz 2Cr 6+ + 6e - ® 2Cr 3+ 2 1 redukcja

środek redukujący 2J - - 2e - ® J 2 0 6 3 utlenianie

6. Procesy redoks zachodzą najczęściej w obecności środowiska: obojętnego, kwaśnego lub zasadowego.

Dobór współczynników w reakcjach redoks

Przy wyborze współczynników należy wziąć pod uwagę główny punkt: liczba elektronów oddanych przez redukcję jest równa liczbie elektronów uzyskanych przez utlenianie.

Po zidentyfikowaniu środka utleniającego, środka redukującego, sporządzany jest cyfrowy schemat przejścia elektronów (równanie równowagi elektronicznej) do odpowiedniej równości reakcji.

Przykład 1. Al + Cl 2 ® AlCl 3, gdzie Al – środek redukujący, środek utleniający Cl 2 .

Schemat przejścia elektronowego:

Al 0 - 3e - ® Al +3 3 1 utlenianie

Cl 0 + e - ® Redukcja Cl 1 1 3

Z tego diagramu widać, że jeden atom utlenionego aluminium wymaga trzech atomów chloru, które odbierają te trzy elektrony (patrz druga kolumna). Dlatego na każdy atom glinu potrzebne są trzy atomy chloru lub trzy cząsteczki chloru na dwa atomy glinu. Otrzymujemy współczynniki:

2Al + 3Cl2 = AlCl3.

Przykład 2. N 3-H 3 + O 0 2 ® N 2+ O 2- + H 2 O, gdzie O 2 jest typowym środkiem utleniającym, a N 3-H 3 pełni rolę środka redukującego.

Sporządzamy schemat (waga elektroniczna):

N 3- - 5e - ® N +2 5 2 4 utlenianie

O 0 + 2e - ® O -2 2 5 10 redukcja

4 atomy azotu wymagają 10 atomów lub 5 cząsteczek tlenu. Otrzymujemy współczynniki:

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

Przypadki specjalne sporządzenie równań reakcji redoks

1. Jeżeli w reakcji liczba elektronów utraconych przez środek redukujący i liczba elektronów pobranych przez środek utleniający są liczbami parzystymi, to przy ustalaniu współczynników liczba elektronów jest dzielona przez wspólny największy dzielnik.

Przykład:

H 2 SO 3 + HClO 3 ® H 2 SO 4 + HCl

Reduktor S +4 - 2е - ® S +6 6 3 utlenianie

utleniacz Cl +5 + 6e - ® Cl - 2 1 redukcja

Współczynniki czynnika redukującego i utleniającego nie będą wynosić 2 i 6, ale 1 i 3:

3H2SO3 + 3HClO3 = 3H2SO4 + HCl.

Jeżeli liczba elektronów utraconych przez czynnik redukujący i przejętych przez czynnik utleniający jest nieparzysta, a reakcja powinna dać parzystą liczbę atomów, to współczynniki ulegają podwojeniu.

Przykład:

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

Reduktor J - -1e - ® Jo 5 10 utlenianie

Współczynniki środka utleniającego i środka redukującego nie będą wynosić 1 i 5, ale 2 i 10:

10KJ + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5J2 + 6K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O.

2. Czasami do związania produktów powstałych w wyniku reakcji zużywany jest dodatkowo środek redukujący lub utleniający.

Przykład:

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

Reduktor Br - - e - ® Br 0 5 10 utlenianie

utleniacz Mn +7 + 5e - ® Mn +2 1 2 redukcja

W tej reakcji dziesięć cząsteczek HBr reaguje jako środki redukujące, a sześć cząsteczek HBr jest potrzebnych do związania powstałych substancji (tworzenie soli):

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

3. Zarówno jony dodatnie, jak i ujemne cząsteczki czynnika redukującego są utleniane jednocześnie.

Przykład:

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

Tutaj jony As +3 utleniają się do jonów As 2 +3 i jednocześnie jony S -2 utleniają się do jonów S +6, a aniony N +5 są redukowane do N +2.

2Аs +3 - 4e - ® 2Аs +5

reduktory 3S -2 - 24e - ® 3S +6 utlenianie

utleniacz N +5 + 3e - ® Redukcja N +2

W tej reakcji na każde trzy cząsteczki As 2 S 3 reaguje 28 cząsteczek HNO 3 . Poprawność sporządzenia równań reakcji sprawdzamy, licząc atomy wodoru i tlenu po prawej i lewej stronie. W ten sposób stwierdzamy, że do reakcji wchodzą 4 kolejne cząsteczki wody, które należy przypisać lewej stronie równości, aby uzyskać ostateczny zapis:

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

Reduktory 2As +3 + 3S -2 - 28e - ®2As +5 + 3S +6 3 utlenianie

utleniacz N +5 + 3e - ®N +2 28 redukcja

4. Reduktor i utleniacz to jony tego samego pierwiastka, ale będące częścią różnych substancji.

Przykład:

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

Reduktor J - - e - ® J 0 5 utlenianie

utleniacz J +5 + 5e - ®redukcja J 0 1

5KJ + KJO 3 + 3H2SO4 = 3J2 + 3K2SO4 + 3H2O.

5. Czynnikiem redukującym i utleniającym są jony tego samego pierwiastka, które wchodzą w skład jednej substancji (samoutlenianie – samoredukcja).

Przykład:

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

Reduktor N +3 - 2e - ® N +5 1 utlenianie

utleniacz N +3 + e - ® Redukcja N +2 2

Dlatego równość reakcji