Lekční metoda elektronického balančního řešení tréninkových cvičení. Sestavení rovnic redoxních reakcí metodou elektronové rovnováhy. Aplikace metody elektronické váhy krok za krokem. Příklad "a"

8. Klasifikace chemických reakcí. OVR. Elektrolýza

8.3. Redoxní reakce: obecná ustanovení

redoxních reakcí(OVR) se nazývají reakce, ke kterým dochází se změnou oxidačního stavu atomů prvků. V důsledku těchto reakcí některé atomy elektrony darují, zatímco jiné je přijímají.

Redukční činidlo je atom, ion, molekula nebo FE, které darují elektrony, oxidační činidlo je atom, ion, molekula nebo FE, které přijímají elektrony:

Proces vydávání elektronů se nazývá oxidace a proces přijímání - obnovení. V OVR musí být redukční činidlo a oxidační činidlo. Neexistuje žádný oxidační proces bez redukčního procesu a neexistuje žádný redukční proces bez oxidačního procesu.

Redukční činidlo daruje elektrony a je oxidováno, zatímco oxidační činidlo přijímá elektrony a redukuje se.

Proces redukce je doprovázen poklesem stupně oxidace atomů a proces oxidace je doprovázen zvýšením stupně oxidace atomů prvků. Výše uvedené je vhodné znázornit diagramem (CO - oxidační stav):

Konkrétní příklady oxidačních a redukčních procesů (schémata elektronové bilance) jsou uvedeny v tabulce. 8.1.

Tabulka 8.1

Příklady schémat elektronických vah

Schéma elektronické váhy	Charakteristika procesu
Oxidační proces
	Atom vápníku daruje elektrony, zvyšuje stupeň oxidace, je redukčním činidlem
	Ion Cr +2 daruje elektrony, zvyšuje stupeň oxidace, je redukčním činidlem
	Molekula chloru daruje elektrony, atomy chloru zvyšují oxidační stav z 0 na +1, chlor je redukční činidlo
Proces obnovy
	Atom uhlíku přijímá elektrony, snižuje oxidační stav, je oxidačním činidlem
	Molekula kyslíku přijímá elektrony, atomy kyslíku snižují svůj oxidační stav z 0 na -2, molekula kyslíku je oxidační činidlo
	Ion přijímá elektrony, snižuje oxidační stav, je oxidačním činidlem

Nejdůležitější redukční činidla: jednoduché látky kovy; vodík; uhlík ve formě koksu; oxid uhelnatý(II); sloučeniny obsahující atomy v nejnižším oxidačním stavu (hydridy kovů,, sulfidy, jodidy, amoniak); nejsilnější redukční činidlo elektřina na katodě.

Nejdůležitější oxidační činidla: jednoduché látky - halogeny, kyslík, ozón; koncentrovaná kyselina sírová; Kyselina dusičná; řada solí (KClO 3, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7); peroxid vodíku H202; nejsilnějším oxidačním činidlem je elektrický proud na anodě.

Během tohoto období se zlepšují oxidační vlastnosti atomů a jednoduchých látek: fluor - nejsilnější oxidační činidlo ze všech jednoduchých látek. V každém období tvoří halogeny jednoduché látky s nejvýraznějšími oxidačními vlastnostmi.

Ve skupinách A odshora dolů oxidační vlastnosti atomů a jednoduchých látek slábnou, zatímco redukční vlastnosti se zvyšují.

U atomů stejného typu se redukční vlastnosti zvyšují se zvětšováním jejich poloměru; například redukční vlastnosti aniontu
I - jsou výraznější než anion Cl - .

U kovů jsou redoxní vlastnosti jednoduchých látek a iontů ve vodném roztoku určeny polohou kovu v elektrochemické řadě: zleva doprava (shora dolů) redukční vlastnosti jednoduchých kovů slábnou: nejsilnější redukční činidlo- lithium.

Pro kovové ionty ve vodném roztoku, zleva doprava ve stejné řadě, jsou oxidační vlastnosti zlepšeny: nejsilnější oxidační činidlo- Au 3 + ionty.

Pro uspořádání koeficientů v OVR můžete použít metodu založenou na mapování oxidačních a redukčních procesů. Tato metoda se nazývá metoda elektronické váhy.

Podstata metody elektronické váhy je následující.

1. Sestavte reakční schéma a určete prvky, které změnily oxidační stav.

2. Sestavte elektronové rovnice pro poloviční reakce redukce a oxidace.

3. Protože počet elektronů darovaných redukčním činidlem se musí rovnat počtu elektronů přijatých oxidačním činidlem, další faktory se zjišťují metodou nejmenšího společného násobku (LCM).

4. Dodatečné násobitele jsou uvedeny před vzorcem odpovídajících látek (koeficient 1 je vynechán).

5. Vyrovnejte počet atomů těch prvků, které nezměnily stupeň oxidace (nejprve - vodík ve vodě a poté - počet atomů kyslíku).

Příklad sestavení rovnice pro redoxní reakci

metoda elektronické váhy.

Zjistili jsme, že atomy uhlíku a síry změnily svůj oxidační stav. Sestavíme rovnice polovičních reakcí redukce a oxidace:

V tomto případě je LCM 4 a další faktory jsou 1 (pro uhlík) a 2 (pro kyselinu sírovou).

Další faktory nalezené v levé a pravé části reakčního schématu jsme umístili před vzorce látek obsahujících uhlík a síru:

C + 2H2S04 -> C02 + 2SO2 + H20

Počet atomů vodíku vyrovnáme tak, že před vzorec vody dáme faktor 2 a dbáme na to, aby počet atomů kyslíku v obou částech rovnice byl stejný. Proto rovnice OVR

C + 2H2SO4 \u003d CO2 + 2SO2 + 2H20

Nabízí se otázka: do které části schématu OVR by měly být nalezené dodatečné faktory umístěny - vlevo nebo vpravo?

U jednoduchých reakcí to nevadí. Je však třeba mít na paměti: pokud jsou na levé straně rovnice definovány další faktory, pak jsou koeficienty uvedeny před vzorce látek na levé straně; pokud byly výpočty provedeny pro pravou stranu, pak jsou koeficienty umístěny na pravou stranu rovnice. Například:

Podle počtu atomů Al na levé straně:

Podle počtu atomů Al na pravé straně:

V obecném případě, pokud se reakce účastní látky molekulární struktury (O 2, Cl 2, Br 2, I 2, N 2), pak při výběru koeficientů vycházejí přesně z počtu atomů v molekule:

Pokud N 2 O vzniká při reakci zahrnující HNO 3, pak je také lepší napsat schéma elektronové bilance pro dusík založené na dvou atomech dusíku .

V některých redoxních reakcích může jedna z látek plnit funkci jak oxidačního činidla (redukčního činidla), tak i solitvorného činidla (tj. podílet se na tvorbě soli).

Takové reakce jsou typické zejména pro interakci kovů s oxidujícími kyselinami (HNO 3, H 2 SO 4 (conc)), jakož i oxidačními solemi (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, KClO 3, Ca ( OCl) 2) s kyselinou chlorovodíkovou (díky Cl aniontům - kyselina chlorovodíková má redukční vlastnosti) a dalšími kyselinami, jejichž aniont je redukčním činidlem.

Udělejme rovnici pro reakci mědi se zředěnou kyselinou dusičnou:

Vidíme, že část molekul kyseliny dusičné se spotřebuje na oxidaci mědi, přičemž se redukuje na oxid dusnatý (II), a část se použije k navázání vzniklých Cu 2+ iontů na sůl Cu (NO 3) 2 (v složení soli, stupeň oxidace atomu dusíku je stejný jako u kyseliny, tj. nemění se). Při takových reakcích se vždy na pravou stranu před vzorec redukčního produktu, v tomto případě před vzorec NO, umístí přídavný faktor pro oxidační prvek, a nikoli HNO3 nebo Cu(NO3)2.

Před vzorec HNO 3 dáme koeficient 8 (dvě molekuly HNO 3 se spotřebují na oxidaci mědi a šest na vazbu tří iontů Cu 2+ na sůl), vyrovnáme počty atomů H a O a dostaneme

3Cu + 8HN03 \u003d 3Cu (N03)2 + 2NO + 4H20.

V jiných případech může být kyselina, jako je kyselina chlorovodíková, současně redukčním činidlem a podílet se na tvorbě soli:

Příklad 8.5. Vypočítejte, jaká hmotnost HNO 3 se spotřebuje na tvorbu soli, když v reakci, jejíž rovnice

zinek vstupuje s hmotností 1,4 g.

Řešení. Z reakční rovnice vidíme, že z 8 molů kyseliny dusičné šly pouze 2 moly na oxidaci 3 molů zinku (před vzorcem pro produkt redukce kyseliny, NO je faktor 2). Na tvorbu soli bylo spotřebováno 6 mol kyseliny, což lze snadno určit vynásobením koeficientu 3 před vzorcem soli Zn(HNO 3) 2 počtem zbytků kyseliny v jedné vzorcové jednotce soli, tzn. dne 2.

n (Zn) \u003d 1,4 / 65 \u003d 0,0215 (mol).

x = 0,043 mol;

m (HNO 3) \u003d n (HNO 3) M (HNO 3) \u003d 0,043 ⋅ 63 \u003d 2,71 (g)

Odpověď: 2,71 g.

V některých OVR se oxidační stav mění atomy ne dvou, ale tří prvků.

Příklad 8.6. Uspořádejte koeficienty v proudění OVR podle schématu FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 metodou elektronové rovnováhy.

Řešení. Vidíme, že oxidační stav se mění atomy tří prvků: Fe, S a O. V takových případech se počty elektronů darovaných atomy různých prvků sečtou:

Po umístění stechiometrických koeficientů získáme:

4FeS + 7O2 \u003d 2Fe203 + 4SO2.

Zvažte příklady řešení jiných typů zkušebních úloh na toto téma.

Příklad 8.7. Uveďte počet elektronů procházejících z redukčního činidla do oxidačního činidla během úplného rozkladu dusičnanu měďnatého o hmotnosti 28,2 g.

Řešení. Zapíšeme reakční rovnici pro rozklad soli a schéma elektronové rovnováhy OVR; M = 188 g/mol.

Vidíme, že při rozkladu 4 mol soli vznikají 2 mol O 2. Současně přecházejí 4 mol elektronů z atomů redukčního činidla (v tomto případě jsou to ionty) na oxidační činidlo (tedy na ionty): . Protože chemické množství soli je n = 28,2/188 = = 0,15 (mol), máme:

2 moly soli - 4 moly elektronů

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 (elektrony).

Odpověď: 1,806 ⋅ 10 23 .

Příklad 8.8. Při interakci kyseliny sírové s chemickým množstvím 0,02 mol s hořčíkem přidaly atomy síry 7,224 ⋅ 10 22 elektronů. Najděte vzorec pro produkt regenerace kyseliny.

Řešení. V obecném případě mohou být schémata pro procesy redukce atomů síry ve složení kyseliny sírové následující:

těch. 1 mol atomů síry může přijmout 2, 6 nebo 8 molů elektronů. Vzhledem k tomu, že 1 mol kyseliny obsahuje 1 mol atomů síry, tzn. n (H2SO4) = n (S), máme:

n (e) \u003d N (e) / NA \u003d (7,224 ⋅ 10 22) / (6,02 ⋅ 10 23) \u003d 0,12 (mol).

Vypočítáme počet elektronů přijatých 1 molem kyseliny:

0,02 molu kyseliny přijme 0,12 molu elektronů

1 mol - x

n (e) \u003d x \u003d 0,12 / 0,02 \u003d 6 (mol).

Tento výsledek odpovídá procesu redukce kyseliny sírové na síru:

Odpověď: síra.

Příklad 8.9. Při reakci uhlíku s koncentrovanou kyselinou dusičnou vzniká voda a dva soli tvořící oxidy. Najděte hmotnost uhlíku, který zreagoval, kdyby atomy oxidačního činidla při tomto procesu přijaly 0,2 mol elektronů.

Řešení. Interakce látek probíhá podle reakčního schématu

Sestavíme rovnice pro poloviční reakce oxidace a redukce:

Ze schémat elektronové rovnováhy vidíme, že pokud atomy oxidačního činidla () přijmou 4 mol elektronů, pak do reakce vstupuje 1 mol (12 g) uhlíku. Složte a vyřešte poměr:

4 moly elektronů - 12 g uhlíku

0,2 - x

x = 0,2 ⋅ 124 = 0,6 (d).

Odpověď: 0,6 g.

Klasifikace redoxních reakcí

Existují intermolekulární a intramolekulární redoxní reakce.

Když intermolekulární OVR atomy oxidačního činidla a redukčního činidla jsou součástí různých látek a jsou atomy různých chemických prvků.

Když intramolekulární OVR Oxidační a redukční atomy jsou ve stejné látce. Intramolekulární reakce jsou disproporce, ve kterém oxidační činidlo a redukční činidlo jsou atomy stejného chemického prvku ve složení stejné látky. Takové reakce jsou možné pro látky obsahující atomy se středním oxidačním stavem.

Příklad 8.10. Uveďte schéma disproporce OVR:

1) Mn02 + HCl -> MnCl2 + Cl2 + H20

2) Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2

3) KI + Cl2 → KCl + I2

4) Cl2 + KOH → KCl + KClO + H20

Řešení . Reakce 1)–3) jsou intermolekulární OVR:

Disproporcionační reakce je reakce 4), protože obsahuje atom chloru a oxidační činidlo a redukční činidlo:

Odpověď: 4).

Na základě analýzy oxidačních stavů atomů ve složení látky je možné kvalitativně posoudit redoxní vlastnosti látek:

1) pokud je atom zodpovědný za redoxní vlastnosti v nejvyšším stupni oxidace, pak tento atom již nemůže elektrony darovat, ale může je pouze přijímat. Proto se v OVR bude tato látka vystavovat pouze oxidační vlastnosti. Příklady takových látek (ve vzorcích je uveden oxidační stav atomu odpovědného za redoxní vlastnosti):

2) pokud je atom zodpovědný za redoxní vlastnosti v nejnižším oxidačním stavu, pak tato látka v OVR ukáže pouze regenerační vlastnosti(Daný atom již nemůže přijímat elektrony, může je pouze rozdávat). Příklady takových látek:,. Proto všechny halogenové anionty vykazují v OVR pouze redukční vlastnosti (s výjimkou F -, k jejichž oxidaci se na anodě používá elektrický proud), sulfidový ion S 2-, atom dusíku v molekule amoniaku, hydridový ion H -. Kovy (Na, K, Fe) mají pouze redukční vlastnosti;

3) je-li atom prvku ve středním oxidačním stavu (oxidační stav je větší než minimum, ale menší než maximum), pak bude odpovídající látka (iont) v závislosti na podmínkách vykazovat duální oxidace-obnovující vlastnosti: silnější oxidační činidla tyto látky (ionty) oxidují a silnější redukční činidla je redukují. Příklady takových látek: síra, od nejvyšší stupeň oxidace atomu síry +6 a nejnižší -2, oxid síry (IV), oxid dusnatý (III) (nejvyšší oxidační stav atomu dusíku je +5 a nejnižší -3), peroxid vodíku (tj. nejvyšší oxidační stav atomu kyslíku je +2 a nejnižší -2). Duální redoxní vlastnosti vykazují kovové ionty ve středním oxidačním stavu: Fe 2+, Mn +4, Cr +3 atd.

Příklad 8.11. Nemůže probíhat redoxní reakce, jejíž schéma je:

1) Cl 2 + KOH → KCl + KClO 3 + H20

2) S + NaOH → Na2S + Na2S03 + H20

3) KClO → KClO 3 + KClO 4

4) KBr + Cl2 -> KCl + Br

Řešení. Reakce, jejíž schéma je uvedeno pod číslem 3), nemůže pokračovat, protože obsahuje redukční činidlo, ale žádné oxidační činidlo:

Odpověď: 3).

U některých látek je redoxní dualita způsobena přítomností různých atomů v jejich složení v nejnižším i nejvyšším oxidačním stavu; například kyselina chlorovodíková (HCl) je díky atomu vodíku (nejvyšší oxidační stav, rovný +1) oxidačním činidlem a díky aniontu Cl - - redukčním činidlem (nejnižší oxidační stav).

OVR není možné mezi látkami, které vykazují pouze oxidační (HNO 3 a H 2 SO 4, KMnO 4 a K 2 CrO 7) nebo pouze redukční vlastnosti (HCl a HBr, HI a H 2 S)

OVR jsou v přírodě extrémně běžné (metabolismus v živých organismech, fotosyntéza, dýchání, rozpad, spalování), jsou široce využívány lidmi pro různé účely (získávání kovů z rud, kyselin, zásad, čpavku a halogenů, vytváření chemických zdrojů proudu, získávání tepla a energie při spalování různých látek). Všimněte si, že OVR nám často komplikují život (kažení potravin, ovoce a zeleniny, koroze kovů – to vše je spojeno s výskytem různých redoxních procesů).

Ionto-elektronická metoda (metoda poloviční reakce)

Při sestavování OVR rovnic plynoucí ve vodných roztocích je výhodné zvolit koeficienty metodou poloviční reakce.

Postup pro výběr koeficientů metodou poloviční reakce:

1. Zapište reakční schéma v molekulární a iontově-molekulární formě a určete ionty a molekuly, které mění oxidační stav.

2. Určete prostředí, ve kterém reakce probíhá (H + - kyselé; OH - zásadité; H 2 O - neutrální)

3. Sestavte iontově-molekulární rovnici pro každou poloviční reakci a vyrovnejte počet atomů všech prvků.

1. Počet atomů kyslíku se vyrovnává pomocí molekul vody nebo OH - iontů.
2. Pokud původní iont nebo molekula obsahuje více atomů kyslíku než reakční produkt, pak

• přebytek atomů kyslíku v kyselém prostředí se váže s H + ionty na molekuly vody
• v neutrálním a alkalickém prostředí přebytečné atomy kyslíku jsou molekulami vody vázány na OH skupiny -
  

1. Pokud původní iont nebo molekula obsahuje méně atomů kyslíku než reakční produkt, pak

· nedostatek atomů kyslíku v kyselých a neutrálních roztocích je kompenzován molekulami vody

· v alkalických roztocích – vlivem OH – iontů.

4. Sestavte elektron-iontové rovnice polovičních reakcí.

K tomu jsou elektrony přidány (nebo odečteny) na levou stranu každé poloviční reakce takovým způsobem, že celkový náboj na levé a pravé straně rovnic bude stejný. Výsledné rovnice vynásobíme nejmenšími faktory, pro rovnováhu elektronů.

5. Shrňte výsledné rovnice elektron-iont. Zrušte podobné výrazy a získejte iontově-molekulární rovnici OVR

6. Podle získané iontově-molekulární rovnice se sestaví molekulární rovnice.

Příklad :

1 . Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

2Na + +SO 3 2- +K + +MnO 4 - +2H + +SO 4 2- →2Na + +SO 4 2- +Mn 2+ +SO 4 2- +2K + +SO 4 2- +H 2 Ó

TAK 3 2- → TAK 4 2-

MNO 4 - → Mn 2+

2 . Kyselé prostředí - H +

3 .

Mn04- + 8H+ -> Mn2+ + 4H20

SO32- + H20 → SO42- + 2 H+

4 .

MnO 4 - + 8 H + + 5ē → Mn 2+ + 4 H 2 O│ X2

SO 3 2- + H 2 O - 2ē → SO 4 2- + 2 H + │ X5

5 .

2MnO4 - + 16 H + + 10ē →2Mn2+ + 8 H20

5SO 3 2- + 5H 2O - 10ē → 5SO 4 2- + 10 H +

2MnO 4 - + 16 H + + 5SO 3 2- + 5H 2O →2Mn 2+ + 8 H 2O + 5SO 4 2- + 10 H +

2MnO 4 - + 6 H+ + 5SO 3 2- →2Mn 2+ + 3 H20 + 5SO 4 2-

6 . 5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

Připomínka!

Restaurátoři
Název redukčního činidla (oxidačního činidla)	Elektronická rovnice	Ionto-elektronická rovnice	Oxidační produkt ( zotavení)
Chrómový iont ) v alkalickém prostředí	Cr +3 - 3ē = Cr +6	Cr 3+ + 8OH - - 3ē \u003d CrO 4 2- + 4H 2 O	CrO 4 2-
Chrómový iont v kyselém prostředí	Cr +3 - 3ē = Cr +6	2Cr 3+ + 7H 2 O - 6ē \u003d Cr 2 O 7 2- + 14 H +	Cr 2 O 7 2-
sirovodík	S -2 - 2ē \u003d S 0	H2S - 2ē \u003d S + 2H+
siřičitanový iont	S +4 - 2ē = S +6	SO 3 2- + H 2 O - 2ē \u003d SO 4 2- + 2 H +	SO 4 2-
Oxidační činidla
Manganistanový iont v kyselém prostředí	Mn +7 + 5ē = Mn +2	MnO4 - + 8H + + 5ē \u003d Mn2+ + 4H20	Mn2+
Manganistanový iont v neutrálním prostředí	Mn +7 + 3ē = Mn +4	MnO 4 - + 2H 2 O + 3ē \u003d MnO 2 + 4OH -	MnO2
Manganistanový iont v alkalickém prostředí	Mn +7 + ē = Mn +6	MnO 4 - + ē \u003d MnO 4 2-	MnO 4 2-
dichromanový iont	2Cr +6 + 6ē = 2Cr +3	Cr 2 O 7 2- + 14H + + 6ē \u003d 2Cr 3+ + 7H2O	Cr+3
Peroxid vodíku v kyselém prostředí	2O - + 2ē \u003d 2O -2	H2O2 + 2H + + 2ē \u003d 2H2O	H2O
Peroxid vodíku v neutrálním a alkalickém prostředí	2O - + 2ē \u003d 2O -2	H2O2 + 2ē \u003d 2OH -	Ach-

Specifikem mnoha OVR je to, že při sestavování jejich rovnic způsobuje výběr koeficientů potíže. Pro usnadnění výběru koeficientů se používá nejčastěji metoda elektronové rovnováhy a iontově-elektronická metoda (metoda poloviční reakce). Zvažte použití každé z těchto metod s příklady.

Metoda elektronické váhy

Je to založeno na další pravidlo: celkový počet elektronů darovaných redukujícími atomy musí odpovídat celkovému počtu elektronů přijatých oxidujícími atomy.

Jako příklad sestavení OVR uvažujme proces interakce siřičitanu sodného s manganistanem draselným v kyselém prostředí.

1. Nejprve musíte sestavit reakční schéma: zapište látky na začátku a na konci reakce, vzhledem k tomu, že v kyselém prostředí se MnO 4 - redukuje na Mn 2+ ():

1. Dále určíme, které ze sloučenin jsou; zjistěte jejich oxidační stav na začátku a na konci reakce:

Na 2 S +4 O 3 + KMn +7 O 4 + H 2 SO 4 = Na 2 S +6 O 4 + Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Z výše uvedeného diagramu je zřejmé, že během reakce se oxidační stav síry zvyšuje z +4 na +6, takže S +4 daruje 2 elektrony a je redukční činidlo. Oxidační stav manganu se snížil z +7 na +2, tzn. Mn +7 přijímá 5 elektronů a je oxidační činidlo.

1. Sestavíme elektronické rovnice a zjistíme koeficienty pro oxidační činidlo a redukční činidlo.

S +4 - 2e - \u003d S +6 ¦ 5

Mn +7 +5e - = Mn +2 ¦ 2

Aby se počet elektronů darovaných redukčním činidlem rovnal počtu elektronů přijatých redukčním činidlem, je nutné:

• Umístěte počet elektronů darovaných redukčním činidlem jako faktor před oxidační činidlo.
• Před redukční činidlo dejte počet elektronů přijatých oxidačním činidlem jako faktor.

Tedy 5 elektronů přijatých oxidačním činidlem Mn +7 dáme koeficient před redukční činidlo a 2 elektrony předané redukčním činidlem S +4 jako koeficient před oxidační činidlo:

5Na 2 S +4 O 3 + 2KMn +7 O 4 + H 2 SO 4 = 5Na 2 S +6 O 4 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

1. Dále musíte vyrovnat počet atomů prvků, které nemění oxidační stav, v následujícím pořadí: počet atomů kovu, zbytky kyselin, počet molekul prostředí (kyseliny nebo zásady). Nakonec se spočítá počet vytvořených molekul vody.

Takže v našem případě je počet atomů kovu v pravé a levé části stejný.

Podle počtu zbytků kyseliny na pravé straně rovnice najdeme koeficient pro kyselinu.

V důsledku reakce vzniká 8 zbytků kyselin SO 4 2-, z nichž 5 vzniká přeměnou 5SO 3 2- → 5SO 4 2- a 3 molekulami kyseliny sírové 8SO 4 2- - 5SO 4 2- \u003d 3SO 4 2 - .

Kyselina sírová tedy musí mít 3 molekuly:

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

1. Podobně zjistíme koeficient pro vodu počtem vodíkových iontů v daném množství kyseliny

6H++30-2 = 3H20

Konečný tvar rovnice je následující:

Znakem, že koeficienty jsou umístěny správně, je stejný počet atomů každého z prvků v obou částech rovnice.

Ionto-elektronická metoda (metoda poloviční reakce)

Oxidačně-redukční reakce, stejně jako výměnné reakce, v roztocích elektrolytů probíhají za účasti iontů. Proto iontově-molekulární rovnice OVR jasněji odrážejí podstatu redoxních reakcí. Při psaní iontově-molekulárních rovnic se silné elektrolyty zapisují jako a slabé elektrolyty, sraženiny a plyny se zapisují jako molekuly (v nedisociované formě). V iontovém schématu označte částice, které procházejí změnou oxidační stavy, stejně jako charakterizující prostředí, částice: H + - kyselé prostředí,ACH - - alkalické prostředí a H20 - neutrální prostředí.

Zvažte příklad sestavení reakční rovnice mezi siřičitan sodný a manganistan draselný v kyselém prostředí.

1. Nejprve musíte sestavit reakční schéma: zapište látky na začátku a na konci reakce:

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

1. Rovnici zapisujeme v iontovém tvaru, snížení těch iontů, které se neúčastní redoxního procesu:

SO 3 2- + MnO 4 - + 2H + = Mn 2+ + SO 4 2- + H 2O

1. Dále definujeme oxidační činidlo a redukční činidlo a skládáme poloviční reakce redukčních a oxidačních procesů.

Ve výše uvedené reakci oxidační činidlo - MnO 4- přijímá 5 elektronů zotavujících se v kyselém prostředí na Mn 2+. V tomto případě se uvolňuje kyslík, který je součástí MnO 4 -, který ve spojení s H + tvoří vodu:

Mn04 - + 8H + + 5e - \u003d Mn2+ + 4H20

Redukční činidlo SO 3 2-- oxiduje na SO 4 2-, čímž se získají 2 elektrony. Jak vidíte, výsledný iont SO 4 2- obsahuje více kyslíku než původní SO 3 2-. Nedostatek kyslíku je doplněn molekulami vody a v důsledku toho se uvolňuje 2H +:

SO 3 2- + H20 - 2e - \u003d SO 4 2- + 2H +

1. Najdeme koeficient pro oxidační činidlo a redukční činidlo Vezmeme-li v úvahu, že oxidační činidlo přidává tolik elektronů, kolik jich redukční činidlo odevzdá v oxidačně-redukčním procesu:

MnO 4 - + 8H + + 5e - \u003d Mn 2+ + 4H 2 O ¦2 oxidační činidlo, redukční proces

SO 3 2- + H20 - 2e - \u003d SO 4 2- + 2H + ¦5 redukční činidlo, oxidační proces

1. Pak je potřeba obě poloreakce sečíst, předběžným vynásobením nalezenými koeficienty získáme:

2MnO 4 - + 16H + + 5SO 3 2- + 5 H 2 O \u003d 2Mn 2+ + 8H 2O + 5SO 4 2- + 10H +

Redukcí podobných členů najdeme iontovou rovnici:

2Mn04 - + 5SO 3 2- + 6H + = 2Mn 2+ + 5SO 4 2- + 3H20

1. Pojďme napsat molekulární rovnici, který má následující podobu:

5Na2S03 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5Na2S04 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H20

Na2S03 + KMnO4 + H20 \u003d Na2S04 + MnO2 + KOH

V iontová forma rovnice se stává:

SO 3 2- + MnO 4 - + H 2 O \u003d MnO 2 + SO 4 2- + OH -

Rovněž jako v předchozím příkladu je oxidačním činidlem Mn04- a redukčním činidlem je S032-.

V neutrálním a mírně alkalickém prostředí MnO 4 - přijímá 3 elektrony a redukuje se na MnO 2. SO 3 2- - se oxiduje na SO 4 2-, čímž se získají 2 elektrony.

Poloviční reakce mít následující tvar:

MnO 4 - + 2H 2 O + 3e - \u003d MnO 2 + 4OH - ¦2 oxidační činidlo, redukční proces

SO 3 2- + 2OH - - 2e - \u003d SO 4 2- + H 2 O ¦3 redukční činidlo, oxidační proces

Píšeme iontové a molekulární rovnice, přičemž bereme v úvahu koeficienty pro oxidační činidlo a redukční činidlo:

3SO 3 2- + 2MnO 4 - + H 2 O \u003d 2 MnO 2 + 3SO 4 2- + 2OH -

3Na2S03 + 2KMnO4 + H2O \u003d 2MnO2 + 3Na2S04 + 2KOH

A ještě jeden příklad - sestavení rovnice pro reakci mezi siřičitan sodný a manganistan draselný v alkalickém prostředí.

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + KOH \u003d Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O

V iontová forma rovnice se stává:

SO 3 2- + MnO 4 - + OH - \u003d MnO 2 + SO 4 2- + H 2O

V alkalickém prostředí oxidační činidlo MnO 4 - přijímá 1 elektron a redukuje se na MnO 4 2-. Redukční činidlo SO 3 2- - se oxiduje na SO 4 2-, čímž se získají 2 elektrony.

Poloviční reakce mít následující tvar:

Mn04 - + e - \u003d Mn02 ¦2 oxidační činidlo, redukční proces

SO 3 2- + 2OH - - 2e - \u003d SO 4 2- + H 2O ¦1 redukční činidlo, oxidační proces

Pojďme si zapsat iontové a molekulární rovnice s přihlédnutím ke koeficientům pro oxidační činidlo a redukční činidlo:

SO 3 2- + 2MnO 4 - + 2OH - \u003d 2MnO 4 2- + SO 4 2- + H2O

Na2S03 + 2KMnO4 + H20 \u003d 2K 2 MnO4 + 3Na2S04 + 2KOH

Je třeba poznamenat, že ne vždy v přítomnosti oxidačního činidla a redukčního činidla může dojít ke spontánnímu OVR. Proto pro kvantitativní charakteristiky sílu oxidačního činidla a redukčního činidla a pro určení směru reakce použijte hodnoty redox potenciálů.

Kategorie ,

Restaurátoři	Oxidační činidla
kovy, vodík, uhlí	halogeny
oxid uhelnatý (II) CO	oxid manganatý (VII) - Mn 2 O 7
sirovodík H2S	oxid manganatý - MnO2
sulfid sodný Na2S	manganistan draselný - KMnO 4
oxid sírový (IV) - SO2	manganistan draselný - K2MnO4
kyselina siřičitá - H 2 SO 3 a její soli	oxid chromitý (VI) - CrO 3
thiosíran sodný - Na2S203	chroman draselný - K2CrO4
kyselina jodovodíková - HI	dichroman draselný - K 2 Cr 2 O 7
kyselina bromovodíková - HBr kyselina chlorovodíková - HCl chlorid cínatý - SnCl 2 síran železnatý - FeSO 4 síran manganatý - MnSO 4 síran chromitý (III) - Cr 2 (SO 4) 3 kyselina dusitá - HNO 2 amoniak NH3 hydrazin N2H4 oxid dusnatý (II) NO kyselina fosforitá - H3PO3 kyselina orthoarsená - H 3 AsO 3 hexakyanoželezitan draselný (II) - K 4	kyselina dusičná - HNO 3 kyslík - O2 ozon - O3 peroxid vodíku - H2O2 kyselina sírová - H 2 SO 4 (konc.) kyselina selenová - H2SeO4 oxid měďnatý - CuO oxid stříbrný (I) - Ag 2 O oxid olovnatý - PbO2 ionty vzácných kovů (Ag+, Au3+ atd.) vizmutitan sodný - NaBiO 3 persíran amonný - (NH4)2S208 hexakyanoželezitan draselný (III) -K 3 chlorid železitý - FeCl 3 chlornany, chlorečnany, chloristany Lučavka královská směs koncentrované kyseliny dusičné a fluorovodíkové

9.3. Vliv prostředí na redoxní reakce

Charakter prostředí (kyselé, neutrální, zásadité) ovlivňuje OVR. V různých prostředích může interakce stejných látek produkovat různé produkty. Přesvědčily nás o tom příklady uvedené v části 9.1, kde je oxidačním činidlem manganistan - iont MnO:

oxidovaná forma obnovená podoba

kyselé prostředí Mn 2+ b / c nebo mírně růžové

barvicí roztok pH  7

7 neutrální prostředí +4

MnO pH  7 MnO 2 (hnědá sraženina)

alkalické prostředí (MnO 4) 2- (zelená barva

pH  7 roztok)

Manganistanový iont vykazuje oxidační vlastnosti ve větší míře v kyselém prostředí (větší pokles stupně oxidace).

Obvykle k vytvoření kyselého prostředí v roztoku, kyselina sírová. Kyselina dusičná a kyselina chlorovodíková (chlorovodíková) se používají zřídka: první je sama o sobě oxidačním činidlem, druhá může být oxidována. Pro vytvoření alkalického prostředí se používají roztoky hydroxidu draselného nebo sodného.

Uvažujme příklady vlivu prostředí na průběh reakce s peroxidem vodíku. Peroxid vodíku se v závislosti na médiu redukuje podle schématu:

kyselé pH 7

H202 + 2H+ + 2e- = H20

neutrální prostředí

alkalické médium H 2 O 2 + 2e - \u003d 2OH -

H 2 O 2 zde působí jako oxidační činidlo. Například:

2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2 H 2O

2 Fe 2+ - e - \u003d Fe 3+

1H202 + 2H + + 2e \u003d 2H20

2Fe2+ + H202 + 2H+ = 2Fe3+ + 2 H20

Avšak s velmi silným oxidačním činidlem, jako je KMnO 4 , peroxid vodíku interaguje jako redukční činidlo:

H202-2e-\u003d02 + 2H+

Například:

5 H 2 O 2 + 2 KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5 O 2 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

5H202-2e-\u003d02 + 2H+

2 MnO - 4 + 8H + + 5e = Mn2+ + 4H20

5H202 + 2 MnO - 4 + 6H + = 502 + 2 Mn2+ + 8H20

Chrom ve svých sloučeninách má stabilní s.d. (+6) a (+3). V prvním případě sloučeniny chrómu (chromát, dichromanové ionty) vykazují vlastnosti oxidačních činidel, ve druhém - redukčních činidel. Chromanové a dichromanové ionty jsou silná oxidační činidla, redukují se na sloučeniny Cr 3+:

oxidovaná forma obnovená podoba

Sestavení rovnic redoxních reakcí

Pro sepsání rovnice OVR je nutné v první řadě vědět, jaké látky při reakci vznikají. V obecném případě je tento problém vyřešen experimentálně. Znalost chemických vlastností určitých oxidačních a redukčních činidel však často umožňuje poměrně spolehlivě (i když ne se 100% zárukou) předvídat složení produktů interakce.

Pokud jsou reakční produkty známé, lze stechiometrické koeficienty v reakční rovnici nalézt vyrovnáním počtu elektronů přidaných atomy oxidantu a ztracených atomy redukčního činidla. Používají se dvě metody výběru koeficientů v rovnicích OVR - metoda elektronické rovnováhy a metoda iontově-elektronové rovnováhy. Zvažme tyto metody.

Metoda je založena na principu zachování elektrického náboje při chemické reakci, v důsledku čehož látky reagují v takovém poměru, který zajišťuje rovnost počtu elektronů odevzdaných všemi atomy redukčního činidla a připojených všemi atomy oxidačního činidla. Pro výběr koeficientů je vhodné použít následující algoritmus:

1. Zapište schéma OVR (výchozí látky a reakční produkty).

2. Určete prvky, jejichž oxidační stav se během reakce mění.

3. Vytvořte diagramy procesů oxidace a redukce.

4. Najděte faktory vyrovnávající počet elektronů připojených atomy oxidačního činidla a ztracených atomy redukčního činidla (vyrovnávací faktory). K tomu najděte nejmenší společný násobek pro elektrony připojené jedním atomem oxidačního činidla a daný jedním atomem redukčního činidla; vyrovnávací faktory se budou rovnat nejmenšímu společnému násobku děleného počtem připojených elektronů (pro oxidační činidlo) a darovaných elektronů (pro redukční činidlo).

5. Určete a zadejte do rovnice koeficienty pro látky obsahující prvky, jejichž oxidační stav se mění (referenční koeficienty) vydělením vyrovnávacích faktorů počtem atomů oxidačního nebo redukčního činidla ve vzorcové jednotce látky. Pokud kvocient není celé číslo, měly by být vyrovnávací faktory zvýšeny požadovaným počtem opakování.

6. Najděte a uspořádejte další koeficienty, které vyrovnají počet atomů, které nezměnily svůj oxidační stav (kromě vodíku a kyslíku); zároveň, je-li prostředí kyselé, nejprve vyrovnejte atomy kovů a poté anionty kyselin, je-li prostředí alkalické nebo neutrální, naopak.

7. Vyrovnejte počet atomů vodíku, v případě potřeby přidejte vodu na pravou nebo levou stranu rovnice.

8. Zkontrolujte, zda jsou správně zvoleny koeficienty pro kyslík.

Uvažujme jako příklad formulaci rovnice pro interakci manganistanu draselného se síranem železnatým v prostředí kyseliny sírové podle fází navrženého algoritmu:

1. KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4

2. KMn +7 O 4 + Fe +2 SO 4 + H 2 S0 4 → Mn +2 SO 4 + Fe(SO 4) 3 + K 2 SO 4

3. Fe +2 - 1e - = Fe +3 (oxidace)

Mn +7 +5e - = Mn +2 (výtěžnost)

4. Fe +2 - 1e - = Fe +3 │5 │ 10

Mn +7 + 5e - = Mn +2 │1 │2

5. Referenční koeficienty: s KMn04 - 2:1=2, s FeSO4 - 10:1=10, s MnS04 - 2:1=2, s Fe2(SO4)3 - 10:2=5.

2KMnO 4 + 10FeSO 4 + H 2SO 4 → 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4

6. Prostředí je kyselé, proto nejprve vyrovnáme atomy draslíku, poté síranové ionty.

2KMnO 4 + 10FeSO 4 + 5H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4

7. Protože levá strana rovnice obsahuje 10 atomů vodíku, přidáme na pravou stranu 5 molekul vody:

2KMnO 4 + 10FeSO 4 + 5H 2SO 4 = 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2SO 4 + 5H 2O

8. Počet atomů kyslíku (bez kyslíku obsaženého v síranových iontech) v pravé a levé části rovnice je 8. Koeficienty jsou zvoleny správně.

Při výskytu OVR mohou nastat případy, kdy se oxidační činidlo nebo redukční činidlo částečně spotřebuje na vazbu produktů oxidace nebo redukce, aniž by se změnil oxidační stav odpovídajícího prvku. V tomto případě je koeficient pro látku s dvojí funkcí roven součtu referenčního a přídavného koeficientu a je do rovnice zaveden po nalezení přídavného koeficientu. Reakce mezi zinkem a velmi zředěnou kyselinou dusičnou tedy probíhá podle rovnice

4Zn + 10HNO3 \u003d 4Zn (NO 3) 2 + NH4NO3 + 3H20

Zn 0 - 2e - = Zn +2 │4

N+5 + 8e- = N-3 │1

Jak vyplývá z redoxních schémat, oxidace čtyř atomů zinku vyžaduje jednu molekulu kyseliny dusičné (referenční faktor pro HNO 3 je 1); tvorba čtyř molekul dusičnanu zinečnatého a jedné molekuly dusičnanu amonného však vyžaduje devět dalších molekul HNO 3, které reagují beze změny oxidačního stavu dusíku (přídavný koeficient pro HNO 3 - 9). V souladu s tím bude koeficient pro kyselinu dusičnou v reakční rovnici roven 10 a do pravé strany rovnice by měly být vloženy 3 molekuly vody.

Pokud některá z látek plní současně funkci oxidačního i redukčního činidla (disproporcionační reakce) nebo je produktem oxidace i redukce (kontradisproporcionační reakce), pak je koeficient pro tuto látku roven součtu referenční koeficienty pro oxidační činidlo a redukční činidlo. Například v reakční rovnici pro disproporcionaci síry v alkalickém prostředí je koeficient pro síru tři.

3S 0 + 6NaOH \u003d Na2S +403 + Na2S-2 + 3H20

S - 4e - = S +4 │1

S + 2e- = S-2 │2

Někdy je v průběhu OVR pozorována změna oxidačního stavu více než dvou prvků; v tomto případě lze koeficienty rovnice jednoznačně určit, pokud jsou všechna oxidační činidla nebo všechna redukční činidla součástí jedné molekuly. V tomto případě se výpočet darovaných nebo připojených elektronů racionálně provádí pro jednotku vzorce látky obsahující tato oxidační nebo redukční činidla. Jako příklad uvažujme interakci sulfidu arsenitého s kyselinou dusičnou podle stupňů výše uvedeného algoritmu.

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

2. AsS+ HN +5 O 3 → H 3 As +5 O 4 + H 2 S +6 O 4 + N +2 O

Reakce se účastní dvě redukční činidla (As +3 a S -2) a jedno oxidační činidlo (N +5).

3. N +5 + 3e - = N +2 │28

Jako 2 S 3 - 28e - \u003d 2As +5 + 3S +6 │ 3

4. Nejmenší společný násobek - 84, vyrovnávací faktory - 28 a 3.

5. 3As 2 S 3 + 28HNO 3 → 6H 3 AsO 4 + 9H 2SO 4 + 28NO

6. Neexistují žádné dodatečné koeficienty.

7. Molekuly vody je třeba zadat na levou stranu rovnice:

3As 2 S 3 + 28HNO 3 + 4H 2O \u003d 6H 3 AsO 4 + 9H 2SO 4 + 28NO

8. Počet atomů kyslíku na levé i pravé straně rovnice je 88. Koeficienty jsou zvoleny správně.

Pokud jsou v OVR zahrnuty organické látky, pak se pro ně oxidační stavy neurčují, protože v tomto případě může mít každý atom svou vlastní hodnotu oxidačního stavu, a často ne celé číslo. Při sestavování redoxních schémat pro takové reakce je třeba dodržovat následující pravidla:

1. přidání atomu kyslíku je totožné se ztrátou dvou elektronů molekulou;

2. ztráta atomu kyslíku je totožná s přidáním dvou elektronů;

3. adice atomu vodíku je totožná s adicí jednoho elektronu;

4. Ztráta atomu vodíku je totožná se ztrátou jednoho elektronu.

Níže je jako příklad uvedena reakční rovnice pro oxidaci ethylalkoholu dichromanem draselným:

3C 2 H 5 OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO 4 \u003d 3CH 3 COOH + 2Cr 2 (SO 4) 3 + 2K 2 SO 4 + 11H 2O

C 2H 5OH + [O] - 2 [H] - 4e - \u003d 3CH 3 COOH │3

Cr +6 + 3e - = Cr +3 │4

Přeměna ethylalkoholu na kyselinu octovou vyžaduje přidání atomu kyslíku a ztrátu dvou atomů vodíku, což odpovídá ztrátě čtyř elektronů.

Metoda elektronové rovnováhy je univerzální metoda použitelná pro jakýkoli OVR vyskytující se v plynné fázi, kondenzovaných systémech a roztocích. Nevýhodou metody je, že tato technika je formální a pracuje s částicemi, které ve skutečnosti neexistují (Mn +7, N +5 atd.).