Metoda de lecție a soluției de echilibru electronic a exercițiilor de antrenament. Întocmirea ecuaţiilor reacţiilor redox prin metoda balanţei electronice. Aplicarea metodei echilibrului electronic pas cu pas. Exemplu „a”

8. Clasificarea reacțiilor chimice. OVR. Electroliză

8.3. Reacții redox: Dispoziții generale

reacții redox(OVR) se numesc reacții care apar cu o modificare a stării de oxidare a atomilor elementelor. Ca urmare a acestor reacții, unii atomi donează electroni, în timp ce alții îi acceptă.

Un agent reducător este un atom, ion, moleculă sau FE care donează electroni, un agent oxidant este un atom, ion, moleculă sau FE care acceptă electroni:

Procesul de eliberare de electroni se numește oxidare, iar procesul de acceptare - restaurare. În OVR, trebuie să existe un agent reducător și un agent oxidant. Nu există proces de oxidare fără un proces de reducere și nu există proces de reducere fără un proces de oxidare.

Agentul reducător donează electroni și este oxidat, în timp ce agentul oxidant acceptă electroni și este redus.

Procesul de reducere este însoțit de o scădere a gradului de oxidare a atomilor, iar procesul de oxidare este însoțit de o creștere a gradului de oxidare a atomilor de elemente. Este convenabil să ilustrați cele de mai sus cu o diagramă (CO - stare de oxidare):

Exemple specifice de procese de oxidare și reducere (scheme de echilibrare a electronilor) sunt date în tabel. 8.1.

Tabelul 8.1

Exemple de scheme de echilibrare electronică

Schema echilibrului electronic	Caracteristica procesului
Procesul de oxidare
	Atomul de calciu donează electroni, crește gradul de oxidare, este un agent reducător
	Ionul Cr +2 donează electroni, crește gradul de oxidare, este un agent reducător
	Molecula de clor donează electroni, atomii de clor cresc starea de oxidare de la 0 la +1, clorul este un agent reducător
Proces de recuperare
	Atomul de carbon acceptă electroni, scade starea de oxidare, este un agent oxidant
	Molecula de oxigen acceptă electroni, atomii de oxigen își scad starea de oxidare de la 0 la -2, molecula de oxigen este un agent de oxidare
	Ionul acceptă electroni, scade starea de oxidare, este un agent oxidant

Cei mai importanți agenți reducători: substante simple metale; hidrogen; carbon sub formă de cocs; monoxid de carbon (II); compuși care conțin atomi în cea mai scăzută stare de oxidare (hidruri metalice, sulfuri, ioduri, amoniac); cel mai puternic agent reducător electricitate pe catod.

Cei mai importanți oxidanți: substante simple - halogeni, oxigen, ozon; acid sulfuric concentrat; Acid azotic; un număr de săruri (KCl03, KMn04, K2Cr2O7); peroxid de hidrogen H2O2; cel mai puternic agent oxidant este un curent electric la anod.

Pe parcursul perioadei, proprietățile oxidante ale atomilor și substanțelor simple sunt îmbunătățite: fluor - cel mai puternic agent oxidant dintre toate substanțele simple. În fiecare perioadă, halogenii formează substanțe simple cu cele mai pronunțate proprietăți oxidante.

În grupele A, de sus în jos, proprietățile oxidante ale atomilor și substanțelor simple slăbesc, în timp ce proprietățile reducătoare cresc.

Pentru atomii de același tip, proprietățile reducătoare cresc odată cu creșterea razei lor; de exemplu, proprietățile reducătoare ale anionului
I - sunt mai pronunțate decât anionul Cl - .

Pentru metale, proprietățile redox ale substanțelor simple și ale ionilor într-o soluție apoasă sunt determinate de poziția metalului în seria electrochimică: de la stânga la dreapta (sus în jos), proprietățile reducătoare ale metalelor simple slăbesc: cel mai puternic agent reducător- litiu.

Pentru ionii metalici într-o soluție apoasă, de la stânga la dreapta pe același rând, respectiv, proprietățile de oxidare sunt îmbunătățite: cel mai puternic agent oxidant- Au 3 + ioni.

Pentru a aranja coeficienții în OVR, puteți utiliza o metodă bazată pe maparea proceselor de oxidare și reducere. Această metodă se numește metoda echilibrului electronic.

Esența metodei echilibrului electronic este următoarea.

1. Întocmește o schemă de reacție și determină elementele care au modificat starea de oxidare.

2. Alcătuiți ecuații electronice pentru semireacții de reducere și oxidare.

3. Deoarece numărul de electroni donați de agentul reducător trebuie să fie egal cu numărul de electroni acceptați de agentul de oxidare, se găsesc factori suplimentari folosind metoda celui mai mic multiplu comun (LCM).

4. Multiplicatorii suplimentari sunt introduși înainte de formulele substanțelor corespunzătoare (coeficientul 1 este omis).

5. Echivalați numărul de atomi ale acelor elemente care nu au modificat gradul de oxidare (întâi - hidrogen în apă, apoi - numărul de atomi de oxigen).

Un exemplu de compilare a unei ecuații pentru o reacție redox

metoda echilibrului electronic.

Constatăm că atomii de carbon și sulf și-au schimbat starea de oxidare. Compunem ecuațiile semireacțiilor de reducere și oxidare:

În acest caz, LCM este 4, iar factorii suplimentari sunt 1 (pentru carbon) și 2 (pentru acid sulfuric).

Am pus factorii suplimentari găsiți în părțile din stânga și din dreapta ale schemei de reacție în fața formulelor de substanțe care conțin carbon și sulf:

C + 2H2SO4 → CO2 + 2SO2 + H2O

Egalăm numărul de atomi de hidrogen punând un factor de 2 în fața formulei apei și ne asigurăm că numărul de atomi de oxigen din ambele părți ale ecuației este același. Prin urmare, ecuația OVR

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

Se pune întrebarea: în ce parte a schemei OVR ar trebui plasați factorii suplimentari găsiți - în stânga sau în dreapta?

Pentru reacții simple, acest lucru nu contează. Cu toate acestea, trebuie avut în vedere: dacă sunt definiți factori suplimentari în partea stângă a ecuației, atunci coeficienții sunt plasați înaintea formulelor substanțelor din partea stângă; dacă calculele au fost efectuate pentru partea dreaptă, atunci coeficienții sunt puși în partea dreaptă a ecuației. De exemplu:

În funcție de numărul de atomi de Al din partea stângă:

În funcție de numărul de atomi de Al din partea dreaptă:

În cazul general, dacă substanțele unei structuri moleculare participă la reacție (O 2, Cl 2, Br 2, I 2, N 2), atunci atunci când se selectează coeficienții, aceștia pornesc exact de la numărul de atomi din moleculă:

Dacă N2O se formează într-o reacție care implică HNO3, atunci este, de asemenea, mai bine să scrieți schema de echilibru electronic pentru azot bazată pe doi atomi de azot. .

În unele reacții redox, una dintre substanțe poate îndeplini atât funcția de agent oxidant (agent reducător), cât și de formator de sare (adică, participa la formarea sării).

Astfel de reacții sunt tipice, în special, pentru interacțiunea metalelor cu acizi oxidanți (HNO 3 , H 2 SO 4 (conc)), precum și săruri oxidante (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , KClO 3 , Ca ( OCl) 2) cu acid clorhidric (datorită anionilor Cl - acidul clorhidric are proprietăți reducătoare) și alți acizi, al căror anion este un agent reducător.

Să facem o ecuație pentru reacția cuprului cu acidul azotic diluat:

Vedem că o parte din moleculele de acid azotic este cheltuită pentru oxidarea cuprului, în timp ce este redusă la oxid azotic (II), iar o parte este folosită pentru a lega ionii de Cu 2+ formați la sarea Cu (NO 3) 2 (în compoziția sării, gradul de oxidare al atomului de azot este același, ca și în acid, adică nu se modifică). În astfel de reacții, un factor suplimentar pentru elementul de oxidare este întotdeauna plasat în partea dreaptă înaintea formulei produsului de reducere, în acest caz, înaintea formulei NO, și nu HNO3 sau Cu(NO3)2.

Înainte de formula HNO 3 punem un coeficient de 8 (două molecule de HNO 3 sunt cheltuite pentru oxidarea cuprului și șase pentru legarea a trei ioni de Cu 2+ într-o sare), egalăm numărul de atomi de H și O și obținem

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

În alte cazuri, un acid, cum ar fi acidul clorhidric, poate fi simultan atât un agent reducător, cât și să participe la formarea unei sări:

Exemplul 8.5. Calculați ce masă de HNO3 este cheltuită pentru formarea sării, atunci când este în reacție, a cărei ecuație

zincul intră cu o masă de 1,4 g.

Soluţie. Din ecuația reacției, vedem că din 8 moli de acid azotic, doar 2 moli au trecut la oxidarea a 3 moli de zinc (există un factor de 2 în fața formulei pentru produsul de reducere a acidului, NO). Formarea sării a consumat 6 moli de acid, care este ușor de determinat prin înmulțirea coeficientului 3 din fața formulei de sare Zn(HNO3)2 cu numărul de reziduuri acide dintr-o unitate de formulă a sării, adică. pe 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)

Răspuns: 2,71 g.

În unele OVR, starea de oxidare este schimbată de atomii nu a două, ci a trei elemente.

Exemplul 8.6. Aranjați coeficienții în curgerea OVR după schema FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 folosind metoda echilibrului electronic.

Soluţie. Vedem că starea de oxidare este modificată de atomii a trei elemente: Fe, S și O. În astfel de cazuri, se însumează numărul de electroni donați de atomii diferitelor elemente:

După plasarea coeficienților stoichiometrici, obținem:

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

Luați în considerare exemple de rezolvare a altor tipuri de sarcini de examinare pe această temă.

Exemplul 8.7. Indicați numărul de electroni care trec de la agentul reducător la agentul oxidant în timpul descompunerii complete a azotatului de cupru(II), cu o masă de 28,2 g.

Soluţie. Notăm ecuația de reacție pentru descompunerea sării și schema balanței electronice a OVR; M = 188 g/mol.

Vedem că în timpul descompunerii a 4 moli de sare se formează 2 mol O 2. În același timp, 4 moli de electroni trec de la atomii agentului reducător (în acest caz, aceștia sunt ioni) la agentul de oxidare (adică la ioni): . Deoarece cantitatea chimică de sare este n = 28,2/188 = = 0,15 (mol), avem:

2 moli de sare - 4 moli de electroni

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 (electroni).

Răspuns: 1,806 ⋅ 10 23 .

Exemplul 8.8. În timpul interacțiunii acidului sulfuric cu o cantitate chimică de 0,02 mol cu ​​magneziu, atomii de sulf au adăugat 7,224 ⋅ 10 22 electroni. Găsiți formula pentru produsul de recuperare a acidului.

Soluţie. În cazul general, schemele pentru procesele de reducere a atomilor de sulf în compoziția acidului sulfuric pot fi următoarele:

acestea. 1 mol de atomi de sulf poate accepta 2, 6 sau 8 moli de electroni. Având în vedere că 1 mol de acid conține 1 mol de atomi de sulf, adică. n (H 2 SO 4) = n (S), avem:

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

Calculăm numărul de electroni acceptați de 1 mol de acid:

0,02 moli de acid acceptă 0,12 moli de electroni

1 mol - x

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

Acest rezultat corespunde procesului de reducere a acidului sulfuric la sulf:

Răspuns: sulf.

Exemplul 8.9. În reacția carbonului cu acidul azotic concentrat, se formează apă și doi oxizi care formează sare. Aflați masa de carbon care a reacționat dacă atomii agentului de oxidare au luat 0,2 moli de electroni în acest proces.

Soluţie. Interacțiunea substanțelor se desfășoară conform schemei de reacție

Compunem ecuațiile pentru semireacțiile de oxidare și reducere:

Din schemele balanței electronice, vedem că dacă atomii agentului de oxidare () acceptă 4 moli de electroni, atunci în reacție intră 1 mol (12 g) de carbon. Compuneți și rezolvați proporția:

4 moli de electroni - 12 g de carbon

0,2 - x

x = 0,2 ⋅ 12 4 = 0,6 (d).

Răspuns: 0,6 g.

Clasificarea reacțiilor redox

Există reacții redox intermoleculare și intramoleculare.

Când OVR intermolecular atomii agentului de oxidare și ai agentului reducător fac parte din diferite substanțe și sunt atomi de diferite elemente chimice.

Când OVR intramolecular Atomii oxidanți și reducători sunt în aceeași substanță. Reacţiile intramoleculare sunt disproporționare, în care agentul oxidant și agentul reducător sunt atomi ai aceluiași element chimic din compoziția aceleiași substanțe. Astfel de reacții sunt posibile pentru substanțele care conțin atomi cu o stare intermediară de oxidare.

Exemplul 8.10. Specificați schema de disproporționare OVR:

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

2) Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2

3) KI + Cl 2 → KCl + I 2

4) CI2 + KOH → KCl + KClO + H2O

Soluție. Reacțiile 1)–3) sunt OVR intermoleculare:

Reacția de disproporționare este reacția 4), deoarece conține un atom de clor și un agent oxidant și un agent reducător:

Răspuns: 4).

Este posibil să se evalueze calitativ proprietățile redox ale substanțelor pe baza analizei stărilor de oxidare ale atomilor din compoziția substanței:

1) dacă atomul responsabil pentru proprietățile redox se află în cel mai înalt grad de oxidare, atunci acest atom nu mai poate dona electroni, ci doar îi poate accepta. Prin urmare, în OVR, această substanță va prezenta numai proprietăți oxidante. Exemple de astfel de substanțe (în formule este indicată starea de oxidare a atomului responsabil pentru proprietățile redox):

2) dacă atomul responsabil pentru proprietățile redox este în cea mai scăzută stare de oxidare, atunci această substanță din OVR va arăta numai proprietăți de restaurare(Un atom dat nu mai poate accepta electroni, ci doar îi poate da departe). Exemple de astfel de substanțe:,. Prin urmare, toți anionii halogen prezintă numai proprietăți reducătoare în OVR (cu excepția lui F -, pentru oxidarea căruia se folosește un curent electric la anod), ionul sulfură S 2-, atomul de azot din molecula de amoniac, ionul hidrură H. -. Metalele (Na, K, Fe) au numai proprietăți reducătoare;

3) dacă un atom al unui element se află într-o stare de oxidare intermediară (starea de oxidare este mai mare decât minimul, dar mai mică decât maximul), atunci substanța corespunzătoare (ionul) va prezenta, în funcție de condiții, dubla oxidare-proprietăți de restaurare: agenţii oxidanţi mai puternici vor oxida aceste substanţe (ioni), iar agenţii reducători mai puternici le vor reduce. Exemple de astfel de substanțe: sulf, deoarece cel mai înalt grad oxidarea atomului de sulf +6, iar cel mai mic -2, oxid de sulf (IV), oxid nitric (III) (cea mai mare stare de oxidare a atomului de azot este +5, iar cea mai scăzută este -3), peroxid de hidrogen ( cea mai mare stare de oxidare a atomului de oxigen este +2, iar cea mai scăzută -2). Proprietăți duble redox sunt prezentate de ionii metalici într-o stare intermediară de oxidare: Fe 2+, Mn +4, Cr +3 etc.

Exemplul 8.11. O reacție redox nu poate avea loc, a cărei schemă este:

1) CI2 + KOH → KCl + KClO3 + H2O

2) S + NaOH → Na2S + Na2SO3 + H2O

3) KClO → KClO 3 + KClO 4

4) KBr + Cl2 → KCl + Br

Soluţie. Reacția, a cărei schemă este indicată la numărul 3), nu poate continua, deoarece conține un agent reducător, dar nu un agent oxidant:

Răspuns: 3).

Pentru unele substanțe, dualitatea redox se datorează prezenței în compoziția lor a diferiților atomi atât în ​​starea cea mai joasă, cât și în cea mai mare de oxidare; de exemplu, acidul clorhidric (HCl) datorat atomului de hidrogen (starea cea mai înaltă de oxidare, egală cu +1) este un agent de oxidare, iar datorită anionului Cl - - un agent reducător (starea cea mai scăzută de oxidare).

OVR este imposibilă între substanțele care prezintă doar proprietăți oxidante (HNO3 și H2SO4, KMnO4 și K2CrO7) sau doar reducătoare (HCl și HBr, HI și H2S)

OVR sunt extrem de frecvente în natură (metabolism în organismele vii, fotosinteză, respirație, descompunere, ardere), sunt utilizate pe scară largă de către oameni în diverse scopuri (obținerea metalelor din minereuri, acizi, alcalii, amoniac și halogeni, crearea de surse de curent chimic, obținerea de căldură). și energie în timpul arderii diferitelor substanțe). Rețineți că OVR ne complică adesea viața (alterarea alimentelor, fructelor și legumelor, coroziunea metalelor - toate acestea sunt asociate cu apariția diferitelor procese redox).

Metoda electronică ionică (metoda semireacției)

La compilarea ecuațiilor OVR care curg în soluţii apoase, este de preferat să se selecteze coeficienții folosind metoda semireacției.

Procedura de selectare a coeficienților folosind metoda semireacției:

1. Notați schema de reacție în forme moleculare și ionico-moleculare și determinați ionii și moleculele care modifică starea de oxidare.

2. Determinați mediul în care se desfășoară reacția (H + - acid; OH - alcalin; H 2 O - neutru)

3. Alcătuiți o ecuație ion-moleculară pentru fiecare semireacție și egalizați numărul de atomi ale tuturor elementelor.

1. Numărul de atomi de oxigen este egalizat folosind molecule de apă sau ioni OH.
2. Dacă ionul sau molecula originală conține mai mulți atomi de oxigen decât produsul de reacție, atunci

• un exces de atomi de oxigen într-un mediu acid se leagă cu ioni de H + în moleculele de apă
• în mediu neutru și alcalin atomii de oxigen în exces sunt legați de moleculele de apă în grupe OH -
  

1. Dacă ionul sau molecula originală conține mai puțini atomi de oxigen decât produsul de reacție, atunci

· lipsa atomilor de oxigen din solutiile acide si neutre este compensata de moleculele de apa

· în soluţii alcaline - datorită ionilor OH -.

4. Alcătuiți ecuații electron-ion ale semireacțiilor.

Pentru a face acest lucru, electronii sunt adăugați (sau scădeți) în partea stângă a fiecărei semireacții în așa fel încât sarcina totală din partea stângă și dreaptă a ecuațiilor să devină aceeași. Înmulțim ecuațiile rezultate cu cei mai mici factori, pentru echilibrul electronilor.

5. Rezumați ecuațiile electron-ion rezultate. Anulați termenii similari și obțineți ecuația OVR ion-moleculară

6. După ecuaţia ion-moleculară obţinută se realizează o ecuaţie moleculară.

Exemplu :

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 O

ASA DE 3 2- → ASA DE 4 2-

MNO 4 - → Mn 2+

2 . Mediu acid - H +

3 .

MnO4 - + 8 H + → Mn2+ + 4 H2O

SO32- + H2O → SO42- + 2H+

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 .

2MnO 4 - + 16 H + + 10ē →2Mn 2+ + 8 H 2 O

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

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

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

Aducere aminte!

Restauratori
Denumirea agentului reducător (agent oxidant)	Ecuație electronică	Ecuația ion-electronică	Produs de oxidare ( recuperare)
Ion de crom (III). ) într-un mediu alcalin	Cr +3 - 3ē = Cr +6	Cr 3+ + 8OH - - 3ē \u003d CrO 4 2- + 4H 2 O	CrO 4 2-
Ion de crom (III) în mediu acid	Cr +3 - 3ē = Cr +6	2Cr 3+ + 7H 2 O - 6ē \u003d Cr 2 O 7 2- + 14 H +	Cr 2 O 7 2-
sulfat de hidrogen	S -2 - 2ē \u003d S 0	H 2 S - 2ē \u003d S + 2H +
ion sulfit	S +4 - 2ē = S +6	SO 3 2- + H 2 O - 2ē \u003d SO 4 2- + 2 H +	SO 4 2-
Oxidanți
Ioni de permanganat într-un mediu acid	Mn +7 + 5ē = Mn +2	MnO 4 - + 8H + + 5ē \u003d Mn 2+ + 4H 2 O	Mn2+
Ioni de permanganat într-un mediu neutru	Mn +7 + 3ē = Mn +4	MnO 4 - + 2H 2 O + 3ē \u003d MnO 2 + 4OH -	MnO2
Ioni de permanganat într-un mediu alcalin	Mn +7 + ē = Mn +6	MnO 4 - + ē \u003d MnO 4 2-	MnO 4 2-
ion dicromat	2Cr +6 + 6ē = 2Cr +3	Cr 2 O 7 2- + 14H + + 6ē \u003d 2Cr 3+ + 7H 2 O	Cr+3
Peroxid de hidrogen în mediu acid	2O - + 2ē \u003d 2O -2	H 2 O 2 + 2H + + 2ē \u003d 2H 2 O	H2O
Peroxid de hidrogen în medii neutre și alcaline	2O - + 2ē \u003d 2O -2	H 2 O 2 + 2ē \u003d 2 OH -	Oh-

Specificul multor OVR-uri este că, la compilarea ecuațiilor lor, selecția coeficienților provoacă dificultăți. Pentru a facilita selecția coeficienților, este cel mai des utilizat metoda echilibrului electronic și metoda ion-electronică (metoda semireacției). Luați în considerare aplicarea fiecăreia dintre aceste metode cu exemple.

Metoda echilibrului electronic

Se bazeaza pe următoarea regulă: numărul total de electroni donați de atomii reducători trebuie să se potrivească cu numărul total de electroni primiți de atomii oxidanți.

Ca exemplu de compilare a unui OVR, luați în considerare procesul de interacțiune a sulfitului de sodiu cu permanganatul de potasiu într-un mediu acid.

1. Mai întâi trebuie să elaborați o schemă de reacție: notează substanțele la începutul și sfârșitul reacției, având în vedere că în mediu acid MnO 4 - se reduce la Mn 2+ ():

1. În continuare, determinăm care dintre compuși sunt; găsiți starea lor de oxidare la începutul și sfârșitul reacției:

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

Din diagrama de mai sus, este clar că în timpul reacției, starea de oxidare a sulfului crește de la +4 la +6, deci S +4 donează 2 electroni și este agent de reducere. Starea de oxidare a manganului a scăzut de la +7 la +2, adică. Mn +7 acceptă 5 electroni și este agent oxidant.

1. Compunem ecuații electronice și găsim coeficienții pentru agentul oxidant și agentul reducător.

S +4 - 2e - \u003d S +6 ¦ 5

Mn +7 +5e - = Mn +2 ¦ 2

Pentru ca numărul de electroni donați de agentul reducător să fie egal cu numărul de electroni acceptați de agentul reducător, este necesar:

• Puneți numărul de electroni donați de agentul reducător ca factor în fața agentului de oxidare.
• Puneți numărul de electroni acceptați de agentul de oxidare ca factor în fața agentului reducător.

Astfel, 5 electroni primiți de agentul de oxidare Mn +7, punem coeficientul în fața agentului reducător și 2 electroni cedați de agentul de reducere S +4 ca coeficient în fața agentului de oxidare:

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. Apoi, trebuie să egalizați numărul de atomi ai elementelor care nu schimbă starea de oxidare,în următoarea succesiune: numărul de atomi de metal, resturile acide, numărul de molecule ale mediului (acid sau alcalin). În cele din urmă, se numără numărul de molecule de apă formate.

Deci, în cazul nostru, numărul de atomi de metal din părțile din dreapta și din stânga este același.

După numărul de reziduuri acide din partea dreaptă a ecuației, găsim coeficientul pentru acid.

În urma reacției, se formează 8 resturi de acid SO 4 2-, dintre care 5 se datorează transformării 5SO 3 2- → 5SO 4 2-, iar 3 se datorează moleculelor de acid sulfuric 8SO 4 2- - 5SO 4 2- \u003d 3SO 4 2 - .

Astfel, acidul sulfuric trebuie să ia 3 molecule:

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

1. În mod similar, găsim coeficientul pentru apă prin numărul de ioni de hidrogen, într-o anumită cantitate de acid

6H + + 3O-2 = 3H2O

Forma finală a ecuației este următoarea:

Un semn că coeficienții sunt plasați corect este un număr egal de atomi ai fiecăruia dintre elementele din ambele părți ale ecuației.

Metoda electronică ionică (metoda semireacției)

Reacțiile de oxidare-reducere, precum și reacțiile de schimb, în ​​soluțiile de electroliți au loc cu participarea ionilor. De aceea, ecuațiile ionico-moleculare ale OVR reflectă mai clar esența reacțiilor redox. Când se scriu ecuații ion-moleculare, electroliții puternici se scriu ca , iar electroliții slabi, precipitații și gazele sunt scrise ca molecule (în formă nedisociată). În schema ionică indicați particulele care suferă o modificare a acestora stări de oxidare, precum și caracterizarea mediului, particule: H + - mediu acid,OH — — mediu alcalinși H2O - mediu neutru.

Luați în considerare un exemplu de compilare a unei ecuații de reacție între sulfit de sodiu și permanganat de potasiu în mediu acid.

1. Mai întâi trebuie să elaborezi o schemă de reacție: notează substanțele la începutul și la sfârșitul reacției:

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

1. Scriem ecuația în formă ionică, reducând acei ioni care nu participă la procesul redox:

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

1. În continuare, definim agentul de oxidare și agentul reducător și compunem semireacțiile proceselor de reducere și oxidare.

În reacția de mai sus agent oxidant - MnO 4- acceptă 5 electroni recuperându-se în mediu acid la Mn 2+. În acest caz, se eliberează oxigen, care face parte din MnO 4 -, care, combinându-se cu H +, formează apă:

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

Agent reducător SO 3 2-- oxidat la SO 4 2-, dând 2 electroni. După cum puteți vedea, ionul SO 4 2- rezultat conține mai mult oxigen decât SO 3 2- original. Lipsa de oxigen este completată de moleculele de apă și, ca urmare, 2H + este eliberat:

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

1. Găsim coeficientul pentru agentul oxidant și agentul reducător, având în vedere că agentul de oxidare adaugă atât de mulți electroni cât renunță agentul reducător în procesul de oxidare-reducere:

MnO 4 - + 8H + + 5e - \u003d Mn 2+ + 4H 2 O ¦2 agent oxidant, proces de reducere

SO 3 2- + H 2 O - 2e - \u003d SO 4 2- + 2H + ¦5 agent reducător, proces de oxidare

1. Apoi este necesar să se însumeze ambele semireacții, înmulțind preliminar cu coeficienții aflați, obținem:

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

Reducând termeni similari, găsim ecuația ionică:

2MnO 4 - + 5SO 3 2- + 6H + = 2Mn 2+ + 5SO 4 2- + 3H 2 O

1. Să scriem ecuația moleculară, care are următoarea formă:

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

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

LA formă ionică ecuația devine:

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

De asemenea, ca în exemplul anterior, agentul de oxidare este Mn04-, iar agentul de reducere este SO32-.

Într-un mediu neutru și ușor alcalin, MnO 4 - acceptă 3 electroni și se reduce la MnO 2. SO 3 2- - este oxidat la SO 4 2-, dând 2 electroni.

Reacții pe jumătate au urmatoarea forma:

MnO 4 - + 2H 2 O + 3e - \u003d MnO 2 + 4OH - ¦2 agent de oxidare, proces de reducere

SO 3 2- + 2OH - - 2e - \u003d SO 4 2- + H 2 O ¦3 agent reducător, proces de oxidare

Scriem ecuațiile ionice și moleculare, ținând cont de coeficienții agentului de oxidare și agentului reducător:

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

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

Și încă un exemplu - elaborarea unei ecuații pentru reacția dintre sulfit de sodiu și permanganat de potasiu în mediu alcalin.

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

LA formă ionică ecuația devine:

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

Într-un mediu alcalin agent oxidant MnO 4 - acceptă 1 electron şi se reduce la MnO 4 2-. Reductorul SO 3 2- - este oxidat la SO 4 2-, dând 2 electroni.

Reacții pe jumătate au urmatoarea forma:

MnO 4 - + e - \u003d MnO 2 ¦2 agent oxidant, proces de reducere

SO 3 2- + 2OH - - 2e - \u003d SO 4 2- + H 2 O ¦1 agent reducător, proces de oxidare

Să notăm ecuațiile ionice și moleculare, luând în considerare coeficienții pentru agentul oxidant și agentul reducător:

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

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

Trebuie remarcat faptul că nu întotdeauna în prezența unui agent oxidant și a unui agent reducător, poate apărea OVR spontană. Prin urmare, pentru caracteristici cantitative puterea agentului de oxidare și a agentului reducător și pentru a determina direcția reacției, utilizați valorile potențialelor redox.

Categorii,

Restauratori	Oxidanți
metale, hidrogen, cărbune	halogeni
monoxid de carbon (II) CO	oxid de mangan (VII) - Mn 2 O 7
hidrogen sulfurat H2S	oxid de mangan (IV) - MnO 2
sulfură de sodiu Na2S	permanganat de potasiu - KMnO4
oxid de sulf (IV) - SO2	manganat de potasiu - K 2 MnO 4
acid sulfuros - H 2 SO 3 şi sărurile sale	oxid de crom (VI) - CrO 3
tiosulfat de sodiu - Na 2 S 2 O 3	cromat de potasiu - K 2 CrO 4
acid iodhidric - HI	dicromat de potasiu - K 2 Cr 2 O 7
acid bromhidric - HBr acid clorhidric - HCl clorură de staniu (II) - SnCl 2 sulfat de fier (II) - FeSO4 sulfat de mangan (II) - MnSO4 sulfat de crom (III) - Cr2(SO4)3 acid azot - HNO2 amoniac NH3 hidrazină N2H4 oxid nitric (II) NR acid fosforic - H3PO3 acid ortoarsenos - H 3 AsO 3 hexacianoferat de potasiu (II) - K 4	acid azotic - HNO3 oxigen - O2 ozon - O 3 peroxid de hidrogen - H 2 O 2 acid sulfuric - H 2 SO 4 (conc.) acid selenic - H2SeO4 oxid de cupru (II) - CuO oxid de argint (I) - Ag2O oxid de plumb(IV) - PbO2 ioni de metale nobile (Ag+, Au 3+ etc.) bismutat de sodiu - NaBiO3 persulfat de amoniu - (NH 4 ) 2 S 2 O 8 hexacianoferat de potasiu (III) -K 3 clorură de fier (III) - FeCl 3 hipocloriti, clorati, perclorati acva regia amestec de acizi azotic și fluorhidric concentrați

9.3. Influența mediului asupra reacțiilor redox

Natura mediului (acid, neutru, alcalin) afectează OVR. În medii diferite, interacțiunea acelorași substanțe poate produce produse diferite. Ne-au convins de acest lucru exemplele luate în considerare în secțiunea 9.1, unde agentul de oxidare este permanganatul - ionul MnO:

forma oxidata forma restaurată

mediu acid Mn 2+ b/c sau ușor roz

Soluție colorantă pH  7

7 mediu neutru +4

MnO pH  7 MnO 2 (precipitat maro)

mediu alcalin (MnO 4) 2- (culoare verde

pH  7 soluție)

Ionul permanganat prezintă proprietăți oxidante într-o măsură mai mare într-un mediu acid (scădere mai mare a gradului de oxidare).

De obicei, pentru a crea un mediu acid într-o soluție, acid sulfuric. Acizii azotic și clorhidric (clorhidric) sunt rar utilizați: primul este el însuși un agent oxidant, al doilea este capabil de a fi oxidat. Pentru a crea un mediu alcalin, se folosesc soluții de hidroxid de potasiu sau de sodiu.

Să luăm în considerare exemple de influență a mediului asupra cursului unei reacții care implică peroxid de hidrogen. Peroxidul de hidrogen, în funcție de mediu, este redus conform schemei:

pH acid 7

H2O2 + 2H + + 2e- = H2O

mediu neutru

mediu alcalin H 2 O 2 + 2e - \u003d 2OH -

Aici H2O2 acţionează ca un agent de oxidare. De exemplu:

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

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

1 H 2 O 2 + 2H + + 2e \u003d 2 H 2 O

2Fe 2+ + H 2 O 2 + 2H + = 2Fe 3+ + 2 H 2 O

Cu toate acestea, cu un agent oxidant foarte puternic, cum ar fi KMnO 4 , peroxidul de hidrogen interacționează ca agent reducător:

H2O2 - 2e - \u003d O2 + 2H +

De exemplu:

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

5 H 2 O 2 - 2e - \u003d O 2 + 2H +

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

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

Cromul din compușii săi are s.d stabil. (+6) și (+3). În primul caz, compușii de crom (ioni de cromat, dicromat) prezintă proprietățile agenților de oxidare, în al doilea - agenți reducători. Ionii de cromat și dicromat sunt agenți oxidanți puternici, se reduc la compuși Cr 3+:

forma oxidata forma restaurată

Întocmirea ecuațiilor reacțiilor redox

Pentru a scrie ecuația OVR este necesar, în primul rând, să știm ce substanțe se formează în urma reacției. În cazul general, această problemă este rezolvată experimental. Cu toate acestea, cunoașterea caracteristicilor chimice ale anumitor agenți oxidanți și reducători face adesea posibilă prezicerea destul de fiabilă (deși nu cu o garanție de 100%) a compoziției produselor de interacțiune.

Dacă se cunosc produșii de reacție, coeficienții stoichiometrici din ecuația de reacție pot fi găsiți prin egalizarea numărului de electroni adăugați de atomii oxidanți și pierduți prin atomii de agent reducător. Sunt utilizate două metode de selecție a coeficienților în ecuațiile OVR - metoda echilibrului electronic și metoda echilibrului ion-electron. Să luăm în considerare aceste metode.

Metoda se bazează pe principiul conservării sarcinii electrice în timpul unei reacții chimice, în urma căreia substanțele reacționează într-un asemenea raport care să asigure egalitatea numărului de electroni cedați de toți atomii agentului reducător și atașați de toți. atomi ai agentului oxidant. Pentru a selecta coeficienții, este recomandabil să utilizați următorul algoritm:

1. Notați schema OVR (substanțe inițiale și produse de reacție).

2. Determinați elementele a căror stare de oxidare se modifică în timpul reacției.

3. Realizați diagrame ale proceselor de oxidare și reducere.

4. Găsiți factorii care egalizează numărul de electroni atașați de atomii agentului oxidant și pierduți de atomii agentului reducător (factori de echilibrare). Pentru a face acest lucru, găsiți cel mai mic multiplu comun pentru electroni atașați de un atom al agentului de oxidare și eliberați de un atom al agentului reducător; factorii de echilibrare vor fi egali cu cel mai mic multiplu comun împărțit la numărul de electroni atașați (pentru un agent oxidant) și electroni donați (pentru un agent reducător).

5. Determinați și introduceți în ecuație coeficienții pentru substanțele care conțin elemente a căror stare de oxidare se modifică (coeficienți de referință) prin împărțirea factorilor de echilibrare la numărul de atomi de oxidant sau reducător din unitatea de formulă a substanței. Dacă coeficientul nu este un număr întreg, factorii de echilibrare ar trebui să fie măriți de numărul necesar de ori.

6. Găsiți și aranjați coeficienți suplimentari care egalizează numărul de atomi care nu și-au schimbat starea de oxidare (cu excepția hidrogenului și oxigenului); în același timp, dacă mediul este acid, mai întâi se egalizează atomii de metal, iar apoi anionii acizilor, dacă mediul este alcalin sau neutru, invers.

7. Egalizați numărul de atomi de hidrogen, adăugând apă în partea dreaptă sau stângă a ecuației, dacă este necesar.

8. Verificați dacă coeficienții pentru oxigen sunt selectați corect.

Luați în considerare, ca exemplu, formularea ecuației pentru interacțiunea permanganatului de potasiu cu sulfatul de fier (II) într-un mediu de acid sulfuric conform etapelor algoritmului propus:

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 (oxidare)

Mn +7 +5e - = Mn +2 (recuperare)

4. Fe +2 - 1e - = Fe +3 │5 │ 10

Mn +7 + 5e - = Mn +2 │1 │2

5. Coeficienţi de referinţă: cu KMnO 4 - 2:1=2, cu FeSO 4 - 10:1=10, cu MnSO 4 - 2:1=2, cu Fe 2 (SO 4) 3 - 10:2=5.

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

6. Mediul este acid, așa că mai întâi egalizăm atomii de potasiu, apoi ionii sulfat.

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

7. Deoarece partea stângă a ecuației conține 10 atomi de hidrogen, adăugăm 5 molecule de apă în partea dreaptă:

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

8. Numărul de atomi de oxigen (excluzând oxigenul inclus în ionii sulfat) din părțile din dreapta și din stânga ecuației este de 8. Coeficienții sunt aleși corect.

Când apare OVR, pot exista cazuri în care agentul de oxidare sau agentul de reducere este parțial cheltuit pentru legarea produselor de oxidare sau de reducere fără a schimba starea de oxidare a elementului corespunzător. În acest caz, coeficientul pentru o substanță cu funcție duală este egal cu suma coeficienților de referință și suplimentari și se introduce în ecuație după ce se găsește coeficientul suplimentar. Astfel, reacția dintre zinc și acidul azotic foarte diluat decurge conform ecuației

4Zn + 10HNO 3 \u003d 4Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Zn 0 - 2e - = Zn +2 │4

N +5 + 8e - = N -3 │1

După cum rezultă din schemele redox, oxidarea a patru atomi de zinc necesită o moleculă de acid azotic (factorul de referință pentru HNO3 este 1); cu toate acestea, formarea a patru molecule de azotat de zinc și a unei molecule de azotat de amoniu necesită încă nouă molecule de HNO 3 care reacţionează fără a modifica starea de oxidare a azotului (coeficient suplimentar pentru HNO 3 - 9). În consecință, coeficientul pentru acidul azotic din ecuația de reacție va fi egal cu 10 și 3 molecule de apă trebuie introduse în partea dreaptă a ecuației.

Dacă una dintre substanțe îndeplinește simultan funcția atât de agent oxidant, cât și de agent reducător (reacții de disproporționare) sau este un produs atât de oxidare, cât și de reducere (reacții de contradisproporționare), atunci coeficientul pentru această substanță este egal cu suma dintre coeficienții de referință pentru agentul oxidant și agentul reducător. De exemplu, în ecuația de reacție pentru disproporționarea sulfului într-un mediu alcalin, coeficientul pentru sulf este trei.

3S 0 + 6NaOH \u003d Na 2 S +4 O 3 + Na 2 S -2 + 3H 2 O

S - 4e - = S +4 │1

S + 2e - = S -2 │2

Uneori, în timpul OVR, se observă o modificare a stării de oxidare a mai mult de două elemente; în acest caz, coeficienții ecuației pot fi determinați în mod unic dacă toți agenții de oxidare sau toți agenții reducători fac parte dintr-o moleculă. În acest caz, calculul electronilor donați sau atașați este efectuat în mod rațional pentru unitatea de formulă a unei substanțe care conține acești agenți oxidanți sau reducători. Ca exemplu, luați în considerare interacțiunea sulfurei de arsenic (III) cu acidul azotic conform etapelor algoritmului de mai sus.

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

Reacția implică doi agenți reducători (As +3 și S -2) și un agent oxidant (N +5).

3. N +5 + 3e - = N +2 │28

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

4. Cel mai mic multiplu comun - 84, factori de echilibrare - 28 și 3.

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

6. Nu există coeficienți suplimentari.

7. Moleculele de apă trebuie introduse în partea stângă a ecuației:

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

8. Numărul de atomi de oxigen din ambele părți din stânga și din dreapta ecuației este 88. Coeficienții sunt aleși corect.

Dacă în OVR sunt implicate substanțe organice, atunci stările de oxidare nu sunt determinate pentru ele, deoarece în acest caz fiecare atom poate avea propria sa valoare a stării de oxidare și adesea nu este întreg. Atunci când se elaborează scheme redox pentru astfel de reacții, trebuie respectate următoarele reguli:

1. adăugarea unui atom de oxigen este identică cu pierderea a doi electroni de către o moleculă;

2. pierderea unui atom de oxigen este identică cu adăugarea a doi electroni;

3. adăugarea unui atom de hidrogen este identică cu adăugarea unui electron;

4. Pierderea unui atom de hidrogen este identică cu pierderea unui electron.

Mai jos, ca exemplu, este dată ecuația de reacție pentru oxidarea alcoolului etilic cu dicromat de potasiu:

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 2 O

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

Cr +6 + 3e - = Cr +3 │4

Conversia alcoolului etilic în acid acetic necesită adăugarea unui atom de oxigen și pierderea a doi atomi de hidrogen, ceea ce corespunde cu pierderea a patru electroni.

Metoda echilibrului electronic este o metodă universală aplicabilă oricărui OVR care apare în faza gazoasă, sisteme condensate și soluții. Dezavantajul metodei este că această tehnică este formală și operează cu particule care nu există cu adevărat (Mn +7, N +5 etc.).