C H2O окислено намаляване на реакцията. Примери за редукционни реакции с разтвор
Преди да дадете примери за редукционни реакции с решението, изберете основните дефиниции, свързани с тези трансформации.
Тези атоми или йони, които, по време на взаимодействието, променят степента на окисление с намаление (Electron приемане), се наричат \u200b\u200bокислители. Сред вещества с такива свойства могат да бъдат отбелязани силни неорганични киселини: Сяра, сол, азот.
Оксидиращ агент
Също така, силните окислители включват пермагени и хрома от алкален метал.
Оксидиращият агент приема това по време на реакцията, че е необходимо да се завърши енергоенерско ниво (Създайте завършена конфигурация).
Намаляване на агента
Всяка схема на редуксовата реакция включва идентифициране на редуциращ агент. Тя включва йони или неутрални атоми, които могат да се увеличат в хода на индикатора за взаимодействие на окислението (дават електрони от други атоми).
Металните атоми могат да бъдат приведени като типични редуциращи агенти.
Процеси в OVR.
По-характеризираните се характеризират с промяна в степените на окисление в първоначалните вещества.
Окислението включва процеса на отвличане на отрицателни частици. Възстановяването включва превръщането им от други атоми (йони).
Насладете се на алгоритъм
Примери за редукционни реакции с разтвора се предлагат в различни референтни материали, предназначени да подготвят ученици от гимназията за дипломиране в химията.
За успешно справяне с предлаганите в Оге и ЗаданияВажно е да притежавате алгоритъм за компилиране и уволняване на редокс процесите.
- На първо място, стойностите на таксата във всички елементи в предложените в схемата вещества са постановка.
- Атомите (йони) се освобождават от лявата страна на реакцията, която по време на взаимодействието променя индикатори.
- С увеличаване на степента на окисление се използва знакът "-", а когато "+" намалява.
- Има най-малък обем между дадените и възприетите електрони (броят им са разделени без остатък).
- Когато разделяте NOC на електроните, получаваме стереохимични коефициенти.
- Ние ги подреждаме пред формулите до уравнението.
Първият пример на Oge
В деветия клас не всички ученици знаят как да решават реакции на оксидативни реакции. Ето защо те позволяват много грешки, те не получават високи точки зад Оге. Algorithm е даден по-горе, сега нека се опитаме да го работим сПЕЦИФИЧНИ ПРИМЕРИ.
Характеристиката на задачите, свързани с поставянето на коефициенти в предложената реакция, издадена на завършилите основното ниво на обучение, е, че са дадени левите и десните части на уравнението.
Това значително опростява задачата, тъй като не е необходимо самостоятелно да се измислят продуктите на взаимодействието, да изберете липсващите източници.
Например, се предлага използването на електронен баланс за идентифициране на коефициентите в реакцията:
На пръв поглед, в тази реакция не се изискват стереохимични коефициенти. Но, за да се потвърди нейната гледна точка, всички елементи са необходими за номера за зареждане.
В двоични съединения, към които оксидът на мед (2) и железен оксид (2) се отнася, сумата от степените на окислението е нула, като се има предвид, че той е кислород, в мед и желязо, този индикатор е +2. Простите вещества не (не приемат) електрони, така че те се характеризират с нулево количество окисление.
Ще направим електронен баланс, показвайки знака "+" и "-" броят на електроните, приети и дадени по време на взаимодействието на електроните.
Fe 0 -2e \u003d Fe 2+.
Тъй като броят на електроните, приети и дадени по време на взаимодействието, е еднакво, няма смисъл да се намери най-малкото често срещано многократно, определя стереохимичните коефициенти, да ги постави в предложената схема за взаимодействие.
За да получите за задачата максимален резултатНеобходимо е не само да се записват примери за редокс реакции с разтвора, но също така пишете отделно окислителния агент (CUO) и редуциращия агент (FE).
Вторият пример за Oge
Нека дадем повече примери за редукционни реакции с решение, което може да се срещне с девет групата, които избират химията като последен изпит.
Да предположим, че е предложено да се поставят коефициентите в уравнението:
Na + HCl \u003d NaCl + H2.
За да се справят със задачата, първо е важно да се определи всеки прост и сложна субстанция Показатели за окисление. Натрий и водород, те ще бъдат нула, тъй като те са прости вещества.
В солна киселина водородът е положителен и хлорът е отрицателна степен на окисление. След поставянето на коефициентите получаваме реакция с коефициенти.
Първо на Егер
Как да добавите Redox реакции? Примери с решение, сключено в ЕЕГ (степен 11), предполагат добавянето на прескачанията, както и подравняването на коефициента.
Например, електронният баланс трябва да добави реакцията:
H2 S + HMNO 4 \u003d S + MNO 2 + ...
Определя редуциращия агент и окислител в предложената схема.
Как да научите как да правите редукционни реакции? Пробата включва използването на определен алгоритъм.
Първо във всички вещества, данни за състоянието на проблема е необходимо да се постави степента на окисление.
След това е необходимо да се анализира кое вещество може да стане неизвестен продукт в този процес. Тъй като тук има окислим агент (манганът се представя в ролята му), редуциращият агент (сяра), в художествения продукт, степените на окислението не се променят, следователно, това е вода.
Според Как да решават редокс реакции за решаване правилно, отбелязваме, че следващата стъпка ще бъде подготовката на електронните отношения:
Mn +7 отнема 3 e \u003d mn +4;
S -2 дава 2e \u003d s 0.
Манганското катион е редуциращ агент, а сяра анионът е типичен окислителен агент. Тъй като най-малкото многократно между приетите и утаените електрони ще бъдат 6, получаваме коефициентите: 2, 3.
Последният етап ще бъде формулирането на коефициенти към първоначалното уравнение.
3H2S + 2HMNO 4 \u003d 3S + 2MNO 2 + 4H2O.
Втората извадка от OSR в изпита
Как да направим правилно редукционните реакции? Примери с решението ще спомогнат за разработването на алгоритъма на действията.
Той се предлага от метода на електронно салдо, за да се запълни преминаването в реакцията:
РН 3 + HMNO 4 \u003d MNO 2 + ... + ...
Ние поставяме всички елементи на степента на окисление. В този процес, окислителните свойства са манган, което е включено в състава и редуциращият агент трябва да бъде фосфор, променяйки степента на окисление до положителна във фосфорната киселина.
Според направеното предположение получаваме реакционна схема, след това правим електронен баланс уравнение.
Р -3 дава 8 e и се превръща в p +5;
Mn +7 отнема 3е, превръщайки се в mn +4.
NOC ще бъде 24, така че фосфорът трябва да присъства стереометричен коефициент 3 и манган -8.
Ние поставяме коефициенти към получения процес, получаваме:
3 рН 3 + 8 HMNO 4 \u003d 8 MNO 2 + 4H2O + 3H3PO4.
Трети пример от изпита
Чрез електронен баланс трябва да реагирате, посочете редуциращия агент и окислител.
KMNO 4 + MNSO 4 + ... \u003d mno 2 + ... + H2SO 4.
Според алгоритъма, поставяме във всеки елемент от степента на окисление. След това определяме тези вещества, които са пропуснати в дясната и лявата част на процеса. Тук е редуциращият агент и окислителният агент, така че в пропуснатите съединения със степента на окисление не се променят. Изтегленият продукт ще бъде вода и първоначалното съединение е калиев сулфат. Получаваме реакционна схема, за която ще направим електронен баланс.
Mn +2 -2 e \u003d mn +4 3 редуциращ агент;
Mn +7 + 3e \u003d mn +4 2 окислител.
Ние записваме коефициентите на уравнението, обобщавайки манганови атоми в дясната част на процеса, тъй като тя се отнася до процеса на непропорция.
2kmno 4 + 3MNS04 + 2H2O \u003d 5MNO 2 + K2S04 + 2H2S04.
Заключение
Редоксиалните реакции са от особено значение за живите организми. Примери за OSR са процеси на гниене, ферментация, нервна дейностдишане, метаболизъм.
Окисляването и възстановяването са от значение за металургичната и химическата промишленост, благодарение на тези процеси е възможно да се възстановят металите от техните съединения, да се предпази от химическа корозия, обработка.
Да компилират редуксен процес в органичен или е необходимо да се използва специфичен алгоритъм за действие. Първоначално предложената схема определя степента на окисление, след което определят тези елементи, които повдигат (надолу) на индикатора, напишете електронния баланс.
Ако последователността на предложените действия, можете лесно да се справите със задачите, предлагани в тестовете.
В допълнение към метода на електронно салдо, поставянето на коефициенти също е възможно чрез компилиране на полу-ресурси.
Реакциите, които се наричат \u200b\u200bокисдително намаляване (ORP), се появяват с промяна в степените на окисляването на атомите в състава на реагент молекулите. Тези промени се случват поради прехода на електрони от атоми от един елемент към друг.
Процесите, които се срещат в природата и управлявани от лицето, са представени предимно от HSR. Такива съществени процеси като дишане, метаболизъм, фотосинтеза (6CO2 + H2O \u003d C6H12O6 + 6O2), - всичко това OSR.
В индустрията с помощта на HSPS, сяра, солна киселина и много други се получават.
Възстановяването на металите от руди - всъщност основата на цялата металургична индустрия също е редокс процеси. Например, реакцията на железното производство от хематит: 2FE2O3 + 3C \u003d 4FE + 3CO2.
Окислители и редуциращи агенти: характеристики
Атомите, които в процеса на химическа трансформация са дадени електрони, се наричат \u200b\u200bредуциращи агенти, степента им на окисление (СО) се увеличава в резултат на това. Атомите, приемащи електрони, се наричат \u200b\u200bокислителни средства, а те намаляват.
Казва се, че окислителите, приемащи електрони, са възстановени и намаляващите агенти се окисляват в процеса на отвръщане на електрона.
Най-важните представители на окислители и редуциращи агенти са представени в следната таблица:
| Типични окислители | Типични редуциращи агенти |
| Прости вещества, състоящи се от елементи с висока електричество (неметали): йод, флуор, хлор, бром, кислород, озон, сяра и др. | Прости вещества, състоящи се от ниски електрически елементи атоми (метали или неметали): водород Н2, въглерод c ( графит), Zn Zn, алуминиев ал, ca калций, бариев ба, желязо Fe, Chrome CR и така нататък. |
Молекули или йони, съдържащи метали или не-металулов атоми високи степени Окислиции:
|
Молекули или йони, които имат в състава си атоми на метали или неметали с ниска окислителна степен:
|
| Йонни съединения, съдържащи катиони на някои метали с високо CO: PB3 +, AU3 +, AG +, FE3 + и други. | Органични съединения: алкохоли, киселини, алдехиди, захар. |
Базиран периодично право химически елементи Най-често е възможно да се приеме окислението и възстановителния капацитет на атомите на определен елемент. Съгласно реакционното уравнение, също така е лесно да се разбере кои от атомите са окислително средство и редуциращ агент.
За да се определи, е атом на окислител или редуциращ агент: достатъчно е да се запишат СО и да се разбере кои атоми са увеличили атомите на реакцията (редуциращи агенти) и които са намалени (окислители).
Двойни природни вещества
Атомите, които имат междинно положение, са способни и приемат и унищожават електрони, в резултат на това вещество, съдържащо такива атоми в неговия състав, ще могат да се изразяват както като окислител, така и редуциращ агент.
Пример може да бъде водороден пероксид. Кислородът, съдържащ се в състава му, може да бъде извлечен в CO-1, за да го вземе.
Когато взаимодействате с редуциращия агент, пероксид показва окислителни свойства и с окислител - редуциране.
Помислете за подробности със следните примери:
- възстановяване (пероксид действа като окисляващ агент), когато взаимодейства с редуциращия агент;
SO2 + H2O2 \u003d H2SO4
O -1 + 1e \u003d O -2
- окисляването (пероксид е редуциращ агент в този случай), когато взаимодейства с окислител.
2kmno4 + 5H2O2 + 3H2SO4 \u003d 2MNSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O
2o -1 -2e \u003d O2 0
Класификация на OSR: Примери
Следните видове редукционни реакции разграничават:
- реставрация на интермолекуларното окисление (окислител и редуциращ агент са в различни молекули);
- интрамолекулно намаляване на окислението (окислителният агент е част от същата молекула като редуциращия агент);
- непропорционалността (окислител и редуциращ агент е атомът на същия елемент);
- ренотация (окислител и редуциращ агент, образуван от един продукт в резултат на реакцията).
Примери за химически трансформации, свързани с различни видове OVR:
- Интрамолекулярната OSR най-често е реакцията на термичната разлагане на веществото:
2kClo3 \u003d 2kCl + 3O2
(NH4) 2CR2O7 \u003d N2 + CR2O3 + 4H2O
2NANO3 \u003d 2NANO2 + O2
- Интермолекуларен о:
3CU + 8HNO3 \u003d 3CU (NO3) 2 + 2NO + 4H2O
2AL + FE2O3 \u003d AL2O3 + 2FE
- Реакции на непропорционалност:
3BR2 + 6KOH \u003d 5KBR + KBRO3 + 6H2O
3HNO2 \u003d HNO3 + 2NO + H2O
2NO2 + H2O \u003d HNO3 + HNO2
4kclo3 \u003d KCL + 3kClo4
- Репутация реакции:
2H2S + SO2 \u003d 3S + 2H2O
HOCL + HCL \u003d H2O + CL2
Текущи и изгорени OSR
Редукционните реакции също се разделят на текущи и битови.
Първият случай е производството на електрическа енергия поради химическата реакция (такива енергийни източници могат да се използват в двигателите на двигателя, в радиотехнически устройства, контролни устройства) или електролиза, т.е. химична реакция, напротив, тя се дължи на електричеството (с помощта на електролиза могат да бъдат получени различни вещества, обработват повърхностите на метали и продукти от тях).
Примери bestley ovr. Възможно е да се назоват процесите на изгаряне, корозия на металите, дишането и фотосинтезата и др.
ORP електронен баланс
Уравнения на повечето химична реакция Те са изравнени от неусложнен подбор стехиометрични коефициенти. Въпреки това, когато се избират коефициенти за OSR, е възможно да се изправи пред ситуация, при която броят на атомите на някои елементи не може да бъде изравнен, без да се нарушава равенството на количествата на други атоми. В уравнения на такива реакции коефициентите се избират по метода на електронно салдо.
Методът се основава на факта, че сумата на електрона, приета от окислителя и количеството на редуциращия агент, даден на равновесие.
Методът се състои от няколко етапа:
- Реакционното уравнение се записва.
- Дефинирани от елементите.
- Определят се елементите, които в резултат на реакцията променят техните окислителни степени. Отделно записват полуобразувания на окисление и възстановяване.
- Мултипликатори са избрани за уравненията на полуобразуването, така че да изравнят електроните, дадени в полу-ресурсите на електрона, приети в полупространството.
- Избрани коефициенти са прикрепени в уравнението на реакцията.
- Останалите реакционни коефициенти са избрани.
На прост пример алуминиеви взаимодействия С кислород, удобен за писане на изравняване:
- Уравнение: Al + O2 \u003d Al2O3
- В атомите в прости вещества Алуминий и кислород са равни на 0.
Al 0 + O2 0 \u003d Al +3 2O -2 3
- Ще направим полуакментал:
Ал 0 -3e \u003d al +3;
O2 0 + 4E \u003d 2O -2
- Избираме коефициенти, когато се умножим, който броят на получените и броя на подвижните електрони ще бъде равен на същото:
Al 0 -3e \u003d al +3 коефициент 4;
O2 0 + 4E \u003d 2O -2 коефициент 3.
- Приплъзване на коефициентите в реакционната схема:
4 Al +. 3 O2 \u003d AL2O3.
- Може да се види, че да изравнят цялата реакция, е достатъчно коефициентът пред реакционния продукт:
4AL + 3O2 \u003d 2 Al2o3.
Примери за задачи за подготовка на електронен баланс
Може да се намери следното задачи за изравняване OVR:
- Взаимодействието на калиев перманганат с калиев хлорид в кисела среда с освобождаване на хлорен хлор.
Manganese-окислител калиев Kmno4 (калиев перманганат, "манган") е силен окислителен агент поради факта, че в Kmno4 степента на окисление MN е +7. С него често получавате газообразен хлор лабораторни условия От следващата реакция:
KCL + KMNO4 + H2SO4 \u003d CL2 + MNSO4 + K2SO4 + H2O
K +1CL -1 + K +1 mn +704 -2 + H2 +1S +6O4 -2 \u003d CL2 + mn +2S +6 O4 -2 + K2 +1S +6 O4 -2 + H2 \\ t +1 O -2.
Електронен баланс:
Както може да се види след подреждането на CO, хлорните атоми дават електрони, увеличавайки се от до 0 и манганските атоми се получават от:
Mn +7 + 5e \u003d mn +2 multiplier две;
2CL -1 -2E \u003d CL2 0 Форт Пет.
Ние поставяме коефициентите в уравнение в съответствие с избрани мултипликатори:
10 K +1 cl -1 + 2 K +1 mn +7 O4 -2 + H2SO4 \u003d 5 CL2 0 +. 2 MN +2 S +6 O4 -2 + K2SO4 + H2O
Регулирайте броя на другите елементи:
10kcl + 2kmno4 + 8 H2SO4 \u003d 5CL2 + 2MNSO4 + 6 K2SO4 +. 8 H2O.
- Взаимодействието на мед (CU) с концентрирана азотна киселина (HNO3) с освобождаване на газообразен азотен оксид (NO2):
CU + HNO3 (конц.) \u003d NO2 + CU (NO3) 2 + 2H2O
CU 0 + Н +1 N +5O3 -2 \u003d N +4 O2 + CU +2 (N +5O3 -2) 2 + Н2 +1О -2
Електронен баланс:
Както може да се види, медните атоми се увеличават с нулата до два и азотните атоми - намаляват от +5 до +4
Cu 0 -2e \u003d cu +2 multiplier един;
N +5 + 1e \u003d n +4 multiplier две.
Приплъзване на коефициентите към уравнението:
Cu 0 +. 4 Н +1 N +5 O3 -2 \u003d 2 N +4 O2 + CU +2 (N +5O3 -2) 2 + Н2 +1 О -2
Cu +. 4 HNO3 (конц.) \u003d 2 NO2 + CU (NO3) 2 + 2 H2O.
- Взаимодействие на калиев дихромат с H2S в кисела среда:
Ние пишем реакционната схема, сложихме го:
K2 +1 CR2 +6 O7 -2 + H2 +1S -2 + H2 +1S +6 O4 -2 \u003d S0 + CR2 +3 (S +6 O4 -2) 3 + K2 +1 S +6 O4 -2 + H2O.
S -2 -2E \u003d S 0 коефициент 3;
2CR +6 + 6E \u003d 2CR +3 коефициент 1.
Ние заменим:
K2CR2O7 + 3N2S + H2SO4 \u003d 3S + CR2 (SO4) 3 + K2SO4 + H2O
Изравнявате останалите елементи:
K2SR2O7 + 3N2S + 4N2SO4 \u003d 3S + CR2 (SO4) 3 + K2SO4 + 7N2O
Ефект на реакционната среда
Естеството на околната среда засяга хода на тези или други HSIs. Ролята на реакционната среда може да бъде проследена върху примера на взаимодействието на калиев перманганат (KMNO4) и натриев сулфит (Na2S03) при различни стойности на рН:
- Na2S03 + KMNO4 \u003d Na2S04 + MNSO4 + K2SO4 (рН<7 кислая среда);
- Na2S03 + KMNO4 \u003d Na2S04 + MNO2 + KOH (рН \u003d 7 неутрална среда);
- Na2S03 + KMNO4 \u003d Na2S04 + K2MN04 + Н20 (рН\u003e 7 алкална среда).
Може да се види, че промяната в киселинността на средата води до образуването на различни продукти на взаимодействие между същите вещества. С промяната в киселинността на средата, те също се появяват за други реагенти, влизащи в OSR. По същия начин се показват над примерите за отговора с участието на CR2O7 2-йон 2- ще преминат с образуването на различни реакционни продукти в различни среди:
в кисела среда, продуктът ще бъде CR 3+;
в алкален - CRO2 -, CRO3 3+;
в неутрално положение - CR2O3.
18. Редукционни реакции (продължение 1)
18.5. Водороден пероксид OZR.
В молекулите на водородния пероксид Н202, кислородните атоми са в степен на окисление -i. Това е междинно съединение, а не най-стабилната степен на окисление на атомите на този елемент, следователно водородният пероксид показва окислителни и рехабилитационни свойства.
Окислителната и редукцията на това вещество зависи от концентрацията. В често използвани решения с масова фракция 20% водороден пероксид е доста силно окислително средство, в разредени разтвори, намалява неговата окислителна активност. Свойствата за възстановяване на водороден пероксид са по-малко характерни от оксидативните, а също така зависят от концентрацията.
Водороден пероксид - много слаба киселина (Виж допълнение 13), следователно, хидропероксидните йони се превръщат в силни разтвори на молекулите.
В зависимост от реакцията на средата и върху окислителния агент или редуциращият агент е водороден пероксид в тази реакция, продуктите на редокс взаимодействието ще бъдат различни. Полу-ресурсите уравнения за всички тези случаи са показани в таблица 1.
маса 1
Уравнения на полу-ресурсите за намаляване на окислението H 2 O 2 в решения
Средна реакция |
H 2O 2 окислител |
H 2 O 2 Възстановяване |
| Кисело | ||
| Неутрални | H 2O 2 + 2E - \u003d 2OH | H 2O 2 + 2H2O - 2E - \u003d O 2 + 2H3O |
| Алкален | Ho 2 + H 2O + 2E - \u003d 3OH |
Обмислете примери за HSR с участието на водороден пероксид.
Пример 1. Направете реакционното уравнение, преминаващо при добавяне на разтвор на калиев йодид към разтвор на водороден пероксид, подкислен със сярна киселина.
| 1 | H2O 2 + 2H3O + 2E - \u003d 4H2O |
| 1 | 2i - 2Е - \u003d I 2 |
H 2O 2 + 2H3O + 2I \u003d 4H2O + I 2
H 2O 2 + H2S04 + 2KI \u003d 2H2H2O + I 2 + K2S04
Пример 2. Реакционното уравнение между калиев перманганат и водороден пероксид в воден разтвор, подкислена сярна киселина.
| 2 | MNO 4 + 8H3O + 5E - \u003d mn 2 + 12H20 |
| 5 | H 2O 2 + 2H2O - 2E - \u003d O 2 + 2H3O |
2MNO 4 + 6H3O + + 5H2O 2 \u003d 2mn 2 + 14H2O + 5O2
2kmno 4 + 3H2S04 + 5H2O2 \u003d 2MNS04 + 8H2O + 5O2 + K2S04
Пример 3. Направете уравнението на реакцията на водородния пероксид с натриев йодид в разтвор в присъствието на натриев хидроксид.
| 3 | 6 | Ho 2 + H 2O + 2E - \u003d 3OH |
| 1 | 2 | I + 6OH - 6E - \u003d IO 3 + 3H 2O |
3HO 2 + I \u003d 3OH + IO 3
3naho 2 + Nai \u003d 3NAOH + NAIO3
С изключение на реакцията на неутрализация между натриев хидроксид и водороден пероксид, това уравнение често се записва, както следва:
3H2O2 + Nai \u003d 3H20 + NaiO3 (в присъствието на NaOH)
Същото уравнение ще се окаже, ако веднага (на етапа на подготовка) не се вземат предвид образуването на хидропероксидни йони.
Пример 4. Реакционно уравнение тече, когато водният диоксид се добавя към разтвора на водородния пероксид в присъствието на калиев хидроксид.
PBO 2 оловен диоксид е много силен окислителен агент, особено в киселата среда. Възстановяване при тези условия тя формира PB 2 йони. В алкална среда, йони се образуват по време на възстановяването на PKO2.
| 1 | PBO 2 + 2H2O + 2E - \u003d + OH |
| 1 | Ho 2 + OH - 2E - \u003d O 2 + H 2O |
PBO 2 + H2O + HO 2 \u003d + O 2
С изключение на образуването на хидропероксидни йони, уравнението се записва, както следва: \\ t
PBO 2 + H2O2 + OH \u003d + O 2 + 2H2O
Ако, чрез условие, добавеният разтвор на водороден пероксид е алкален, молекулното уравнение трябва да бъде записано, както следва:
PBO 2 + H2O + KHO 2 \u003d K + O 2
Ако реакционната смес, съдържаща алкали, се добавя неутрален разтвор на водороден пероксид, молекулното уравнение може да бъде записано и с изключение на образуването на калиев хидропероксид:
PBO2 + KOH + H 2O 2 \u003d K + O 2
18.6. OVR диаграма и интрамолекулар
Сред редокс реакциите са маркирани Реакции на дисмутация (непропорционално, самолечение-самолечение).
Пример за реакцията на изкривяване, известен на вас, е реакция на водната хлор:
Cl 2 + Н20 НС1 + HCLO
В тази реакция половината от хлорните атоми (0) се окисляват до степента на окисление + I, а втората половина се възстановява до степента на окисление -i:
Ще направим метод за електронно-йонно равновесие на подобна реакция, която тече при преминаване на хлор през студен алкален разтвор, например KoH:
| 1 | Cl 2 + 2e - \u003d 2Cl |
| 1 | Cl 2 + 4OH - 2E - \u003d 2CLO + 2H2O |
2CL 2 + 4OH \u003d 2CIL + 2Clo + 2H2O
Всички коефициенти в това уравнение имат общ разделител, следователно:
Cl 2 + 2oh \u003d cl + clo + h 2 o
Cl 2 + 2koh \u003d kcl + kclo + h 2 o
Разтварянето на хлор в горещия разтвор протича донякъде по различен начин:
| 5 | Cl 2 + 2e - \u003d 2Cl | |
| 1 | Cl 2 + 12OH - 10E - \u003d 2CLO 3 + 6H2O |
3CL 2 + 6OH \u003d 5CL + CLO 3 + 3H20
3CL 2 + 6KOH \u003d 5KCL + KCLO 3 + 3H2O
Страхотен практическа стойност Тя има динатруване на азотен диоксид по време на водната си реакция ( но) и с алкални разтвори ( б.):
| но) | № 2 + 3H2O-E - \u003d NO 3 + 2H3O | № 2 + 2OH - E - \u003d NO 3 + H2O | |||
| № 2 + Н20 + E - \u003d HNO 2 + OH | № 2 + E - \u003d № 2 | ||||
2NO 2 + 2H2O \u003d NO 3 + НЗО + HNO2 |
2No 2 + 2OH \u003d No 3 + No 2 + H 2 O |
||||
2NO 2 + Н20 \u003d HNO 3 + HNO 2 |
2NO 2 + 2NAOH \u003d Nano 3 + Nano 2 + H 2 O |
||||
Дисмутационните реакции продължават не само в разтвори, но и при загряване на твърди вещества, като калиев хлорат:
4kclo 3 \u003d KCL + 3KCLO 4
Характерният и много ефективен пример за интрамолекулен OZR е термичното разлагане на амониев дихромат (NH4) 2 CR2O7. В това вещество азотните атоми са в тяхното ниско окисление (-III) и хромовите атоми в най-високата (+ VI). За стайна температура Това съединение е доста стабилно, но когато се нагрява интензивно разграбено. В същото време хром (VI) преминава в хром (III) - най-стабилното състояние на хром и азот (-III) - в азот (0) също е най-стабилното състояние. Като се вземат предвид броя на атомите във формулата на уравнението на електронния баланс:
| 2cr + VI + 6E - \u003d 2CR + III | |
| 2N -III - 6E - \u003d N 2, |
и самото уравнение на реакцията:
(NH4) 2 CR2O 7 \u003d CR2O3 + N2 + 4H2O.
Друг важен пример Интрамолекулен OSR - термично разлагане на калиев перхлорат KCLO 4. В тази реакция хлор (vii), както винаги, когато действа като окисляващ агент, влиза в хлор (-и), окислен кислород (-ii) към просто вещество:
| 1 | Cl + vii + 8e - \u003d cl -i | |
| 2 | 2o -II - 4E - \u003d O 2 |
и следователно, реакционното уравнение
KCLO 4 \u003d KCL + 2O 2
По същия начин се разлагат при нагряване и калиев хлорат KCLO 3, ако разлагането се извършва в присъствието на катализатор (MNO2): 2kClo 3 \u003d 2kCl + 3O2
При липса на катализатор продължава отговора на дисмутирането.
Групата на интрамолекуларната абс включва реакцията на термичното разлагане на нитратите.
Обикновено процесите, които преминават при нагряване на нитрати, са доста сложни, особено в случая на кристални хидрати. Ако водните молекули са слаби в кристалния хидравлид, след това при ниско нагряване, ниттът се дехидратира [например, Lino 3. 3Н20 и Са (№ 3) 2 4Н20 се дехидратират до Лино 3 и Са (№ 3) 2], ако водата е поправена повече [като например, в mg (№ 3) 2. 6H2O и BI (№ 3) 3. 5Н20], след това се осъществява вид интрамолекулна реакция на хидролиза с образуването на основни соли - хидроксид нитрати, които с по-нататъшно нагряване могат да отидат в оксидните нитрати (и (№ 3) 6), последният с повече високи температури разлагат с оксиди.
Безводните нитрати по време на нагряване могат да бъдат открити на нитрити (ако съществуват при тази температура, са все още стабилни) и нитрити към оксиди. Ако нагряването се извършва до достатъчно висока температура, или съответният оксид е малък резистентен (Ag 2O, HGO), след това продуктът на термичното разлагане може да бъде метал (CU, CD, AG, Hg).
Донякъде опростена схема на термично разлагане на нитратите е показана на фиг. пет.
Примери за последователни трансформации, които се срещат по време на нагряване на някои нитрати (температури са дадени в градуси по Целзий):
KNO 3 KNO 2 K2O;
Са (№ 3) 2. 4H2020 (NO 3) 2 CA (№ 2) 2 CAO;
Mg (№ 3) 2. 6Н20 mg (№ 3) (OH) MgO;
Cu (№ 3) 2. 6H2O cu (№ 3) 2 cuo cu 2 o cu;
BI (№ 3) 3. 5H20 BI (NO 3) 2 (OH) BI (№ 3) (ОН) 2 (№ 3) 6 BI 2O3.
Въпреки сложността на процесите, които се случват, когато отговарят на въпроса какво се случва с "калцинирането" (т.е. при температура от 400 - 500 ° С) от подходящия безводен нитрат, обикновено се ръководи от следните изключително опростени правила:
1) най-много нитрати активни метали (в ред на напрежения - лявото от магнезий) се разлага на нитрити;
2) нитрати с по-малко активни метали (в ред напрежения - от магнезий до мед) разлагат с оксиди;
3) нитратите на най-малките метали (в ред напрежения - вдясно от мед) се разлагат с метал.
Използвайки тези правила, трябва да се помни, че при такива условия
Лино 3 се разлага на оксид,
Да бъде (№ 3) 2 се разлагат с оксид при по-висока температура, \\ t
От Ni (№ 3) 2, в допълнение към Nio, той може да се окаже Ni (№ 2) 2,
Mn (№ 3) 2 се разлагат на mn 2 o 3,
Fe (№ 3) 2 разлагат до Fe20 3;
От Hg (NO 3) 2 в допълнение към Меркурий, неговият оксид може да бъде получен.
Обмислете типичните примери за реакции, свързани с тези три вида:
KNO 3 KNO 2 + O 2
2kno 3 \u003d 2Kno 2 + O 2 |
ZN (№ 3) 2 Zno + No 2 + O 2
2ZN (NO 3) 2 \u003d 2ZNO + 4NO 2 + O 2 |
AGNO 3 AG + NO 2 + O 2 18.7. Редоксови реакции на възстановяване Тези реакции могат да бъдат и междумолекулни, така и интрамолекулни. Например, интрамолекуларният OZR, протичащ при термично разлагане на нитрат и амониев нитрит, принадлежат към реакциите на връзката, тъй като степента на окисляване на азотните атоми се изравнява тук: NH4NO 3 \u003d N2O + 2H20 (около 200 ° С) При по-висока температура (250-300 ° С), амониев нитрат се разлага до N2 и NO, и с още по-висок (над 300 ° С) - към азот и кислород, а в другия случай се образува вода. Пример за междумолекулната реакция на конституцията е реакцията, която тече при сливане на горещи разтвори на калиев нитрит и амониев хлорид: NH4 + No 2 \u003d N 2 + 2H20 NH4CL + KNO 2 \u003d KCL + N2 + 2H20 Ако се извърши подобна реакция, тогава нагряване на смес от кристален амониев сулфат и калциев нитрат, в зависимост от условията, реакцията може да тече по различен начин: (NH4) 2S0 4 + СА (№ 3) 2 \u003d 2N 2O + 4H2O + CASO 4 (t< 250 o C) Първата и третата от тези реакции - концентрационните реакции, втората - по-сложна реакция, включваща както коннация на азотни атоми и окисляването на кислородните атоми. Коя от реакциите ще тече при температури над 250 ° С, зависи от съотношението на реагентите. Реакциите на конвенцията, водещи до образуването на хлор, се появяват по време на лечението на соли на солна киселина на кислородсъдържащи хлорни киселини, например: 6HCL + KCLO 3 \u003d KCL + 3CI2 + 3H2O Също така, сяра от газообразен хидроген-сулфид и серен диоксид се образува от реакцията на конратруда: 2H2S + SO 2 \u003d 3S + 2H2O Изкуството на концентрацията е доста многобройно и разнообразно - те включват дори някои киселинни основни реакции, например: NaH + Н20 \u003d NaOH + H2. За да се съставят уравненията на ECR, конвенцията се използва както електронно-йонно, така и електронния баланс, в зависимост от това дали тази реакция тече в разтвора или не. 18.8. Електролиза Проучване на глава IX, вие се запознахте с електролизата на топи различни вещества. Тъй като движещите се йони присъстват в разтвори, разтворите на различни електролити могат също да бъдат подложени на електролиза. Както с електролиза на топи, така и електролиза на разтвори, обикновено се използват електроди от материал, който не влиза в реакцията (графит, платина и т.н.), но понякога електролизата се извършва с "разтворим" анод. "Разтворим" анод се използва в случаите, когато е необходимо да се получи електрохимичен метод за свързване на елемента, от който е направен анодът. С електролиза има голямо значение Анодът и катодното пространство са разделени, или електролитът в реакционния процес се смесва - реакционните продукти в тези случаи могат да бъдат различни. Разгледайте най-важните случаи на електролиза. 1. Електролиза на топенето на NaCl. Електрически електроди (графит), анодично и катодно пространство са разделени. Както вече знаете, в този случай реакцията продължава върху катода и на анода: K: na + e - \u003d na След като напишете уравненията на реакциите, протичащи върху електродите, получаваме полу-ресурси, с които можем да действаме по същия начин, както в случай на използване на метод за електронен баланс:
Сгъване на тези уравнения на полу-ресурсите, получаваме йонното уравнение на електролизата 2NA + 2CL 2NA + CL 2 и след това молекулярно 2naCl 2na + Cl 2 В този случай катодът и анодното пространство трябва да бъдат разделени, така че реакционните продукти да не реагират помежду си. В индустрията тази реакция се използва за получаване на метален натрий. 2. Електролиза на разтопяване K2CO3. Електрически електроди (платина). Катодно и анодно пространство разделено.
4K + 2CO 3 2 4K + 2CO2 + O 2 3. Електролиза на вода (Н20). Инертни електроди.
4H3O + 4OH 2H2 + O 2 + 6H2O 2H2O 2H2 + O2 Водата е много слаб електролит, той съдържа много малко йони, така че електролизата на чиста вода протича изключително бавно. 4. Електролиза на разтвор на CUCL 2. Електроди графит. Системата съдържа катиони CU 2 и H3O, както и CL и OH анионите. CU 2 йони са по-силни окислители, отколкото H 3O йони (виж поредица от напрежения), така че медните йони ще бъдат освободени в катода и само когато останат много малко, оксонски йони ще бъдат освободени. За аниони може да се ръководи от следното правило: |
При увеличаване на степента на окисление Процесът на окисление тече и самата вещества е редуциращ агент. При намаляването на степента на окисление продължава процеса на възстановяване и самата вещества е окислител.
Описаният метод за изравняване на OSR се нарича "метод на баланс за градуса на окисление".
Очертани в повечето предимства на химията и широко използвани на практика метод за електронен баланс За изравняването на OSP можете да кандидатствате с резерви, че степента на окисление не е равна на заряда.
2. Метод на полу-ресурс.
В тези случаиКогато реакцията протича във воден разтвор (стопилка), при получаването на уравнения, той не се основава на промяната в степента на окисление на атомите, които са част от реагиращите вещества, но върху промяната в зарежданията на реалните частици Това означава, че се вземат предвид формата на съществуването на вещества в разтвор (прост или сложен йон, атом или молекула непроверени или слабо разтваряне на вещества във вода).
В такъв случай При приготвянето на йонни уравнения на редуксове реакции трябва да се следва същата форма на запис, която е приета за йонообменни уравнения, а именно: малки разтворими, малки и газообразни съединения трябва да бъдат написани в молекулярна форма и йони, които не се променят Тяхното състояние - премахване от уравнението. В този случай, процесите на окисление и оползотворяване се записват като отделни полу-ресурси. Изравнявайки ги в броя на атомите на всеки вид, полу-реакцията е сгъната, умножаваща всеки от такъв коефициент, който изравнява промяната в заряда на окислителя и редуциращия агент.
Методът на полуобразуване по-точно отразява истинските промени в веществата в процеса на редокс реакции и улеснява компилирането на уравненията на тези процеси в йонномолекулната форма.
Дотолкова доколкото от същото реагентимогат да бъдат получени различни продукти в зависимост от естеството на средата (кисели, алкални, неутрални), за такива реакции в йонната верига, с изключение на частиците, които изпълняват функциите на окислителния агент и редуциращия агент, частицата, характеризираща реакцията на средата е задължително посочено (йон N + или йонно -, или Н20 молекула).
Пример 5. Използвайки метода на полуобразуване, поставете коефициентите в реакцията:
Kmno 4 + Kno 2 + H 2S0 4 ® MNSO 4 + KNO 3 + K2SO 4 + H 2 O.
Решение.Ние записваме реакцията в йонната форма, като се има предвид, че всички вещества, различни от вода, се дисоцират върху йони:
MNO 4 - + No 2 - + 2H + ® MN 2+ + No 3 - + H20
(K + и S04 2 - остават непроменени, затова те не ги уточняват в йонната схема). От йонната схема се вижда, че окислителят permanganat-йон (MNO 4 -) се превръща в MN 2+ зона и в същото време се освобождават четири кислородни атома.
В кисела среда Всеки кислород, освободен атом, е свързан с 2N + за образуване на водна молекула.
това предполага : MNO 4 - + 8H + + 5® MN 2+ + 4H2O.
Ние намираме разликата в зарежданията на продуктите и реактивите: DQ \u003d + 2-7 \u003d -5 (знак "-" показва, че продължава процесът на възстановяване и 5 е свързан с реагенти). За втория процес, превръщането на № 2 - в № 3 -, \\ t липсващият кислород идва от вода към редуциращия агент и резултатът е излишък от Н + йони,в същото време реактивите губят 2 :
№ 2 - + Н20 - 2® NO 3 - + 2H +.
Така получаваме:
2 | MNO 4 - + 8H + + 5® MN 2+ + 4H2O (възстановяване),
5 | № 2 - + Н20 - 2 ° С 3 - + 2Н + (окисление).
Умножаване на членовете на първото уравнение на 2, а вторият - с 5 и ги сгъване, получаваме йонномолекулярно уравнение на тази реакция:
2MNO 4 - + 16H + + 5NO 2 - + 5H2O \u003d 2MN 2+ + 8H2O + 5N03 - + 10H +.
Намаляването на същите частици в лявата и дясната част на уравнението получаваме окончателно йонномолекулно уравнение:
2MNO 4 - + 5NO 2 - + 6H + \u003d 2mn 2+ + 5NO 3 - + 3H2O.
Чрез йонното уравнение ние правим молекулярно уравнение:
2kmno 4 + 5kno 2 + 3H2S04 \u003d 2MNS04 + 5KNO 3 + K2S0 4 + 3H2O.
В алкална и неутрална среда Тя може да се ръководи от следните правила: в алкална и неутрална среда, всеки кислород, освободен от окислител, е свързан към една водна молекула, образувайки два хидроксидни йони (2-ра) и всеки липсва - влезе в редуциращия агент на 2- Йони към образуването на една молекулна вода в алкална среда и в неутрално положение - идва от вода с освобождаване на 2 йони Н +.
Ако В участниците в окислителната реакция водороден пероксид (H 2O 2) е необходимо да се вземе предвид ролята на Н202 в определена реакция. В Н202, кислородът е в междинната степен на окисление (-1), затова водородният пероксид в реакциите на окислителната реакция проявява редокс двойственост. В случаите, когато H 2O 2 е окислителПолуаректорите имат следната форма:
H 2O 2 + 2N + + 2? ® 2N 2 O (кисела сряда);
H 2 O 2 +2? ® 2о - (неутрална и алкална среда).
Ако е водороден пероксид възстановител:
H 2O 2 - 2? ® o 2 + 2N + (кисела среда);
H 2O 2 + 2OH - - 2? ® O 2 + 2H20 (алкално и неутрално).
Пример 6.Осигурете реакция: Ki + H2O2 + H2S04 ® I 2 + K2S04 + Н20.
Решение.Регистрационна реакция в йонна форма:
I - + H2O 2 + 2H + ® I 2 + SO 4 2 - + Н20.
Разбираме полуобразуването, като се има предвид, че Н202 в тази реакция е окислител и реакцията протича в кисела среда:
1 2i - 2 \u003d I 2,
1 H2O 2 + 2H + + 2® 2H2O.
End Equation: 2KI + H2O 2 + H2S04 ® I 2 + K2S0 4 + 2H2O.
Има четири вида редокс реакции:
1 . Междумолекулен Редукционни реакции, при които степените на окисление на атоми от елементи, включени в различни вещества. Реакциите, обсъдени в примери 2-6, принадлежат към този тип.
2 . Интрамолекуларенредукционни реакции, при които степента на окисление променя атомите на различни елементи на едно и също вещество. По този механизъм отговорите на термичното разлагане на съединенията продължават. Например, в реакцията
PB (NO 3) 2 ® PBO + No 2 + O 2
променя степента на окисление на азот (N +5® N +4) и кислороден атом (O - 2 ° С 2 0), които са вътре в PB молекулата (№ 3) 2.
3. Реакции на самостоятелния самостоятелен преглед(непропорционалност, смущение). В този случай степента на окисление на същия елемент нараства и намалява. Реакциите на непропорционалността са характерни за съединения или елементи на вещества, съответстващи на една от междинните степени на окислението на елемента.
Пример 7.Използвайки всички горепосочени методи, изравнете реакцията:
Решение.
но) Метода на баланса на окислителните степени.
Ние определяме степените на окисление на елементи, участващи в процеса на окисление и възстановяване преди и след реакцията:
K 2 mno 4 + Н20 ® kmno 4 + mno 2 + koh.
От сравнението на степените на окисляването следва, че манганът се включва едновременно в окислителния процес, увеличавайки степента на окисление от +6 до +7 и по време на процеса на възстановяване, понижаване на степента на окисление от +6 до + 4.2 mn +6 ® mn +7; DW \u003d 7-6 \u003d +1 (процес на окисление, редуциращ агент),
1 mn +6 ® mn +4; DW \u003d 4-6 \u003d -2 (процес на възстановяване, окислител).
Тъй като в тази реакция окислителът и редуциращият агент са едно и също вещество (К2 mN04), коефициентите пред него са обобщени. Рекордно уравнение:
3K 2 mno 4 + 2H2O \u003d 2kmno 4 + mno 2 + 4koh.
б) метод на полу-ресурса.
Реакцията протича в неутрална среда. Ние представляваме схема за йонна реакция, като се има предвид, че H 2O е слаб електролит, а MNO2 е лош оксид във вода:
MNO 4 2 - + Н20 ® MNO 4 - + ¯MNO 2 + OH - .
Записване на полуакцията:
2 mno 4 2 - -? ® MNO 4 - (окисление),
1 MNO 4 2 - + 2N 2 O + 2? ® mno 2 + 4on - (възстановяване).
Ние се размножаваме върху коефициентите и сгъваме и двете полу-реакции, получаваме общото йонно уравнение:
3MNO 4 2 - + 2N 2 O \u003d 2MNO 4 - + MNO 2 + 4OH -.
Молекулярно уравнение: 3K 2 mn04 + 2H2O \u003d 2kmno 4 + mno 2 + 4koh.
В този случай, К2 МН04 е едновременно окислител и редуциращ агент.
4. Интрамолекулни реакции на редуциране на окисление, при които степените на окисление на атомите на един и същ елемент (т.е. обратното разглеждани преди това) са процеси съветник (превключване), например
NH4 No 2 ® N2 + 2H2O.
1 2N - 3 - 6? ® N 2 0 (окислителен процес, редуциращ агент),
1 2N +3 + 6? ® N 2 0 (процес на възстановяване, окислител).
Най-трудните са Редукционни реакции, при които атомите или йони не са такива, но два или няколко елемента се подлагат на окисление или възстановяване.
Пример 8.Използвайки горните методи, изравнете реакцията:
3 -2 +5 +5 +6 +2
Като 2 S 3 + HNO 3 ® H3 ASO 4 + H2S04 + не.