C H2O oksidalno redukcijsko reakcijo. Primeri redoksnih reakcij z raztopino

Preden z rešitvijo podate primere Redoxa Reactions, izberite glavne definicije, povezane s temi transformacijami.

Ti atomi ali ioni, ki med interakcijo spremenijo stopnjo oksidacije z zmanjšanjem (elektronskim sprejemom), se imenujejo oksidanti. Med snovmi s takšnimi lastnostmi je mogoče opaziti močne anorganske kisline: Žveplo, sol, dušikov.

Oksidacijsko sredstvo

Tudi močni oksidanti vključujejo permanganske in kromasa alkalijske kovine.

Oksidacijsko sredstvo sprejema, da med reakcijo, ki je potrebno dokončati energetska raven (Vzpostavite dokončano konfiguracijo).

Zmanjševanje agenta

Vsaka shema Redoxa Reaction vključuje identifikacijo redukcijskega sredstva. Vključuje ione ali nevtralne atome, ki se lahko povečajo med kazalnikom interakcije oksidacije (dajejo elektrone z drugimi atomi).

Kovinske atome lahko prinesemo kot tipične redukcijske agente.

Procesov v OVR.

Za bolj značilno je značilna sprememba stopenj oksidacije v začetnih snoveh.

Oksidacija vključuje postopek povzetka negativnih delcev. Obnovitev vključuje iz drugih atomov (ionov).

Algoritem Dislard.

Primeri redoksnih reakcij z raztopino so na voljo v različnih referenčnih materialih, ki so namenjeni pripravi srednješolskih študentov za diplomske preskuse v kemiji.

Da bi se uspešno spopadel s ponudbo v OGe in EE nalogPomembno je imeti algoritem za pripravo in odpuščanje redoks procesov.

Prvič, vrednosti zaračunavanja v vseh elementih v snoveh, predlaganih v shemi, se ustavijo.
Atomi (ioni) se izpraznijo z leve strani reakcije, ki med interakcijo, spremenjeni indikatorji.
S povečanjem stopnje oksidacije se uporablja znak "-" in ko se "+" zmanjša.
Med danimi in sprejetimi elektroni (število, ki so razdeljeni brez ostankov), je najmanjša skupna večkratna.
Ko razdelite NOC na elektrone, dobimo stereokemične koeficiente.
Razporedimo jih pred formulami na enačbo.

Prvi primer OGe

V devetem razredu ne vsi učenci vedo, kako rešiti oksidativne reakcijske reakcije. Zato dovoljujejo številne napake, ne dobijo visokih točk za OGe. Nad zgoraj, zdaj poskusimo delati algoritem posebni primeri.

Značilnost nalog, ki se nanašajo na namestitev koeficientov v predlagani reakciji, izdani diplomantom glavne učne ravni, je, da so podani levi in \u200b\u200bdesni deli enačbe.

To bistveno poenostavi nalogo, saj ni treba samostojno izumiti interakcijskih izdelkov, izberite manjkajoče izvorne snovi.

Na primer, predlagana je uporaba elektronskega ravnovesja za identifikacijo koeficientov v reakciji:

Na prvi pogled, v tej reakciji, stereokemični koeficienti niso potrebni. Ampak, da bi potrdili svoje stališče, so vsi elementi potrebni za polnjenje.

V binarnih spojinah, na katere se nanaša oksid bakra (2) in železovega oksida (2), je vsota stopenj oksidacije nič, glede na to, da je kisik, v bakru in železo, ta indikator je +2. Enostavne snovi (ne sprejemajo) elektronov, zato so značilne z ničelno količino oksidacije.

Izdelali bomo elektronsko ravnovesje, ki prikazuje znak "+" in "-" število elektron, ki je bil sprejet in dal med interakcijo elektronov.

FE 0 -2E \u003d FE 2+.

Ker je število, ki je bilo sprejeto in dano v interakciji enako, ni smiselno najti najmanjše skupne večkratne, določajo stereokemične koeficiente, jih postavite v predlagano interakcijsko shemo.

Da bi dobili nalogo največja ocenaPotrebno je ne le zabeležiti primere redoksnih reakcij z raztopino, temveč tudi napisati ločeno formulo oksidacijskega sredstva (CUO) in redukcijsko sredstvo (Fe).

Drugi primer OGe

Dajmo več primerov redoks reakcij z rešitvijo, ki jo lahko srečajo devet-grederji, ki se odločijo za kemijo kot zaključni izpit.

Recimo, da se predlaga koeficiente v enačbo:

NA + HCL \u003d NACL + H 2.

Da bi se spopadli z nalogo, je najprej pomembno določiti kazalnike oksidacijskih stopenj v vsaki preprosti in kompleksni snovi. Natrij in vodik, bodo nič, saj so preproste snovi.

V klorovodikovi kislini je vodik pozitiven, klor pa je negativna stopnja oksidacije. Po namestitvi koeficientov dobimo reakcijo s koeficienti.

Najprej

Kako dodati Redox reakcije? Primeri z rešitvijo, s katerimi se srečujejo na EEG (razred 11), kažejo, da je dodajanje preskokov, kot tudi koeficientno poravnavo.

Na primer, elektronsko stanje mora dodati reakcijo:

H 2 S + HMNO 4 \u003d S + MNO 2 + ...

V predlagani shemi določite redukcijski agent in oksidator.

Kako naučiti se, kako narediti Redox reakcije? Vzorec vključuje uporabo določenega algoritma.

Prvič v vseh snoveh, podatki o stanju problema, je treba dati stopnjo oksidacije.

Nato je treba analizirati, katera snov lahko postane neznan izdelek v tem procesu. Ker je tukaj oksidantni agent (mangan nastopa v svoji vlogi), reducirni agent (to je žveplo), v umetniškem proizvodu, se stopnje oksidacije ne spreminjajo, zato je to voda.

Upoštevamo, kako rešiti Redox reakcije, da bi pravilno rešili, ugotovimo, da bo naslednji korak priprava elektronskih odnosov:

Mn +7 traja 3 e \u003d Mn +4;

S -2 daje 2e \u003d S 0.

Manganova kation je reducirno sredstvo, anion žvepla je tipičen oksidacijski agent. Ker bo najmanjši večkratnik med sprejetimi in obarnimi elektroni 6, dobimo koeficiente: 2, 3.

Zadnja faza bo oblikovanje koeficientov do začetne enačbe.

3H 2 S + 2HMNO 4 \u003d 3S + 2MNO 2 + 4H 2 O.

Drugi vzorec OSR na izpitu

Kako pravilno narediti Redox reakcije? Primeri z rešitvijo bodo pomagali pri izdelavi algoritma ukrepov.

Predlaga se metoda elektronskega ravnotežja, da zapolni prehod v reakciji:

PH 3 + HMNO 4 \u003d MNO 2 + ... + ...

Postavili smo vse elemente stopnje oksidacije. V tem procesu so oksidativne lastnosti mangana, ki je vključena v sestavo in redukcijsko sredstvo mora biti fosfor, ki spreminja stopnjo oksidacije na pozitivno v fosfornovi kislini.

Glede na predpostavko dobimo reakcijsko shemo, nato pa izvedemo elektronsko ravnotežje.

P -3 daje 8 E in se spremeni v P +5;

Mn +7 traja 3e, obračanje v Mn +4.

NOC bo 24, zato bi moral fosforja prisoten stereometrični koeficient 3 in mangan -8.

Postavljamo koeficiente na nastali proces, dobimo:

3 pH 3 + 8 HMNO 4 \u003d 8 MNO 2 + 4H 2 O + 3H 3 PO 4.

Tretji primer iz izpita

Z elektronsko-ionskim ravnotežjem morate odzvati, navedite redukcijski agent in oksidator.

KMNO 4 + MnSO 4 + ... \u003d MNO 2 + ... + H2SO 4.

Po navedbah algoritma smo postavili v vsak element stopnje oksidacije. Nato ugotovimo tiste snovi, ki se zamudijo na desni in levi deli procesa. Tukaj je reducirno sredstvo in oksidacijsko sredstvo, zato se v zamujenih spojinah stopnje oksidacije ne spreminjajo. Umaknjeni izdelek bo voda, začetna spojina pa kalijev sulfat. Pridobimo reakcijsko shemo, za katero bomo naredili elektronsko ravnovesje.

Mn +2 -2 e \u003d Mn +4 3 redukcijsko sredstvo;

Mn +7 + 3e \u003d mn +4 2 oksidator.

Zapišemo koeficiente enačbi, ki povzemamo manganove atome v desnem delu procesa, saj se nanaša na nesorazmeren proces.

2KMNO 4 + 3MNSO 4 + 2H 2 O \u003d 5MNO 2 + K2 SO 4 + 2H2 SO 4.

Zaključek

Redox reakcije so še posebej pomembne za žive organizme. Primeri OSR so procesi gnitja, fermentacije, živčna dejavnost, dihanje, metabolizem.

Oksidacija in predelava sta pomembna za metalurško in kemično industrijo, zahvaljujoč takšnim procesom, je mogoče obnoviti kovine iz spojin, za zaščito pred kemično korozijo, obdelavo.

Za pripravo redoksnega procesa v organskem ali je potrebno uporabiti poseben akcijski algoritem. Najprej je predlagana shema določila stopnjo oksidacije, nato pa opredeljujejo tiste elemente, ki so se pojavili (navzdol) kazalnika, napisati elektronsko ravnovesje.

Če je bilo predlagano zaporedje zgoraj navedenih ukrepov, se lahko zlahka spopadete z nalogami, ki so na voljo v testih.

Poleg metode elektronskega ravnovesja je možna tudi postavitev koeficientov z zbiranjem polrov.

Reakcije, ki se imenujejo oksidativne redukcijo (ORP), se pojavijo s spremembo stopenj oksidacije atomov v sestavi reagentnih molekul. Te spremembe se pojavijo zaradi prehoda elektronov iz atomov enega elementa v drugega.

Procesi, ki se pojavljajo v naravi in \u200b\u200bjih upravlja oseba, večinoma zastopa HSR. Takšni bistveni procesi, kot so dihanje, presnovo, fotosinteza (6CO2 + H2O \u003d C6H12O6 + 6O2), - vse to OSR.

V industriji s pomočjo HSP, žvepla, klorovodikove kisline in še veliko več.

Obnova kovin iz Rude - Dejansko je baza celotne metalurške industrije tudi redoks procesi. Na primer, reakcija proizvodnje železa iz hematita: 2FE2O3 + 3C \u003d 4FE + 3CO2.

Oksidirniki in reducenti: Značilnosti

Atomi, ki so v procesu kemijske transformacije, se dajejo elektroni, ki se imenujejo reduktorji, njihova stopnja oksidacije (CO) se posledično poveča. Atomi, ki prejemajo elektrone, se imenujejo oksidanti in se zmanjšuje.

Rečeno je, da so oksidanti, ki jemljejo elektrone, se obnovijo, in reduciranje zdravila, ki se oksidirajo v procesu elektronskega povračila.

Najpomembnejši predstavniki oksidantov in redukcijskih sredstev so predstavljeni v naslednji tabeli:

Tipične oksidarje	Tipične redukcije
Enostavne snovi, ki sestojijo iz elementov z visoko elektronezibilnostjo (ne-kovine): jod, fluor, klor, brom, kisik, ozon, žveplo, itd.	Enostavne snovi, sestavljene iz nizkih elektronskih elementov Atomi (kovine ali ne-kovine): vodik H2, ogljik C ( grafit.), Zn Zn, aluminij AL, CA kalcij, barijev ba, železo FE, Chrome CR in tako naprej.
Molekule ali ioni, ki vsebujejo kovine ali ne-metalulovove atome visoke stopnje Oksidacije: oksidi (SO3, CRO3, CUO, AG2O itd.); kisline (HCLO4, HNO3, HMNO4 itd.); soli (KMNO4, KNO3, K2CR2O4, NA2CR2O7, KCLO3, FECL3, itd.).	Molekule ali ioni, ki imajo v svojih sestavih atomovih kovin ali ne-kovin z nizkimi oksidacijskimi stopnjami: vodikove spojine (HBR, Zdravo, HF, NH3 itd.); soli (kisik - K2S, NAI, soli žveplove kisline, MNSO4 itd.); oksidi (CO, NO, itd.); kisline (HNO2, H2SO3, H3PO3, itd.).
Ionske spojine, ki vsebujejo kationirane kovine z visoko CO: PB3 +, AU3 +, AG +, FE3 + in drugi.	Organske spojine: alkoholi, kisline, aldehide, sladkor.

Temelji periodično pravo kemični elementi Najpogosteje je mogoče prevzeti oksidacijo in obnovitveno zmogljivost atomov določenega elementa. Glede na reakcijsko enačbo, je tudi enostavno razumeti, kateri od atomov so oksidacijsko sredstvo in reducent sredstvo.

Da bi ugotovili, je atom oksidacijskega sredstva ali redukcijskega sredstva: dovolj je, da zapišete CO in razumete, kateri atomi so povečali svoje atome reakcije (redukcijska sredstva) in ki zmanjšajo (oksidacijska sredstva).

Dvojne narave snovi

Atomi, ki imajo vmesni COS sposobni in sprejemajo in odstranijo elektrone, kot posledica te snovi, ki vsebujejo takšne atome v njegovi sestavi, se lahko izrazijo tako kot oksidacijsko sredstvo in redukcijsko sredstvo.

Primer je lahko vodikov peroksid. Kisik, ki ga vsebuje njegovo sestavo, se lahko ulikira v CO-1, da ga vzamete.

Pri interakciji z redukcijskim sredstvom, peroksid prikazuje oksidativne lastnosti in z oksidacijskim sredstvom - redukcijo.

Razmislite o podrobnostih z naslednjimi primeri:

obnova (peroksid deluje kot oksidacijsko sredstvo) pri interakciji z redukcijskim sredstvom;

SO2 + H2O2 \u003d H2SO4

O -1 + 1e \u003d O -2

oksidacija (peroksid je reducirno sredstvo v tem primeru) pri interakciji z oksidacijskim sredstvom.

2KMNO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 \u003d 2MNSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O

2o -1 -2e \u003d O2 0

Klasifikacija OSR: Primeri

Razlikujejo se naslednje vrste redoksnih reakcij:

intermolekularna oksidacija-restavracija (oksidacijsko sredstvo in redukcijsko sredstvo v različnih molekulah);
zmanjšanje intramolekularne oksidacije (oksidacijsko sredstvo je del iste molekule kot redukcijsko sredstvo);
nesorazmernost (oksidacijsko sredstvo in redukcijsko sredstvo je atom istega elementa);
reporiacija (oksidacijsko sredstvo in redukcijsko sredstvo, ki je nastalo z enim proizvodom zaradi reakcije).

Primeri kemijskih transformacij, povezanih z različne vrste OVR:

Intramolekularna OSR je najpogosteje reakcija toplotne razgradnje snovi:

2KCLO3 \u003d 2KCL + 3O2

(NH4) 2CR2O7 \u003d N2 + CR2O3 + 4H2O

2NANO3 \u003d 2NANO2 + O2

Intermolekularna OH:

3CU + 8HNO3 \u003d 3CU (NO3) 2 + 2No + 4H2O

2A + FE2O3 \u003d AL2O3 + 2FE

Nesorazmerne reakcije:

3BR2 + 6KOH \u003d 5KBR + KBRO3 + 6H2O

3HNO2 \u003d HNO3 + 2NO + H2O

2No2 + H2O \u003d HNO3 + HNO2

4KCLO3 \u003d KCL + 3KCLO4

Reakcije ugleda:

2H2S + SO2 \u003d 3S + 2H2O

HOCL + HCL \u003d H2O + CL2

Trenutna in pihana OSR

Redoksne reakcije so razdeljene tudi na tekoča in raztrgana.

Prvi primer je proizvodnja električne energije zaradi kemijske reakcije (takšne vire energije se lahko uporabljajo v motorjih motorjev, v radiotehnične naprave, Krmilne naprave) ali elektroliza, ki je, je kemijska reakcija, nasprotno, se pojavi zaradi električne energije (s pomočjo elektrolize, lahko dobite različne snovi, obdelujejo površine kovin in izdelkov iz njih).

Primeri bestley OVR. Možno je poimenovati procese izgorevanja, korozijo kovin, dihanje in fotosinteze itd.

Elektronsko stanje ORP.

Enačnosti največ kemijske reakcije Izenačijo z nezapletenim izborom stehiometrični koeficienti. Vendar pa je pri izbiri koeficientov za OSR, se lahko soočiti s situacijo, ko število atomov nekaterih elementov ni mogoče izenačiti, ne da bi motili enakost količine drugih atomov. V enačbah takih reakcij so koeficienti izbrani z metodo elektronskega ravnovesja.

Metoda temelji na dejstvu, da je vsota elektrona, ki jo je sprejel oksidator in količina redukcijskega sredstva, ki je dana ravnovesju.

Metoda je sestavljena iz več faz:

Reakcijsko enačbo se zabeleži.
Opredeljene iz elementov.
Elementi so določeni, ki so zaradi reakcije spremenili svoje oksidacijske stopnje. Ločeno zapisovanje poltrditve oksidacije in predelave.
Multiplikatorji so izbrani za enačbe pol-formacije, da bi izenačili elektrone, podane v polporenu elektrona.
Izbrani koeficienti so pritrjeni v reakcijsko enačbo.
Izbrani so preostali reakcijski koeficienti.

Na The preprost Primer. aluminijaste interakcije Z kisikom, ki je priročen za napis izenačevalnega faze:

Enačba: Al + O2 \u003d AL2O3
Pri atomih preproste snovi Aluminij in kisik sta enaka 0.

AL 0 + O2 0 \u003d Al +3 2O -23

Naredili bomo pol-reakcijo:

Al 0 -3e \u003d al +3;

O2 0 + 4E \u003d 2O -2

Ko pomnožimo, kateri število prejetih in število odstranljivih elektronov izberemo koeficiente, izberemo enako:

AL 0 -3E \u003d AL +3 koeficient 4;

O2 0 + 4E \u003d 2O -2 koeficient 3.

Slik koeficientov v reakcijsko shemo:

4 AL +. 3 O2 \u003d AL2O3.

Videti je, da je, da izenačite celotno reakcijo, je dovolj, da koeficient pred reakcijskim produktom:

4al + 3o2 \u003d 2 AL2O3.

Primeri nalog za pripravo elektronskega ravnotežja

Najdemo naslednje nalog na izenačevanju OVR:

Interakcija kalijevega permanatata s kalijevim kloridom v kislem mediju s sproščanjem klora klora.

Mangan-oksidant kalij Kmno4 (kalijev permanganat, "mangan") je močno oksidacijsko sredstvo zaradi dejstva, da je v Kmno4 stopnja oksidacije Mn +7. Z njim se pogosto prinaša plinasti klor v laboratorijskih pogojih glede na naslednjo reakcijo:

KCL + KMNO4 + H2SO4 \u003d CL2 + MNSO4 + K2SO4 + H2O

K +1 Cl -1 + K +1 Mn +7 O4 -2 + H2 +1 S +6 O4 -2 \u003d CL2 + Mn +2 S +6 O4 -2 + K2 +1 S +6 O4 -2 + H2 +1 O -2

Elektronsko ravnovesje:

Kot je razvidno iz ureditve CO, atomi klora dajejo elektrone, ki povečujejo od na 0, manganske atome pa prejmejo:

Mn +7 + 5e \u003d Mn +2 Multiplikator dva;

2Cl -1 -2E \u003d CL2 0 Fort pet.

Koeficiente v enačbi smo postavili v skladu z izbranimi multiplikatorji:

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

Prilagodite število drugih predmetov:

10KCL + 2KMNO4 + 8 H2SO4 \u003d 5CL2 + 2MNSO4 + 6 K2SO4 +. 8 H2O.

Interakcija bakra (CU) s koncentrirano dušikovo kislino (HNO3) s sproščanjem plinastega dušikovega oksida (NO2):

CU + HNO3 (CONC.) \u003d NO2 + CU (NO3) 2 + 2H2O

CU 0 + H +1 N +5 O3 -2 \u003d N +4 O2 + CU +2 (N +5 O3 -2) 2 + H2 +1 O -2

Elektronsko ravnovesje:

Kot je razvidno, bakreni atomi povečujejo z iz praska na dva, in dušikovih atoma - zmanjšanje od +5 do +4

CU 0 -2E \u003d Multiplikator CU +2;

N +5 + 1e \u003d n +4 multiplikator dva.

Slip koeficientov na enačbo:

Cu 0 +. 4 H +1 N +5 O3 -2 \u003d 2 N +4 O2 + CU +2 (N +5 O3 -2) 2 + H2 +1 O -2

Cu +. 4 HNo3 (CONC.) \u003d 2 NO2 + CU (NO3) 2 + 2 H2O.

Interakcija kalijevega dikromata s H2S v kislem okolju:

Pišemo reakcijsko shemo, postavite z:

K2 +1 CR2 +6 O7 -2 + H2 +1 S -2 + H2 +1 S +6 O4 -2 \u003d S 0 + CR2 +3 (S +6 O4 -2) 3 + K2 +1 S +6 O4 -2 + H2O.

S -2 -2E \u003d S 0 koeficient 3;

2CR +6 + 6E \u003d 2CR +3 koeficient 1.

Nameravamo:

K2CR2O7 + 3N2S + H2SO4 \u003d 3S + CR2 (SO4) 3 + K2SO4 + H2O

Izenačite preostale elemente:

K2SR2O7 + 3N2S + 4N2SO4 \u003d 3S + CR2 (SO4) 3 + K2SO4 + 7N2O

Učinek reakcijskega medija

Narava okolja vpliva na potek tistih ali drugih HSI. Vloga reakcijskega medija je mogoče izslediti na primeru interakcije kalijevega permanganata (KMNO4) in natrijevega sulfita (NA2SO3) pri različnih vrednostih pH:

NA2SO3 + KMNO4 \u003d NA2SO4 + MnSO4 + K2SO4 (PH<7 кислая среда);
NA2SO3 + KMNO4 \u003d NA2SO4 + MNO2 + KOH (PH \u003d 7 nevtralno okolje);
NA2SO3 + KMNO4 \u003d NA2SO4 + K2MNO4 + H2O (PH\u003e 7 alkalni medij).

Vidimo je, da sprememba kislosti medija vodi do oblikovanja različnih proizvodov interakcije med enakimi snovmi. S spremembo kislosti medija se pojavijo tudi za druge reagente, ki vstopajo v OSR. Podobno je prikazano nad primeri odgovora s sodelovanjem CR2O7 2- ion 2- bo potekal z tvorbo različnih reakcijskih izdelkov v različnih okoljih:

v kislem mediju bo izdelek CR3+;

v alkal - CRO2 -, CRO3 3+;

v nevtralnem CR2O3.

18. Redox reakcije (nadaljevanje 1)

18.5. Vodikov peroksid Ozr.

V vodikov peroksid molekule H 2 O 2, Atomi kisika so v stopnji oksidacije -I. To je vmesni in ne najbolj stabilen stopnja oksidacije atomov tega elementa, zato vodikov peroksid kaže oksidativne in rehabilitacijske lastnosti.

Oksidativna in redukcijska aktivnost te snovi je odvisna od koncentracije. V pogosto uporabljenih rešitvah masna frakcija 20% vodikovega peroksida je precej močno oksidacijsko sredstvo, pri razredčenih raztopinah pa se zmanjša oksidativna dejavnost. Lastnosti izterjave za vodik peroksid so manj značilna kot oksidacijska in je odvisna tudi od koncentracije.

Vodikov peroksid - zelo Šibka kislina (Glej Dodatek 13), zato se hidroperoksidne ioni pretvorijo v močne rešitve njegovih molekul.

Glede na reakcijo medija in na oksidacijsko sredstvo ali redukcijsko sredstvo je vodikov peroksid v tej reakciji, bodo izdelki redoks interakcije drugačni. Enačbe pol-virov za vse te primere so prikazane v tabeli 1.

Tabela 1.

Enačbe oksidacijsko-redukcijskih polnosnih delov H 2 O 2 v rešitvah

Srednja reakcija	H 2 O 2 oksidator	H 2 O 2 Obnovi
Acido
Nevtralno	H 2 O 2 + 2E - \u003d 2OH	H 2 O 2 + 2H 2 O-2E - \u003d O 2 + 2H 3 O
Alkalin	HO 2 + H 2 O + 2E - \u003d 3OH

Razmislite o primerih HSR s sodelovanjem vodikovega peroksida.

Primer 1. Nanesite reakcijsko enačbo, ki se izteče pri dodajanju raztopine kalijevega jodida na raztopino vodikovega peroksida, nakisamo z žveplovo kislino.

1	H 2 O 2 + 2H 3 O + 2E - \u003d 4H20
1	2i - 2E - \u003d I 2

H 2 O 2 + 2H 3 O + 2I \u003d 4H 2 O + I 2
H 2 O 2 + H 2 SO 4 + 2KI \u003d 2H 2 O + I 2 + K 2 SO 4

Primer 2. Naredite reakcijsko enačbo med kalijem permanganatom in vodikovim peroksidom v vodna raztopina, nakisana žveplova kislina.

2	MNO 4 + 8H 3 O + 5E - \u003d MN 2 + 12H 2 O
5	H 2 O 2 + 2H 2 O-2E - \u003d O 2 + 2H 3 O

2MNO 4 + 6H 3 O + + 5H 2 O 2 \u003d 2MN 2 + 14H 2 O + 5O 2
2KMNO 4 + 3H 2 SO 4 + 5H 2 O 2 \u003d 2MNSO 4 + 8H 2 O + 5O 2 + K2 SO 4 SO 4 SO 4

Primer 3. Naredite enačbo reakcije vodikovega peroksida z natrijevim jodidom v raztopini v prisotnosti natrijevega hidroksida.

3	6	HO 2 + H 2 O + 2E - \u003d 3OH
1	2	I + 6OH - 6E - \u003d IO 3 + 3H 2 O

3HO 2 + I \u003d 3OH + IO 3
3NAHO 2 + NAI \u003d 3NAOH + NAIO 3

Izključitev reakcije nevtralizacije med natrijevim hidroksidom in vodikovim peroksidom se ta enačba pogosto zabeleži na naslednji način:

3h 2 O 2 + NAI \u003d 3H 2 O + NAIO 3 (v prisotnosti NaOH)

Enaka enačba se bo izkazala, če se takoj (na fazi priprave) ne upošteva nastajanja ionov hidroperoksida.

Primer 4. Naredite reakcijsko enačbo, ko se vodik dioksid doda raztopini vodikovega peroksida v prisotnosti kalijevega hidroksida.

PBO 2 Svinec dioksid je zelo močno oksidacijsko sredstvo, zlasti v kislem okolju. Obnovitev pod temi pogoji, oblikuje PB 2 ioni. V alkalnem mediju se ioni tvorijo med obnovo PBO 2.

1	PBO 2 + 2H 2 O + 2E - \u003d + OH
1	HO 2 + OH - 2E - \u003d O 2 + H 2 O

PBO 2 + H 2 O + HO 2 \u003d + O 2

Izključitev nastajanja ionov hidroperoksida je enačba napisana na naslednji način:

PBO 2 + H 2 O 2 + OH \u003d + O 2 + 2H20

Če je bila dodana raztopina hidrogen peroksida alkalna, je treba molekularno enačbo posneti na naslednji način:

PBO 2 + H 2 O + KHO 2 \u003d K + O 2

Če je reakcijska zmes, ki vsebuje alkali, dodamo nevtralno raztopino vodikovega peroksida, se lahko molekularna enačba posname in izključuje nastajanja kalijevega hidroperoksida:

PBO 2 + KOH + H 2 O 2 \u003d K + O 2

18.6. OVRamičnost in intramolekularno OH

Med reakcijami Redox so označeni Reakcije dismutacije (nesorazmernost, samozdravljenje-self-healing).

Primer reakcije izkrivljanja, ki je znana, je reakcija vodne klora:

CL 2 + H 2 O HCL + HCLO

V tej reakciji je polovica klora atomov (0) oksidirana na stopnjo oksidacije + I, druga polovica pa je obnovljena na stopnjo oksidacije -I:

Napravili bomo metodo elektronskega salda enačbe podobne reakcije, ki je pretokala, ko je klor, ki poteka skozi hladno alkalno raztopino, na primer Koh:

1	CL 2 + 2E - \u003d 2CL
1	CL 2 + 4OH - 2E - \u003d 2Clo + 2H20

2Cl 2 + 4oh \u003d 2cl + 2clo + 2h 2 O

Vsi koeficienti v tej enačbi imajo skupni delilnik, zato:

CL 2 + 2OH \u003d CL + CLO + H 2 O
CL 2 + 2KOH \u003d KCL + KCLO + H 2 O

Klorova raztapljanje v vroči raztopini se razlikuje nekoliko drugače:

5		CL 2 + 2E - \u003d 2CL
1		CL 2 + 12OH - 10E - \u003d 2CLO 3 + 6H 2 O

3Cl 2 + 6OH \u003d 5CL + CLO 3 + 3H 2 O
3Cl 2 + 6KOH \u003d 5KCL + KLO 3 + 3H 2 O

Super praktična vrednost Ima dintenzivnost dušikovega dioksida med vodovodno reakcijo ( zvezek) in z raztopinami Alkalije ( b.):

zvezek)		2 + 3h 2 O-E-\u003d NE 3 + 2H 3 O		NE 2 + 2OH - E-\u003d NE 3 + H 2 O
		2 + H 2 O + E - \u003d HNO 2 + OH		2 + E-\u003d NO 2
	2Na 2 + 2h 2 O \u003d ne 3 + H 3 O + HNO 2		2NO 2 + 2OH \u003d NE 3 + NE 2 + H 2 O
	2Na 2 + H 2 O \u003d HNO 3 + HNO 2		2No 2 + 2NAOH \u003d Nano 3 + Nano 2 + H 2 O

Reakcije dismutacije nadaljujejo le v raztopinah, temveč tudi pri ogrevanih trdnih snovi, kot so kalijev klorate:

4KCLO 3 \u003d KCL + 3KCLO 4

Značilnost in zelo učinkovit primer intramolekularne Ozr je toplotna razgradnja amonijevega dikromata (NH 4) 2 CR 2 O7. V tej snovi so atomi dušika v nizki oksidaciji (-III), in kromijo atomi v najvišjem (+ VI). Za sobna temperatura Ta spojina je precej stabilna, vendar se, ko se segreje intenzivno razgradi. Hkrati, krom (vi) prehaja v kromu (III) - najbolj stabilno stanje kroma in dušika (-III) - v dušiku (0) je tudi najbolj stabilno stanje. Upoštevanje števila atomov v formuli enoti elektronske bilance enačbe:

	2CR + VI + 6E - \u003d 2CR + III
	2N -III - 6E - \u003d n 2,

in zelo enačba reakcije:

(NH 4) 2 CR 2 O 7 \u003d CR2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.

Drugo pomemben primer Intramolekularna OSR - toplotna razgradnja kalijevega perklorata KCLO 4. V tej reakciji, klor (VII), kot vedno, ko deluje kot oksidacijsko sredstvo, gre v klor (-I), oksidacijski kisik (-II) na preprosto snov:

1		Cl + VII + 8E - \u003d CL -I
2		2o -II - 4E - \u003d O 2

in posledično, reakcijska enačba

KCLO 4 \u003d KCL + 2O 2

Podobno razgradi pri segretem in kalijevem kloratu KCLO 3, če se razgradnja izvede v prisotnosti katalizatorja (MNO 2): 2KCLO 3 \u003d 2KCL + 3O 2

V odsotnosti katalizatorja nadaljuje z odzivom disSmutacije.
Skupina intramolekularnih ABS vključuje odziv toplotne razgradnje nitratov.
Ponavadi so procesi, ki izhajajo na ogrevanje nitratov, precej zapleteni, zlasti v primeru kristalnega hidratesa. Če so vodne molekule šibke v kristal hidravlidici, nato pri nizkem ogrevanju, je nitrat dehidriran [na primer, LINO 3. 3h 2 O in CA (št. 3) 2 4H 2 O so dehidrirani na LINO 3 in CA (št. 3) 2], če je voda pritrjena več [npr, kot je na primer v mg (št. 3) 2. 6h 2 O in BI (št. 3) 3. 5h 2 O], nato pa se pojavi nekakšna reakcija intramolekularne hidrolize z tvorbo osnovnih soli - hidroksida nitrate, ki z nadaljnjim ogrevanjem lahko gredo na oksidne nitrate (in (št. 3) 6), zadnji z več visoke temperature razgraditi na okside.

Brezvodne nitrate med ogrevanjem je mogoče zaznati na Nitrites (če obstajajo pri tej temperaturi so še vedno stabilni), in nitritov za okside. Če se ogrevanje izvede do dovolj visoke temperature, ali ustrezni oksid je majhen odporen (AG 2 O, HGO), potem je produkt toplotne razgradnje kovine (CU, CD, AG, Hg).

Nekoliko poenostavljena shema toplotne razgradnje nitratov je prikazana na sl. pet.

Primeri zaporednih transformacij, ki se pojavljajo med ogrevanjem nekaterih nitratov (temperature so podane v stopinjah Celzija):

KNO 3 KNO 2 K 2 O;

Ca (št. 3) 2. 4h 2 O CA (št. 3) 2 CA (št. 2) 2 CAO;

Mg (št. 3) 2. 6h 2 o mg (št. 3) (OH) Mgo;

CU (št. 3) 2. 6h 2 O CU (št. 3) 2 CUO CU 2 O CU;

BI (št. 3) 3. 5h 2 O BI (št. 3) 2 (OH) BI (št. 3) (OH) 2 (št. 3) 6 BI 2 O 3.

Kljub kompleksnosti procesov, ki se pojavljajo, se pri odgovarjanju na vprašanje, kaj se zgodi z "kalcinacijo" (to je pri temperaturi 400 do 500 o C) ustreznega brezvodnega nitrata, navadno vodene z naslednjimi izjemno poenostavljenimi pravili:

1) najbolj nitrate aktivne kovine (v vrsti napetosti - levi del magnezija) razgraditi na nitrites;
2) nitrati z manj aktivnimi kovinami (v vrsti napetosti - od magnezija do bakra) razpadejo na okside;
3) Nitrate najmanj aktivnih kovin (v vrsti napetosti - desno od bakra) razgradijo na kovino.

Uporaba teh pravil je treba spomniti, da v takih pogojih
LINO 3 razgradi oksid,
Biti (ne 3) 2 razpade oksida pri višji temperaturi,
Iz Ni (št. 3) 2, poleg nio, se lahko izkaže, da je Ni (št. 2) 2,
Mn (št. 3) 2 razgradi Mn 2 O 3,
Fe (št. 3) 2 razgradita Fe 2 O 3;
Od HG (št. 3) 2 Poleg živega srebra je mogoče dobiti njen oksid.

Upoštevajte tipične primere reakcij, povezanih s temi tremi vrstami:

KNO 3 KNO 2 + O 2

2	N + V + 2E- \u003d N + III
1	2o- II - 4E- \u003d O 2

2kno 3 \u003d 2kno 2 + O 2

Zn (št. 3) 2 ZNO + št. 2 + O 2

.	N + v + e- \u003d n + iv
1-.	2o- II - 4E- \u003d O 2

2ZN (št. 3) 2 \u003d 2ZNO + 4NO 2 + O 2

Agno 3 AG + št. 2 + O 2

18.7. Redox Recovery reakcije

Te reakcije so lahko intermolekularne in intramolekularne. Na primer, intramolekularni Ozr, ki teče pri termični razgradnji nitrata in amonijevega nitrita, pripadajo reakcijam naknatovanja, saj je stopnja oksidacije dušikovih atomov izenačena tukaj:

NH 4 št. 3 \u003d N 2 O + 2H20 (približno 200 o C)
NH 4 št. 2 \u003d N 2 + 2H20 (60 - 70 O C)

Pri višji temperaturi (250-300 o C) amonijevega nitrata razgradi na N 2 in ne, in s še višjim (nad 300 o C) - do dušika in kisika, v drugem primeru pa se oblikovana voda.

Primer intermolekularnega odziva konktuvanja je reakcija, ki teče ob združitvi vročih raztopin kalijevega nitrita in amonijevega klorida:

Nh 4 + ne 2 \u003d n 2 + 2h 2 o

NH 4 CL + KNO 2 \u003d KCL + N 2 + 2H20

Če se izvede podobna reakcija, se ogreva zmes kristaliničnega amonijevega sulfata in kalcijevega nitrata, odvisno od pogojev, lahko reakcija različno teče:

(NH 4) 2 SO 4 + CA (NO 3) 2 \u003d 2N 2 O + 4H 2 O + CASO 4 (T< 250 o C)
(NH 4) 2 SO 4 + CA (NO 3) 2 \u003d 2N 2 + O 2 + 4H 2 O + CASO 4 (T\u003e 250 O C)
7 (NH 4) 2 SO 4 + 3CA (št. 3) 2 \u003d 8N 2 + 18H 2 O + 3CASO 4 + 4NH 4 HSO 4 (T\u003e 250 O C)

Prva in tretjina teh reakcij - reakcije koncentracije, druga - bolj zapletena reakcija, vključno s krsto dušikovih atomov in oksidacijo kisikovih atomov. Kateri od reakcij bodo pritekali pri temperaturah nad 250 o C, je odvisno od razmerja reagentov.

Reakcije kroma, ki vodijo do tvorbe klora pri zdravljenju soli klorovodikovih kislin s klorovimi kislinami, ki vsebujejo kisik, na primer: \\ t

6HCL + KLO 3 \u003d KCL + 3CL 2 + 3H 2 O

Prav tako je žveplo iz plinastega vodikovega sulfida in žveplovega dioksida tvorjena s konmotracijsko reakcijo:

2H 2 S + SO 2 \u003d 3S + 2H20

Umetnost koncentracije je precej številna in raznolika - vključujejo tudi nekatere kislinske glavne reakcije, na primer:

Nah + H 2 O \u003d NaOH + H2.

Za zbiranje enačb ECR, se za mommer se uporablja elektronsko-ionsko in elektronsko ravnovesje, odvisno od tega, ali ta reakcija toka v raztopini ali ne.

18.8. Elektroliza

Študij poglavje IX, ste se seznanili z elektrolizo talinov različne snovi. Ker so gibljive ione prisotne v raztopinah, lahko rešitve različnih elektrolitov lahko izpostavimo elektrolizi.

Običajno se uporabljajo z elektrolizo talinov in elektroliza raztopin, elektrode iz materiala, ki ne vstopajo v reakcijo (grafit, platina, itd), vendar se običajno uporabljajo, včasih pa se elektroliza izvede z "topno" anodo. "Topna" anoda se uporablja v primerih, ko je potrebno pridobiti elektrokemično metodo priključitve elementa, iz katerega je nastala anoda. Z elektrolizo velik pomen Prostor Anode in katode so razdeljeni, ali elektrolit v reakcijskem postopku se meša - reakcijski izdelki v teh primerih so lahko drugačni.

Upoštevajte najpomembnejše primere elektrolize.

1. Elektroliza taline NaCl. Električne elektrode (grafitne), anodni in katodni prostor so ločeni. Kot že veste, v tem primeru reakcija nadaljuje na katodo in na anodo:

K: na + e - \u003d na
O: 2CL - 2E - \u003d CL 2

Po pisanju enačb reakcij, ki tečejo na elektrodah, dobimo pol-vire, s katerimi lahko delujemo na enak način kot v primeru uporabe metode iz elektronske ionske bilance:

2		Na + e - \u003d na
1		2CL - 2E - \u003d CL 2

Zlaganje teh enačb polrov virov, dobimo ionsko enačbo elektrolize

2NA + 2CL 2NA + CL 2

in nato molekularno

2NACL 2NA + CL 2

V tem primeru je treba katodo in anodski prostor ločiti, tako da se reakcijski proizvodi ne odzivajo med seboj. V industriji se ta reakcija uporablja za pridobitev kovinskega natrija.

2. Elektroliza taline K 2 CO 3. Električne elektrode (Platina). Katodski in anodni prostor ločen.

4		K + E-\u003d K
1		2CO 3 2 - 4E - \u003d 2CO 2 + O 2

4K + 2CO 3 2 4K + 2CO 2 + O 2
2K 2 CO 3 4K + 2CO 2 + O 2

3. Elektroliza vode (H 2 O). Inertne elektrode.

2		2H 3 O + 2E - \u003d H 2 + 2H20
1		4OH - 4E - \u003d O 2 + 2H20

4h 3 O + 4OH 2H 2 + O 2 + 6H20

2h 2 O 2H 2 + O 2

Voda je zelo šibka elektrolita, vsebuje zelo malo ionov, zato se elektroliza čiste vode izredno počasi nadaljuje.

4. Elektroliza raztopine CUCL 2. Elektrode-grafit. Sistem vsebuje kationiste CU 2 in H3O, kot tudi CL in OH Anions. Cu 2 ioni so močnejši oksidangi kot H 3 O ioni (glej vrsto napetosti), tako da se bakreni ioni izpraznijo na katodi, in šele, ko ostanejo zelo malo, Oxonia ioni se odvajajo. Za anione se lahko vodi z naslednjim pravilom:

Pri povečanju stopnje oksidacije Postopek oksidacije teče in snov sama je reducirno sredstvo. Pri zmanjševanju stopnje oksidacije poteka postopek predelave in snov sama je oksidator.

Opisana metoda izenačevanja OSR se imenuje "metoda bilance za oksidacijske stopnje".

V večini kemijskih ugodnostih in široko uporabljenih v praksi metoda elektronske bilance Za izenačevanje OSP, se lahko prijavite z rezervacijami, da stopnja oksidacije ni enaka dajatvi.

2. Metoda pol-virov.

V teh primerihKo reakcija nadaljuje z vodno raztopino (talt), pri pripravi enačb, ne temelji na spremembi stopnje oksidacije atomov, ki so del reakcijskih snovi, vendar na spremembo v stroških realnih delcev , to je, da upošteva obliko obstoja snovi v raztopini (preprost ali kompleksen ion, atom ali molekula nemotenih ali šibko raztapljanje snovi v vodi).

V tem primeru Pri pripravi ionskih enačb redoksnih reakcij je treba upoštevati enako obliko snemanja, ki je sprejeta za ionske izmenjave enačb, in sicer: majhna topna, manjša in plinaste spojine je treba napisati v molekularni obliki, in ione, ki se ne spreminjajo « stanje - odpraviti iz enačbe. V tem primeru se procesi oksidacije in predelave evidentirajo kot ločeni pol-vire. Izvajanje v številu atomov vsake vrste je pol-reakcija prepognjena, pomnoži vsakega od takega koeficienta, ki izenačuje spremembo napolnjenosti oksidant in redukcijskega sredstva.

Metoda pol-formacije natančneje odraža resnične spremembe v snoveh v procesu redoksnih reakcij in olajša zbiranje enačb teh procesov v ionsko-molekularni obliki.

Kolikor od istega reagenti.različne izdelke je mogoče doseči, odvisno od narave medija (kisli, alkali, nevtralni), za takšne reakcije v ionskem vezjem, razen delcev, ki opravljajo funkcije oksidacijskega sredstva in redukcijskega sredstva, značilnosti reakcije medija je nujno označen (ion n + ali ion it -, ali h 2 o molekulo).

Primer 5. Uporaba metode pol-formacije, položite koeficiente v reakciji:

KMNO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + KNO 3 + K2 SO 4 + H 2 O.

Sklep.Zapišemo reakcijo v obliki ionske, glede na to, da vse snovi, ki niso vode, ki se ločijo na ionih:

MNO 4 - + NE 2 - + 2H + ® MN 2+ + NE 3 - + H 2 O

(K + in SO 4 2 - ostanejo nespremenjeni, zato jih ne določajo v ionski shemi). Iz ionske sheme je videti, da je oksidant permanganat-ion. (MNO 4 -) se spremeni v območje MN 2+ in hkrati se sproščajo štirje kisikovi atomi.

V kislem okolju Vsak kisik sproščen atom je povezan z 2N +, da tvori vodovodno molekulo.

To pomeni : MNO 4 - + 8H + + 5® MN 2+ + 4H 2 O.

Razlika v stroških izdelkov in reagentov: DQ \u003d + 2-7 \u003d -5 (znak "-" kaže, da je postopek obnovitve poteka in 5 je priključen na reagente). Za drugi postopek, pretvorba št. 2 - ne 3 -, manjkajoči kisik prihaja iz vode do redukcijskega sredstva, rezultat pa je presežek H + ionov,hkrati pa reagenti izgubljajo 2 :

Št 2 - + H 2 O-2® NO 3 - + 2H +.

Tako dobimo:

2 | MNO 4 - + 8H + + 5® MN 2+ + 4H20 (obnovitev),

5 | Ne 2 - + H 2 O-2® št. 3 - + 2H + (oksidacija).

Pomnožitev članov prve enačbe na 2, drugi - s 5 in jih zlaganja, dobimo ionsko molekularno enačbo tega reakcije:

2MNO 4 - + 16h + + 5NO 2 - + 5H 2 O \u003d 2MN 2+ + 8H2 O + 5NO 3 - + 10H +.

Zmanjšanje enakih delcev na levi in \u200b\u200bdesnem delu enačbe, dobimo končno ionsko-molekularno enačbo:

2MNO 4 - + 5NO 2 - + 6H + \u003d 2MN 2+ + 5NO 3 - + 3H 2 O.

Z ionsko enačbo naredimo molekularno enačbo:

2KMNO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 \u003d 2MNSO 4 + 5KNO 3 + K2 SO 4 + 3H 2 O.

V alkalnih in nevtralnih okoljih Lahko se vodi po naslednjih pravilih: v alkalnem in nevtralnem mediju, vsak kisik, ki ga sprosti oksidator, priključen na eno molekulo vode, ki tvori dva hidroksidna iona (2. -), in vsaka manjka - vstopi v redukcijsko sredstvo 2- Ioni na tvorbo ene molekule vode v alkalnem mediju, in v nevtralnem - prihaja iz vode z izdajo 2 ioni H +.

Če V oksidacijski reakciji sodeluje vodikov peroksid (H 2 O 2), je treba upoštevati vlogo H 2 O 2 v posebni reakciji. V H 2 O 2, kisik je v vmesni stopnji oksidacije (-1), zato vodikov peroksid pri reakcijskih reakcijah oksidacije kaže redoks dvojnost. V primerih, ko je H 2 O 2 oksidatorPolri reaktorji imajo naslednjo obliko:

H 2 O 2 + 2N + + 2? ® 2N 2 O (kislo sredo);

H 2 O 2 +2? ® 2O - (nevtralen in alkalni medij).

Če je vodikov peroksid restorener.:

H 2 O 2 - 2? ® O 2 + 2N + (kislinski medij);

H 2 O 2 + 2OH - - 2? ® O 2 + 2H20 (alkalna in nevtralna).

Primer 6.Zagotovite reakcijo: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K2 SO 4 + H 2 O.

Sklep.Reaktivno reakcijo v ionskem obrazcu:

I - + H 2 O 2 + 2H + ® I 2 + SO 4 2 - + H 2 O.

Razumemo pol-formacije, saj je H 2 O 2 v tej reakciji oksidator in reakcija nadaljuje v kislem okolju:

1 2i - - 2 \u003d I 2,

1 H 2 O 2 + 2H + + 2® 2H 2 O.

Končna enačba: 2Ki + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K2 SO 4 + 2H 2 O.

Obstajajo štiri vrste redoksnih reakcij:

1 . Intermulekularna Redoks reakcije, pri katerih se spremenijo stopnje oksidacije atomov elementov, vključenih v različne snovi. Reakcije, obravnavane v primerih 2-6, pripadajo tej vrsti.

2 . Intramolekularnaredoks reakcije, pri katerih stopnja oksidacije spremeni atome različnih elementov iste snovi. S tem mehanizmom nadaljujejo odzivi toplotne razgradnje spojin. Na primer, v reakciji

PB (št. 3) 2 ® PBO + št. 2 + O 2

spremeni stopnjo oksidacije dušika (N +5 ® N +4) in atom kisika (O-2 ® O 2 0), ki sta znotraj pb molekule (št. 3) 2.

3. Self-Podajte samo-neupravičene reakcije(nesorazmernost, dodelitev). V tem primeru se stopnja oksidacije istega elementa povečuje in zmanjšuje. Nesorazmerne reakcije so značilne za spojine ali elemente snovi, ki ustrezajo eni od vmesnih stopenj oksidacije elementa.

Primer 7.Z uporabo vseh zgornjih metod izenačite reakcijo:

Sklep.

vendar) Metodo ravnovesja stopnje oksidacije.

Definiramo stopnje oksidacije elementov, ki sodelujejo v postopku oksidacije in obnovitve pred in po reakciji:

K 2 MNO 4 + H 2 O ® KMNO 4 + MNO 2 + KOH.

Iz primerjave stopnje oksidacije izhaja, da je mangan hkrati vključen v oksidacijski proces, kar povečuje stopnjo oksidacije od +6 do +7, in med postopkom predelave, ki znižuje stopnjo oksidacije od +6 do + 4.2 Mn +6 ® Mn +7; DW \u003d 7-6 \u003d +1 (postopek oksidacije, redukcijsko sredstvo),

1 mn +6 ® mn +4; DW \u003d 4-6 \u003d -2 (postopek obnovitve, oksidator).

Ker je v tej reakciji oksidator in redukcijsko sredstvo ista snov (K 2 MNO 4), se koeficienti pred njimi povzamejo. Enačba zapisov:

3K 2 MNO 4 + 2H 2 O \u003d 2KMNO 4 + MNO 2 + 4KOH.

b) metoda pol-virov.

Reakcija se nadaljuje v nevtralnem okolju. Postavljamo ionsko reakcijsko shemo, pri čemer upoštevamo, da je H 2 O šibki elektrolit, in MNO 2 je slab oksid v vodi:

MNO 4 2 - + H 2 O ® MNO 4 - + ¯MNNO 2 + OH - .

Snemanje pol-reakcije:

2 MNO 4 2 -? ® MNO 4 - (oksidacija),

1 MNO 4 2 - + 2N 2 O + 2? ® MNO 2 + 4ON - (predelava).

Pomnožimo na koeficiente in zložimo obeh pol-reakcij, dobimo celotno ionsko enačbo:

3MNO 4 2 - + 2N 2 O \u003d 2MNO 4 - + MNO 2 + 4OH -.

Molekularna enačba: 3K 2 MNO 4 + 2H 2 O \u003d 2KMNO 4 + MNO 2 + 4KOH.

V tem primeru je K 2 MNO 4 oksidacijsko sredstvo in redukcijsko sredstvo.

4. Intramolekularne reakcije oksidacije, v katerih so stopenj oksidacije atomov istega elementa (to, da je povratnec prej upoštevan) so procesi svetovalca (preklapljanje), na primer

NH 4 št. 2 ® N 2 + 2H 2 O.

1 2N - 3 - 6? ® N 2 0 (Postopek oksidacije, redukcijsko sredstvo),

1 2N +3 + 6? ® N 2 0 (postopek predelave, oksidacijsko sredstvo).

Najtežje so Redox reakcije, pri katerih atomi ali ioni niso eden, ampak dva ali več elementov je izpostavljena oksidaciji ali okrevanju.

Primer 8.Uporaba zgornjih metod izenačite reakcijo:

3 -2 +5 +5 +6 +2

AS 2 S 3 + HNO 3 ® H3 ASO 4 + H 2 SO 4 + NO.