Oxidarea-reducere (OVR) se referă la reacțiile însoțite de o schimbare în gradul de oxidare a atomilor care alcătuiesc reactanții. Gradul de oxidare (O) înseamnă o valență stoichiometrică cu semnul (+) sau (-). Semnul (+) este atribuit elementului electropozitiv (metalic) și (-) mai electronegativ (nemetal). Oxidarea-reducere este un singur proces, interdependent.
Oxidarea corespunde unei creșteri a gradului de oxidare a elementului, iar recuperarea - la o scădere.
Gradul de oxidare a ionilor simpli coincide cu încărcătura lor: Fe 3+. K +. Cl - etc. Gradul de oxidare al complexului non este același cu încărcătura lui (NH4 +), (SO4 2-), (PO4 3-) și. și așa mai departe.
Gradul de oxidare a unui atom din interiorul unui ion sau molecula complexă nu este direct legat de sarcina pe acest atom. De exemplu, încărcarea atomului de Cr în molecule de CrCl2. CrCl3. K2 CrO4 este 1,9; 1,3 și 0,2 încărcare electronică (cu semnul "+") și stările de oxidare - +2, +3 și +6, respectiv. Determinarea gradului de oxidare se bazează pe următoarea regulă: suma gradelor de oxidare a atomilor din moleculă este zero și în ionul complex este egală cu sarcina acestui ion. Atom în starea de oxidare mai mare poate fi numai oxidant, dacă este într-o stare de oxidare mai scăzută - numai agent de reducere, și dacă are un grad intermediar de oxidare, poate fi un agent de oxidare și un agent reducător. De exemplu: N +5 (HNO3), S +6 (H2SO4) - prezintă doar proprietăți oxidante (cel mai înalt grad de oxidare); N +4 (NO2), S +4 (SO2) - prezintă proprietăți oxidante și de reducere (stări de oxidare intermediare); N-3 (NH3), S-2 (H2S) - prezintă numai proprietăți de reducere (stări de oxidare mai scăzute).
Pentru reacțiile de oxidare-reducere, se folosesc două metode pentru derivarea ecuațiilor: metoda de echilibru a gradelor de oxidare și metoda de reacții pe jumătate.
Metoda de echilibrare a gradelor de oxidare
În această metodă, pentru a găsi coeficienții, este luată în considerare regula conform căreia modificarea totală a gradului de oxidare în reacție este zero, adică o creștere a stării de oxidare a agentului reducător este egală cu scăderea acestuia în oxidant.
Exemplul 1. Scrieți ecuația procedeului de oxidare-reducere care se desfășoară conform schemei:
Soluția.
Calculam modul în care agentul reducător și oxidantul își schimbă starea de oxidare și reflectăm acest lucru în ecuațiile:
Ecuații de echilibrare electronică:
Schimbarea gradului de oxidare () a agentului reducător ar trebui să fie egală cu modificarea stării de oxidare () a oxidantului, numărul total cel mai puțin frecvent pentru modificarea stării de oxidare fiind egal cu zece. Împărțind acest număr cu 5, obținem coeficientul 2 pentru oxidant și produsul de reducere a acestuia, iar atunci când împărțim 10 cu 2, obținem coeficientul 5 pentru agentul reducător și produsul său de oxidare. Coeficienții înainte de substanțele ale căror atomi nu își schimbă starea de oxidare se găsesc prin selecție. Ecuația de reacție va avea forma:
În această reacție, oxidantul este KMn04. în care atomul de mangan își reduce gradul de oxidare de la +7 la +2, iar agentul reducător este H3P03. în care fosforul își crește gradul de oxidare de la +3 la +5. Astfel, atomii care își schimbă stările de oxidare sunt în molecule de substanțe diferite, prin urmare, această reacție se referă la reacțiile de oxidare-oxidare intermoleculară.
Exemplul 2. Formați ecuația reacției de interacțiune a zincului cu acidul sulfuric concentrat, presupunând reducerea maximă a acestuia din urmă.
Soluția.
Zincul (ca orice metal) prezintă numai proprietăți de reducere. În acidul sulfuric concentrat, funcția oxidativă este purtată de sulf (+6). Reducerea maximă a sulfului înseamnă că acesta obține o stare minimă de oxidare. Gradul minim de oxidare a sulfului ca element p al grupului VIA este -2. Zincul ca metal IIB are o stare de oxidare constantă de +2. Reflectați ceea ce sa spus în ecuațiile:
Ecuații de echilibrare electronică:
Formăm ecuația de reacție:
4Zn + 5H2S04 = 4ZnS04 + H2S + 4H2O
Înainte de H2SO4 există un coeficient de 5 și nu 1, deoarece patru molecule de acid merg pentru legarea a patru ioni de Zn2 + (H2SO4 - ambii oxidanți și medii de reacție).
Când gradul de oxidare crește, procesul de oxidare continuă și substanța în sine este un agent reducător. Când gradul de oxidare scade, procesul de reducere continuă și substanța în sine este un oxidant. Apoi, prin echilibrul atomilor de hidrogen, se determină numărul de moli de apă. Pentru a verifica corectitudinea coeficienților aleși, se calculează echilibrul de oxigen.
În această reacție, oxidantul este H2S04. în care atomul de sulf își reduce gradul de oxidare de la +6 la -2 și agentul reducător este Zn, în care își crește starea de oxidare de la 0 la +2. Astfel, atomii care își schimbă stările de oxidare sunt în molecule de substanțe diferite, prin urmare, această reacție se referă la reacțiile de oxidare-oxidare intermoleculară.
Metoda de reacții pe jumătate
În acele cazuri în care reacția are loc în soluție apoasă (topitură) în prepararea ecuațiilor nu apar din modificarea gradului de oxidare a atomilor conținute în compoziția reactanți și să ia în considerare forma existenței substanțelor în soluție (ion simple sau complexe, atom sau moleculă nedizolvat sau slabodissotsiiruyuschego în apă de substanță). În acest caz, în prepararea ecuațiilor ionice reacții redox trebuie să urmeze aceeași notație, care este adoptat pentru ecuațiile de caractere de schimb ionic, și anume: slab solubil, little- disociate și compușii gazoși trebuie scrise sub formă moleculară și Nones fără a modifica starea, - pentru a exclude din ecuație.
jumătate metoda de reacție reflectă mai exact adevărata schimbare a substanțelor în procesul de reacții redox și facilitează ecuațiile acestor procese sub forma de ioni molecula. Datorită aceiași reactanți produse diferite, în funcție de natura mediului (acid, alcalin, neutru) pentru astfel de reacții din schema ionic, cu excepția particulelor și o metodă de oxidant și un agent reducător poate fi preparat, de particule specificate cu atenție ce caracterizează răspunsul mediu (ionii adică H + sau OH-ion sau molecula H2O).
Exemplul 3. Folosind metoda de jumătate de reacție, aranjați coeficienții în reacție:
KMnO4 + KNO2 + H2S04 - MnS04 + KNO2 + K2S04 + H2O.
Soluția.
Înregistrați reacția în formă ionică:
MnO4 - + N02 - + 2H + - Mn2 + + N03 - + H2O
K + și SO4 2- rămân neschimbate, astfel încât acestea nu sunt indicate în schema ionică). Din schema ionică se observă că MnO4 - ionul de permanganat este convertit în Mn 2+ și patru particule de oxigen sunt eliberate în același timp.
Într-un mediu acid, fiecare particulă de oxigen eliberată se leagă la 2H + pentru a forma o moleculă de apă.
De aici rezultă: MnO4 - + 8H + → Mn2 + + 4H2O.
Se constată diferența de taxe = (+2) - (+ 7) = -5 (semnul "-" indică faptul că se continuă procesul de recuperare).
Pentru al doilea proces, conversia NO2 - în NO3 -. oxigenul lipsă este luat din apă și, ca rezultat, se formează un exces de ioni de H +:
NO2 - + H20; = NO3 - + 2H + = 1 - (- 1) = 2 (semnul "+" indică faptul că are loc procesul de oxidare).
Astfel, obținem:
Ecuațiile de echilibru ionic-molecular:
Agentul reducător 2MnO4 - + 8H + -5 → Mn + 2 + 4H2O; = -5 oxidare;
Agent de oxidare 5NO2 - + H2O + 2 → NO3 - + 2H +; = 2 reducere.
Înmulțind termenii primei ecuații cu 2. și al doilea cu 5 și adăugându-le, obținem ecuația moleculară ionică a reacției date:
Având particule identice reduse în părțile stângi și drepte ale ecuației, obținem în cele din urmă ecuația moleculară ionică:
Conform ecuației ionice, realizăm ecuația moleculară:
2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2S04-> 2MnS04 + 5KN03 + K2S04 + 3H20.
În medii alcaline și neutre, pot fi respectate următoarele reguli.
Într-un mediu alcalin, fiecare particulă de oxigen eliberat este legat la o moleculă de apă, formând două ioni de hidroxid (2OH -) și fiecare lipsă - preluate din 2OH - - ioni pentru a forma o moleculă de apă.
Într-un mediu neutru, fiecare particulă de oxigen eliberată se combină cu o moleculă H2O pentru a forma 2OH - non și fiecare oxigen lipsit este luat din apă pentru a elibera doi ioni de hidrogen (2H +).
Dacă peroxidul de hidrogen (H2O2) participă la reacția de reducere a oxidării, rolul H2O2 în reacția particulară trebuie luat în considerare. În H2O2, oxigenul este în starea de oxidare intermediară (-1), prin urmare, peroxidul de hidrogen în reacțiile de reducere a oxidării prezintă dualitate de reducere a oxidării. În cazurile în care H2O2 este un agent de oxidare, jumătate reacții au următoarea formă:
H2O2 + 2H + -2 - 2H2O; = -2 (mediu acid);
H2O2-2 -> 2OH -; = -2 (mediu neutru și alcalin).
Dacă peroxidul de hidrogen este un agent reducător:
H2O2 + 2 → 02 + 2H +; = +2 (mediu acid);
H2O2 + 2OH - + 2 -> 02 + 2H2O; = +2 (mediu neutru și alcalin).
Tipuri de reacții de reducere a oxidării
Există trei tipuri de reacții de reducere a oxidării:
1. Reacții intermoleculare de oxidare-reducere, la care se schimbă stările de oxidare ale atomilor de elemente care alcătuiesc diverse substanțe. Reacțiile discutate în exemplele 1-3 sunt de acest tip. De exemplu:
Exemplul 4. Scrieți ecuația de reacție de reducere a oxidării care se desfășoară conform schemei:
Soluția.
Se compun ecuațiile echilibrului ionic-molecular, obținem:
Reduce procesul de oxidare;
Procesul oxidant de recuperare.
În această reacție, oxidantul este KMn04. în care atomul de mangan reduce gradul de oxidare de la 7 la 6, iar agentul reducător este KOH, în care oxigenul crește gradul de oxidare între -2 și 0. Astfel, atomii, modificând gradul de oxidare, este în moleculele de substanțe diferite, atunci , această reacție se referă la reacțiile de oxidare-oxidare intermoleculară. 2. Reacții de auto-oxidare-auto-vindecare (disproporție, dismutare).
În acest caz, gradul de oxidare a aceluiași element crește și scade. Reacțiile de disproporție sunt caracteristice pentru compușii sau elementele de substanțe care corespund uneia dintre stările de oxidare intermediare ale elementului. De exemplu:
Exemplul 5. Scrieți ecuația de reacție de reducere a oxidării care se desfășoară conform schemei:
Soluția.
Ecuații de echilibrare electronică:
Reduce procesul de oxidare;
Procesul oxidant de recuperare
Această reacție se referă la o reacție de disproporționare, deoarece este însoțită de o creștere simultană și scădere a gradului de oxidare a atomilor de același element (fosfor), situat într-o substanță (P).
Exemplul 6. Scrieți ecuația reacției de oxidare-reducere care se desfășoară conform schemei:
Soluția.
Ecuații de echilibrare electronică:
Reduce procesul de oxidare;
Procesul oxidant de recuperare.
Această reacție se referă la o reacție de disproporționare, deoarece este însoțită de o creștere simultană și scădere a gradului de oxidare a atomilor de același element (oxigen) conținută într-un (H2 peroxid de hidrogen O2) substanță.
3. Reacțiile intramoleculară de oxidoreducere, care apare atunci când statul membru de aliniere oxidarea atomilor într-una și aceeași substanță, numită intramoleculară de oxido-reducere (Comproportionation reacție). De exemplu:
Exemplul 7. Scrieți ecuația procedeului de oxidare-reducere care se desfășoară conform schemei:
Soluția.
Ecuațiile de echilibru ionic-molecular:
Reduce procesul de oxidare;
Procesul oxidant de recuperare
În această reacție, atomii de azot din nitrit de amoniu sunt NH4N02. schimba gradul de oxidare cu un -3-0, celălalt cu 3 la 0. Procesul în care există o stare de oxidare membru de aliniere a atomilor în una și aceeași substanță, numită intramoleculară de oxido-reducere (reacția Comproportionation).
- Sunteți aici:
- principal
- miscelaneu
- tehnică
- Reacții de oxidare-reducere
Articole similare
Trimiteți-le prietenilor: