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.
Metoda descrisă de egalizare a OVR se numește "metoda echilibrului în ceea ce privește stările de oxidare".
Prezentat în majoritatea manualelor de chimie și metodele utilizate pe scară largă în practică, echilibrul electronic pentru echilibrarea OBR poate fi aplicat cu rezervele conform cărora gradul de oxidare nu este egal cu încărcarea.
2. Metoda de reacții pe jumătate.
În aceste cazuri. când reacția are loc în soluție apoasă (topitură) în prepararea ecuațiilor nu provin din modificarea gradului de oxidare a atomilor conținute în compoziția reactanților și prin schimbarea taxa de particule reale, adică să ia în considerare forma substanțelor existența în soluție (ion simplu sau complex, atom, sau molecula de substanță nedizolvată sau ușor dizolvabilă în apă).
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 ionii care nu schimbă starea, - pentru a exclude din ecuație. În acest caz, procesele de oxidare și de reducere sunt înregistrate ca reacții semi-reale separate. Echivalând-le cu număr de atomi de fiecare tip, pe jumătate de reacție este pliată, fiecare pentru multiplicarea unui coeficient, care egalizează oxidant și schimbarea de încărcare reducator.
Metoda de reacții pe jumătate reflectă cu mai multă precizie adevăratele modificări ale substanțelor în procesul de reacție de reducere a oxidării și facilitează formularea ecuațiilor acestor procese în forma ion-moleculară.
Din cauza aceiași reactivi pot fi preparați prin diferite produse în funcție de natura mediului (acid, alcalin, neutru), pentru astfel de reacții din schema ionic, cu excepția particulelor care îndeplinesc funcții de oxidant și reducătorul, specificat cu atenție particulelor ce caracterizează mediul de reacție (adică există un ion H + sau un ion de OH sau o moleculă de H2O).
Exemplul 5. Folosind metoda jumătății de reacții, aranjați coeficienții în reacție:
Soluția. Înregistrați reacția în formă ionică, luând în considerare faptul că toate substanțele, cu excepția apei, se disociază în ioni:
(K + și SO4 2 - rămân neschimbate, prin urmare în schema ionică nu sunt indicate). Din schema ionică se observă că oxidantul ionic permanganat (MnO4-) este transformat în Mn2 + și patru atomi de oxigen sunt eliberați.
Într-un mediu acid, fiecare atom de oxigen eliberat de oxidant se leagă la 2H + pentru a forma o moleculă de apă.
Se constată diferența dintre încărcările produselor și reactivilor: Dq = + 2-7 = -5 (semnul "-" indică faptul că procesul de recuperare continuă și 5 este atașat reactivilor). Pentru al doilea proces, conversia NO2 - în NO3 -. oxigenul lipsă vine de la apă la agentul reducător și, ca rezultat, se formează un exces de ioni de H +, în timp ce reactivii pierd 2:
Astfel obținem:
2 | MnO4 - + 8H + + 5 * Mn2 + + 4H2O (reducere),
Înmulțind termenii primei ecuații cu 2 și al doilea cu 5 și adăugându-i, 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:
Mediile alcaline și neutre pot fi ghidate de următoarele reguli: alcaline și mediu neutru fiecare osvobozhdayuschiysya atom oxidant de oxigen se combină cu o moleculă de apă, formând două ioni de hidroxid (2OH -), iar fiecare lipsește - este furnizat agentul reducător al 2OH - - ioni pentru a forma o moleculă de apă într-un mediu alcalin și neutru - apa provine din eliberarea de 2-ioni H +.
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), astfel încât peroxidul de hidrogen în reacțiile de reducere a oxidării prezintă dualitate de reducere a oxidării. În acele cazuri în care H2O2 este un agent de oxidare. Reacțiile la jumătate sunt următoarele:
H2O2 + 2 ® 2OH - (mediu neutru și alcalin).
Dacă peroxidul de hidrogen este un agent reducător:
Soluția. Înregistrați reacția în formă ionică:
Reprezintă jumătate de reacții, luând în considerare faptul că H2O2 în această reacție este un agent de oxidare și reacția are loc într-un mediu acid:
Există patru 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 considerate în exemplele 2-6 sunt de acest tip.
2. Reacții de oxidare-reducere intramoleculară, în care gradul de oxidare modifică atomii de la diferite elemente ale aceleiași substanțe. Un astfel de mecanism este responsabil de descompunerea termică a compușilor. De exemplu, în reacție
modifică gradul de oxidare a azotului (N + 5® N +4) și a atomului de oxigen (O-2®O2O), care se află în interiorul moleculei Pb (NO3) 2.
3. 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.
Exemplul 7. Folosind toate metodele de mai sus, se egalizează reacția:
Vom determina stările de oxidare ale elementelor care participă la procesul de oxidare-reducere înainte și după reacție:
Dintr-o comparație a oxidării implică faptul că manganul participă simultan în procesul de oxidare, creșterea gradului de oxidare a +6 la +7, și în procesul de recuperare și scăderea gradului de oxidare a Mn 4.2-6 +6 +7 ® Mn; Dw = 7-6 = +1 (proces de oxidare, agent de reducere),
1 Mn + 6® Mn +4; Dw = 4-6 = -2 (proces de reducere, oxidant).
Deoarece în această reacție aceeași substanță (K2MnO4) acționează ca agent oxidant și reducător, coeficienții înainte de a fi însumați. Scrieți ecuația:
Reacția se desfășoară într-un mediu neutru. Compunem schema ionică a reacției, luând în considerare faptul că H2O este un electrolit slab și MnO2 este un oxid solubil în apă:
1 MnO4 2 - + 2H2O + 2? ® MnO2 + 4OH - (reducere).
Multiplicați cu coeficienții și adăugați ambele reacții pe jumătate obținem ecuația ionică totală:
În acest caz, K2 MnO4 este atât un agent de oxidare, cât și un agent reducător.
4. Reacții de oxidare-reducere intramoleculară în care gradul de oxidare a atomilor aceluiași element (adică cei reversibili considerați anterior) este egalizat sunt procesele de contra-disproporționare (comutare), de exemplu
1 2N - 3 - 6? ® N2O (proces de oxidare, agent de reducere),
1 2N +3 + 6? ® N2 0 (proces de reducere, oxidant).
Cele mai complexe sunt reacțiile de reducere a oxidării în care atomii sau ionii sunt simultan oxidați sau reduși de nu unul, ci de două sau mai multe elemente.
Exemplul 8. Folosind metodele de mai sus, se egalizează reacția:
Articole similare
Trimiteți-le prietenilor: