تحديد حالة أكسدة المنغنيز في جزيء kmno4. المخططات الأساسية لتفاعلات الأكسدة والاختزال

حالة الأكسدة (S.O.)هي الشحنة المشروطة للذرة في مركب، ويتم حسابها بناءً على افتراض أن الرابطة الكيميائية أيونية بحتة. يمكن أن تكون لحالة الأكسدة قيمة سالبة وموجبة وصفر، ويرمز لها بالأرقام العربية بعلامة "+" أو "-" وتوضع فوق رمز العنصر، على سبيل المثال: Cl 2 0، K + 2 O -2، ح + ن +5 س -2

درجة الصفرالأكسدة لها ذرات محايدة (على سبيل المثال، Mg، H 2، O 2). لعدد من العناصر S.O. الذرات في المركبات ثابتة. وتشمل هذه:

العنصر S.O.

Li، Na، K، Rb، Cs، Fr، H (باستثناء الهيدريدات) +1

Be، Mg، Ca، Sr، Ba +2

الهالوجينات في جاليدات (MeHx –1) والهيدروجين في الهيدريدات (MeHx) -1

يا (باستثناء البيروكسيدات) -2

باستخدام هذه المعلومات، يمكنك حساب S.O. الذرات الأخرى في المركبات مع مراعاة ذلك المجموع الجبري لدرجات الأكسدة لجميع الذرات في المركب يساوي دائمًا الصفر، وفي الأيون المركب يساوي شحنة الأيون.

على سبيل المثال، في المركبات FeO، NaFeO 2، K 2 FeO 4 C.O. ذرة الحديد ستكون +2، +3، +6، على التوالي، لأن لذا. ذرة الأكسجين هي -2، والصوديوم والبوتاسيوم - +1، و مجموع جبريلذا. جميع الذرات صفر :

الحديد +2 يا -2 نا + الحديد +3 يا 2 -2 ك 2 + الحديد +6 يا 4 -2

2 +(-2)=0 +1+3+2(-2)=0 +1·2+6+4(-2)=0.

التكافؤتم تعريفه كرقم الروابط الكيميائية، تتكون من ذرة معينة في مركب.

في أبسط الحالات، يتم تحديد تكافؤ ذرة العنصر من خلال عدد الإلكترونات غير المتزاوجة الموجودة فيها والتي تشكل أزواج إلكترون مشتركة. على سبيل المثال، في المركبات HC1، CH 4، H 2 S، يكون التكافؤ: C1 - I، C - IV، S - II، لأن يتم الاتصال في الجزيئات من خلال زوج واحد وأربعة واثنين من أزواج الإلكترون في الذرة المقابلة (زوج من الإلكترونات في التمثيل البيانييشار إليها بشرطة).

H―Cl، H―S―H، N

تمرين 2.حدد حالة أكسدة ذرة العنصر الذي تحته خط في الجزيئات أو الأيونات المحددة:

ك مناو4، ه ن O2, صيا 4 3- , سجل تجاري 2 يا 3 . في المثال الأخيرحدد أيضًا تكافؤ العنصر الذي تحته خط (أشر إلى عدد الروابط الكيميائية التي تشكلها ذرة معينة من العنصر الموجود في المركب).

إجابة:لتحديد S.O. العناصر التي تحتها خط في الأمثلة المذكورة KMnO 4، HNO 2، Cr 2 O 3، نشير إلى S.O. جميع الذرات الأخرى في المركبات، ومن خلال حساب مجموعها الجبري، نجد S.O. العنصر الذي تحته خط كقيمة مساوية ومعاكسة للمجموع الجبري S.O. جميع الذرات الأخرى.

في K +1 MnO 4 -2 مجموع جبري S.O. يساوي -7، وبالتالي S.O. المنغنيز هو +7؛ في H +1 NO 2 -2، والتفكير بالمثل، S.O. النيتروجين +3؛ في Cr 2 O 3 -2 S.O. الكروم هو +3.

في PO 4 3- أيون، من الضروري تحديد CO. الفوسفور. يجب أن يكون مجموع جميع حالات الأكسدة للذرات في الأيون مساوياً لشحنة الأيون. ثم يدل على S.O. الفوسفور من خلال x وضرب حالة أكسدة الأكسجين (-2) في عدد ذراته ننشئ المعادلة

س + (-2) 4 = -3، وبالتالي س = +5.

في جزيء Cr 2 O 3، يكون الكروم ثلاثي التكافؤ، أي. عدد الروابط الكيميائية التي يتكون منها الكروم هو 3:

في المعطى صيغة رسوميةزوج الإلكترون الرابطة التساهميةيشار إليها بشرطة.

المهمة 2(لضبط النفس) تحديد S.O. العنصر الذي تحته خط في الأمثلة التالية:

أ) K 2 MnO 4، CrO 2 -، SnCl 4؛ ب) HVO 3، CrO 4 2-، CuI 2؛

ج) Na 2 CO 3، PO 3 3-، Fe 2 (SO 4) 3؛ د) K 2 Cr 2 O 7، NO 3 -، NH 4 OH؛

ه) NH 4 NO 3، CO 3 2-، SnCl 4؛ ه) كنو 2، SO 4 2-، FeCO 3؛

ز) NiSO 4، AlO 2 -، Fe(OH) 3؛ ح) K 2 SO 3، SnO 3 2-، CaF 2؛

ط) MnO 2، SnO 2 2-، Fe 2 O 3.

في كل مثال أخير للمهمة، حدد أيضًا تكافؤ العنصر الذي تحته خط (أشر إلى عدد الروابط الكيميائية التي تشكلها ذرة معينة من العنصر الموجود في المركب).

تفاعلات الأكسدة والاختزال (ORR) هي تفاعلات مصحوبة بتغير في حالة أكسدة العناصر بسبب الإزاحة أو النقل الكامل للإلكترونات من ذرة أو أيون إلى آخر. الأكسدة –عملية تخلي الذرة أو الجزيء أو الأيون عن الإلكترونات؛ استعادة- عملية إضافة الإلكترونات إلى الذرة أو الجزيء أو الأيون. الأكسدة والاختزال عمليتان مترابطتان تحدثان في وقت واحد. يمكن أن تكون العوامل المؤكسدة ذرات وجزيئات لبعض اللافلزات؛ الأيونات والجزيئات المعقدة التي تحتوي على ذرات العناصر في حالات الأكسدة الأعلى أو إحدى حالات الأكسدة الأعلى MnO 4 -، NO 3 -، SO 4 2-، Cr 2 O 7 2-، ClO 3 -، PbO 2، وما إلى ذلك؛ أيونات معدنية موجبة الشحنة (Fe 3+، Au 3+، Ag +، Sn 4+، Hg 2+، إلخ). عوامل الاختزال النموذجية هي تقريبًا جميع المعادن وبعض العناصر غير المعدنية (C، H 2، إلخ) في حالة حرة؛ الأيونات غير المعدنية سالبة الشحنة (S 2-، I -، وما إلى ذلك)، والكاتيونات التي قد تزيد حالة الأكسدة الخاصة بها (Sn 2+، Fe 2+، Cu +، وما إلى ذلك). إذا كانت المادة تحتوي على عنصر في حالة أكسدة متوسطة، فيمكن أن يكون عامل مؤكسد وعامل اختزال، اعتمادًا على ظروف التفاعل. على سبيل المثال، يظهر نتريت البوتاسيوم في وجود عامل مؤكسد قوي الخصائص التصالحية، الأكسدة إلى النترات

3KNO 2 + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 = 3KNO 3 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 4H 2 O

عند التفاعل مع عامل اختزال، على العكس من ذلك، فإنه يظهر خصائص مؤكسدة

2KNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = 2NO + I 2 + 2K 2 SO 4 + 2H 2 O

تتميز ازدواجية الأكسدة والاختزال هذه أيضًا بخصائص H 2 O 2 و H 2 SO 3 (وأملاحها) وما إلى ذلك.

رسم معادلات OVR.

طريقة توازن إلكتروني يعتمد على مقارنة حالات أكسدة الذرات في المواد الأولية والنهائية. ويستند إلى القاعدة التي تنص على أن عدد الإلكترونات المتبرع بها بواسطة عامل الاختزال يجب أن يكون مساوياً لعدد الإلكترونات المضافة بواسطة عامل الأكسدة.

دعونا نفكر في هذه الطريقة في تفاعل كبريتيد الهيدروجين مع برمنجنات البوتاسيوم في بيئة حمضية.

H 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 = S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

ثم نحدد التغير في حالات أكسدة الذرات

ح 2 ق -2 + كمن +7 س 4 + ح 2 سو 4 = ق 0 + من +2 سو 4 + ك 2 سو 4 + ح 2 يا

وهذا يدل على أن حالة الأكسدة تتغير للكبريت والمنغنيز

س -2 – 2 ه = س  5

من +7 + 5 ه = من +2  2

نوجد معاملات العامل المؤكسد وعامل الاختزال، ثم المواد المتفاعلة الأخرى. يتضح من المعادلات الإلكترونية أننا نحتاج إلى أخذ 5 جزيئات H 2 S وجزيئتين KMnO 4، ثم نحصل على 5 ذرات S وجزيئتين MnSO 4. بالإضافة إلى ذلك، من مقارنة الذرات على الجانبين الأيسر والأيمن من المعادلة، نجد أنه يتم أيضًا تكوين جزيء واحد من K 2 SO 4 و 8 جزيئات من الماء.

معادلة التفاعل النهائية ستكون:

5H 2 S + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5S + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

يتم التحقق من صحة المعادلة عن طريق حساب ذرات كل عنصر على الجانبين الأيمن والأيسر من المعادلة.

العمل المختبري. تفاعلات الأكسدة والاختزال التجربة 1. الخصائص المؤكسدة لـ kMnO4 في الوسائط المختلفة.

ضع ثلاث قطرات من محلول KMnO4 في ثلاث دورق مخروطية الشكل. ثم أضف قطرتين من محلول 2N إلى القطرة الأولى. H 2 SO 4 ، في الثانية - قطرتان من الماء المقطر، في الثالثة - قطرتان من محلول NaOH، ثم أضف محلول Na 2 SO 3 قطرة قطرة في كل أنبوب اختبار حتى يتغير لون المحلول. كيف يتصرف KMnO 4 في الحالات الحمضية والمحايدة؟ بيئة قلوية?

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

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O  MnO 2  + Na 2 SO 4 + KOH

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + NaOH  Na 2 MnO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

التجربة 2. الخصائص المؤكسدة لثاني كرومات البوتاسيوم .

صب 3-4 قطرات من محلول K2Cr2O7 في أنبوبي اختبار، ثم أضف 3-4 قطرات من 2N إلى أحد أنابيب الاختبار. محلول H 2 SO 4 إلى آخر - 3-4 قطرات من 2 N. محلول قلوي. لاحظ تغير لون المحلول في أنبوب الاختبار الثاني. أضف كبريتيت الصوديوم إلى جميع أنابيب الاختبار. إعطاء تفسيرات للظواهر المرصودة.

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + Na 2 SO 3  Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O

تحديد حالة الأكسدة لجميع العناصر، وترتيب المعاملات في معادلات التفاعل.

التجربة 3. اختزال ثنائي كرومات البوتاسيوم .

صب 5-6 قطرات من محلول ثنائي كرومات البوتاسيوم في أنبوب اختبار، وأضف 2-3 قطرات من حمض الكبريتيك وأضف بضع بلورات من كبريتيد البوتاسيوم. هز محتويات أنبوب الاختبار. لاحظ تغير اللون.

التجربة 4. خصائص الأكسدة والاختزال لمركبات الحديد ( ثالثا )

صب 4-5 قطرات من محلول KMnO 4 و1-2 قطرة من H2SO4 في أنبوب اختبار، ثم أضف محلول كبريتات الحديد (II) قطرة قطرة حتى يتغير لون المحلول.

صب 4-5 قطرات من محلول كلوريد الحديديك و1-2 قطرات من محلول يوديد البوتاسيوم في أنبوب اختبار. لاحظ التغير في لون المحلول. أضف 1-2 قطرات من المحلول الناتج في أنبوب اختبار مع 7-8 قطرات من النشا. تحديد درجة الأكسدة لجميع العناصر، وترتيب المعاملات في معادلات التفاعل.

KMnO 4 + FeSO 4 + H2 SO 4  MnSO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

FeCl 3 +KI  FeCl 2 +KCl+I 2

التجربة 5. الأكسدة الذاتية والشفاء الذاتي (عدم التناسب) لكبريتات الصوديوم.

ضع 2-3 بلورات Na 2 SO 3 في أنبوبي اختبار أسطوانيين. اترك أنبوب اختبار واحد كعنصر تحكم. قم بتثبيت الثانية في حامل ثلاثي الأرجل وقم بتسخينها لمدة 5-6 دقائق. اترك أنبوب الاختبار ليبرد. أضف 2-3 مل من الماء المقطر إلى كلا الأنبوبين وحركهما بقضبان زجاجية حتى تذوب الأملاح الموجودة في أنبوبي الاختبار. أضف 2-3 مل من محلول CuSO 4 إلى كل أنبوب اختبار. لاحظ لون الرواسب في أنابيب الاختبار. كيف نفسر الفرق في اللون؟ الراسب الأسود الذي تم الحصول عليه في أنبوب الاختبار الثاني هو كبريتيد النحاس. ما ناتج تكليس كبريتيت الصوديوم مع كبريتات النحاس الذي أعطى هذا الراسب؟ اكتب معادلة تفاعل تحلل كبريتيت الصوديوم مع مراعاة أن الناتج الثاني للتكليس هو كبريتيت الصوديوم.

Na2SO3 + H2O + CuSO4  H2SO4 + Cu2O + NaOH

تحديد درجة الأكسدة لجميع العناصر، وترتيب المعاملات في معادلات التفاعل.

التجربة 6. الخصائص المؤكسدة لبيروكسيد الهيدروجين .

أضف 3-4 قطرات من 2 N H 2 SO 4 إلى أنبوب اختبار مع 5-6 قطرات من محلول KI ثم أضف محلول H 2 O 2 قطرة قطرة حتى يظهر اللون الأصفر. للكشف عن اليود في المحلول، أضف بضع قطرات من الكلوروفورم أو البنزين إلى أنبوب الاختبار. اكتب معادلة التفاعل.

كي + ح 2 يا 2 + ح 2 SO 4  I 2 + H 2 O + K 2 SO 4

تحديد درجة الأكسدة لجميع العناصر، وترتيب المعاملات في معادلات التفاعل.

التجربة 7. تقليل خصائص بيروكسيد الهيدروجين.

أضف 3-4 قطرات من 2 N H 2 SO 4 و5-6 قطرات من بيروكسيد الهيدروجين إلى أنبوب اختبار مع 5-6 قطرات من KMnO 4 وقم بتسخينه. ماذا يحدث؟ اكتب معادلة التفاعل مع مراعاة أن بيروكسيد الهيدروجين يتأكسد إلى أكسجين.

KMnO 4 + H2O2 + H2SO4  MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O

تحديد درجة الأكسدة لجميع العناصر، وترتيب المعاملات في معادلات التفاعل.

التجربة 8. أكسدة النحاس بحمض النيتريك.

ضع قطعة من الأسلاك النحاسية في أنبوب الاختبار وأضف إليها 5-6 قطرات من 0.2 N HNO 3 . لاحظ تطور الغاز وذوبان النحاس وتغير لون المحلول. اكتب معادلات إلكترونية للتفاعل، مع تحديد العامل المؤكسد وعامل الاختزال. تحديد درجة الأكسدة لجميع العناصر، وترتيب المعاملات في معادلات التفاعل.

النحاس + HNO 3  النحاس (NO 3) 2 + NO + H 2 O

أسئلة التحكم

1. أي التفاعلات التالية تعتبر تفاعلات أكسدة واختزال:

أ) Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2 ب) Fe 2 O 3 + CO = 2FeO + CO 2

ج) K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O

2. حدد العامل المؤكسد وعامل الاختزال وحدد المعاملات في تفاعلات الأكسدة والاختزال التالية:

أ) Na 2 SO 3 + I 2 + H 2 O = Na 2 SO 4 + HI ب) S + HNO 3 = H 2 SO 4 + NO

3. المعادن لها حالة الأكسدة +2 في المركبات: Cu، Al، Zn، Sn، Pb، Cr، Fe، Mn

4. المعادن لها حالة أكسدة +3 في المركبات: Cu، Al، Zn، Sn، Pb، Cr، Fe، Mn

5. المعادن لها حالة أكسدة +1: Cu، Al، Zn، Sn، Pb، Cr، Fe، Mn، Na، Ca، Ag

عامل مؤكسدهي جسيمات (ذرات أو جزيئات أو أيونات). تقبل الإلكتروناتأثناء التفاعل الكيميائي. في هذه الحالة، حالة الأكسدة للعامل المؤكسد يذهب للأسفل. عامل مؤكسد يتم استعادتها.

المرممون هي جسيمات (ذرات أو جزيئات أو أيونات). التبرع بالإلكتروناتأثناء التفاعل الكيميائي. في هذه الحالة، حالة الأكسدة لعامل الاختزال يرتفع. التخفيضات في هذه الحالة أكسد.

يمكن تقسيم المواد الكيميائية إلى عوامل مؤكسدة نموذجية, عوامل التخفيض النموذجيةوالمواد التي قد تظهر كل من خصائص الأكسدة والاختزال. بعض المواد لا تظهر فعليًا أي نشاط الأكسدة والاختزال.

ل عوامل مؤكسدة نموذجية يشمل:

• مواد بسيطة-غير المعادن مع الأقوى خصائص الأكسدة(الفلور F2، الأكسجين O2، الكلور Cl2)؛
• الأيوناتالمعادن أو غير المعادنمع حالات الأكسدة الإيجابية العالية (عادة أعلى). : الأحماض (HN +5 O 3، HCl +7 O 4)، الأملاح (KN +5 O 3، KMn +7 O 4)، الأكاسيد (S +6 O 3، Cr +6 O 3)
• مركبات تحتوي على بعض الكاتيونات المعدنيةنأخذ حالات الأكسدة العالية: الرصاص 4+، الحديد 3+، الاتحاد الأفريقي 3+، الخ.

عوامل التخفيض النموذجية - وهذا كقاعدة عامة:

• مواد بسيطة - المعادن(يتم تحديد قدرات الاختزال للمعادن من خلال عدد من الأنشطة الكهروكيميائية)؛
• المواد المعقدة التي تحتوي على ذرات أو أيونات من اللافلزات ذات حالة أكسدة سلبية (عادةً ما تكون الأدنى).: مركبات الهيدروجين الثنائية (H 2 S، HBr)، الأملاح الأحماض الخالية من الأكسجين(ك 2 ق، ناي)؛
• تحتوي على بعض المركبات الكاتيونات مع الحد الأدنى درجة ايجابيةأكسدة(Sn 2+، Fe 2+، Cr 2+)، والتي تتخلى عن الإلكترونات، يمكن أن تزيد من حالة الأكسدة الخاصة بهم;
• مركبات تحتوي على أيونات معقدة تتكون من اللافلزات مع حالة الأكسدة الإيجابية المتوسطة(S +4 O 3) 2–، (НР +3 O 3) 2–، حيث يمكن للعناصر عن طريق التبرع بالإلكترونات، زيادة حالة الأكسدة الإيجابية.

قد تظهر معظم المواد الأخرى كل من خصائص الأكسدة والاختزال.

يتم عرض عوامل الأكسدة والاختزال النموذجية في الجدول.

في الممارسة المخبرية الأكثر استخدامًا هي التالية عامل مؤكسد :

برمنجنات البوتاسيوم (KMnO 4)؛

ثاني كرومات البوتاسيوم (K 2 Cr 2 O 7)؛

حمض النيتريك (HNO3)؛

مركزة حمض الكبريتيك( ح 2 سو 4 ) ؛

بيروكسيد الهيدروجين (H 2 O 2)؛

أكاسيد المنغنيز (IV) والرصاص (IV) (MnO 2، PbO 2)؛

نترات البوتاسيوم المنصهرة (KNO3) ويذوب بعض النترات الأخرى.

ل عمال الترميم ، والتي تنطبق الخامس الممارسة المخبرية يتصل:

• المغنيسيوم (Mg)، الألومنيوم (Al)، الزنك (Zn) والمعادن النشطة الأخرى؛
• الهيدروجين (H 2) والكربون (C)؛
• يوديد البوتاسيوم (KI)؛
• كبريتيد الصوديوم (Na 2 S) وكبريتيد الهيدروجين (H 2 S)؛
• كبريتيت الصوديوم (Na 2 SO 3)؛
• كلوريد القصدير (SnCl2).

تصنيف تفاعلات الأكسدة والاختزال

تنقسم تفاعلات الأكسدة والاختزال عادةً إلى أربعة أنواع: تفاعلات بين الجزيئات، وداخل الجزيئات، وتفاعلات عدم التناسب (الأكسدة الذاتية-الاختزال الذاتي)، وتفاعلات عدم التناسب المضاد.

التفاعلات بين الجزيئات تحدث مع تغير في حالة الأكسدة عناصر مختلفةمن الكواشف المختلفة. في هذه الحالة، منتجات الأكسدة والاختزال المختلفة .

2آل 0 + الحديد +3 2 يا 3 → آل +3 2 يا 3 + 2Fe 0,

C 0 + 4HN +5 O 3 (conc) = C +4 O 2 + 4N +4 O 2 + 2H 2 O.

ردود الفعل داخل الجزيئات - دي ردود أفعال فيها عناصر مختلفة من كاشف واحداذهب إلى منتجات مختلفة، على سبيل المثال:

( ن -3 ح 4 ) 2 الكروم +6 2 يا 7 → ن 2 0 + كروم +3 2 يا 3 + 4 ح 2 يا,

2 NaN +5 O -2 3 → 2 NaN +3 O 2 + O 0 2 .

تفاعلات عدم التناسب (الأكسدة الذاتية – الشفاء الذاتي) هي تفاعلات يكون فيها العامل المؤكسد والعامل المختزل نفس العنصر من نفس الكاشف،والذي يتحول بعد ذلك إلى منتجات مختلفة:

3Br 2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO 3 + 3 H 2 O،

التناسب (التناسب، عدم التناسب المضاد ) هي التفاعلات التي يوجد فيها العامل المؤكسد والعامل المختزل نفس العنصر، أي واحد من الكواشف المختلفةيدخل واحد منتج. رد الفعل هو عكس عدم التناسب.

2H 2 ق -2 + ق +4 يا 2 = 3س + 2 ح 2 يا

القواعد الأساسية لتكوين تفاعلات الأكسدة والاختزال

تفاعلات الأكسدة والاختزال مصحوبة بعمليات الأكسدة والاختزال:

أكسدةهي عملية التبرع بالإلكترونات بواسطة عامل اختزال.

استعادة هي عملية اكتساب الإلكترونات بواسطة عامل مؤكسد.

مؤكسد يتم استعادة، وعامل الاختزال يتأكسد .

في تفاعلات الأكسدة والاختزال لوحظ ذلك توازن إلكتروني: عدد الإلكترونات التي يتخلى عنها العامل المختزل يساوي عدد الإلكترونات التي يكتسبها العامل المؤكسد. إذا تم إعداد الميزانية العمومية بشكل غير صحيح، فلن تتمكن من إنشاء إجماليات إجمالية معقدة.

تُستخدم عدة طرق لتكوين تفاعلات الأكسدة والاختزال (ORR): طريقة توازن الإلكترون، وطريقة توازن الإلكترون والأيون (طريقة نصف التفاعل) وغيرها.

دعونا نلقي نظرة فاحصة طريقة التوازن الالكتروني .

من السهل جدًا "تحديد" ORR - يكفي ترتيب حالات الأكسدة في جميع المركبات وتحديد أن الذرات تغير حالة الأكسدة:

ك + 2 ق -2 + 2 ك + من +7 يا -2 4 = 2 ك + 2 من +6 يا -2 4 + س 0

نكتب بشكل منفصل ذرات العناصر التي تغير حالة الأكسدة، في الحالة قبل التفاعل وبعد التفاعل.

تتغير حالة الأكسدة بواسطة ذرات المنغنيز والكبريت:

ق -2 -2ه = ق 0

من +7 + 1ه = من +6

يمتص المنغنيز إلكترونًا واحدًا، ويعطي الكبريت إلكترونين. في هذه الحالة، من الضروري الامتثال توازن إلكتروني. ولذلك لا بد من مضاعفة عدد ذرات المنغنيز، وترك عدد ذرات الكبريت دون تغيير. نشير إلى معاملات التوازن قبل الكواشف وقبل المنتجات!

مخطط لتجميع معادلات OVR باستخدام طريقة التوازن الإلكتروني:

انتباه!قد يكون هناك العديد من العوامل المؤكسدة أو المختزلة في التفاعل. يجب أن يتم وضع الرصيد بحيث الرقم الإجماليوكانت الإلكترونات المقدمة والمستقبلة هي نفسها.

الأنماط العامة لتفاعلات الأكسدة والاختزال

غالبًا ما تعتمد منتجات تفاعلات الأكسدة والاختزال على شروط العملية. دعونا نفكر العوامل الرئيسية التي تؤثر على مسار تفاعلات الأكسدة والاختزال.

العامل الحاسم الأكثر وضوحا هو بيئة حل التفاعل — . عادة (ولكن ليس بالضرورة)، يتم إدراج المادة التي تحدد الوسط ضمن الكواشف. الخيارات التالية ممكنة:

• النشاط التأكسدي يتم تعزيزه في بيئة أكثر حمضية ويتم تقليل العامل المؤكسد بشكل أعمق(على سبيل المثال، برمنجنات البوتاسيوم، KMnO 4، حيث يتم تقليل Mn +7 في بيئة حمضية إلى Mn +2، وفي بيئة قلوية - إلى Mn +6)؛
• النشاط التأكسدي يزداد في بيئة أكثر قلوية، ويتم تقليل العامل المؤكسد بشكل أعمق (على سبيل المثال، نترات البوتاسيوم KNO 3، حيث يتم تقليل N +5، عند التفاعل مع عامل اختزال في بيئة قلوية، إلى N -3)؛
• أو أن العامل المؤكسد لا يخضع عمليا للتغيرات في البيئة.

تتيح بيئة التفاعل إمكانية تحديد تكوين وشكل وجود منتجات OVR المتبقية. المبدأ الأساسي هو أن المنتجات تتكون بحيث لا تتفاعل مع الكواشف!

ملحوظة! هإذا كان وسط المحلول حمضيًا، فلا يمكن أن توجد قواعد بين منتجات التفاعل و أكاسيد أساسية، لأن تتفاعل مع الحمض. وعلى العكس من ذلك، في بيئة قلوية، تكوين الحمض و أكسيد الحمض. وهذا من أكثر الأخطاء شيوعاً وأخطرها.

يتأثر أيضًا اتجاه تدفق OVR طبيعة المواد المتفاعلة . على سبيل المثال، عند التفاعل حمض النيتريك HNO 3 مع عوامل الاختزال يوجد نمط - كلما زاد نشاط عامل الاختزال، كلما انخفض عدد النيتروجين N +5.

عند الزيادة درجة حرارة تميل معظم حالات ODD إلى أن تكون أكثر كثافة وأعمق.

في ردود فعل غير متجانسةغالبًا ما يتأثر تكوين المنتجات درجة الطحن صلب . على سبيل المثال، يشكل مسحوق الزنك مع حامض النيتريك بعض المنتجات، بينما يشكل الزنك المحبب منتجات مختلفة تمامًا. كيف أكثر درجةطحن الكاشف، كلما زاد نشاطه، عادة.

دعونا نلقي نظرة على العوامل المؤكسدة المختبرية الأكثر شيوعًا.

المخططات الأساسية لتفاعلات الأكسدة والاختزال

مخطط استعادة البرمنجنات

تحتوي البرمنجنات على عامل مؤكسد قوي - المنغنيزفي حالة الأكسدة +7. أملاح المنغنيز +7 تلون المحلول البنفسجيلون.

يتم اختزال البرمنجنات، اعتمادًا على بيئة محلول التفاعل، بطرق مختلفة.

في البيئة الحمضية يحدث التعافي بشكل أعمق من 2+. يُظهر أكسيد المنغنيز في حالة الأكسدة +2 خصائص أساسية، وبالتالي البيئة الحمضية يتكون الملح . أملاح المنغنيز +2 عديم اللون. في حل محايد يتم تقليل المنغنيز إلى حالة الأكسدة +4 ، مع التعليم أكسيد الأمفوتريك MnO2 — بني يترسب غير قابل للذوبان في الأحماض والقلويات. في قلويةالبيئة، يتم استعادة المنغنيز إلى الحد الأدنى - إلى الأقرب الأكسدة +6 . تظهر مركبات المنغنيز +6 خواصًا حمضية وتشكل أملاحًا في بيئة قلوية - المنجنات. المنغنيز نقل إلى الحل اللون الاخضر .

دعونا نفكر في تفاعل برمنجنات البوتاسيوم KMnO 4 مع كبريتيد البوتاسيوم في الوسائط الحمضية والمحايدة والقلوية. في هذه التفاعلات، يكون ناتج أكسدة أيون الكبريتيد هو S0.

5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O،

3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O = 2 MnO 2 ↓ + 3 S↓ + 8 KOH،

من الأخطاء الشائعة في هذا التفاعل الإشارة إلى تفاعل الكبريت والقلويات في منتجات التفاعل. ومع ذلك، يتفاعل الكبريت مع القلويات في ظل ظروف قاسية إلى حد ما (درجة حرارة مرتفعة)، والتي لا تتوافق مع ظروف هذا التفاعل. في الظروف العاديةسيكون من الصحيح الإشارة إلى الكبريت الجزيئي والقلويات بشكل منفصل، وليس منتجات تفاعلهما.

K 2 S + 2 KMnO 4 –(KOH)= 2 K 2 MnO 4 + S↓

تنشأ أيضًا صعوبات عند تكوين رد الفعل هذا. النقطة المهمة هي أنه في في هذه الحالةليس من الضروري كتابة جزيء من الوسط (KOH أو أي مادة قلوية أخرى) في الكواشف لمعادلة التفاعل. تشارك القلويات في التفاعل وتحدد ناتج اختزال برمنجنات البوتاسيوم، ولكن يتم تعادل الكواشف والمنتجات دون مشاركتها. يمكن حل هذه المفارقة الظاهرة بسهولة إذا تذكرنا ذلك تفاعل كيميائي- هذا مجرد سجل شرطي لا يشير إلى كل عملية جارية، ولكنه مجرد عرض لمجموع كل العمليات. كيف تحدد هذا بنفسك؟ إذا اتبعت المخطط الكلاسيكي - التوازن - معاملات التوازن - معادلة المعادن، فسترى أن المعادن تتساوى بمعاملات التوازن، وسيكون وجود القلويات على الجانب الأيسر من معادلة التفاعل غير ضروري.

البرمنجناتأكسد:

• اللافلزاتمع حالة الأكسدة السلبية إلى مواد بسيطة (مع حالة الأكسدة 0)، استثناءات — الفوسفور والزرنيخ - حتى +5 ;
• اللافلزاتمع حالة الأكسدة المتوسطة قبل أعلى درجةأكسدة؛
• المعادن النشطة إيجابية مستقرة درجة أكسدة المعدن.

KMnO 4 + neMe (أدنى d.o.) = neMe 0 + منتجات أخرى

KMnO 4 + neMe (d.o. متوسط) = neMe (d.o. أعلى) + منتجات أخرى

KMnO 4 + Me 0 = Me (مستقر) + منتجات أخرى

KMnO 4 + P -3، As -3 = P +5، As +5 + منتجات أخرى

مخطط استعادة الكرومات/ثنائي الكرومات

من السمات الخاصة للكروم ذو التكافؤ السادس أنه يشكل نوعين من الأملاح محاليل مائية: الكرومات وثنائي الكرومات، حسب بيئة الحل. كرومات معدنية نشطة (على سبيل المثال، K 2 CrO 4) هي أملاح مستقرة في قلويةبيئة. ثنائي كرومات (ثنائي كرومات) من المعادن النشطة (على سبيل المثال، K 2 Cr 2 O 7) - أملاح مستقرة في بيئة حمضية .

يتم تقليل مركبات الكروم (VI) إلى مركبات الكروم (III). . مركبات الكروم Cr +3 هي مركبات مذبذبة، وتوجد في المحلول اعتمادًا على بيئة المحلول أشكال مختلفة: في بيئة حمضية في النموذج أملاح(المركبات الأمفوتيرية تشكل أملاح عند تفاعلها مع الأحماض)، في بيئة محايدة- لا يتحلل في الماء هيدروكسيد مذبذبالكروم (III) الكروم (OH) 3 ، وفي البيئة القلوية تتشكل مركبات الكروم (III). ملح معقد, على سبيل المثال، هيكساهيدروكسيكرومات البوتاسيوم (III) K 3 .

مركبات الكروم السادسأكسد:

• اللافلزاتالخامس درجة سلبيةأكسدة إلى مواد بسيطة (مع حالة الأكسدة 0)، استثناءات — الفوسفور والزرنيخ - ما يصل إلى +5;
• اللافلزاتفي حالة الأكسدة المتوسطة إلى أعلى درجة من الأكسدة.
• المعادن النشطة من المواد البسيطة (مرحلة الأكسدة 0) إلى المركبات ذات إيجابية مستقرة درجة أكسدة المعدن.

كرومات/ثنائي كرومات + NeMe (سالب d.o.) = NeMe 0 + منتجات أخرى

كرومات/ثنائي كرومات + neMe (موجب متوسط ​​d.o.) = neMe (d.o. أعلى) + منتجات أخرى

كرومات/ثنائي كرومات + Me 0 = Me (d.o. مستقر) + منتجات أخرى

كرومات/ثنائي كرومات + P، As (سلبي d.o.) = P، As +5 + منتجات أخرى

تحلل النترات

تحتوي على أملاح النترات النيتروجين في حالة الأكسدة +5 - قوي مؤكسد. يمكن لهذا النيتروجين أكسدة الأكسجين (O -2). يحدث هذا عند تسخين النترات. في معظم الحالات، يتأكسد الأكسجين إلى حالة الأكسدة 0، أي. قبل جزيئي الأكسجين O2 .

اعتمادا على نوع المعدن الذي يشكل الملح، ينتج التحلل الحراري (درجة الحرارة) للنترات منتجات مختلفة: لو المعدن النشط(في سلسلة النشاط الكهروكيميائي هناك إلى المغنيسيوم)، ثم يتم اختزال النيتروجين إلى حالة الأكسدة +3، وأثناء التحلل تتشكل أملاح النتريت والأكسجين الجزيئي .

على سبيل المثال:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .

توجد المعادن النشطة في الطبيعة على شكل أملاح (KCl، NaCl).

إذا كان المعدن في سلسلة النشاط الكهروكيميائي على يمين المغنيسيوم وعلى يسار النحاس (بما في ذلك المغنيسيوم والنحاس) ثم بعد التحلل يتكون أكسيد المعادنفي حالة أكسدة مستقرة، أكسيد النيتريك (الرابع)(الغاز البني) و الأكسجين. يتشكل أكسيد المعدن أيضًا أثناء التحلل نترات الليثيوم .

على سبيل المثال، تقسيم نترات الزنك:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2.

غالبًا ما توجد المعادن ذات النشاط المتوسط ​​​​في الطبيعة على شكل أكاسيد (Fe 2 O 3، Al 2 O 3، إلخ).

الأيونات المعادن، وتقع في سلسلة النشاط الكهروكيميائي على يمين النحاسهي عوامل مؤكسدة قوية. في تحلل النتراتهم، مثل N +5، يشاركون في أكسدة الأكسجين ويتم تحويلهم إلى مواد بسيطة، أي. يتكون المعدن ويتم إطلاق الغازات - أكسيد النيتريك (IV) والأكسجين .

على سبيل المثال، تقسيم نترات الفضة:

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2.

توجد المعادن غير النشطة في الطبيعة كمواد بسيطة.

بعض الاستثناءات!

تقسيم نترات الأمونيوم :

يحتوي جزيء نترات الأمونيوم على عامل مؤكسد وعامل اختزال: يظهر النيتروجين في حالة الأكسدة -3 خصائص مختزلة فقط، بينما يُظهر النيتروجين في حالة الأكسدة +5 خصائص مؤكسدة فقط.

عند تسخينها، نترات الأمونيوم يتحلل. عند درجات حرارة تصل إلى 270 درجة مئوية، يتم تشكيلها أكسيد النيتريك (I)("الغاز الضاحك") والماء:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2 H 2 O

وهذا مثال على رد الفعل عدم التناسب المضاد .

حالة أكسدة النيتروجين الناتجة هي المتوسط ​​الحسابي لحالة أكسدة ذرات النيتروجين في الجزيء الأصلي.

مع المزيد درجة حرارة عاليةيتحلل أكسيد النيتريك (I) إلى مواد بسيطة - نتروجينو الأكسجين:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O

في تقسيم نتريت الأمونيوم NH4NO2يحدث أيضًا عدم التناسب المضاد.

حالة الأكسدة الناتجة للنيتروجين تساوي أيضًا المتوسط ​​الحسابي لحالات الأكسدة لذرات النيتروجين الأولية - العامل المؤكسد N +3 وعامل الاختزال N -3

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

التحلل الحراري نترات المنغنيز (II). يرافقه أكسدة المعادن:

المنغنيز (NO 3) 2 = MnO 2 + 2NO 2

نترات الحديد (II). في درجات الحرارة المنخفضةيتحلل إلى أكسيد الحديد (II) عند تسخينه، يتأكسد الحديد إلى حالة الأكسدة +3:

2Fe(NO 3) 2 → 2FeO + 4NO 2 + O 2 عند 60 درجة مئوية
4Fe(NO 3) 2 → 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 عند > 60 درجة مئوية

نترات النيكل (II). يتحلل إلى النتريت عند تسخينه.

الخصائص التأكسدية لحمض النيتريك

حمض النيتريك HNO 3 عند التفاعل مع المعادن يكون عملياً لا ينتج الهيدروجين أبدًا على عكس معظم الأحماض المعدنية.

ويرجع ذلك إلى حقيقة أن الحمض يحتوي على عامل مؤكسد قوي جدًا - النيتروجين في حالة الأكسدة +5. عند التفاعل مع عوامل الاختزال - المعادن، يتم تشكيل منتجات اختزال النيتروجين المختلفة.

حمض النيتريك + فلز = ملح فلز + ناتج اختزال النتروجين + H2O

يمكن أن يتحول حمض النيتريك عند التخفيض إلى أكسيد النيتروجين (IV) NO 2 (N +4)؛ أكسيد النيتريك (II) NO (N +2)؛ أكسيد النيتريك (I) N 2 O ("غاز الضحك")؛ النيتروجين الجزيئي ن 2؛ نترات الأمونيوم NH4 NO3. كقاعدة عامة، يتم تشكيل خليط من المنتجات مع غلبة أحدهم. يتم تقليل النيتروجين إلى حالات الأكسدة من +4 إلى −3. عمق الترميم يعتمد في المقام الأول بحكم طبيعة عامل الاختزالو على تركيز حمض النيتريك . تعمل القاعدة: كلما انخفض تركيز الحمض وزاد نشاط المعدن، زاد عدد الإلكترونات التي يستقبلها النيتروجين، وتشكل المزيد من المنتجات المختزلة.

ستسمح لك بعض الانتظامات بتحديد المنتج الرئيسي لاختزال حمض النيتريك بالمعادن بشكل صحيح في التفاعل:

• عند العمل حمض النيتريك المخفف جدا على المعادنعادة ما يتم تشكيلها نترات الأمونيوم نه 4 نو 3؛

على سبيل المثالتفاعل الزنك مع حمض النيتريك المخفف جداً :

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

• حمض النيتريك المركزفي البرد سلبيات بعض المعادن - الكروم Cr والألومنيوم Al والحديد Fe . عندما يتم تسخين المحلول أو تخفيفه، يحدث التفاعل؛

التخميل المعدني - هذا هو نقل سطح المعدن إلى حالة غير نشطة بسبب تكوين طبقات رقيقة من المركبات الخاملة على سطح المعدن، وفي هذه الحالة بشكل رئيسي أكاسيد المعادن التي لا تتفاعل مع حمض النيتريك المركز

• حمض النيتريك لا يتفاعل مع معادن المجموعة الفرعية البلاتينية — ذهبالاتحاد الأفريقي، البلاتينحزب العمال، و البلاديومالمشتريات.

• عند التفاعل حمض مركز بدون المعادن النشطةو معادن متوسطة النشاطنتروجينيتم تقليل الحمض إلى أكسيد النيتريك (الرابع) لا 2 ;

على سبيل المثالأكسدة النحاس بحمض النيتريك المركز:

Cu+ 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

• عند التفاعل حمض النيتريك المركز مع المعادن النشطة لقد تكون أكسيد النيتريك (ط) N2O ;

على سبيل المثالالأكسدة صوديوممركزة حمض النيتريك:

Na+ 10HNO3 = 8NaNO3 + N2O + 5H2O

• عند التفاعل تمييع حمض النيتريك مع المعادن غير النشطة (في سلسلة النشاط على يمين الهيدروجين) يتم اختزال الحمض إلى أكسيد النيتريك (II) NO ;
• عند التفاعل تمييع حمض النيتريك مع معادن متوسطة النشاط يتم تشكيل سواء أكسيد النيتريك (II) NO، أو أكسيد النيتريك N 2 O، أو النيتروجين الجزيئي N 2 - يعتمد على عوامل إضافية(نشاط المعدن، درجة طحن المعدن، درجة التخفيف الحمضي، درجة الحرارة).
• عند التفاعل تمييع حمض النيتريك مع المعادن النشطة لقد تكون النيتروجين الجزيئي ن2 .

لتحديد منتجات الاختزال لحمض النيتريك تقريبًا عند التفاعل مع معادن مختلفة، أقترح استخدام مبدأ البندول. العوامل الرئيسية التي تغير موضع البندول هي: تركيز الحمض والنشاط المعدني. للتبسيط، نستخدم 3 أنواع من تركيزات الأحماض: مركزة (أكثر من 30%)، ومخففة (30% أو أقل)، ومخففة جدًا (أقل من 5%). نقسم المعادن حسب نشاطها إلى نشطة (قبل الألومنيوم) ومتوسطة النشاط (من الألومنيوم إلى الهيدروجين) وغير نشطة (بعد الهيدروجين). نقوم بترتيب منتجات اختزال حمض النيتريك ترتيبًا تنازليًا لحالة الأكسدة:

NO2؛ لا؛ أكسيد النيتروز؛ ن 2؛ NH4NO3

كلما كان المعدن أكثر نشاطا، كلما انتقلنا إلى اليمين. كلما زاد التركيز أو درجة أقلتخفيف الحمض، كلما انتقلنا إلى اليسار.

على سبيل المثال , يتفاعل حمض مركزوالنحاس المعدني غير النشط. ونتيجة لذلك، ننتقل إلى أقصى اليسار، ويتكون أكسيد النيتروجين (IV)، ونترات النحاس والماء.

تفاعل المعادن مع حامض الكبريتيك

تمييع حمض الكبريتيك يتفاعل مع المعادن كالمعتاد حمض معدني. أولئك. يتفاعل مع المعادن الموجودة في سلسلة الفولتية الكهروكيميائية حتى الهيدروجين. العامل المؤكسد هنا هو أيونات H +، والتي يتم اختزالها إلى هيدروجين جزيئي H 2 . في هذه الحالة، تتم أكسدة المعادن، كقاعدة عامة، إلى الحد الأدنى درجة الأكسدة.

على سبيل المثال:

الحديد + H 2 SO 4 (ديل) = FeSO 4 + H 2

يتفاعل مع المعادن في نطاق الجهد قبل وبعد الهيدروجين.

H 2 SO 4 (conc) + فلز = ملح فلز + منتج اختزال الكبريت (SO 2، S، H 2 S) + ماء

عندما يتفاعل حمض الكبريتيك المركز مع المعادن، يتكون ملح معدني (في حالة أكسدة مستقرة) وماء ومنتج اختزال الكبريت - ثاني أكسيد الكبريت S +4 O 2 أو الكبريت الجزيئي S أو كبريتيد الهيدروجين H 2 S -2اعتمادًا على درجة التركيز ونشاط المعدن ودرجة طحنه ودرجة الحرارة وما إلى ذلك. عندما يتفاعل حمض الكبريتيك المركز مع المعادن الهيدروجين الجزيئيلم تتشكل!

المبادئ الأساسية لتفاعل حامض الكبريتيك المركز مع المعادن:

1. حمض الكبريتيك المركز سلبيات الألومنيوم والكروم والحديد في درجة حرارة الغرفةأو في البرد.

2. حمض الكبريتيك المركز لا يتفاعل مع الذهب والبلاتين والبلاديوم ;

3. مع المعادن غير النشطةحامض الكبريتيك المركزاستعادة ل أكسيد الكبريت (IV).

على سبيل المثال، يتأكسد النحاس بحمض الكبريتيك المركز:

Cu 0 + 2H 2 S +6 O 4 (conc) = Cu +2 SO 4 + S +4 O 2 + 2H 2 O

4. عند التفاعل مع المعادن النشطة والزنكأشكال حمض الكبريتيك المركزالكبريت S أو كبريتيد الهيدروجين H2S2- (حسب درجة الحرارة ودرجة الطحن ونشاط المعدن).

على سبيل المثال تفاعل حامض الكبريتيك المركز مع الزنك:

8Na 0 + 5H 2 S +6 O 4 (conc) → 4Na 2 + SO 4 + H 2 S — 2 + 4 ح 2 س

بيروكسيد الهيدروجين

يحتوي بيروكسيد الهيدروجين H 2 O 2 على الأكسجين في حالة الأكسدة -1. يمكن لمثل هذا الأكسجين أن يزيد أو يقلل من حالة الأكسدة. وهكذا يظهر بيروكسيد الهيدروجين كل من خصائص الأكسدة والاختزال.

عند التفاعل مع عوامل الاختزال، يُظهر بيروكسيد الهيدروجين خصائص عامل مؤكسد ويتم تقليله إلى حالة أكسدة تبلغ -2. عادةً، يكون ناتج اختزال بيروكسيد الهيدروجين هو الماء أو أيون الهيدروكسيد، اعتمادًا على ظروف التفاعل. على سبيل المثال:

S +4 O 2 + H 2 O 2 -1 → H 2 S +6 O 4 -2

عند التفاعل مع العوامل المؤكسدة، يتأكسد البيروكسيد إلى الأكسجين الجزيئي (حالة الأكسدة 0): O 2 . على سبيل المثال :

2KMn +7 O 4 + 5H 2 O 2 -1 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 0 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O