Oxidationstilstand (S.O.) er den betingede ladning af et atom i en forbindelse, beregnet ud fra forslaget om, at den kemiske binding er rent ionisk. Oxidationstilstanden kan have en negativ, positiv og nul værdi, som er angivet med arabertal med et "+" eller "-" tegn og placeret over grundstofsymbolet, for eksempel: Cl 2 0, K + 2 O -2, H+N+50-2
Nul grader oxidation har neutrale atomer (for eksempel Mg, H 2, O 2). For en række elementer S.O. atomer i forbindelser er konstant. Disse omfatter:
Element S.O.
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, H (undtagen hydrider) +1
Be, Mg, Ca, Sr, Ba +2
Halogener i gallider (MeHx –1) og brint i hydrider (MeHx) -1
O (undtagen peroxider) -2
Ved hjælp af disse oplysninger kan du beregne S.O. andre atomer i forbindelser, under hensyntagen til det DEN ALGEBRÆISKE SUM AF OXIDATIONSGRADER AF ALLE ATOMER I EN FORBINDELSE ER ALTID LIGE MED NUL OG I EN KOMPLEKS ION – TIL IONENS LADNING.
For eksempel i forbindelserne FeO, NaFeO2, K2FeO4C.O. jernatom vil være henholdsvis +2, +3, +6, fordi SÅ. oxygenatomet er -2, natrium og kalium - +1, og algebraisk sum SÅ. af alle atomer er nul:
Fe +2 O -2 Na + Fe +3 O 2 -2 K 2 + Fe +6 O 4 -2
2 +(-2)=0 +1+3+2(-2)=0 +1·2+6+4(-2)=0.
Valence defineret som et tal kemiske bindinger dannet af et givet atom i en forbindelse.
I de enkleste tilfælde bestemmes valensen af et grundstofs atom af antallet af uparrede elektroner i det, der går til at danne fælles elektronpar. For eksempel i forbindelserne HC1, CH 4, H 2 S er valensen: C1 - I, C - IV, S - II, pga. kommunikation i molekyler udføres på grund af et, fire og to elektronpar ved det tilsvarende atom (et par elektroner ved grafisk fremstilling angivet med en bindestreg).
H-Cl, H-S-H, N
ØVELSE 2. Bestem oxidationstilstanden for atomet i det understregede grundstof i de givne molekyler eller ioner:
K Mn O4,H N O2, P O 4 3- , Cr 203. I sidste eksempel Bestem også valensen af det understregede grundstof (angiv antallet af kemiske bindinger dannet af et givet atom af grundstoffet i forbindelsen).
SVAR: For at bestemme S.O. understregede elementer i de givne eksempler KMnO 4, HNO 2, Cr 2 O 3, angiver vi S.O. alle andre atomer i forbindelserne og ved at beregne deres algebraiske sum finder vi S.O. det understregede element som en værdi lig og modsat i fortegn til den algebraiske sum S.O. alle andre atomer.
I K +1 MnO 4 -2 algebraisk sum S.O. er lig med -7, derfor S.O. mangan er +7; i H +1 NO 2 -2, ræsonnement på samme måde, S.O. nitrogen er +3; i Cr2O3-2S.O. krom er +3.
I PO 4 3- ionen er det nødvendigt at bestemme CO. fosfor. Summen af alle oxidationstilstande af atomer i en ion skal være lig med ladningen af ionen. Derefter udpeger S.O. fosfor gennem x og gange iltets oxidationstilstand (-2) med antallet af dets atomer, skaber vi ligningen
x + (-2) 4 = -3, derfor x = +5.
I Cr 2 O 3 molekylet er chrom trivalent, dvs. antallet af kemiske bindinger dannet af chrom er 3:
I det givne grafisk formel elektronpar kovalent binding angivet med en bindestreg.
OPGAVE 2(til selvkontrol) Bestem S.O. det understregede element i følgende eksempler:
a) K2MnO4, Cr02-, SnCl4; b) HVO3, Cr042-, CuI2;
c) Na2C03, PO33-, Fe2(SO4)3; d) K2Cr207, N03-, NH4OH;
e) NH4NO3, CO32-, SnCl4; e) KNO2, SO42-, FeCO3;
g) NiS04, Al02-, Fe(OH)3; h) K2S03, Sn032-, CaF2;
i) MnO 2, SnO 2 2-, Fe 2 O 3.
Bestem i hvert sidste eksempel på opgaven også valensen af det understregede grundstof (angiv antallet af kemiske bindinger dannet af et givet atom af grundstoffet i forbindelsen).
Oxidations-reduktionsreaktioner (ORR) er reaktioner ledsaget af en ændring i grundstoffernes oxidationstilstand på grund af forskydning eller fuldstændig overførsel af elektroner fra et atom eller ion til et andet. Oxidation - processen med at opgive elektroner af et atom, molekyle eller ion; genopretning- processen med at tilføje elektroner til et atom, molekyle eller ion. Oxidation og reduktion er indbyrdes forbundne processer, der finder sted samtidigt. Oxidationsmidler kan være atomer og molekyler af nogle ikke-metaller; komplekse ioner og molekyler indeholdende atomer af grundstoffer i den højeste eller en af de højere oxidationstilstande MnO 4 -, NO 3 -, SO 4 2-, Cr 2 O 7 2-, ClO 3 -, PbO 2, etc.; positivt ladede metalioner (Fe 3+, Au 3+, Ag+, Sn 4+, Hg 2+ osv.). Typiske reduktionsmidler er næsten alle metaller og nogle ikke-metaller (C, H 2 osv.) i fri tilstand; negativt ladede ikke-metalioner (S 2-, I - osv.), kationer, hvis oxidationstilstand kan stige (Sn 2+, Fe 2+, Cu+ osv.). Hvis et stof indeholder et grundstof i en mellemliggende oxidationstilstand, så kan det afhængigt af reaktionsbetingelserne både være et oxidationsmiddel og et reduktionsmiddel. For eksempel udviser kaliumnitrit i nærværelse af et stærkt oxidationsmiddel genoprettende egenskaber oxiderer til nitrat
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
Når det interagerer med et reduktionsmiddel, udviser det tværtimod oxiderende egenskaber
2KNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = 2NO + I 2 + 2K 2 SO 4 + 2H 2 O
Denne redox-dualitet er også karakteristisk for H 2 O 2, H 2 SO 3 (og dets salte) osv.
Udarbejdelse af OVR-ligninger.
Metode elektronisk balance er baseret på en sammenligning af oxidationstilstande for atomer i start- og slutstofferne. Det er baseret på reglen om, at antallet af elektroner doneret af reduktionsmidlet skal være lig med antallet af elektroner, der tilføres af oxidationsmidlet.
Lad os overveje denne metode om reaktionen af hydrogensulfid med kaliumpermanganat i et surt miljø.
H 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 = S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Derefter bestemmer vi ændringen i oxidationstilstande for atomer
H 2S -2 + KMn +7 O 4 + H 2 SO 4 = S 0 + Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Dette viser, at oxidationstilstanden ændres for svovl og mangan
S -2 – 2 e = S 5
Mn +7 + 5 e = Mn +2 2
Vi finder koefficienterne for oxidationsmidlet og reduktionsmidlet og derefter for andre reaktanter. Ud fra de elektroniske ligninger er det klart, at vi skal tage 5 H 2 S molekyler og 2 KMnO 4 molekyler, så får vi 5 S atomer og 2 MnSO 4 molekyler. Ud fra en sammenligning af atomer på venstre og højre side af ligningen finder vi desuden, at der også dannes 1 molekyle K 2 SO 4 og 8 molekyler vand.
Den endelige reaktionsligning vil være:
5H 2 S + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5S + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
Ligningens rigtighed kontrolleres ved at tælle atomerne i hvert grundstof på venstre og højre side af ligningen.
Laboratoriearbejde. Redoxreaktioner Eksperiment 1. Oxidative egenskaber af kMnO4 i forskellige medier.
Anbring 3 dråber KMnO 4 opløsning i tre koniske kolber. Tilsæt derefter 2 dråber 2 N opløsning til den første. H 2 SO 4, i den anden - 2 dråber destilleret vand, i den tredje - 2 dråber NaOH-opløsning, tilsæt derefter Na 2 SO 3-opløsning dråbe for dråbe i hvert reagensglas, indtil farven på opløsningen ændrer sig. Hvordan opfører KMnO 4 sig i sure, neutrale og alkalisk miljø?
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
Forsøg 2. Oxidative egenskaber af kaliumdichromat .
Hæld 3-4 dråber K 2 Cr 2 O 7 opløsning i to reagensglas, tilsæt 3-4 dråber 2 N i et af reagensglassene. H 2 SO 4 opløsning, i en anden - 3-4 dråber 2 N. alkalisk opløsning. Bemærk farveændringen på opløsningen i det andet reagensglas. Tilsæt natriumsulfit til alle reagensglas. Giv forklaringer på de observerede fænomener.
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
Bestem oxidationstilstanden for alle grundstoffer, arranger koefficienterne i reaktionsligningerne.
Forsøg 3. Reduktion af kaliumdichromat .
Hæld 5-6 dråber kaliumdichromatopløsning i et reagensglas, tilsæt 2-3 dråber svovlsyre og tilsæt et par krystaller af kaliumsulfid. Ryst indholdet af reagensglasset. Observer farveændringen.
Eksperiment 4. Redoxegenskaber af jernforbindelser ( III )
Hæld 4-5 dråber KMnO 4 opløsning og 1-2 dråber H 2 SO 4 i et reagensglas, tilsæt jern (II) sulfat opløsning dråbe for dråbe indtil opløsningen bliver misfarvet.
Hæld 4-5 dråber jernchloridopløsning og 1-2 dråber kaliumiodidopløsning i et reagensglas. Bemærk farveændringen på opløsningen. Tilsæt 1-2 dråber af den resulterende opløsning i et reagensglas med 7-8 dråber stivelse. Bestem oxidationsgraden for alle grundstoffer, arranger koefficienterne i reaktionsligningerne.
KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 MnSO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
FeCl3 +KI FeCl2 +KCl+I 2
Eksperiment 5. Autooxidation og selvhelbredelse (disproportionering) af natriumsulfit.
Anbring 2-3 Na 2 SO 3 krystaller i to cylindriske reagensglas. Efterlad et reagensglas som kontrol. Fastgør den anden i et stativ og varm i 5-6 minutter. Lad reagensglasset køle af. Tilsæt 2-3 ml destilleret vand til begge reagensglas og rør med glasstave, indtil saltene i reagensglassene er opløst. Tilsæt 2-3 ml CuSO 4 opløsning til hvert reagensglas. Bemærk farven på sedimenterne i reagensglassene. Hvordan forklarer man forskellen i farve? Det sorte bundfald opnået i det andet reagensglas er kobbersulfid. Hvilket produkt af kalcinering af natriumsulfit med kobbersulfat gav dette bundfald? Skriv en ligning for nedbrydningsreaktionen af natriumsulfit under hensyntagen til, at det andet kalcineringsprodukt er natriumsulfit.
Na 2 SO 3 + H 2 O + CuSO 4 H 2 SO 4 + Cu 2 O + NaOH
Bestem oxidationsgraden for alle grundstoffer, arranger koefficienterne i reaktionsligningerne.
Forsøg 6. Oxidative egenskaber af hydrogenperoxid .
Tilsæt 3-4 dråber 2 N H 2 SO 4 til et reagensglas med 5-6 dråber KI-opløsning og tilsæt derefter H 2 O 2-opløsning dråbe for dråbe, indtil en gul farve fremkommer. For at påvise jod i en opløsning, tilsæt et par dråber chloroform eller benzen til reagensglasset. Skriv en ligning for reaktionen.
KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 I 2 + H 2 O + K 2 SO 4
Bestem oxidationsgraden for alle grundstoffer, arranger koefficienterne i reaktionsligningerne.
Forsøg 7. Reduktive egenskaber af hydrogenperoxid.
Tilsæt 3-4 dråber 2 N H 2 SO 4 og 5-6 dråber hydrogenperoxid til et reagensglas med 5-6 dråber KMnO 4 og opvarm. Hvad sker der? Skriv en ligning for reaktionen under hensyntagen til, at hydrogenperoxid oxideres til oxygen.
KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 MnSO 4 + O 2 + K 2 SO 4 + H 2 O
Bestem oxidationsgraden for alle grundstoffer, arranger koefficienterne i reaktionsligningerne.
Forsøg 8. Oxidation af kobber med salpetersyre.
Placer et stykke kobbertråd i reagensglasset og tilsæt 5-6 dråber 0,2 N HNO 3 . Bemærk udviklingen af gas, opløsning af kobber og ændring i opløsningens farve. Skriv elektroniske ligninger for reaktionen med angivelse af oxidationsmiddel og reduktionsmiddel. Bestem oxidationsgraden for alle grundstoffer, arranger koefficienterne i reaktionsligningerne.
Cu + HNO 3 Cu(NO 3) 2 + NO + H 2 O
Kontrolspørgsmål
1.Hvilke af følgende reaktioner er redoxreaktioner:
a) Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2 b) Fe 2 O 3 + CO = 2FeO + CO 2
c) K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O
2. Bestem oxidationsmidlet og reduktionsmidlet og vælg koefficienterne i følgende oxidations-reduktionsreaktioner:
a) Na 2 SO 3 + I 2 + H 2 O = Na 2 SO 4 + HI b) S + HNO 3 = H 2 SO 4 + NO
3. Metaller har oxidationstilstand +2 i forbindelser: Cu, Al, Zn, Sn, Pb, Cr, Fe, Mn
4. Metaller har en oxidationstilstand på +3 i forbindelser: Cu, Al, Zn, Sn, Pb, Cr, Fe, Mn
5. Metaller har en oxidationstilstand på +1: Cu, Al, Zn, Sn, Pb, Cr, Fe, Mn, Na, Ca, Ag
Oxidationsmidler er partikler (atomer, molekyler eller ioner), der acceptere elektroner under en kemisk reaktion. I dette tilfælde oxidationstilstanden af oxidationsmidlet går ned. Oxidationsmidler bliver genoprettet.
Restauratorer er partikler (atomer, molekyler eller ioner), der donere elektroner under en kemisk reaktion. I dette tilfælde reduktionsmidlets oxidationstilstand stiger. Reduktionsmidler i dette tilfælde oxidere.
Kemikalier kan opdeles i typiske oxidationsmidler, typiske reduktionsmidler, og stoffer, der kan udvise både oxiderende og reducerende egenskaber. Nogle stoffer udviser praktisk talt ingen redoxaktivitet.
TIL typiske oxidationsmidler omfatte:
- simple stoffer-ikke-metaller med de stærkeste oxiderende egenskaber(fluor F2, oxygen O2, chlor Cl2);
- ionermetaller eller ikke-metaller Med høje positive (normalt højere) oxidationstilstande : syrer (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), salte (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), oxider (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
- forbindelser, der indeholder nogle metalkationer at have høje oxidationstilstande: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ osv.
Typiske reduktionsmidler - dette er som regel:
- simple stoffer - metaller(metallernes reducerende evner bestemmes af en række elektrokemiske aktiviteter);
- komplekse stoffer, der indeholder atomer eller ioner af ikke-metaller med en negativ (normalt laveste) oxidationstilstand: binære hydrogenforbindelser (H 2 S, HBr), salte iltfrie syrer(K2S, NaI);
- nogle forbindelser indeholdende kationer med minimal positiv grad oxidation(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), som afgiver elektroner, kan øge deres oxidationstilstand;
- forbindelser indeholdende komplekse ioner bestående af ikke-metaller med en mellemliggende positiv oxidationstilstand(S +4 O 3) 2–, (НР +3 O 3) 2–, hvori grundstoffer ved at donere elektroner, øge dens positive oxidationstilstand.
De fleste andre stoffer kan udvise både oxiderende og reducerende egenskaber.
Typiske oxidations- og reduktionsmidler er angivet i tabellen.
I laboratoriepraksis de mest brugte er følgende oxidationsmidler :
kaliumpermanganat (KMnO4);
kaliumdichromat (K2Cr207);
salpetersyre (HNO3);
koncentreret svovlsyre(H2S04);
hydrogenperoxid (H2O2);
oxider af mangan (IV) og bly (IV) (MnO 2, PbO 2);
smeltet kaliumnitrat (KNO 3) og smelter af nogle andre nitrater.
TIL restaureringsarbejdere , som gælder V laboratoriepraksis forholde sig:
- magnesium (Mg), aluminium (Al), zink (Zn) og andre aktive metaller;
- hydrogen (H2) og carbon (C);
- kaliumiodid (KI);
- natriumsulfid (Na2S) og hydrogensulfid (H2S);
- natriumsulfit (Na2S03);
- tinchlorid (SnCl 2).
Klassificering af redoxreaktioner
Redox-reaktioner er normalt opdelt i fire typer: intermolekylære, intramolekylære, disproportioneringsreaktioner (autooxidation-selvreduktion) og mod-disproportioneringsreaktioner.
Intermolekylære reaktioner opstår med en ændring i oxidationstilstanden forskellige elementer fra forskellige reagenser. I dette tilfælde, forskellige oxidations- og reduktionsprodukter .
2A10 + Fe +3 2 O 3 → Al + 3 2 O 3 + 2 Fe 0,
C 0 + 4HN + 5 O 3 (koncentreret) = C + 4 O 2 + 4N + 4 O 2 + 2H 2 O.
Intramolekylære reaktioner - det er reaktioner, hvor forskellige elementer fra et reagens gå til forskellige produkter f.eks:
(N-3H4) 2 Cr +6 2 O 7 → N 2 0 + Cr + 3 2 O 3 + 4 H 2 O,
2 NaN + 5 O-2 3 - → 2 NaN + 3 O 2 + O 0 2.
Disproportionelle reaktioner (autooxidation-selvhelbredende) er reaktioner, hvor oxidationsmidlet og reduktionsmidlet er det samme element af det samme reagens, som så bliver til forskellige produkter:
3Br2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO3 + 3 H2O,
Opgørelse (forholdsforhold, mod-disproportionering ) er reaktioner, hvor oxidationsmidlet og reduktionsmidlet er samme element, Hvilken af forskellige reagenser går ind en produkt. Reaktionen er det modsatte af disproportionering.
2H2S-2 + S +402 = 3S + 2H2O
Grundlæggende regler for sammensætning af redoxreaktioner
Redoxreaktioner ledsages af oxidations- og reduktionsprocesser:
Oxidation er processen med at donere elektroner af et reduktionsmiddel.
Genopretning er processen med at få elektroner med et oxidationsmiddel.
Oxidationsmiddel er ved at blive genoprettetog reduktionsmidlet oxiderer .
I redoxreaktioner observeres det elektronisk balance: Antallet af elektroner, som reduktionsmidlet afgiver, er lig med antallet af elektroner, som oxidationsmidlet får. Hvis balancen er opstillet forkert, vil du ikke kunne oprette komplekse OVR'er.
Der anvendes flere metoder til at sammensætte redoxreaktioner (ORR): Elektronbalancemetoden, elektron-ionbalancemetoden (halvreaktionsmetoden) og andre.
Lad os se nærmere elektronisk balancemetode .
Det er ret nemt at "identificere" ORR - det er nok at arrangere oxidationstilstandene i alle forbindelser og bestemme, at atomerne ændrer oxidationstilstanden:
K + 2S -2 + 2K + Mn +7 O -2 4 = 2K + 2 Mn +6 O -2 4 + S 0
Vi skriver hver for sig atomerne af grundstoffer, der ændrer oxidationstilstanden, i tilstanden FØR reaktionen og EFTER reaktionen.
Oxidationstilstanden ændres af mangan- og svovlatomer:
S-2-2e = S0
Mn +7 + le = Mn +6
Mangan absorberer 1 elektron, svovl afgiver 2 elektroner. I dette tilfælde er det nødvendigt at overholde elektronisk balance. Derfor er det nødvendigt at fordoble antallet af manganatomer og lade antallet af svovlatomer være uændret. Vi angiver balancekoefficienter både før reagenserne og før produkterne!
Skema til kompilering af OVR-ligninger ved hjælp af den elektroniske balancemetode:
Opmærksomhed! Der kan være flere oxidations- eller reduktionsmidler i en reaktion. Balancen skal udarbejdes således Samlet antal elektronerne givet og modtaget var de samme.
Generelle mønstre for redoxreaktioner
Produkterne af redoxreaktioner afhænger ofte af betingelser for processen. Lad os overveje hovedfaktorer, der påvirker forløbet af redoxreaktioner.
Den mest åbenlyse afgørende faktor er reaktionsopløsningsmiljø — . Typisk (men ikke nødvendigvis) er stoffet, der definerer mediet, opført blandt reagenserne. Følgende muligheder er mulige:
- oxidativ aktivitet forbedres i et mere surt miljø, og oxidationsmidlet reduceres dybere(for eksempel kaliumpermanganat, KMnO 4, hvor Mn +7 i et surt miljø reduceres til Mn +2, og i et alkalisk miljø - til Mn +6);
- oxidativ aktivitet stiger i et mere alkalisk miljø og oxidationsmidlet reduceres dybere (f.eks. kaliumnitrat KNO3, hvor N+5, når det interagerer med et reduktionsmiddel i et alkalisk miljø, reduceres til N-3);
- eller oxidationsmidlet er praktisk talt ikke udsat for ændringer i miljøet.
Reaktionsmiljøet gør det muligt at bestemme sammensætningen og eksistensformen af de resterende OVR-produkter. Grundprincippet er, at der dannes produkter, som ikke interagerer med reagenser!
Bemærk! E Hvis opløsningsmediet er surt, kan der ikke være baser blandt reaktionsprodukterne og basiske oxider, fordi de reagerer med syre. Og omvendt, i et alkalisk miljø, dannelsen af syre og surt oxid. Dette er en af de mest almindelige og mest alvorlige fejl.
Retningen af flowet af OVR er også påvirket af arten af de reagerende stoffer. For eksempel, når de interagerer salpetersyre HNO 3 med reduktionsmidler er der et mønster - jo større aktivitet af reduktionsmidlet, jo mere nitrogen N +5 reduceres.
Ved stigning temperatur De fleste ODD har en tendens til at være mere intense og dybere.
I heterogene reaktioner produkternes sammensætning er ofte påvirket grad af slibning solid . For eksempel danner pulveriseret zink med salpetersyre nogle produkter, mens granuleret zink danner helt andre. Hvordan mere grad formaling af reagenset, jo større aktivitet er det, som regel.
Lad os se på de mest typiske laboratorieoxidationsmidler.
Grundlæggende skemaer for redoxreaktioner
Permanganatgenvindingsordning
Permanganater indeholder et kraftigt oxidationsmiddel - mangan i oxidationstilstand +7. Mangansalte +7 farver opløsningen ind violet farve.
Permanganater, afhængigt af miljøet i reaktionsopløsningen, reduceres på forskellige måder.
I surt miljø recovery sker dybere, til Mn 2+. Manganoxid i +2-oxidationstilstanden udviser grundlæggende egenskaber, derfor i surt miljø salt dannes. Mangansalte +2 farveløs. I neutral løsning mangan reduceres til oxidationstilstand +4 , med uddannelse amfotert oxid MnO 2 — Brun bundfald uopløseligt i syrer og baser. I alkalisk miljø genoprettes mangan minimalt - til det nærmeste oxidationstilstande +6 . Manganforbindelser +6 udviser sure egenskaber og danner salte i et alkalisk miljø - manganater. Manganater giver til opløsningen grøn farve .
Lad os overveje interaktionen mellem kaliumpermanganat KMnO 4 og kaliumsulfid i sure, neutrale og alkaliske medier. I disse reaktioner er oxidationsproduktet af sulfidionen 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,
En almindelig fejl i denne reaktion er at angive vekselvirkningen mellem svovl og alkali i reaktionsprodukterne. Svovl interagerer dog med alkali under ret barske forhold (forhøjet temperatur), hvilket ikke svarer til betingelserne for denne reaktion. På normale forhold Det ville være korrekt at angive molekylært svovl og alkali separat, og ikke produkterne af deres interaktion.
K 2 S + 2 KMnO 4 –(KOH)= 2 K 2 MnO 4 + S↓
Der opstår også vanskeligheder ved sammensætningen af denne reaktion. Pointen er, at i I dette tilfælde at skrive et molekyle af mediet (KOH eller et andet alkali) i reagenserne er ikke nødvendigt for at udligne reaktionen. Alkaliet deltager i reaktionen og bestemmer produktet af reduktionen af kaliumpermanganat, men reagenserne og produkterne udlignes uden dets deltagelse. Dette tilsyneladende paradoks kan let løses, hvis vi husker det kemisk reaktion- dette er blot en betinget registrering, der ikke angiver hver igangværende proces, men blot er en visning af summen af alle processer. Hvordan bestemmer man selv dette? Hvis du følger det klassiske skema - balance - balancekoefficienter - metaludligning, så vil du se, at metallerne udlignes med balancekoefficienter, og tilstedeværelsen af alkali på venstre side af reaktionsligningen vil være overflødig.
Permanganater oxidere:
- ikke-metaller med negativ oxidationstilstand til simple stoffer (med oxidationstilstand 0), undtagelser — fosfor, arsen - op til +5 ;
- ikke-metaller med mellemliggende oxidationstilstand Før højeste grad oxidation;
- aktive metaller stabilt positivt graden af oxidation af metallet.
KMnO 4 + neMe (laveste d.o.) = neMe 0 + andre produkter
KMnO 4 + neMe (mellemliggende d.o.) = neMe (højere d.o.) + andre produkter
KMnO 4 + Me 0 = Me (stabil s.o.) + andre produkter
KMnO4 + P -3, As -3 = P +5, As +5 + andre produkter
Kromat/bikromatgenvindingsordning
Et særligt træk ved chrom med valens VI er, at det danner 2 typer salte i vandige opløsninger: chromater og dichromater, afhængigt af opløsningsmiljøet. Aktive metalkromater (for eksempel K 2 CrO 4) er salte, der er stabile i alkalisk miljø. Dikromater (bikromater) af aktive metaller (for eksempel K 2 Cr 2 O 7) - salte, stabile i et surt miljø .
Chrom(VI)-forbindelser reduceres til chrom(III) forbindelser . Chromforbindelser Cr +3 er amfotere, og afhængigt af opløsningsmiljøet findes de i opløsning i forskellige former: i et surt miljø i form salte(amfotere forbindelser danner salte, når de interagerer med syrer), i neutralt miljø- uopløselig amfotert hydroxid chrom (III) Cr(OH) 3 og i et alkalisk miljø dannes chrom (III) forbindelser kompleks salt, For eksempel, kaliumhexahydroxochromat (III) K 3 .
Chrom VI forbindelser oxidere:
- ikke-metaller V negativ grad oxidation til simple stoffer (med oxidationstilstand 0), undtagelser — fosfor, arsen – op til +5;
- ikke-metaller i mellemliggende oxidationstilstand til den højeste grad af oxidation;
- aktive metaller fra simple stoffer (oxidationstrin 0) til forbindelser med stabilt positivt graden af oxidation af metallet.
Kromat/bikromat + NeMe (negativ d.o.) = NeMe 0 + andre produkter
Kromat/bikromat + neMe (mellem positiv d.o.) = neMe (højere d.o.) + andre produkter
Kromat/bikromat + Me 0 = Me (stabil d.o.) + andre produkter
Kromat/bikromat + P, As (negativ d.o.) = P, As +5 + andre produkter
Nitratnedbrydning
Nitratsalte indeholder nitrogen i oxidationstilstand +5 - stærk oxidationsmiddel. Sådant nitrogen kan oxidere oxygen (O -2). Dette sker, når nitrater opvarmes. I de fleste tilfælde oxideres oxygen til oxidationstilstand 0, dvs. Før molekylær ilt O2 .
Afhængig af typen af metal, der danner saltet, producerer den termiske (temperatur) nedbrydning af nitrater forskellige produkter: Hvis aktivt metal(i rækken af elektrokemisk aktivitet er der til magnesium), derefter reduceres nitrogen til oxidationstilstanden +3, og under nedbrydning nitritsalte og molekylært oxygen dannes .
For eksempel:
2NaN03 → 2NaN02 + O2.
Aktive metaller forekommer i naturen i form af salte (KCl, NaCl).
Hvis et metal er i rækken af elektrokemisk aktivitet til højre for magnesium og til venstre for kobber (inklusive magnesium og kobber) , så dannes det ved nedbrydning metaloxid i en stabil oxidationstilstand, nitrogenoxid (IV)(brun gas) og ilt. Metaloxid dannes også under nedbrydning lithiumnitrat .
For eksempel, nedbrydning zinknitrat:
2Zn(N03)2 → 2ZnO + 4N02 + O2.
Metaller med mellemaktivitet findes oftest i naturen i form af oxider (Fe 2 O 3, Al 2 O 3 osv.).
Ioner metaller, placeret i rækken af elektrokemisk aktivitet til højre for kobber er stærke oxidationsmidler. På nedbrydning af nitrater de deltager ligesom N +5 i iltets oxidation og reduceres til simple stoffer, dvs. metal dannes og gasser frigives - nitrogenoxid (IV) og oxygen .
For eksempel, nedbrydning sølvnitrat:
2AgNO3 → 2Ag + 2N02 + O2.
Inaktive metaller forekommer i naturen som simple stoffer.
Nogle undtagelser!
Nedbrydning ammoniumnitrat :
Ammoniumnitratmolekylet indeholder både et oxidationsmiddel og et reduktionsmiddel: nitrogen i -3-oxidationstilstanden udviser kun reducerende egenskaber, mens nitrogen i +5-oxidationstilstanden kun udviser oxidative egenskaber.
Ved opvarmning, ammoniumnitrat nedbrydes. Ved temperaturer op til 270 o C dannes det nitrogenoxid (I)("lattergas") og vand:
NH4NO3 → N2O + 2H2O
Dette er et eksempel på en reaktion mod-disproportionering .
Den resulterende oxidationstilstand for nitrogen er det aritmetiske gennemsnit af oxidationstilstanden for nitrogenatomer i det oprindelige molekyle.
Med mere høj temperatur Nitrogenoxid (I) nedbrydes til simple stoffer - nitrogen Og ilt:
2NH4NO3 → 2N2 + O2 + 4H2O
På nedbrydning ammoniumnitrit NH4NO2 mod-disproportionation forekommer også.
Den resulterende oxidationstilstand for nitrogen er også lig med det aritmetiske gennemsnit af oxidationstilstandene for de indledende nitrogenatomer - oxidationsmiddel N +3 og reduktionsmiddel N -3
NH4NO2 → N2 + 2H2O
Termisk nedbrydning mangan(II)nitrat ledsaget af metaloxidation:
Mn(NO 3) 2 = MnO 2 + 2NO 2
Jern(II)nitrat på lave temperaturer nedbrydes til jern(II)oxid ved opvarmning, oxideres jern til oxidationstilstand +3:
2Fe(NO 3) 2 → 2FeO + 4NO 2 + O 2 ved 60°C
4Fe(NO 3) 2 → 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 ved >60°C
Nikkel(II)nitrat
nedbrydes til nitrit ved opvarmning.
Oxidative egenskaber af salpetersyre
Salpetersyre HNO 3 ved vekselvirkning med metaller er praktisk talt producerer aldrig brint , i modsætning til de fleste mineralsyrer.
Dette skyldes, at syren indeholder et meget stærkt oxidationsmiddel - nitrogen i oxidationstilstanden +5. Ved interaktion med reduktionsmidler - metaller dannes forskellige nitrogenreduktionsprodukter.
Salpetersyre + metal = metalsalt + nitrogenreduktionsprodukt + H 2 O
Salpetersyre ved reduktion kan omdannes til nitrogenoxid (IV) N02 (N+4); nitrogenoxid (II) NO (N+2); nitrogenoxid (I) N 2 O ("lattergas"); molekylært nitrogen N2; ammoniumnitrat NH 4 NO 3. Som regel dannes en blanding af produkter med en overvægt af et af dem. Nitrogen reduceres til oxidationstilstande fra +4 til -3. Dybden af restaurering afhænger primært i kraft af et reduktionsmiddel Og på koncentrationen af salpetersyre . Reglen virker: jo lavere syrekoncentration og jo højere aktivitet af metallet, jo flere elektroner modtager nitrogen, og jo mere reducerede produkter dannes.
Nogle regelmæssigheder giver dig mulighed for korrekt at bestemme hovedproduktet af reduktionen af salpetersyre med metaller i reaktionen:
- ved handling meget fortyndet salpetersyre på metaller er normalt dannet ammoniumnitrat NH4NO3;
For eksempel, reaktion af zink med meget fortyndet salpetersyre:
4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
- koncentreret salpetersyre i kulden passiverer nogle metaller - krom Cr, aluminium Al og jern Fe . Når opløsningen opvarmes eller fortyndes, sker reaktionen;
metalpassivering - dette er overførslen af metaloverfladen til en inaktiv tilstand på grund af dannelsen på metaloverfladen af tynde lag af inerte forbindelser, i dette tilfælde hovedsageligt metaloxider, der ikke reagerer med koncentreret salpetersyre
- Salpetersyre reagerer ikke med metaller i platinundergruppen — guld Au, platin Pt, og palladium Pd;
- når man interagerer koncentreret syre med nr aktive metaller Og medium aktivitet metaller nitrogen syre reduceres til nitrogenoxid (IV) NR 2 ;
For eksempel, oxidation af kobber med koncentreret salpetersyre:
Cu+ 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
- når man interagerer koncentreret salpetersyre med aktive metaller er dannet Nitrogenoxid (I)N2O ;
For eksempel oxidation natrium koncentreret salpetersyre:
Na+ 10HNO3 = 8NaNO3 + N2O + 5H2O
- når man interagerer fortyndet salpetersyre med inaktive metaller (i aktivitetsrækken til højre for brint) reduceres syren til nitrogenoxid (II) NO ;
- når man interagerer fortyndet salpetersyre med medium aktivitet metaller dannes enten nitrogenoxid (II) NO, eller nitrogenoxid N 2 O, eller molekylært nitrogen N 2 - afhængigt af yderligere faktorer(metalaktivitet, metalslibningsgrad, syrefortyndingsgrad, temperatur).
- når man interagerer fortyndet salpetersyre med aktive metaller er dannet molekylært nitrogen N2 .
For tilnærmelsesvis at bestemme reduktionsprodukterne af salpetersyre, når de interagerer med forskellige metaller, foreslår jeg at bruge pendulprincippet. De vigtigste faktorer, der forskyder pendulets position, er: syrekoncentration og metalaktivitet. For at forenkle bruger vi 3 typer syrekoncentrationer: koncentreret (mere end 30%), fortyndet (30% eller mindre), meget fortyndet (mindre end 5%). Vi opdeler metaller efter aktivitet i aktiv (før aluminium), medium aktivitet (fra aluminium til brint) og inaktiv (efter brint). Vi arrangerer reduktionsprodukterne af salpetersyre i faldende rækkefølge efter oxidationstilstand:
NO2; INGEN; N2O; N2; NH4NO3
Jo mere aktivt metallet er, jo mere bevæger vi os til højre. Jo højere koncentration eller mindre grad fortynding af syren, jo mere bevæger vi os til venstre.
For eksempel , interagere koncentreret syre og det inaktive metal kobber Cu. Følgelig skifter vi til den yderste venstre position, der dannes nitrogenoxid (IV), kobbernitrat og vand.
Reaktion af metaller med svovlsyre
Fortyndet svovlsyre interagerer med metaller som normalt mineralsyre. De der. interagerer med metaller, der er placeret i rækken af elektrokemiske spændinger op til brint. Oxidationsmidlet her er H + ioner, som reduceres til molekylært hydrogen H 2 . I dette tilfælde oxideres metaller som regel til minimum grad af oxidation.
For eksempel:
Fe + H2SO4 (fortyndet) = FeSO4 + H2
interagerer med metaller i spændingsområdet både før og efter brint.
H 2 SO 4 (konc) + metal = metalsalt + svovlreduktionsprodukt (SO 2, S, H 2 S) + vand
Når koncentreret svovlsyre interagerer med metaller, dannes et metalsalt (i en stabil oxidationstilstand), vand og et svovlreduktionsprodukt - svovldioxid S +4 O 2, molekylært svovl S eller svovlbrinte H 2 S -2, afhængig af graden af koncentration, aktivitet af metallet, graden af dets formaling, temperatur osv. Når koncentreret svovlsyre reagerer med metaller molekylært hydrogen ikke dannet!
Grundlæggende principper for interaktion mellem koncentreret svovlsyre og metaller:
1. Koncentreret svovlsyre passiverer aluminium, krom, jern på stuetemperatur, eller i kulden;
2. Koncentreret svovlsyre interagerer ikke Med guld, platin og palladium ;
3. MED inaktive metaller koncentreret svovlsyre restaureret til svovl(IV)oxid.
For eksempel, kobber oxideres af koncentreret svovlsyre:
Cu 0 + 2H 2 S + 6 O 4 (konc) = Cu + 2 SO 4 + S + 4 O 2 + 2H 2 O
4. Når man interagerer med aktive metaller og zink dannes koncentreret svovlsyresvovl S eller svovlbrinte H 2 S 2- (afhængig af temperatur, formalingsgrad og metallets aktivitet).
For eksempel , interaktion af koncentreret svovlsyre med zink:
8Na 0 + 5H 2 S + 6 O 4 (koncentreret) → 4Na 2 + SO 4 + H 2 S — 2 + 4H20
Brintoverilte
Hydrogenperoxid H 2 O 2 indeholder oxygen i oxidationstilstanden -1. Sådan ilt kan både øge og mindske oxidationstilstanden. Således udviser hydrogenperoxid både oxiderende og reducerende egenskaber.
Når det interagerer med reduktionsmidler, udviser hydrogenperoxid egenskaberne af et oxidationsmiddel og reduceres til en oxidationstilstand på -2. Typisk er produktet af hydrogenperoxidreduktion vand eller hydroxidion, afhængigt af reaktionsbetingelserne. For eksempel:
S +4 O 2 + H 2 O 2 -1 → H 2 S + 6 O 4 -2
Ved interaktion med oxidationsmidler oxideres peroxid til molekylært oxygen (oxidationstilstand 0): O 2 . For eksempel :
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