Stan utlenienia (SO) jest ładunkiem warunkowym atomu w związku, obliczonym na podstawie propozycji, że wiązanie chemiczne jest czysto jonowe. Stopień utlenienia może mieć wartość ujemną, dodatnią i zerową, co jest oznaczone cyframi arabskimi ze znakiem „+” lub „-” i umieszczonymi nad symbolem pierwiastka, na przykład: Cl 2 0, K + 2 O -2, H + N +5 O -2
Stopień zerowy utlenianie ma neutralne atomy (na przykład Mg, H2, O2). Dla wielu elementów S.O. atomów w związkach jest stała. Obejmują one:
Element SO
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, H (z wyjątkiem wodorków) +1
Be, Mg, Ca, Sr, Ba +2
Halogeny w galidach (MeHx –1) i wodór w wodorkach (MeHx) -1
O (z wyjątkiem nadtlenków) -2
Korzystając z tych informacji, możesz obliczyć S.O. inne atomy w związkach, biorąc to pod uwagę ALGEBRAICZNA SUMA STOPNI UTLENIANIA WSZYSTKICH ATOMÓW W ZWIĄZKU JEST ZAWSZE RÓWNA ZERO, A W KOMPLEKSIE – ŁADUNKU JONU.
Na przykład w związkach FeO, NaFeO 2, K 2 FeO 4 C.O. atom żelaza będzie miał odpowiednio +2, +3, +6, ponieważ WIĘC. atom tlenu to -2, sód i potas - +1, i suma algebraiczna WIĘC. wszystkich atomów wynosi zero:
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.
Wartościowość zdefiniowany jako liczba wiązania chemiczne, utworzony przez dany atom w związku.
W najprostszych przypadkach wartościowość atomu pierwiastka zależy od liczby znajdujących się w nim niesparowanych elektronów, które tworzą wspólne pary elektronów. Na przykład w związkach HC1, CH 4, H 2 S wartościowość wynosi: C1 - I, C - IV, S - II, ponieważ komunikacja w cząsteczkach odbywa się dzięki jednej, czterem i dwóm parom elektronów na odpowiednim atomie (para elektronów na reprezentacja graficzna zaznaczone myślnikiem).
H – Cl, H – S – H, N
ĆWICZENIE 2. Określ stopień utlenienia atomu podkreślonego pierwiastka w podanych cząsteczkach lub jonach:
K Mn O4, H N O2, P O 4 3-, Kr 2 O 3 . W ostatni przykład Określ także wartościowość podkreślonego pierwiastka (wskaż liczbę wiązań chemicznych utworzonych przez dany atom pierwiastka w związku).
ODPOWIEDŹ: Aby ustalić S.O. podkreślone pierwiastki w podanych przykładach KMnO 4, HNO 2, Cr 2 O 3, wskazujemy S.O. wszystkie inne atomy w związkach i obliczając ich sumę algebraiczną, znajdujemy S.O. element podkreślony jako wartość równą i przeciwną znakowo do sumy algebraicznej S.O. wszystkie inne atomy.
W K +1 MnO 4 -2 suma algebraiczna S.O. jest równe -7, zatem S.O. mangan wynosi +7; w H +1NO 2 -2, rozumując podobnie, S.O. azot wynosi +3; w Cr2O3-2S.O. chrom wynosi +3.
W przypadku jonu PO 4 3- należy oznaczyć CO. fosfor. Suma wszystkich stopni utlenienia atomów w jonie musi być równa ładunkowi jonu. Następnie, oznaczając S.O. fosfor przez x i mnożąc stopień utlenienia tlenu (-2) przez liczbę jego atomów, tworzymy równanie
x + (-2) 4 = -3, stąd x = +5.
W cząsteczce Cr 2 O 3 chrom jest trójwartościowy, tj. liczba wiązań chemicznych utworzonych przez chrom wynosi 3:
W danym formuła graficzna para elektronów wiązanie kowalencyjne oznaczone myślnikiem.
ZADANIE 2(dla samokontroli) Określ S.O. podkreślony element w następujących przykładach:
a) K 2 MnO 4, CrO 2 -, SnCl 4; b) HVO 3, CrO 4 2-, CuI 2;
c) Na2CO3, PO33-, Fe2(SO4)3; d) K2Cr2O7, NO3-, NH4OH;
e) NH4NO3, CO32-, SnCl4; e) KNO 2, SO 4 2-, FeCO 3;
g) NiSO 4, AlO 2 -, Fe(OH) 3; h) K2SO3, SnO32-, CaF2;
i) MnO 2, SnO 2 2-, Fe 2 O 3.
W każdym ostatnim przykładzie zadania określ także wartościowość podkreślonego pierwiastka (wskaż liczbę wiązań chemicznych utworzonych przez dany atom pierwiastka w związku).
Reakcje utleniania i redukcji (ORR) to reakcje, którym towarzyszy zmiana stopnia utlenienia pierwiastków w wyniku przemieszczenia lub całkowitego przejścia elektronów z jednego atomu lub jonu na drugi. Utlenianie – proces oddawania elektronów przez atom, cząsteczkę lub jon; powrót do zdrowia- proces dodawania elektronów do atomu, cząsteczki lub jonu. Utlenianie i redukcja to procesy wzajemnie powiązane, które zachodzą jednocześnie. Utleniaczami mogą być atomy i cząsteczki niektórych niemetali; jony złożone i cząsteczki zawierające atomy pierwiastków na najwyższym lub jednym z wyższych stopni utlenienia MnO 4 -, NO 3 -, SO 4 2-, Cr 2 O 7 2-, ClO 3 -, PbO 2 itp.; dodatnio naładowane jony metali (Fe 3+, Au 3+, Ag +, Sn 4+, Hg 2+ itp.). Typowymi środkami redukującymi są prawie wszystkie metale i niektóre niemetale (C, H2 itp.) w stanie wolnym; ujemnie naładowane jony niemetali (S 2-, I - itp.), kationy, których stopień utlenienia może wzrosnąć (Sn 2+, Fe 2+, Cu + itp.). Jeżeli substancja zawiera pierwiastek na pośrednim stopniu utlenienia, to w zależności od warunków reakcji może być zarówno utleniaczem, jak i reduktorem. Na przykład azotyn potasu wykazuje działanie silnego utleniacza właściwości regeneracyjne, utleniający się do azotanów
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
Przeciwnie, podczas interakcji ze środkiem redukującym wykazuje właściwości utleniające
2KNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = 2NO + I 2 + 2K 2 SO 4 + 2H 2 O
Ta dwoistość redoks jest również charakterystyczna dla H 2 O 2, H 2 SO 3 (i jego soli) itp.
Tworzenie równań OVR.
metoda waga elektroniczna opiera się na porównaniu stopni utlenienia atomów substancji początkowej i końcowej. Opiera się ona na zasadzie, że liczba elektronów oddanych przez środek redukujący musi być równa liczbie elektronów dodanych przez środek utleniający.
Rozważmy tę metodę reakcji siarkowodoru z nadmanganianem potasu w środowisku kwaśnym.
H 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 = S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Następnie określamy zmianę stopni utlenienia atomów
H 2 S -2 + KMn +7 O 4 + H 2 SO 4 = S 0 + Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
To pokazuje, że stopień utlenienia zmienia się dla siarki i manganu
S -2 – 2 e = S 5
Mn +7 + 5 e = Mn +2 2
Znajdujemy współczynniki dla środka utleniającego i reduktora, a następnie dla innych reagentów. Z równań elektronicznych jasno wynika, że musimy wziąć 5 cząsteczek H 2 S i 2 cząsteczki KMnO 4, następnie otrzymamy 5 atomów S i 2 cząsteczki MnSO 4. Ponadto z porównania atomów po lewej i prawej stronie równania stwierdzamy, że powstaje również 1 cząsteczka K 2 SO 4 i 8 cząsteczek wody.
Ostateczne równanie reakcji będzie wyglądało następująco:
5H 2 S + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5S + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
Poprawność równania sprawdzamy, zliczając atomy każdego pierwiastka po lewej i prawej stronie równania.
Praca laboratoryjna. Reakcje redoks Doświadczenie 1. Właściwości utleniające kMnO4 w różnych ośrodkach.
Do trzech kolb stożkowych umieścić 3 krople roztworu KMnO 4. Następnie do pierwszej dodać 2 krople 2N roztworu. H 2 SO 4 , do drugiej - 2 krople wody destylowanej, do trzeciej - 2 krople roztworu NaOH, następnie do każdej probówki dodawać kropla po kropli roztwór Na 2 SO 3, aż do zmiany koloru roztworu. Jak KMnO 4 zachowuje się w środowisku kwaśnym, obojętnym i środowisko alkaliczne?
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
Doświadczenie 2. Właściwości utleniające dwuchromianu potasu .
Do dwóch probówek wlać 3-4 krople roztworu K 2 Cr 2 O 7, do jednej dodać 3-4 krople 2 N. Roztwór H 2 SO 4 do innego - 3-4 krople 2 N. roztwór alkaliczny. Zwróć uwagę na zmianę koloru roztworu w drugiej probówce. Do wszystkich probówek dodać siarczyn sodu. Podaj wyjaśnienia zaobserwowanych zjawisk.
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
Określ stopień utlenienia wszystkich pierwiastków, ułóż współczynniki w równaniach reakcji.
Doświadczenie 3. Redukcja dwuchromianu potasu .
Do probówki wlej 5-6 kropli roztworu dwuchromianu potasu, dodaj 2-3 krople kwasu siarkowego i dodaj kilka kryształków siarczku potasu. Wstrząsnąć zawartością probówki. Obserwuj zmianę koloru.
Doświadczenie 4. Właściwości redoks związków żelaza ( III )
Do probówki wlać 4-5 kropli roztworu KMnO 4 i 1-2 krople H 2 SO 4, dodawać kroplami roztwór siarczanu żelaza(II) aż do odbarwienia roztworu.
Do probówki wlać 4-5 kropli roztworu chlorku żelaza i 1-2 krople roztworu jodku potasu. Zwróć uwagę na zmianę koloru roztworu. Dodaj 1-2 krople powstałego roztworu do probówki zawierającej 7-8 kropli skrobi. Określ stopień utlenienia wszystkich pierwiastków, uporządkuj współczynniki w równaniach reakcji.
KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 MnSO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
FeCl 3 +KI FeCl 2 +KCl+I 2
Doświadczenie 5. Autooksydacja i samoleczenie (dysproporcjonowanie) siarczynu sodu.
Umieść 2-3 kryształy Na 2 SO 3 w dwóch cylindrycznych probówkach. Pozostaw jedną probówkę jako kontrolę. Drugi zabezpiecz na statywie i podgrzewaj przez 5-6 minut. Pozwól, aby probówka ostygła. Do obu probówek dodać po 2-3 ml wody destylowanej i mieszać szklanymi patyczkami aż do rozpuszczenia soli w probówkach. Do każdej probówki dodać 2-3 ml roztworu CuSO4. Zwróć uwagę na kolor osadu w probówkach. Jak wytłumaczyć różnicę w kolorze? Czarny osad uzyskany w drugiej probówce to siarczek miedzi. Jaki produkt kalcynacji siarczynu sodu siarczanem miedzi dał ten osad? Napisz równanie reakcji rozkładu siarczynu sodu, biorąc pod uwagę, że drugim produktem kalcynacji jest siarczyn sodu.
Na 2 SO 3 + H 2 O + CuSO 4 H 2 SO 4 + Cu 2 O + NaOH
Określ stopień utlenienia wszystkich pierwiastków, uporządkuj współczynniki w równaniach reakcji.
Doświadczenie 6. Właściwości utleniające nadtlenku wodoru .
Do probówki zawierającej 5-6 kropli roztworu KI dodać 3-4 krople 2 N H 2 SO 4, a następnie kroplami dodawać roztwór H 2 O 2, aż do uzyskania żółtego zabarwienia. Aby wykryć jod w roztworze, dodaj do probówki kilka kropli chloroformu lub benzenu. Napisz równanie reakcji.
KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 Ja 2 + H 2 O + K 2 SO 4
Określ stopień utlenienia wszystkich pierwiastków, uporządkuj współczynniki w równaniach reakcji.
Doświadczenie 7. Właściwości redukujące nadtlenku wodoru.
Do probówki zawierającej 5-6 kropli KMnO 4 i 5-6 kropli nadtlenku wodoru dodaj 3-4 krople 2 N H 2 SO 4 i podgrzej. Co się dzieje? Napisz równanie reakcji, biorąc pod uwagę, że nadtlenek wodoru utlenia się do tlenu.
KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 MnSO 4 + O 2 + K 2 SO 4 + H 2 O
Określ stopień utlenienia wszystkich pierwiastków, uporządkuj współczynniki w równaniach reakcji.
Doświadczenie 8. Utlenianie miedzi kwasem azotowym.
Do probówki włóż kawałek drutu miedzianego i dodaj 5-6 kropli 0,2 N HNO 3 . Zwróć uwagę na wydzielanie się gazu, rozpuszczanie miedzi i zmianę koloru roztworu. Napisz elektroniczne równania reakcji, wskazując środek utleniający i reduktor. Określ stopień utlenienia wszystkich pierwiastków, uporządkuj współczynniki w równaniach reakcji.
Cu + HNO 3 Cu(NO 3) 2 + NO + H 2 O
Pytania kontrolne
1. Które z poniższych reakcji są reakcjami redoks:
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. Określ utleniacz i reduktor oraz dobierz współczynniki w następujących reakcjach utleniania-redukcji:
a) Na 2 SO 3 + I 2 + H 2 O = Na 2 SO 4 + HI b) S + HNO 3 = H 2 SO 4 + NIE
3. Metale mają stopień utlenienia +2 w związkach: Cu, Al, Zn, Sn, Pb, Cr, Fe, Mn
4. Metale mają stopień utlenienia +3 w związkach: Cu, Al, Zn, Sn, Pb, Cr, Fe, Mn
5. Metale mają stopień utlenienia +1: Cu, Al, Zn, Sn, Pb, Cr, Fe, Mn, Na, Ca, Ag
Utleniacze to cząstki (atomy, cząsteczki lub jony), które przyjąć elektrony podczas reakcji chemicznej. W tym przypadku stopień utlenienia środka utleniającego idzie w dół. Utleniacze są przywracane.
Konserwatorzy to cząstki (atomy, cząsteczki lub jony), które oddaj elektrony podczas reakcji chemicznej. W tym przypadku stopień utlenienia środka redukującego wzrasta. W tym przypadku reduktory utleniać.
Substancje chemiczne można podzielić na typowe utleniacze, typowe środki redukujące i substancje, które mogą wykazywać zarówno właściwości utleniające, jak i redukujące. Niektóre substancje nie wykazują praktycznie żadnej aktywności redoks.
DO typowe utleniacze włączać:
- proste substancje-niemetale z najsilniejszym właściwości utleniające(fluor F2, tlen O2, chlor Cl2);
- jonymetale lub niemetale Z wysokie dodatnie (zwykle wyższe) stopnie utlenienia : kwasy (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), sole (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), tlenki (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
- związki zawierające niektóre kationy metali mający wysokie stopnie utlenienia: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ itd.
Typowe środki redukujące - to co do zasady:
- substancje proste - metale(o zdolnościach redukcyjnych metali decyduje szereg działań elektrochemicznych);
- złożone substancje zawierające atomy lub jony niemetali o ujemnym (zwykle najniższym) stopniu utlenienia: binarne związki wodoru (H 2 S, HBr), sole kwasy beztlenowe(K2S, NaI);
- niektóre związki zawierające kationy z minimalną zawartością stopień pozytywny utlenianie(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), które oddając elektrony, mogą zwiększać stopień utlenienia;
- związki zawierające jony złożone składające się z niemetale o pośrednim dodatnim stopniu utlenienia(S +4 O 3) 2–, (НР +3 O 3) 2–, w którym pierwiastki mogą, oddając elektrony, zwiększyć jego dodatni stopień utlenienia.
Większość innych substancji może wykazywać zarówno właściwości utleniające, jak i redukujące.
Typowe środki utleniające i redukujące podano w tabeli.
W praktyka laboratoryjna najczęściej używane są następujące utleniacze :
nadmanganian potasu (KMnO 4);
dichromian potasu (K 2 Cr 2 O 7);
kwas azotowy (HNO 3);
stężony Kwas Siarkowy(H2SO4);
nadtlenek wodoru (H 2 O 2);
tlenki manganu (IV) i ołowiu (IV) (MnO 2, PbO 2);
stopiony azotan potasu (KNO 3) i stopione inne azotany.
DO pracownicy restauracji , które mają zastosowanie V praktyka laboratoryjna odnieść się:
- magnez (Mg), glin (Al), cynk (Zn) i inne metale aktywne;
- wodór (H2) i węgiel (C);
- jodek potasu (KI);
- siarczek sodu (Na2S) i siarkowodór (H2S);
- siarczyn sodu (Na2SO3);
- chlorek cyny (SnCl2).
Klasyfikacja reakcji redoks
Reakcje redoks dzieli się zwykle na cztery typy: reakcje międzycząsteczkowe, wewnątrzcząsteczkowe, reakcje dysproporcjonowania (autoutleniania-samoredukcji) i reakcje przeciwdyproporcjonowania.
Reakcje międzycząsteczkowe następuje wraz ze zmianą stopnia utlenienia różne elementy z różne odczynniki. W tym przypadku, różne produkty utleniania i redukcji .
2Al 0 + Fe +3 2 O 3 → Al +3 2 O 3 + 2Fe 0,
C 0 + 4HN +5 O 3 (stęż.) = C +4 O 2 + 4N +4 O 2 + 2H 2 O.
Reakcje wewnątrzcząsteczkowe - są to reakcje, w których różne elementy z jeden odczynnik iść do różne produkty np:
(N-3H4) 2 Kr +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 .
Reakcje dysproporcji (autoutlenianie-samonaprawa) to reakcje, w których występuje czynnik utleniający i reduktor ten sam pierwiastek tego samego odczynnika, który następnie zamienia się w różne produkty:
3Br 2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO 3 + 3 H 2 O,
Reproporcjonacja (komproporcja, przeciw-dysproporcja ) to reakcje, w których występuje utleniacz i reduktor ten sam element, Który z różne odczynniki wchodzi w jeden produkt. Reakcja jest odwrotnością dysproporcji.
2H 2 S -2 + S +4 O 2 = 3 S + 2H 2 O
Podstawowe zasady komponowania reakcji redoks
Reakcjom redoks towarzyszą procesy utleniania i redukcji:
Utlenianie to proces oddawania elektronów przez czynnik redukujący.
Powrót do zdrowia to proces zdobywania elektronów przez utleniacz.
Utleniacz jest przywracanyi środek redukujący utlenia się .
Obserwuje się to w reakcjach redoks waga elektroniczna: Liczba elektronów oddawanych przez środek redukujący jest równa liczbie elektronów, które zyskuje środek utleniający. Jeśli bilans zostanie sporządzony nieprawidłowo, nie będziesz mógł tworzyć skomplikowanych OVR.
Do komponowania reakcji redoks (ORR) stosuje się kilka metod: metodę równowagi elektronowej, metodę równowagi elektronowo-jonowej (metoda reakcji półreakcji) i inne.
Przyjrzyjmy się bliżej metoda wagi elektronicznej .
Dość łatwo „zidentyfikować” ORR - wystarczy uporządkować stopnie utlenienia wszystkich związków i ustalić, że atomy zmieniają stopień utlenienia:
K + 2 S -2 + 2K + Mn +7 O -2 4 = 2K + 2 Mn +6 O -2 4 + S 0
Osobno zapisujemy atomy pierwiastków, które zmieniają stopień utlenienia, w stanie PRZED reakcją i PO reakcji.
Stopień utlenienia zmieniają atomy manganu i siarki:
S -2 -2e = S 0
Mn +7 + 1e = Mn +6
Mangan pochłania 1 elektron, siarka oddaje 2 elektrony. W takim przypadku konieczne jest przestrzeganie waga elektroniczna. Dlatego konieczne jest podwojenie liczby atomów manganu i pozostawienie liczby atomów siarki bez zmian. Współczynniki równowagi wskazujemy zarówno przed odczynnikami, jak i przed produktami!
Schemat zestawiania równań OVR metodą wagi elektronicznej:
Uwaga! W reakcji może brać udział kilka środków utleniających lub redukujących. Bilans należy tak sporządzić Łączna elektrony oddane i odebrane były takie same.
Ogólne wzorce reakcji redoks
Produkty reakcji redoks często zależą od warunki procesu. Rozważmy główne czynniki wpływające na przebieg reakcji redoks.
Najbardziej oczywistym czynnikiem determinującym jest środowisko roztworu reakcyjnego — . Zazwyczaj (ale nie koniecznie) wśród odczynników wymieniona jest substancja określająca podłoże. Możliwe są następujące opcje:
- aktywność oksydacyjna ulega wzmocnieniu w bardziej kwaśnym środowisku, a środek utleniający ulega głębszej redukcji(na przykład nadmanganian potasu KMnO 4, gdzie Mn +7 w środowisku kwaśnym redukuje się do Mn +2, a w środowisku zasadowym - do Mn +6);
- aktywność oksydacyjna wzrasta w bardziej zasadowym środowisku, a środek utleniający jest redukowany głębiej (na przykład azotan potasu KNO 3, gdzie N +5 podczas interakcji ze środkiem redukującym w środowisku alkalicznym ulega redukcji do N-3);
- lub utleniacz praktycznie nie podlega zmianom w środowisku.
Środowisko reakcji pozwala określić skład i formę istnienia pozostałych produktów OVR. Podstawową zasadą jest to, że powstają produkty, które nie wchodzą w interakcję z odczynnikami!
Notatka! mi Jeśli środowisko roztworu jest kwaśne, wówczas wśród produktów reakcji nie mogą znajdować się zasady i zasadowe tlenki, ponieważ reagują z kwasem. I odwrotnie, w środowisku zasadowym wykluczone jest tworzenie się kwasu i tlenek kwasowy. To jeden z najczęstszych i najpoważniejszych błędów.
Na kierunek przepływu OVR wpływa również charakter substancji reagujących. Na przykład, podczas interakcji kwas azotowy HNO 3 z reduktorami występuje wzór – im większa aktywność reduktora, tym bardziej redukowany jest azot N +5.
Kiedy wzrasta temperatura Większość ODD jest bardziej intensywna i głębsza.
W reakcje heterogeniczne często ma to wpływ na skład produktów stopień zmielenia solidny . Przykładowo sproszkowany cynk z kwasem azotowym tworzy pewne produkty, natomiast cynk granulowany tworzy zupełnie inne. Jak większy stopień mielenie odczynnika, tym większa jest jego aktywność, zazwyczaj.
Przyjrzyjmy się najbardziej typowym laboratoryjnym utleniaczom.
Podstawowe schematy reakcji redoks
Schemat odzyskiwania nadmanganianu
Nadmanganiany zawierają silny środek utleniający - mangan na stopniu utlenienia +7. Sole manganu +7 zabarwiają roztwór fioletowy kolor.
Nadmanganiany, w zależności od środowiska roztworu reakcyjnego, są redukowane na różne sposoby.
W kwaśne środowisko powrót do zdrowia następuje głębiej, do Mn 2+. Tlenek manganu na stopniu utlenienia +2 wykazuje podstawowe właściwości, dlatego też kwaśne środowisko powstaje sól. Sole manganu +2 bezbarwny. W rozwiązanie neutralne mangan jest redukowany do stanu utlenienia +4 , z edukacją tlenek amfoteryczny MnO 2 — brązowy osad nierozpuszczalny w kwasach i zasadach. W alkalicznyśrodowisku mangan jest przywracany minimalnie - z dokładnością do najbliższej stany utlenienia +6 . Związki manganu +6 wykazują właściwości kwasowe i w środowisku zasadowym tworzą sole - manganiany. Manganiany dostają się do roztworu zielony kolor .
Rozważmy interakcję nadmanganianu potasu KMnO 4 z siarczkiem potasu w środowisku kwaśnym, obojętnym i zasadowym. W tych reakcjach produktem utleniania jonu siarczkowego jest 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,
Częstym błędem w tej reakcji jest wskazanie interakcji siarki i zasady w produktach reakcji. Jednak siarka oddziałuje z alkaliami w dość trudnych warunkach (podwyższona temperatura), co nie odpowiada warunkom tej reakcji. Na normalne warunki Prawidłowe byłoby oddzielne wskazanie siarki cząsteczkowej i zasady, a nie produktów ich interakcji.
K 2 S + 2 KMnO 4 –(KOH)= 2 K 2 MnO 4 + S↓
Trudności pojawiają się również podczas komponowania tej reakcji. Rzecz w tym, że w w tym przypadku wpisanie cząsteczki ośrodka (KOH lub innej zasady) do odczynników nie jest wymagane do wyrównania reakcji. Zasada bierze udział w reakcji i określa produkt redukcji nadmanganianu potasu, ale reagenty i produkty są wyrównywane bez jej udziału. Ten pozornie paradoks można łatwo rozwiązać, jeśli o tym pamiętamy Reakcja chemiczna- jest to po prostu zapis warunkowy, który nie wskazuje każdego trwającego procesu, ale jest po prostu wyświetleniem sumy wszystkich procesów. Jak to ustalić samodzielnie? Jeśli zastosujesz klasyczny schemat - równowaga - współczynniki równowagi - wyrównanie metalu, zobaczysz, że metale są wyrównywane przez współczynniki równowagi, a obecność zasady po lewej stronie równania reakcji będzie zbędna.
Nadmanganiany utleniać:
- niemetale z ujemnym stopniem utlenienia do substancji prostych (ze stopniem utlenienia 0), wyjątki — fosfor, arsen - do +5 ;
- niemetale na pośrednim stopniu utlenienia zanim najwyższy stopień utlenianie;
- metale aktywne stabilny pozytyw stopień utlenienia metalu.
KMnO 4 + neMe (najniższe d.o.) = neMe 0 + inne produkty
KMnO 4 + neMe (pośrednie d.o.) = neMe (wyższe d.o.) + inne produkty
KMnO 4 + Me 0 = Me (stabilny s.o.) + inne produkty
KMnO 4 + P -3 , As -3 = P +5 , As +5 + inne produkty
Schemat odzyskiwania chromianu/dwuchromianu
Cechą szczególną chromu o wartościowości VI jest to, że tworzy on 2 rodzaje soli roztwory wodne: chromiany i dichromiany, w zależności od środowiska roztworu. Aktywne chromiany metali (na przykład K 2 CrO 4) to sole, które są stabilne alkalicznyśrodowisko. Dichromiany (dwuchromiany) metali aktywnych (na przykład K 2 Cr 2 O 7) - sole, stabilne w kwaśnym środowisku .
Związki chromu(VI) są redukowane do związki chromu(III). . Związki chromu Cr +3 są amfoteryczne i w zależności od środowiska roztworu występują w roztworze różne formy: w środowisku kwaśnym w postaci sole(związki amfoteryczne tworzą sole podczas interakcji z kwasami), w neutralne środowisko- nierozpuszczalny wodorotlenek amfoteryczny chrom (III) Cr(OH) 3 , a w środowisku zasadowym tworzą się związki chromu (III). sól złożona, Na przykład, heksahydroksochromian (III) potasu K 3 .
Związki chromu VI utleniać:
- niemetale V stopień negatywny utlenianie do substancji prostych (ze stopniem utlenienia 0), wyjątki — fosfor, arsen – do +5;
- niemetale na pośrednim stopniu utlenienia do najwyższego stopnia utlenienia;
- metale aktywne od prostych substancji (stopień utlenienia 0) do związków z stabilny pozytyw stopień utlenienia metalu.
Chromian/dwuchromian + NeMe (ujemny d.o.) = NeMe 0 + inne produkty
Chromian/dwuchromian + neMe (średnio dodatni d.o.) = neMe (wyższy d.o.) + inne produkty
Chromian/dwuchromian + Me 0 = Me (stabilny d.o.) + inne produkty
Chromian/dwuchromian + P, As (ujemne d.o.) = P, As +5 + inne produkty
Rozkład azotanów
Zawierają sole azotanowe azot na stopniu utlenienia +5 - mocny utleniacz. Taki azot może utleniać tlen (O -2). Dzieje się tak, gdy azotany są podgrzewane. W większości przypadków tlen utlenia się do stopnia utlenienia 0, tj. zanim molekularny tlen O2 .
W zależności od rodzaju metalu tworzącego sól, następuje termiczny (temperaturowy) rozkład azotanów różne produkty: Jeśli aktywny metal(w szeregu aktywności elektrochemicznej są do magnezu), następnie azot redukuje się do stopnia utlenienia +3 i podczas rozkładu powstają sole azotynowe i tlen cząsteczkowy .
Na przykład:
2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .
Metale aktywne występują w przyrodzie w postaci soli (KCl, NaCl).
Jeśli metal znajduje się w szeregu aktywności elektrochemicznej na prawo od magnezu i na lewo od miedzi (w tym magnez i miedź) , następnie powstaje w wyniku rozkładu tlenek metalu w stabilnym stopniu utlenienia, tlenek azotu (IV)(gaz brązowy) i tlen. Tlenek metalu tworzy się również podczas rozkładu azotan litu .
Na przykład, rozkład azotan cynku:
2Zn(NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2 .
Metale o pośredniej aktywności najczęściej występują w przyrodzie w postaci tlenków (Fe 2 O 3, Al 2 O 3 itp.).
Jony metale, znajdujący się w szeregu aktywności elektrochemicznej na prawo od miedzi są silnymi utleniaczami. Na rozkład azotanów podobnie jak N +5 biorą udział w utlenianiu tlenu i ulegają redukcji do prostych substancji, tj. powstaje metal i wydzielają się gazy - tlenek azotu (IV) i tlen .
Na przykład, rozkład azotan srebra:
2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2.
Metale nieaktywne występują w przyrodzie jako substancje proste.
Niektóre wyjątki!
Rozkład azotan amonowy :
Cząsteczka azotanu amonu zawiera zarówno środek utleniający, jak i reduktor: azot na stopniu utlenienia -3 wykazuje jedynie właściwości redukujące, natomiast azot na stopniu utlenienia +5 wykazuje jedynie właściwości utleniające.
Po podgrzaniu azotan amonu rozkłada się. W temperaturach do 270 o C tworzy się tlenek azotu (I)(„gaz rozweselający”) i woda:
NH 4NO 3 → N 2 O + 2H 2 O
To jest przykład reakcji przeciw-dysproporcja .
Wynikowy stopień utlenienia azotu jest średnią arytmetyczną stopnia utlenienia atomów azotu w pierwotnej cząsteczce.
Z więcej wysoka temperatura Tlenek azotu (I) rozkłada się na proste substancje - azot I tlen:
2NH 4NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O
Na rozkład azotyn amonu NH4NO2 występuje również przeciw-dysproporcja.
Powstały stopień utlenienia azotu jest również równy średniej arytmetycznej stopni utlenienia początkowych atomów azotu - utleniacza N +3 i środka redukującego N -3
NH 4NO 2 → N 2 + 2H 2 O
Rozkład termiczny azotan manganu(II). któremu towarzyszy utlenianie metalu:
Mn(NO 3) 2 = MnO 2 + 2NO 2
Azotan żelaza(II). Na niskie temperatury rozkłada się do tlenku żelaza (II), po podgrzaniu żelazo utlenia się do stopnia utlenienia +3:
2Fe(NO 3) 2 → 2FeO + 4NO 2 + O 2 w 60°C
4Fe(NO 3) 2 → 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 w >60°C
Azotan niklu(II).
pod wpływem ogrzewania rozkłada się do azotynów.
Właściwości utleniające kwasu azotowego
Kwas azotowy HNO 3 podczas interakcji z metalami jest praktycznie nigdy nie wytwarza wodoru w przeciwieństwie do większości kwasów mineralnych.
Wynika to z faktu, że kwas zawiera bardzo silny środek utleniający - azot na stopniu utlenienia +5. Podczas interakcji z czynnikami redukującymi - metalami powstają różne produkty redukcji azotu.
Kwas azotowy + metal = sól metalu + produkt redukcji azotu + H 2 O
Kwas azotowy po redukcji może przekształcić się w tlenek azotu (IV) NO 2 (N +4); tlenek azotu (II) NO (N +2); tlenek azotu (I) N 2 O („gaz rozweselający”); azot cząsteczkowy N2; azotan amonu NH 4 NO 3. Z reguły powstaje mieszanina produktów z przewagą jednego z nich. Azot jest redukowany do stopni utlenienia od +4 do -3. Głębokość odbudowy zależy przede wszystkim z natury środka redukującego I na stężenie kwasu azotowego . Zasada działa: im niższe stężenie kwasu i wyższa aktywność metalu, tym więcej elektronów otrzymuje azot i tym więcej powstaje produktów zredukowanych.
Pewne prawidłowości pozwolą poprawnie określić główny produkt redukcji kwasu azotowego przez metale w reakcji:
- po działaniu bardzo rozcieńczony kwas azotowy NA metale zwykle się tworzy azotan amonowy NH4NO3;
Na przykład, reakcja cynku z bardzo rozcieńczonym kwasem azotowym:
4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4NO 3 + 3H 2 O
- stężony kwas azotowy na zimnie pasywuje niektóre metale - chrom Cr, aluminium Al i żelazo Fe . Gdy roztwór zostanie podgrzany lub rozcieńczony, zachodzi reakcja;
pasywacja metali - jest to przejście powierzchni metalu w stan nieaktywny na skutek tworzenia się na powierzchni metalu cienkich warstw obojętnych związków, w tym przypadku głównie tlenków metali, które nie reagują ze stężonym kwasem azotowym
- Kwas azotowy nie reaguje z metalami z podgrupy platynowców — złoto Au, platyna Pt i paladium Pd;
- podczas interakcji stężony kwas o nr metale aktywne I metale o średniej aktywności azot Kwas jest redukowany do tlenek azotu (IV) NIE 2 ;
Na przykład, utlenianie miedzi stężonym kwasem azotowym:
Cu+ 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
- podczas interakcji stężony kwas azotowy z aktywnymi metalami jest uformowany Tlenek azotu (I)N2O ;
Na przykład, utlenianie sód stężony kwas azotowy:
Na+ 10HNO 3 = 8NaNO 3 + N 2 O + 5H 2 O
- podczas interakcji rozcieńczyć kwas azotowy metalami nieaktywnymi (w szeregu aktywności na prawo od wodoru) kwas jest redukowany do tlenek azotu (II) NO ;
- podczas interakcji rozcieńczony kwas azotowy metalami o średniej aktywności powstaje albo tlenek azotu (II) NO lub tlenek azotu N 2 O lub azot cząsteczkowy N 2 - w zależności od dodatkowe czynniki(aktywność metalu, stopień rozdrobnienia metalu, stopień rozcieńczenia kwasu, temperatura).
- podczas interakcji rozcieńczyć kwas azotowy metalami aktywnymi jest uformowany azot cząsteczkowy N2 .
Aby w przybliżeniu określić produkty redukcji kwasu azotowego podczas interakcji z różnymi metalami, proponuję zastosować zasadę wahadła. Głównymi czynnikami zmieniającymi położenie wahadła są: stężenie kwasu i aktywność metalu. W uproszczeniu stosujemy 3 rodzaje stężeń kwasów: stężony (powyżej 30%), rozcieńczony (30% lub mniej), bardzo rozcieńczony (poniżej 5%). Metale dzielimy ze względu na aktywność na aktywne (przed glinem), średnioaktywne (od glinu do wodoru) i nieaktywne (po wodorze). Produkty redukcji kwasu azotowego układamy według malejącego stopnia utlenienia:
NO2; NIE; N2O; N2; NH4NO3
Im bardziej aktywny jest metal, tym bardziej przesuwamy się w prawo. Im wyższe stężenie lub mniejszy stopień rozcieńczenie kwasu, tym bardziej przesuwamy się w lewo.
Na przykład , oddziaływać stężony kwas i nieaktywny metal miedź Cu. W rezultacie przesuwamy się do skrajnie lewej pozycji, powstaje tlenek azotu (IV), azotan miedzi i woda.
Reakcja metali z kwasem siarkowym
Rozcieńczony kwas siarkowy oddziałuje z metalami normalnie kwas mineralny. Te. oddziałuje z metalami, które znajdują się w szeregu napięć elektrochemicznych aż do wodoru. Utleniaczem są tutaj jony H +, które są redukowane do wodoru cząsteczkowego H 2 . W tym przypadku metale są z reguły utleniane do minimum stopień utlenienia.
Na przykład:
Fe + H 2 SO 4 (dil) = FeSO 4 + H 2
oddziałuje z metalami w zakresie napięcia zarówno przed, jak i po wodorze.
H 2 SO 4 (stęż.) + metal = sól metalu + produkt redukcji siarki (SO 2, S, H 2 S) + woda
Kiedy stężony kwas siarkowy oddziałuje z metalami, powstaje sól metalu (na stabilnym stopniu utlenienia), woda i produkt redukcji siarki - dwutlenek siarki S +4 O 2, siarka molekularna S lub siarkowodór H 2 S -2, w zależności od stopnia koncentracji, aktywności metalu, stopnia jego rozdrobnienia, temperatury itp. Kiedy stężony kwas siarkowy reaguje z metalami wodór molekularny nie uformowany!
Podstawowe zasady oddziaływania stężonego kwasu siarkowego z metalami:
1. Stężony kwas siarkowy pasywuje aluminium, chrom, żelazo Na temperatura pokojowa lub na zimno;
2. Stężony kwas siarkowy nie wchodzi w interakcję Z złoto, platyna i pallad ;
3. Z metale nieaktywne stężony kwas siarkowy przywrócony do tlenek siarki(IV).
Na przykład, miedź utlenia się stężonym kwasem siarkowym:
Cu 0 + 2H 2 S +6 O 4 (stęż.) = Cu +2 SO 4 + S +4 O 2 + 2H 2 O
4. Podczas interakcji z aktywnymi metalami i cynkiem tworzy się stężony kwas siarkowysiarka S lub siarkowodór H 2 S 2- (w zależności od temperatury, stopnia rozdrobnienia i aktywności metalu).
Na przykład , oddziaływanie stężonego kwasu siarkowego z cynkiem:
8Na 0 + 5H 2 S +6 O 4 (stęż.) → 4Na 2 + SO 4 + H 2 S — 2 + 4H2O
Nadtlenek wodoru
Nadtlenek wodoru H 2 O 2 zawiera tlen na stopniu utlenienia -1. Taki tlen może zarówno zwiększać, jak i zmniejszać stopień utlenienia. Zatem wykazuje nadtlenek wodoru zarówno właściwości utleniające, jak i redukujące.
Podczas interakcji ze środkami redukującymi nadtlenek wodoru wykazuje właściwości środka utleniającego i ulega redukcji do stopnia utlenienia -2. Zazwyczaj produktem redukcji nadtlenku wodoru jest woda lub jon wodorotlenkowy, w zależności od warunków reakcji. Na przykład:
S +4 O 2 + H 2 O 2 -1 → H 2 S +6 O 4 -2
Podczas interakcji z utleniaczami nadtlenek utlenia się do tlenu cząsteczkowego (stan utlenienia 0): O 2 . Na przykład :
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