L'état d'oxydation du kmno4 est égal. État d'oxydation et valence des atomes

État d'oxydation (S.O.) est la charge conditionnelle d'un atome dans un composé, calculée sur la base de la proposition selon laquelle la liaison chimique est purement ionique. L'état d'oxydation peut avoir une valeur négative, positive ou nulle, notée chiffres arabes avec le signe ""+"" ou ""-"" et placé au dessus du symbole de l'élément, par exemple : Cl 2 0,K + 2 O -2, H + N +5 O -2

Les atomes neutres (par exemple Mg, H 2, O 2) ont un état d'oxydation nul. Pour un certain nombre d'éléments S.O. les atomes dans les composés sont constants. Ceux-ci incluent :

Élément S.O.

Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, H (sauf hydrures) +1

Be, Mg, Ca, Sr, Ba +2

Halogènes dans les gallides (MeHx –1) et hydrogène dans les hydrures (MeHx) -1

O (sauf peroxydes) -2

En utilisant ces informations, vous pouvez calculer S.O. d'autres atomes dans les composés, en tenant compte du fait que LA SOMME ALGÉBRIQUE DES DEGRÉS D'OXYDATION DE TOUS LES ATOMES D'UN COMPOSÉ EST TOUJOURS ÉGALE À ZÉRO, ET DANS UN ION COMPLEXE – À LA CHARGE DE L'ION.

Par exemple, dans les composés FeO, NaFeO 2, K 2 FeO 4 C.O. l'atome de fer sera respectivement +2, +3, +6, car DONC. l'atome d'oxygène est -2, le sodium et le potassium - +1, et somme algébrique DONC. de tous les atomes est 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 défini comme un nombre liaisons chimiques, formé par un atome donné dans un composé.

Dans les cas les plus simples, la valence de l’atome d’un élément est déterminée par le nombre d’électrons non appariés qui forment des paires d’électrons communes. Par exemple, dans les composés HC1, CH 4, H 2 S, la valence est : C1 - I, C - IV, S - II, car la communication dans les molécules s'effectue grâce à une, quatre et deux paires d'électrons au niveau de l'atome correspondant (une paire d'électrons à représentation graphique indiqué par un tiret).

H―Cl, H―S―H, N

EXERCICE 2. Déterminer l'état d'oxydation de l'atome de l'élément souligné dans les molécules ou ions donnés :

K Mn O4,H N O2, P. O 4 3-, Cr 2O3. DANS dernier exemple Déterminez également la valence de l'élément souligné (indiquez le nombre de liaisons chimiques formées par un atome donné de l'élément dans le composé).

RÉPONDRE: Pour déterminer S.O. éléments soulignés dans les exemples donnés KMnO 4, HNO 2, Cr 2 O 3, nous indiquons S.O. tous les autres atomes des composés et, en calculant leur somme algébrique, nous trouvons S.O. l'élément souligné comme valeur égale et de signe opposé à la somme algébrique S.O. tous les autres atomes.

Dans K +1 MnO 4 -2 somme algébrique S.O. est égal à -7, donc S.O. le manganèse est de +7 ; dans H +1 NO 2 -2, en raisonnant de la même manière, S.O. l'azote est +3; dans Cr 2 O 3 -2 S.O. le chrome est +3.

Dans l'ion PO 4 3-, il faut déterminer le CO. phosphore. La somme de tous les états d’oxydation des atomes d’un ion doit être égale à la charge de l’ion. Alors, désignant S.O. phosphore via x et en multipliant l'état d'oxydation de l'oxygène (-2) par le nombre de ses atomes, nous créons l'équation

x + (-2) 4 = -3, donc x = +5.

Dans le donné formule graphique paire d'électrons liaison covalente indiqué par un tiret.

TÂCHE 2(pour la maîtrise de soi) Déterminez S.O. élément souligné dans exemples suivants:

a) K 2 MnO 4, CrO 2 -, SnCl 4 ; b) HVO 3, CrO 4 2-, CuI 2;

c) Na 2 CO 3, PO 3 3-, Fe 2 (SO 4) 3 ; d) K 2 Cr 2 O 7, NO 3 -, NH 4 OH;

e) NH 4 NO 3, CO 3 2-, SnCl 4; e) KNO 2, SO 4 2-, FeCO 3 ;

g) NiSO 4, AlO 2 -, Fe(OH) 3; h) K 2 SO 3, SnO 3 2-, CaF 2;

i) MnO 2, SnO 2 2-, Fe 2 O 3.

Dans chaque dernier exemple de la tâche, déterminez également la valence de l'élément souligné (indiquez le nombre de liaisons chimiques formées par un atome donné de l'élément dans le composé).

Les réactions d'oxydo-réduction (ORR) sont des réactions accompagnées d'un changement de l'état d'oxydation des éléments dû au déplacement ou à la transition complète des électrons d'un atome ou d'un ion à un autre. Oxydation – le processus d'abandon d'électrons par un atome, une molécule ou un ion ; récupération- le processus d'ajout d'électrons à un atome, une molécule ou un ion. L'oxydation et la réduction sont des processus interdépendants qui se produisent simultanément. Les agents oxydants peuvent être des atomes et des molécules de certains non-métaux ; des ions complexes et des molécules contenant des atomes d'éléments dans l'état d'oxydation le plus élevé ou l'un des états d'oxydation supérieurs MnO 4 -, NO 3 -, SO 4 2-, Cr 2 O 7 2-, ClO 3 -, PbO 2, etc. ions métalliques chargés positivement (Fe 3+, Au 3+, Ag +, Sn 4+, Hg 2+, etc.). Les agents réducteurs typiques sont presque tous les métaux et certains non-métaux (C, H 2, etc.) à l'état libre ; ions non métalliques chargés négativement (S 2-, I -, etc.), cations dont l'état d'oxydation peut augmenter (Sn 2+, Fe 2+, Cu +, etc.). Si une substance contient un élément dans un état d'oxydation intermédiaire, alors, selon les conditions de réaction, elle peut être à la fois un agent oxydant et un agent réducteur. Par exemple, le nitrite de potassium en présence d'un agent oxydant puissant présente propriétés réparatrices, oxydant en nitrate

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

Au contraire, lorsqu'il interagit avec un agent réducteur, il présente des propriétés oxydantes.

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

Cette dualité rédox est également caractéristique de H 2 O 2, H 2 SO 3 (et ses sels), etc.

Élaboration d'équations OVR.

Méthode balance électronique est basé sur une comparaison des états d’oxydation des atomes dans les substances initiales et finales. Elle repose sur la règle selon laquelle le nombre d’électrons donnés par l’agent réducteur doit être égal au nombre d’électrons ajoutés par l’agent oxydant.

Considérons cette méthode sur la réaction du sulfure d'hydrogène avec le permanganate de potassium dans un environnement acide.

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

Ensuite, nous déterminons le changement des états d'oxydation des atomes

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

Cela montre que l'état d'oxydation change pour le soufre et le manganèse.

S -2 – 2 e = S  5

Mn +7 + 5 e = Mn +2  2

On retrouve les coefficients pour l'agent oxydant et le réducteur, puis pour les autres réactifs. D'après les équations électroniques, il est clair que nous devons prendre 5 molécules H 2 S et 2 molécules KMnO 4, nous obtenons alors 5 atomes S et 2 molécules MnSO 4. De plus, à partir de la comparaison des atomes de gauche et bonnes pièceséquation, on constate qu'1 molécule de K 2 SO 4 et 8 molécules d'eau se forment également.

L'équation de réaction finale sera :

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

L'exactitude de l'équation est vérifiée en comptant les atomes de chaque élément sur les côtés gauche et droit de l'équation.

Travaux de laboratoire. Réactions redox Expérience 1. Propriétés oxydatives du kMnO4 dans divers milieux.

Placer 3 gouttes de solution de KMnO 4 dans trois fioles coniques. Ajoutez ensuite 2 gouttes de solution 2 N à la première. H 2 SO 4 , dans le deuxième - 2 gouttes d'eau distillée, dans le troisième - 2 gouttes de solution de NaOH, puis ajouter goutte à goutte la solution de Na 2 SO 3 dans chaque tube à essai jusqu'à ce que la couleur de la solution change. Comment se comporte le KMnO 4 dans les environnements acides, neutres et alcalins ?

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

Expérience 2. Propriétés oxydantes du bichromate de potassium .

Versez 3-4 gouttes de solution K 2 Cr 2 O 7 dans deux tubes à essai, ajoutez 3 à 4 gouttes de 2 N dans l'un des tubes à essai. Solution H 2 SO 4, dans une autre - 3-4 gouttes de 2 N. solution alcaline. Notez le changement de couleur de la solution dans le deuxième tube à essai. Ajoutez du sulfite de sodium dans tous les tubes à essai. Donnez des explications sur les phénomènes observés.

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

Déterminez l'état d'oxydation de tous les éléments, disposez les coefficients dans les équations de réaction.

Expérience 3. Réduction du bichromate de potassium .

Versez 5 à 6 gouttes de solution de bichromate de potassium dans un tube à essai, ajoutez 2 à 3 gouttes d'acide sulfurique et ajoutez quelques cristaux de sulfure de potassium. Agiter le contenu du tube à essai. Observez le changement de couleur.

Expérience 4. Propriétés redox des composés de fer ( III )

Versez 4 à 5 gouttes de solution de KMnO 4 et 1 à 2 gouttes de H 2 SO 4 dans un tube à essai, ajoutez goutte à goutte la solution de sulfate de fer (II) jusqu'à ce que la solution se décolore.

Versez 4 à 5 gouttes de solution de chlorure ferrique et 1 à 2 gouttes de solution d'iodure de potassium dans un tube à essai. Notez le changement de couleur de la solution. Ajoutez 1 à 2 gouttes de la solution obtenue dans un tube à essai avec 7 à 8 gouttes d'amidon. Déterminez le degré d'oxydation de tous les éléments, disposez les coefficients dans les équations de réaction.

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

Expérience 5. Auto-oxydation et auto-guérison (dismutation) du sulfite de sodium.

Placer 2-3 cristaux de Na 2 SO 3 dans deux tubes à essai cylindriques. Laissez un tube à essai comme contrôle. Fixez le second sur un trépied et faites chauffer pendant 5 à 6 minutes. Laissez le tube à essai refroidir. Ajoutez 2 à 3 ml d'eau distillée dans les deux tubes à essai et remuez avec des tiges de verre jusqu'à ce que les sels contenus dans les tubes à essai se dissolvent. Ajouter 2-3 ml de solution CuSO 4 dans chaque tube à essai. Notez la couleur des sédiments dans les tubes à essai. Comment expliquer la différence de couleur ? Le précipité noir obtenu dans le deuxième tube à essai est du sulfure de cuivre. Quel produit de la calcination du sulfite de sodium avec le sulfate de cuivre a donné ce précipité ? Écrivez une équation pour la réaction de décomposition du sulfite de sodium, en tenant compte du fait que le deuxième produit de la calcination est le sulfite de sodium.

Na 2 SO 3 + H 2 O + CuSO 4  H 2 SO 4 + Cu 2 O + NaOH

Déterminez le degré d'oxydation de tous les éléments, disposez les coefficients dans les équations de réaction.

Expérience 6. Propriétés oxydantes du peroxyde d'hydrogène .

Ajoutez 3 à 4 gouttes de 2 N H 2 SO 4 dans un tube à essai avec 5 à 6 gouttes de solution de KI puis ajoutez goutte à goutte la solution de H 2 O 2 jusqu'à ce qu'une couleur jaune apparaisse. Pour détecter l'iode dans une solution, ajoutez quelques gouttes de chloroforme ou de benzène dans le tube à essai. Écrivez une équation pour la réaction.

KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4  I 2 + H 2 O + K 2 SO 4

Déterminez le degré d'oxydation de tous les éléments, disposez les coefficients dans les équations de réaction.

Expérience 7. Propriétés réductrices du peroxyde d'hydrogène.

Ajoutez 3 à 4 gouttes de 2 N H 2 SO 4 et 5 à 6 gouttes de peroxyde d'hydrogène dans un tube à essai avec 5 à 6 gouttes de KMnO 4 et chauffez. Ce qui se passe? Écrivez une équation pour la réaction, en tenant compte du fait que le peroxyde d’hydrogène est oxydé en oxygène.

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

Déterminez le degré d'oxydation de tous les éléments, disposez les coefficients dans les équations de réaction.

Expérience 8. Oxydation du cuivre avec de l'acide nitrique.

Placez un morceau de fil de cuivre dans le tube à essai et ajoutez 5 à 6 gouttes de HNO 3 0,2 N. Notez le dégagement de gaz, la dissolution du cuivre et le changement de couleur de la solution. Écrivez des équations électroniques pour la réaction, indiquant l’agent oxydant et l’agent réducteur. Déterminez le degré d'oxydation de tous les éléments, disposez les coefficients dans les équations de réaction.

Cu + HNO 3  Cu(NO 3) 2 + NO + H 2 O

Questions de sécurité

1. Parmi les réactions suivantes, lesquelles sont des réactions redox :

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. Déterminer l'agent oxydant et l'agent réducteur et sélectionner les coefficients dans les réactions d'oxydo-réduction suivantes :

a) Na 2 SO 3 + I 2 + H 2 O = Na 2 SO 4 + HI b) S + HNO 3 = H 2 SO 4 + NON

3. Les métaux ont un état d'oxydation +2 dans les composés : Cu, Al, Zn, Sn, Pb, Cr, Fe, Mn

4. Les métaux ont un état d'oxydation +3 dans les composés : Cu, Al, Zn, Sn, Pb, Cr, Fe, Mn

5. Les métaux ont un état d'oxydation de +1 : Cu, Al, Zn, Sn, Pb, Cr, Fe, Mn, Na, Ca, Ag

Agents oxydants sont des particules (atomes, molécules ou ions) qui accepter les électrons lors d'une réaction chimique. Dans ce cas, l'état d'oxydation de l'agent oxydant descend. Agents oxydants sont en cours de restauration.

Restaurateurs sont des particules (atomes, molécules ou ions) qui donner des électrons lors d'une réaction chimique. Dans ce cas, l'état d'oxydation de l'agent réducteur se lève. Réducteurs dans ce cas oxyder.

Les produits chimiques peuvent être divisés en agents oxydants typiques, agents réducteurs typiques , et les substances susceptibles de présenter propriétés à la fois oxydantes et réductrices. Certaines substances ne présentent pratiquement aucune activité redox.

À agents oxydants typiques inclure:

• substances simples-non-métaux avec le plus fort propriétés oxydantes(fluor F2, oxygène O2, chlore Cl2) ;
• ionsmétaux ou non-métaux Avec états d'oxydation hautement positifs (généralement plus élevés) : acides (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), sels (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), oxydes (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
• composés contenant certains cations métalliques ayant états d'oxydation élevés: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+, etc.

Agents réducteurs typiques - c'est, en règle générale :

• substances simples - métaux (capacités réparatrices les métaux sont déterminés par un certain nombre d'activités électrochimiques) ;
• substances complexes qui contiennent atomes ou ions de non-métaux avec un état d'oxydation négatif (généralement le plus bas): binaire composés d'hydrogène(H 2 S, HBr), sels d'acides sans oxygène (K 2 S, NaI) ;
• certains composés contenant cations avec un minimum degré positif oxydation(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), qui, cédant des électrons, peut augmenter leur état d’oxydation;
• composés contenant des ions complexes constitués de non-métaux avec un état d'oxydation positif intermédiaire(S +4 O 3) 2–, (НР +3 O 3) 2–, dans lesquels les éléments peuvent, en donnant des électrons, augmenter son état d'oxydation positif.

La plupart des autres substances peuvent présenter propriétés à la fois oxydantes et réductrices.

Les agents oxydants et réducteurs typiques sont indiqués dans le tableau.

En pratique de laboratoire les plus couramment utilisés sont les suivants agents oxydants :

permanganate de potassium (KMnO 4) ;

dichromate de potassium (K 2 Cr 2 O 7);

acide nitrique (HNO 3);

concentré acide sulfurique(H 2 SO 4);

peroxyde d'hydrogène (H 2 O 2);

oxydes de manganèse (IV) et de plomb (IV) (MnO 2, PbO 2) ;

nitrate de potassium fondu (KNO 3) et font fondre certains autres nitrates.

À ouvriers en restauration , qui s'appliquent V pratique de laboratoire inclure:

• magnésium (Mg), aluminium (Al), zinc (Zn) et autres métaux actifs ;
• hydrogène (H 2) et carbone (C);
• iodure de potassium (KI);
• sulfure de sodium (Na 2 S) et sulfure d'hydrogène (H 2 S);
• sulfite de sodium (Na 2 SO 3);
• chlorure d'étain (SnCl 2).

Classification des réactions redox

Les réactions redox sont généralement divisées en quatre types : les réactions intermoléculaires, intramoléculaires, de dismutation (auto-oxydation-auto-réduction) et les réactions de contre-disproportion.

Réactions intermoléculaires se produire avec un changement de l'état d'oxydation différents éléments depuis différents réactifs. Dans ce cas, divers produits d'oxydation et de réduction .

2Al0 + Fe +3 2 O 3 → Al +3 2 O 3 + 2Fe 0,

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

Réactions intramoléculaires - ce sont des réactions dans lesquelles différents éléments depuis un réactif aller à différents produits, par exemple:

(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 .

Réactions de disproportion (auto-oxydation-auto-guérison) sont des réactions dans lesquelles l'agent oxydant et l'agent réducteur sont le même élément du même réactif, qui se transforme alors en différents produits:

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

Reproportion (comportion, contre-disproportion ) sont des réactions dans lesquelles l'agent oxydant et l'agent réducteur sont le même élément lequel de différents réactifs entre dans un produit. La réaction est à l’opposé de la disproportion.

2H 2 S -2 + S +4 O 2 = 3S + 2H 2 O

Règles de base pour composer des réactions redox

Les réactions redox s'accompagnent de processus d'oxydation et de réduction :

Oxydation est le processus de don d’électrons par un agent réducteur.

Récupération est le processus d’ajout d’électrons à un agent oxydant.

Oxydant est en cours de restauration, et l'agent réducteur s'oxyde .

Dans les réactions redox, on observe balance électronique: Le nombre d'électrons cédés par l'agent réducteur est égal au nombre d'électrons gagnés par l'agent oxydant.

Si le bilan est mal établi, vous ne pourrez pas créer d'OVR complexes.

Regardons de plus près méthode de balance électronique .

Il est assez simple d'"identifier" l'ORR - il suffit de classer les états d'oxydation dans tous les composés et de déterminer que les atomes changent d'état d'oxydation :

K + 2 S -2 + 2K + Mn +7 O -2 4 = 2K + 2 Mn +6 O -2 4 + S 0

Nous écrivons séparément les atomes des éléments qui changent l'état d'oxydation, dans l'état AVANT la réaction et APRÈS la réaction.

L'état d'oxydation est modifié par les atomes de manganèse et de soufre :

S-2-2e = S0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Le manganèse absorbe 1 électron, le soufre cède 2 électrons. Dans ce cas, il faut se conformer balance électronique. Par conséquent, il est nécessaire de doubler le nombre d’atomes de manganèse et de laisser inchangé le nombre d’atomes de soufre. Nous indiquons les coefficients d'équilibre aussi bien avant réactifs qu'avant produits !

Schéma de compilation des équations OVR à l'aide de la méthode de la balance électronique :

Attention! Il peut y avoir plusieurs agents oxydants ou réducteurs dans une réaction. Le bilan doit être établi de manière à ce que Nombre TOTAL les électrons donnés et reçus étaient les mêmes.

Schémas généraux des réactions redox

Les produits des réactions redox dépendent souvent de conditions du processus. Considérons principaux facteurs influençant l'évolution des réactions redox.

Le facteur déterminant le plus évident est environnement de solution de réaction — . Généralement (mais pas nécessairement), la substance définissant le milieu est répertoriée parmi les réactifs. Les options suivantes sont possibles :

• activité oxydative est amélioré dans un environnement plus acide et l’agent oxydant est réduit plus profondément(par exemple, le permanganate de potassium, KMnO 4, où Mn +7 dans un environnement acide est réduit à Mn +2, et dans un environnement alcalin - à Mn +6) ;
• activité oxydative augmente dans un environnement plus alcalin, et l'agent oxydant est réduit plus profondément (par exemple, le nitrate de potassium KNO 3, où N +5, lorsqu'il interagit avec un agent réducteur dans un environnement alcalin, est réduit à N -3) ;
• soit l'agent oxydant n'est pratiquement pas soumis aux modifications de l'environnement.

L'environnement réactionnel permet de déterminer la composition et la forme d'existence des produits OVR restants. Le principe de base est qu'il se forme des produits qui n'interagissent pas avec les réactifs !

Faites attention! E Si le milieu de la solution est acide, alors les bases et oxydes basiques, parce que ils réagissent avec l'acide. Et, à l'inverse, en milieu alcalin, la formation d'acide et oxyde d'acide. C’est l’une des erreurs les plus courantes et les plus graves.

La direction du flux d’OVR est également affectée par nature des substances en réaction. Par exemple, lors de l'interaction acide nitrique HNO 3 avec les agents réducteurs, il existe un modèle - plus l'activité de l'agent réducteur est grande, plus l'azote N +5 est réduit.

En augmentant température La plupart des ODD ont tendance à être plus intenses et plus profonds.

DANS réactions hétérogènes la composition des produits est souvent influencée degré de broyage solide . Par exemple, le zinc en poudre avec de l'acide nitrique forme certains produits, tandis que le zinc granulé en forme des produits complètement différents. Comment plus de diplôme broyer le réactif, plus son activité est grande, en règle générale.

Examinons les agents oxydants de laboratoire les plus courants.

Schémas de base des réactions redox

Schéma de récupération du permanganate

Les permanganates contiennent un puissant agent oxydant - manganèseà l'état d'oxydation +7. Les sels de manganèse +7 colorent la solution en violet couleur.

Les permanganates, selon l'environnement de la solution réactionnelle, sont réduits de différentes manières.

DANS environnement acide la récupération se produit plus profondément, pour Mn 2+. L'oxyde de manganèse à l'état d'oxydation +2 présente des propriétés basiques, donc dans environnement acide du sel se forme. Sels de manganèse +2 incolore. DANS solution neutre le manganèse est réduit à l'état d'oxydation +4 , avec une éducation oxyde amphotère MnO2 — brun précipité insoluble dans les acides et les alcalis. DANS alcalin environnement, le manganèse est restitué de manière minime - au plus près états d'oxydation +6 . Composés de manganèse +6 exposition propriétés acides, dans un environnement alcalin, ils forment des sels - manganates. Les manganates confèrent à la solution couleur verte .

Considérons l'interaction du permanganate de potassium KMnO 4 avec le sulfure de potassium dans des milieux acides, neutres et alcalins. Dans ces réactions, le produit d’oxydation de l’ion sulfure est 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,

Une erreur courante dans cette réaction est d'indiquer l'interaction du soufre et de l'alcali dans les produits de réaction. Cependant, le soufre interagit avec les alcalis dans des conditions assez sévères (température élevée), ce qui ne correspond pas aux conditions de cette réaction. Dans des conditions normales, il serait correct d'indiquer séparément le soufre moléculaire et l'alcali, et non les produits de leur interaction.

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

Des difficultés surviennent également lors de la composition de cette réaction. Le fait est que dans dans ce cas l'écriture d'une molécule du milieu (KOH ou autre alcali) dans les réactifs n'est pas nécessaire pour égaliser la réaction. L'alcali participe à la réaction et détermine le produit de la réduction du permanganate de potassium, mais les réactifs et les produits sont égalisés sans sa participation. Cet apparent paradoxe peut être facilement résolu si l’on se souvient qu’une réaction chimique n’est qu’une notation conventionnelle qui n’indique pas chaque processus qui se produit, mais simplement le reflet de la somme de tous les processus. Comment le déterminer vous-même ? Si vous agissez selon schéma classique- équilibre-coefficients d'équilibre-égalisation des métaux, alors vous verrez que les métaux sont égalisés par des coefficients d'équilibre, et la présence d'alcali sur le côté gauche de l'équation de réaction sera superflue.

Permanganates oxyder:

• non-métaux avec état d'oxydation négatif aux substances simples (avec état d'oxydation 0), exceptions — phosphore, arsenic - jusqu'à +5 ;
• non-métaux avec état d'oxydation intermédiaire à diplôme le plus élevé oxydation;
• métaux actifs positif stable degré d'oxydation du métal.

KMnO 4 + neMe (d.o. la plus basse) = neMe 0 + autres produits

KMnO 4 + neMe (d.o. intermédiaire) = neMe (d.o. supérieure) + autres produits

KMnO 4 + Me 0 = Me (s.o. stable) + autres produits

KMnO 4 + P -3 , As -3 = P +5 , As +5 + autres produits

Schéma de récupération des chromates/bichromates

Une particularité du chrome de valence VI est qu'il forme 2 types de sels dans solutions aqueuses: chromates et dichromates, selon l'environnement de la solution. Chromates métalliques actifs (par exemple, K 2 CrO 4) sont des sels stables dans alcalin environnement. Dichromates (bichromates) de métaux actifs (par exemple, K 2 Cr 2 O 7) - sels, stables dans un environnement acide .

Les composés de chrome (VI) sont réduits en composés de chrome (III) . Les composés de chrome Cr +3 sont amphotères et, selon l'environnement de la solution, ils existent en solution dans diverses formes: en milieu acide sous la forme sels(les composés amphotères forment des sels lorsqu'ils interagissent avec des acides), insolubles dans un environnement neutre hydroxyde amphotère chrome (III) Cr(OH) 3 , et dans un environnement alcalin, des composés de chrome (III) se forment sel complexe, Par exemple, hexahydroxochromate de potassium (III) K 3 .

Composés de chrome VI oxyder:

• non-métaux V degré négatif oxydation aux substances simples (avec état d'oxydation 0), exceptions — phosphore, arsenic – jusqu'à +5;
• non-métaux en état d'oxydation intermédiaire au plus haut degré d'oxydation;
• métaux actifs des substances simples (stade d'oxydation 0) aux composés avec positif stable degré d'oxydation du métal.

Chromate/bichromate + NeMe (d.o. négative) = NeMe 0 + autres produits

Chromate/bichromate + neMe (d.o. positive intermédiaire) = neMe (d.o. supérieure) + autres produits

Chromate/bichromate + Me 0 = Me (d.o. stable) + autres produits

Chromate/bichromate + P, As (d.o. négative) = P, As +5 + autres produits

Décomposition des nitrates

Les sels de nitrate contiennent azote à l'état d'oxydation +5 - fort oxydant. Un tel azote peut oxyder l'oxygène (O -2). Cela se produit lorsque les nitrates sont chauffés. Dans la plupart des cas, l'oxygène est oxydé jusqu'à l'état d'oxydation 0, c'est-à-dire à moléculaire oxygène O2 .

Selon le type de métal formant le sel, la décomposition thermique (température) des nitrates produit divers produits: Si métal actif(dans la série d'activité électrochimique il y a au magnésium), puis l'azote est réduit à l'état d'oxydation +3, et lors de la décomposition des sels de nitrite et de l'oxygène moléculaire se forment .

Par exemple:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .

Les métaux actifs se présentent dans la nature sous forme de sels (KCl, NaCl).

Si un métal est dans la série d'activité électrochimique à droite du magnésium et à gauche du cuivre (y compris le magnésium et le cuivre) , puis lors de la décomposition, il se forme oxyde de métal dans un état d'oxydation stable, monoxyde d'azote (IV)(gaz brun) et oxygène. De l'oxyde métallique se forme également lors de la décomposition nitrate de lithium .

Par exemple, décomposition nitrate de zinc:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2 .

Métaux activité moyenne on le trouve le plus souvent dans la nature sous forme d'oxydes (Fe 2 O 3, Al 2 O 3, etc.).

Ions métaux, situé dans la série d'activité électrochimique à droite du cuivre sont des agents oxydants puissants. À décomposition des nitrates eux, comme N +5, participent à l'oxydation de l'oxygène et sont réduits en substances simples, c'est-à-dire le métal se forme et des gaz sont libérés - oxyde nitrique (IV) et oxygène .

Par exemple, décomposition nitrate d'argent:

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2.

Les métaux inactifs se présentent dans la nature sous forme de substances simples.

Quelques exceptions !

Décomposition nitrate d'ammonium :

La molécule de nitrate d'ammonium contient à la fois un agent oxydant et un agent réducteur : l'azote à l'état d'oxydation -3 ne présente que des propriétés réductrices, tandis que l'azote à l'état d'oxydation +5 ne présente que des propriétés oxydantes.

Lorsqu'il est chauffé, le nitrate d'ammonium se décompose. À des températures allant jusqu'à 270 o C, il se forme oxyde nitrique (I)(« gaz hilarant ») et eau :

NH 4 NON 3 → N 2 O + 2H 2 O

Ceci est un exemple de réaction contre-disproportion .

L’état d’oxydation de l’azote résultant est la moyenne arithmétique de l’état d’oxydation des atomes d’azote dans la molécule d’origine.

Avec plus haute température L'oxyde nitrique (I) se décompose en substances simples - azote Et oxygène:

2NH 4 NON 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O

À décomposition nitrite d'ammonium NH4NO2 une contre-disproportion se produit également.

L'état d'oxydation de l'azote qui en résulte est également égal à la moyenne puissances arithmétiques oxydation des atomes d'azote initiaux - oxydant N +3 et réducteur N -3

NH 4 NON 2 → N 2 + 2H 2 O

Décomposition thermique nitrate de manganèse(II) accompagné d'une oxydation du métal :

Mn(NO 3) 2 = MnO 2 + 2NO 2

Nitrate de fer(II) à basses températures se décompose en oxyde de fer (II) lorsqu'il est chauffé, le fer s'oxyde jusqu'à l'état d'oxydation +3 :

2Fe(NO 3) 2 → 2FeO + 4NO 2 + O 2 à 60°C
4Fe(NO 3) 2 → 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 à >60°C

Nitrate de nickel(II) se décompose en nitrite lorsqu'il est chauffé.

Propriétés oxydantes de l'acide nitrique

Acide nitrique HNO 3 lors de l'interaction avec les métaux est pratiquement ne produit jamais d'hydrogène , contrairement à la plupart des acides minéraux.

Cela est dû au fait que l'acide contient un agent oxydant très puissant - l'azote à l'état d'oxydation +5. Lors de l'interaction avec des agents réducteurs - les métaux, divers produits de réduction de l'azote se forment.

Acide nitrique + métal = sel métallique + produit de réduction azoté + H 2 O

L'acide nitrique lors de la réduction peut se transformer en oxyde d'azote (IV) NO 2 (N +4) ; monoxyde d'azote (II) NO (N +2); monoxyde d'azote (I) N 2 O (« gaz hilarant ») ; azote moléculaire N 2; nitrate d'ammonium NH 4 NO 3. En règle générale, un mélange de produits est formé avec une prédominance de l'un d'entre eux. L'azote est réduit à des états d'oxydation de +4 à -3. La profondeur de la restauration dépend principalement par nature d'agent réducteur Et sur la concentration d'acide nitrique . La règle fonctionne : plus la concentration d'acide est faible et plus l'activité du métal est élevée, plus l'azote reçoit d'électrons et plus il se forme de produits réduits.

Certaines régularités permettront de déterminer correctement le produit principal de la réduction de l'acide nitrique par les métaux dans la réaction :

• à l'action acide nitrique très dilué sur métaux est généralement formé nitrate d'ammonium NH4NO3;

Par exemple, réaction du zinc avec l'acide nitrique très dilué :

4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

• acide nitrique concentré dans le froid passive certains métaux - chrome Cr, aluminium Al et fer Fe . Lorsque la solution est chauffée ou diluée, la réaction se produit ;

passivation des métaux - c'est la conversion de la surface métallique en état inactif en raison de la formation sur la surface métallique fines couches composés inertes, dans ce cas principalement des oxydes métalliques, qui ne réagissent pas avec l'acide nitrique concentré

• acide nitrique ne réagit pas avec les métaux du sous-groupe du platine — or Au, platine Pt, et palladium PD ;

• lors de l'interaction acide concentré sans métaux actifs Et métaux d'activité moyenne azote l'acide est réduit à monoxyde d'azote (IV) NON 2 ;

Par exemple, oxydation du cuivre avec de l'acide nitrique concentré :

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

• lors de l'interaction acide nitrique concentré avec des métaux actifs est formé oxyde nitrique (I)N2O ;

Par exemple, oxydation sodium concentré acide nitrique:

Na+ 10HNO 3 = 8NaNO 3 + N 2 O + 5H 2 O

• lors de l'interaction diluer l'acide nitrique avec des métaux inactifs (dans la série d'activités à droite de l'hydrogène) l'acide est réduit en monoxyde d'azote (II) NON ;
• lors de l'interaction diluer l'acide nitrique avec des métaux d'activité moyenne est formé soit monoxyde d'azote (II) NO, ou monoxyde d'azote N 2 O, ou azote moléculaire N 2 - en fonction de facteurs supplémentaires (activité du métal, degré de broyage du métal, degré de dilution de l'acide, température).
• lors de l'interaction diluer l'acide nitrique avec des métaux actifs est formé azote moléculaire N 2 .

Pour une détermination approximative des produits de réduction de l'acide nitrique lors de l'interaction avec différents métaux Je propose d'utiliser le principe du pendule. Les principaux facteurs qui modifient la position du pendule sont : la concentration d'acide et l'activité des métaux. Pour simplifier, nous utilisons 3 types de concentrations d'acide : concentré (plus de 30 %), dilué (30 % ou moins), très dilué (moins de 5 %). Nous divisons les métaux selon leur activité en actifs (avant l'aluminium), moyennement actifs (de l'aluminium à l'hydrogène) et inactifs (après l'hydrogène). Nous classons les produits de réduction de l'acide nitrique par ordre décroissant d'état d'oxydation :

NO2 ; NON; N2O; N2 ; NH4NO3

Plus le métal est actif, plus on se déplace vers la droite. Plus la concentration de l’acide est élevée ou plus le degré de dilution de l’acide est faible, plus on se décale vers la gauche.

Par exemple , interagir acide concentré et le métal inactif cuivre Cu. Par conséquent, on passe à l'extrême gauche, de l'oxyde d'azote (IV), du nitrate de cuivre et de l'eau se forment.

Réaction des métaux avec l'acide sulfurique

Diluer l'acide sulfurique interagit avec les métaux comme d'habitude acide minéral. Ceux. interagit avec les métaux situés dans la série de tensions électrochimiques jusqu'à l'hydrogène. L'agent oxydant est ici les ions H +, qui sont réduits en hydrogène moléculaire H 2 . Dans ce cas, les métaux sont généralement oxydés pour minimum degré d'oxydation.

Par exemple:

Fe + H 2 SO 4 (dil) = FeSO 4 + H 2

interagit avec les métaux dans la plage de tension avant et après l'hydrogène.

H 2 SO 4 (conc) + métal = sel métallique + produit de réduction du soufre (SO 2, S, H 2 S) + eau

Lorsque l'acide sulfurique concentré interagit avec les métaux, un sel métallique (dans un état d'oxydation stable), de l'eau et un produit de réduction du soufre se forment - dioxyde de soufre S +4 O 2, soufre moléculaire S ou sulfure d'hydrogène H 2 S -2, en fonction du degré de concentration, de l'activité du métal, du degré de broyage, de la température, etc. Lorsque l’acide sulfurique concentré réagit avec les métaux, l’hydrogène moléculaire ne se forme pas !

Principes de base de l'interaction de l'acide sulfurique concentré avec les métaux :

1. Acide sulfurique concentré passive aluminium, chrome, fer à température ambiante ou au froid ;

2. Acide sulfurique concentré n'interagit pas Avec or, platine et palladium ;

3. AVEC métaux inactifs acide sulfurique concentré restauré à oxyde de soufre(IV).

Par exemple, le cuivre est oxydé par l'acide sulfurique concentré:

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

4. Lors de l'interaction avec des métaux actifs et du zinc formes d'acide sulfurique concentrésoufre S ou sulfure d'hydrogène H 2 S 2- (selon la température, le degré de broyage et l'activité du métal).

Par exemple , interaction de l'acide sulfurique concentré avec le zinc:

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

Peroxyde d'hydrogène

Le peroxyde d'hydrogène H 2 O 2 contient de l'oxygène à l'état d'oxydation -1. Cet oxygène peut à la fois augmenter et diminuer l’état d’oxydation. Ainsi, le peroxyde d'hydrogène présente propriétés à la fois oxydantes et réductrices.

Lorsqu'il interagit avec des agents réducteurs, le peroxyde d'hydrogène présente les propriétés d'un agent oxydant et est réduit à un état d'oxydation de -2. Généralement, le produit de la réduction du peroxyde d’hydrogène est de l’eau ou un ion hydroxyde, selon les conditions de réaction. Par exemple:

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

Lorsqu'il interagit avec des agents oxydants, le peroxyde est oxydé en oxygène moléculaire(état d'oxydation 0) : O 2 . Par exemple :

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