Reakcije ionske izmenjave in redoks reakcije. Reakcije ionske izmenjave, pogoji za njihov zaključek (na primeru dveh reakcij)

Reakcije ionske izmenjave so reakcije v vodnih raztopinah med elektroliti, ki potekajo brez sprememb v oksidacijskih stopnjah njihovih sestavnih elementov.

Nujen pogoj za reakcijo med elektroliti (soli, kislinami in bazami) je nastanek rahlo disociirajoče snovi (voda, šibka kislina, amonijev hidroksid), oborine ali plina.

Oglejmo si reakcijo, pri kateri nastane voda. Take reakcije vključujejo vse reakcije med katero koli kislino in katero koli bazo. Na primer, reakcija dušikove kisline s kalijevim hidroksidom:

HNO 3 + KOH = KNO 3 + H 2 O (1)

Vhodne snovi, tj. dušikova kislina in kalijev hidroksid, pa tudi eden od produktov, namreč kalijev nitrat, sta močna elektrolita, tj. v vodni raztopini obstajajo skoraj izključno v obliki ionov. Nastala voda spada med šibke elektrolite, tj. praktično ne razpade na ione. Tako lahko zgornjo enačbo natančneje prepišemo z navedbo dejanskega stanja snovi v vodni raztopini, tj. v obliki ionov:

H + + NO 3 − + K + + OH ‑ = K + + NO 3 − + H 2 O (2)

Kot je razvidno iz enačbe (2), so pred in po reakciji v raztopini prisotni ioni NO 3 − in K +. Z drugimi besedami, nitratni ioni in kalijevi ioni v bistvu sploh niso sodelovali pri reakciji. Reakcija je nastala samo zaradi spoja delcev H + in OH − v molekule vode. Tako z izvedbo algebraične redukcije enakih ionov v enačbi (2):

H + + NO 3 − + K + + OH ‑ = K + + NO 3 − + H 2 O

dobili bomo:

H + + OH ‑ = H 2 O (3)

Enačbe oblike (3) imenujemo skrajšane ionske enačbe, vrsta (2) - popolne ionske enačbe in tip (1) - molekularne reakcijske enačbe.

Pravzaprav ionska enačba reakcije maksimalno odraža njeno bistvo, prav tisto, kar omogoča njen pojav. Upoštevati je treba, da lahko veliko različnih reakcij ustreza eni skrajšani ionski enačbi. Dejansko, če vzamemo na primer ne dušikovo kislino, ampak klorovodikovo kislino in namesto kalijevega hidroksida uporabimo, recimo, barijev hidroksid, imamo naslednjo molekularno enačbo reakcije:

2HCl+ Ba(OH) 2 = BaCl 2 + 2H 2 O

Klorovodikova kislina, barijev hidroksid in barijev klorid so močni elektroliti, to pomeni, da v raztopini obstajajo predvsem v obliki ionov. Kot smo že omenili, je voda šibek elektrolit, kar pomeni, da v raztopini obstaja skoraj samo v obliki molekul. torej popolna ionska enačba Ta reakcija bo videti takole:

2H + + 2Cl − + Ba 2+ + 2OH − = Ba 2+ + 2Cl − + 2H 2 O

Prekličimo iste ione na levi in ​​desni in dobimo:

2H + + 2OH − = 2H 2 O

Če levo in desno stran delimo z 2, dobimo:

H + + OH − = H 2 O,

Prejeto skrajšana ionska enačba popolnoma sovpada s skrajšano ionsko enačbo za interakcijo dušikove kisline in kalijevega hidroksida.

Pri sestavljanju ionskih enačb v obliki ionov zapišite samo formule:

1) močne kisline (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4) (seznam močnih kislin se je treba naučiti!)

2) močne baze (hidroksidi alkalijskih (ALM) in zemeljskoalkalijskih kovin (ALM))

3) topne soli

Formule so zapisane v molekularni obliki:

1) Voda H 2 O

2) Šibke kisline (H 2 S, H 2 CO 3, HF, HCN, CH 3 COOH (in druge, skoraj vse organske))

3) Šibke baze (NH 4 OH in skoraj vsi kovinski hidroksidi razen alkalijskih in alkalijskih

4) Rahlo topne soli (↓) (»M« ali »H« v tabeli topnosti).

5) Oksidi (in druge snovi, ki niso elektroliti)

Poskusimo zapisati enačbo med železovim (III) hidroksidom in žveplovo kislino. V molekularni obliki je enačba njihove interakcije zapisana takole:

2Fe(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Železov (III) hidroksid ustreza oznaki “H” v tabeli topnosti, kar nam pove o njegovi netopnosti, tj. v ionski enačbi mora biti zapisan v celoti, tj. kot Fe(OH)3. Žveplova kislina je topna in spada med močne elektrolite, to pomeni, da v raztopini obstaja predvsem v disociiranem stanju. Železov (III) sulfat je tako kot skoraj vse druge soli močan elektrolit in ker je topen v vodi, ga moramo v ionski enačbi zapisati kot ion. Ob upoštevanju vsega zgoraj navedenega dobimo popolno ionsko enačbo naslednje oblike:

2Fe(OH) 3 + 6H + + 3SO 4 2- = 2Fe 3+ + 3SO 4 2- + 6H 2 O

Z zmanjšanjem sulfatnih ionov na levi in ​​desni dobimo:

2Fe(OH) 3 + 6H + = 2Fe 3+ + 6H 2 O

Če obe strani enačbe delimo z 2, dobimo skrajšano ionsko enačbo:

Fe(OH) 3 + 3H + = Fe 3+ + 3H 2 O

Zdaj pa poglejmo reakcijo ionske izmenjave, pri kateri nastane oborina. Na primer, interakcija dveh topnih soli:

Vse tri soli - natrijev karbonat, kalcijev klorid, natrijev klorid in kalcijev karbonat (da, tudi to) - so močni elektroliti in vse razen kalcijevega karbonata so topne v vodi, tj. so v tej reakciji vključeni v obliki ionov:

2Na + + CO 3 2- + Ca 2+ + 2Cl − = CaCO 3 ↓+ 2Na + + 2Cl −

Če v tej enačbi izničimo iste ione levo in desno, dobimo skrajšano ionsko enačbo:

CO 3 2- + Ca 2+ = CaCO 3 ↓

Zadnja enačba odraža razlog za interakcijo raztopin natrijevega karbonata in kalcijevega klorida. Kalcijevi ioni in karbonatni ioni se združijo v nevtralne molekule kalcijevega karbonata, ki v medsebojni kombinaciji tvorijo majhne kristale CaCO 3 oborine ionske strukture.

Razmislimo o tretjem pogoju za nastanek reakcij ionske izmenjave - tvorba plina. Strogo gledano, samo kot posledica ionske izmenjave je tvorba plina možna le v redkih primerih, na primer med tvorbo plina vodikovega sulfida:

K 2 S + 2HBr = 2KBr + H 2 S

V večini drugih primerov plin nastane kot posledica razgradnje enega od produktov reakcije ionske izmenjave. Na primer, v okviru enotnega državnega izpita morate zagotovo vedeti, da se s tvorbo plina zaradi nestabilnosti produkti, kot so H 2 CO 3, NH 4 OH in H 2 SO 3, razgradijo:

H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2

NH 4 OH = H 2 O + NH 3

H 2 SO 3 = H 2 O + SO 2

Z drugimi besedami, če ionska izmenjava proizvede ogljikovo kislino, amonijev hidroksid ali žveplovo kislino, reakcija ionske izmenjave poteka zaradi tvorbe plinastega produkta:

Zapišimo ionske enačbe za vse zgornje reakcije, ki vodijo do nastajanja plinov. 1) Za reakcijo:

K 2 S + 2HBr = 2KBr + H 2 S

Kalijev sulfid in kalijev bromid bosta zapisana v ionski obliki, ker so topne soli, pa tudi bromovodikova kislina, ker se nanaša na močne kisline. Vodikov sulfid, ki je slabo topen plin, ki slabo disociira na ione, bo zapisan v molekularni obliki:

2K + + S 2- + 2H + + 2Br — = 2K + + 2Br — + H 2 S

Z redukcijo identičnih ionov dobimo:

S 2- + 2H + = H 2 S

2) Za enačbo:

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2

V ionski obliki bomo Na 2 CO 3, Na 2 SO 4 zapisali kot dobro topne soli, H 2 SO 4 pa kot močno kislino. Voda je slabo disociacijska snov, CO 2 pa sploh ni elektrolit, zato bodo njihove formule zapisane v molekularni obliki:

2Na + + CO 3 2- + 2H + + SO 4 2- = 2Na + + SO 4 2 + H 2 O + CO 2

CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2

3) za enačbo:

NH 4 NO 3 + KOH = KNO 3 + H 2 O + NH 3

Molekuli vode in amoniaka bomo zapisali v celoti, NH 4 NO 3, KNO 3 in KOH pa v ionski obliki, ker vsi nitrati so dobro topne soli, KOH pa je hidroksid alkalijske kovine, tj. močna podlaga:

NH 4 + + NO 3 − + K + + OH − = K + + NO 3 − + H 2 O + NH 3

NH 4 + + OH − = H 2 O + NH 3

Za enačbo:

Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + SO 2

Celotna in skrajšana enačba bo videti takole:

2Na + + SO 3 2- + 2H + + 2Cl − = 2Na + + 2Cl − + H 2 O + SO 2

1. Redoks reakcije. Oksidant in reducent (na primeru dveh reakcij).

Redoks reakcije nastanejo s spremembo oksidacijskega stanja. Razširjene reakcije te vrste so reakcije zgorevanja. Sem spadajo tudi počasne oksidacijske reakcije (korozija kovin, razpadanje organskih snovi).

Oksidacijsko stanje elementa kaže število premaknjenih (pritegnjenih ali oddanih) elektronov. V enostavnih snoveh je enak nič. V binarnih spojinah (sestavljenih iz 2 elementov) je enak valenci, pred katero je znak (zato se včasih imenuje "pogojni naboj").

V snoveh, ki so sestavljene iz 3 ali več elementov, je mogoče oksidacijsko število izračunati z enačbo, pri čemer neznano oksidacijsko število vzamemo kot "x" in enačimo skupno količino z nič. Na primer, v dušikovi kislini HNO 3 je oksidacijsko stanje vodika +1, kisika je -2, dobimo enačbo: +1 + x -2 3 = 0

Element, ki pridobiva elektrone, se imenuje oksidacijsko sredstvo. Imenuje se element, ki je donor elektronov (oddaja elektrone). redukcijsko sredstvo.

2 e − _ l ↓ Fe 0 + S 0 = Fe +2 S −2

Pri segrevanju železovega in žveplovega prahu nastane železov sulfid. Železo je reducent (oksidira), žveplo je oksidant (reducira).

S 0 + O 2 0 = S +4 O 2 −2

V tej reakciji je žveplo redukcijsko sredstvo, kisik pa oksidant. Nastane žveplov (IV) oksid

Navedemo lahko primer, ki vključuje kompleksno snov:

Zn 0 + 2H +1 Cl = Zn +2 Cl 2 + H 2 0

cink je redukcijsko sredstvo, klorovodikova kislina je oksidant.

Lahko navedete primer, ki vključuje kompleksno snov in ustvarite elektronsko tehtnico:

Cu 0 + 4HN +5 O 3 = Cu +2 (NO 3) 2 + 2H 2 O + 2N +4 O 2

Vstopnica številka 8

1. Reakcije ionske izmenjave, pogoji za njihovo dokončanje (na primeru dveh reakcij). Razlika med reakcijami ionske izmenjave in redoks reakcijami.

Reakcije izmenjave v raztopinah elektrolitov imenujemo reakcije ionske izmenjave. Te reakcije potekajo do konca v treh primerih:

1. Če se kot rezultat reakcije tvori oborina (nastane netopna ali rahlo topna snov, ki jo lahko določimo iz tabele topnosti): CuSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + CuCl 2

2. Če se sprosti plin (pogosto nastane med razgradnjo šibkih kislin): Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2

3. Če nastane rahlo disociirajoča snov. Na primer voda, ocetna kislina: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

To je posledica premika kemijskega ravnovesja v desno, ki ga povzroči odstranitev enega od produktov iz reakcijskega območja.

Reakcije ionske izmenjave ne spremljajo prenos elektronov in spremembe v oksidacijskem stanju elementov, za razliko od redoks reakcij.

Če vas prosimo, da napišete enačbo v ionski obliki, lahko preverite pravilno črkovanje ionov s tabelo topnosti. Ne pozabite spremeniti indeksov v koeficiente. Netopnih snovi, sproščenih plinov, vode (in drugih oksidov) ne ločujemo na ione.

Cu 2+ + SO 4 2− + Ba 2+ + 2Cl − = BaSO 4 ↓ + Cu 2+ + 2Cl − Prečrtaj nespremenjene ione.

Lekcija obravnava bistvo redoks reakcij in njihovo razliko od reakcij ionske izmenjave. Pojasnjene so spremembe oksidacijskih stanj oksidanta in reducenta. Predstavljen je koncept elektronske bilance.

Tema: Redoks reakcije

Lekcija: Redoks reakcije

Razmislite o reakciji magnezija s kisikom. Zapišimo enačbo te reakcije in uredimo vrednosti oksidacijskih stanj atomov elementov:

Kot je razvidno, imajo atomi magnezija in kisika v izhodnih materialih in reakcijskih produktih različna oksidacijska stanja. Zapišimo diagrame procesov oksidacije in redukcije, ki potekajo z atomi magnezija in kisika.

Pred reakcijo so imeli atomi magnezija oksidacijsko stanje nič, po reakciji - +2. Tako je atom magnezija izgubil 2 elektrona:

Magnezij oddaja elektrone in sam oksidira, kar pomeni, da je redukcijsko sredstvo.

Pred reakcijo je bilo oksidacijsko stanje kisika nič, po reakciji pa je postalo -2. Tako je atom kisika sebi dodal 2 elektrona:

Kisik sprejema elektrone in se sam reducira, kar pomeni, da je oksidant.

Zapišimo splošno shemo oksidacije in redukcije:

Število danih elektronov je enako številu prejetih elektronov. Ohranja se elektronska bilanca.

IN redoks reakcije pride do procesov oksidacije in redukcije, kar pomeni spremembo oksidacijskih stanj kemijskih elementov. To je znak redoks reakcije.

Redoks reakcije so reakcije, pri katerih kemični elementi spremenijo svoje oksidacijsko stanje

Oglejmo si posebne primere, kako razlikovati redoks reakcijo od drugih reakcij.

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

Da bi rekli, ali je reakcija redoks, je treba dodeliti vrednosti oksidacijskih stanj atomov kemičnih elementov.

1-2+1 +1-1 +1 -1 +1 -2

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

Upoštevajte, da oksidacijska stanja vseh kemičnih elementov levo in desno od znaka enačaja ostanejo nespremenjena. To pomeni, da ta reakcija ni redoks.

4 +1 0 +4 -2 +1 -2

2. CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

Zaradi te reakcije sta se spremenila oksidacijska stanja ogljika in kisika. Poleg tega je ogljik povečal svojo stopnjo oksidacije, kisik pa zmanjšal. Zapišimo sheme oksidacije in redukcije:

C -8e = C - proces oksidacije

О +2е = О - proces predelave

Tako da je število danih elektronov enako številu prejetih elektronov, tj. upošteval elektronska tehtnica, je treba drugo polovično reakcijo pomnožiti s faktorjem 4:

C -8e = C - redukcijsko sredstvo, oksidira

O +2е = O 4 oksidant, reduciran

Med reakcijo oksidant sprejme elektrone, zniža njegovo oksidacijsko stanje in se reducira.

Reducent med reakcijo odda elektrone, poveča njegovo oksidacijsko stanje, oksidira se.

1. Mikityuk A.D. Zbirka nalog in vaj iz kemije. 8-11 razredi / A.D. Mikitjuk. - M.: Založba. "Izpit", 2009. (str.67)

2. Orzhekovsky P.A. Kemija: 9. razred: učbenik. za splošno izobraževanje ustanovitev / P.A. Oržekovski, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. - M.: AST: Astrel, 2007. (§22)

3. Rudzitis G.E. Kemija: anorganska. kemija. Orgle. kemija: učbenik. za 9. razred. / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Izobraževanje, OJSC "Moskovski učbeniki", 2009. (§5)

4. Khomchenko I.D. Zbirka nalog in vaj iz kemije za srednjo šolo. - M .: RIA “New Wave”: Založnik Umerenkov, 2008. (str. 54-55)

5. Enciklopedija za otroke. Zvezek 17. Kemija / Pogl. izd. V.A. Volodin, Ved. znanstveni izd. I. Leenson. - M.: Avanta+, 2003. (str. 70-77)

Dodatni spletni viri

1. Enotna zbirka digitalnih izobraževalnih virov (video izkušnje na temo) ().

2. Enotna zbirka digitalnih izobraževalnih virov (interaktivne naloge na temo) ().

3. Elektronska različica revije "Chemistry and Life" ().

Domača naloga

1. Št. 10.40 - 10.42 iz »Zbirke problemov in vaj iz kemije za srednjo šolo« I.G. Khomchenko, 2. izdaja, 2008

2. Sodelovanje pri reakciji enostavnih snovi je zanesljiv znak redoks reakcije. Razloži zakaj. Napišite enačbe za reakcije spojine, substitucije in razgradnje, ki vključujejo kisik O 2 .

Redox imenujemo reakcije, ki jih spremlja sprememba oksidacijskih stanj kemičnih elementov, ki sestavljajo reagente.

Oksidacija je proces darovanja elektronov s strani atoma, molekule ali iona, ki ga spremlja povečanje oksidacijskega stanja.

Obnovitev je proces dodajanja elektronov atomu, molekuli ali ionu, ki ga spremlja zmanjšanje oksidacijskega stanja.

Oksidacijsko sredstvo je reagent, ki sprejema elektrone med redoks reakcijo. (Enostavno zapomniti: oksidant je ropar.)

Restavrator je reagent, ki oddaja elektrone med redoks reakcijo.

Redoks reakcije delimo na medmolekularne oksidacijsko-redukcijske reakcije, intramolekularne oksidacijsko-redukcijske reakcije, disproporcionacijske reakcije in komutacijske reakcije.

Za sestavo redoks reakcij uporabite metoda elektronske tehtnice.

Sestavljanje enačbe za redoks reakcijo poteka v več fazah.

1. Zapišite diagram enačb, ki na levi in ​​desni strani označujeta oksidacijska stanja atomov elementov, ki sodelujejo v procesih oksidacije in redukcije.
2. Določite število elektronov, ki jih atomi ali ioni pridobijo ali izgubijo.
3. Število pripetih in doniranih elektronov izenačimo z uvedbo množiteljev, ki temeljijo na najmanjšem večkratniku koeficientov v procesih oksidacije in redukcije.
4. Ugotovljene koeficiente (imenujemo jih osnovni) nadomestimo v reakcijsko enačbo pred ustreznimi formulami snovi na levi in ​​desni strani.

Primer 1. Reakcija aluminija z žveplom. Zapišemo reakcijsko shemo in označimo spremembo oksidacijskih stanj:

Atom žvepla pridobi dva elektrona in spremeni njegovo oksidacijsko stanje od 0 do –2. Je oksidant. Atom aluminija odda tri elektrone in spremeni svoje oksidacijsko stanje od 0 do +3. Je restavrator.

Primer 2. Oksidacija fosforja s klorom. Zapišemo reakcijsko shemo in označimo spremembo oksidacijskih stanj:

Oksidacijsko stanje klora se spreminja od 0 do –1, pri čemer molekula klora pridobi dva elektrona. Klor je oksidant.

Atom fosforja odda pet elektronov in spremeni svoje oksidacijsko stanje od 0 do +5. Je restavrator.

Sestavimo enačbo ravnovesja elektronov in izenačimo število dodanih in danih elektronov:

Elektronska enačba za klor je zapisana tako, saj je oksidant molekula klora, sestavljena iz dveh atomov in vsak od teh atomov spremeni svoje oksidacijsko stanje od 0 do –1. Faktor 5 se nanaša na molekulo klora na levi strani enačbe, število atomov klora na desni strani enačbe pa je 5 × 2 = 10.

Najdene koeficiente zamenjamo v reakcijsko enačbo in na koncu dobimo:

Primer 3. Redukcija železovega (II, III) oksida z aluminijem. Zapišemo reakcijsko shemo in označimo spremembo oksidacijskih stanj:

Oksidacijsko stanje železa se spreminja od +8/3 do 0, pri čemer trije železovi ioni (ker so v prvotnem oksidu natanko trije) dodajo osem elektronov (3 × 8/3 = 8). Železo je oksidant.

Aluminij odda tri elektrone in spremeni svoje oksidacijsko stanje od 0 do +3. Je restavrator.

Sestavimo enačbo ravnovesja elektronov in izenačimo število dodanih in danih elektronov:

Elektronska enačba za aluminij je zapisana tako, ker aluminijev oksid vsebuje dva atoma aluminija. Tako bo na levi strani enačbe glavni koeficient pred železovim (II, III) oksidom enak 3, pred aluminijem pa 4 × 2 = 8.

Število atomov železa na desni strani reakcijske enačbe bo 3 × 3 = 9. Število molekul aluminijevega oksida bo enako 8/2 = 4. Končno dobimo:

Preverimo ravnovesje kisika. Na levi strani enačbe je 3 × 4 = 12. Na desni strani enačbe je 4 × 3 = 12. Tako je število atomov vsakega elementa posebej na levi in ​​desni strani kemijske enačbe enako , in reakcija je pravilno izenačena.

Ta primer jasno kaže, da frakcijsko oksidacijsko stanje, čeprav nima fizičnega pomena, omogoča pravilno uravnoteženje redoks reakcije.

Zelo pogosto potekajo redoks reakcije v raztopinah v nevtralnem, kislem ali alkalnem okolju. V tem primeru kemični elementi, ki sestavljajo snov, ki tvori reakcijski medij, ne spremenijo svojega oksidacijskega stanja.

Primer 4. Oksidacija natrijevega jodida s kalijevim permanganatom v žveplovi kislini. Zapišemo reakcijsko shemo in navedemo oksidacijska stanja elementov, ki sodelujejo v procesih oksidacije in redukcije:

Atom mangana sprejme pet elektronov in spremeni njegovo oksidacijsko stanje iz +7 na +2. Kalijev permanganat je oksidant.

Dva jodidna iona oddata dva elektrona, da nastane molekula I 2 0. Natrijev jodid je redukcijsko sredstvo.

Ugotovljene koeficiente nadomestimo v reakcijsko enačbo pred ustreznima formulama snovi na levi in ​​desni strani.

Žveplova kislina je reakcijski medij. Nobeden od elementov, ki sestavljajo to spojino, ne spremeni svojega oksidacijskega stanja, vendar sulfatni anion veže kalijeve, natrijeve in manganove katione, ki se sproščajo kot posledica reakcije. Preštejmo število sulfatnih ionov na desni strani. Enako je 2 + 1 + 5 = 8. Zato je treba koeficient 8 postaviti pred žveplovo kislino. Število vodikovih atomov na levi strani enačbe je 8 × 2 = 16. Od tu izračunamo koeficient za vodo: 16/2 = 8.

Tako bo reakcijska enačba:

Pravilno ravnovesje preverjamo s kisikom. Na levi strani je 2 × 4 = 8 (kalijev permanganat); na desni - 8 × 1 = 8 (voda). Zato je enačba zapisana pravilno.

Primer 5. Oksidacija kalijevega sulfida s kalijevim manganatom v vodnem mediju. Zapišemo reakcijsko shemo, navedemo oksidacijska stanja elementov, ki sodelujejo v procesih oksidacije in redukcije:

Manganov ion sprejme dva elektrona in spremeni njegovo oksidacijsko stanje iz +6 v +4. Kalijev manganat je oksidant.

Sulfidni ion odda dva elektrona in tvori molekulo S0. Kalijev sulfid je redukcijsko sredstvo.

Sestavimo enačbo elektronskega ravnotežja in z uvedbo množiteljev izenačimo število dodanih in danih elektronov:

Glavni koeficienti v reakcijski enačbi so enaki enoti:

Voda je reakcijski medij. Nobeden od elementov, ki sestavljajo to spojino, ne spremeni svojega oksidacijskega stanja.

Hidroksidni ioni vežejo kalijeve katione, ki se sproščajo kot posledica reakcije. Takšni kationi so štirje (2 × 2), vodikovih atomov je prav tako 4 (4 × 1), zato damo pred molekulo vode koeficient dve (4/2 = 2):

Primer 6. Oksidacija amoniaka s kalijevim kloratom v alkalnem mediju. Zapišemo reakcijsko shemo, navedemo oksidacijska stanja elementov, ki sodelujejo v procesih oksidacije in redukcije:

Klor sprejme šest elektronov in spremeni svoje oksidacijsko stanje od +5 do –1. Kalijev klorat je oksidant.

Dušik odda osem elektronov in spremeni svoje oksidacijsko stanje od –3 do +5. Amoniak je redukcijsko sredstvo.

Sestavimo enačbo elektronskega ravnovesja, z uvedbo množiteljev izenačimo število pripetih in doniranih elektronov ter zmanjšamo večkratne koeficiente:

Najdene glavne koeficiente vstavimo v reakcijsko enačbo:

Reakcijski medij je kalijev hidroksid. Nobeden od elementov, ki sestavljajo to spojino, ne spremeni svojega oksidacijskega stanja.

Kalijevi kationi vežejo nitratne ione, ki se sproščajo kot posledica reakcije. Obstajajo trije taki anioni. Zato smo pred kalijev hidroksid postavili faktor tri:

Število vodikovih atomov na levi strani enačbe je devet v amoniaku (3 × 3) = 9 in tri v kalijevem hidroksidu (3 × 1), njihovo skupno število pa je 9 + 3 = 12. Zato postavimo koeficient pred vodo (12/2) = 6. Končna reakcijska enačba bo:

Da so koeficienti pravilno razporejeni, se še enkrat prepričamo s primerjavo števila atomov kisika na levi in ​​desni strani. Je enako 15.

Pogosto je ista snov hkrati oksidant in ustvarja reakcijsko okolje. Takšne reakcije so značilne za koncentrirano žveplovo kislino in dušikovo kislino pri kateri koli koncentraciji. Poleg tega halovodikove kisline z močnimi oksidanti vstopajo v podobne reakcije, vendar kot redukcijsko sredstvo.

Primer 7. Oksidacija magnezija z razredčeno dušikovo kislino. Zapišemo reakcijsko shemo in označimo spremembo oksidacijskih stanj:

Oksidacijsko stanje dušika se spreminja od +5 do +1, pri čemer dva atoma dušika dodata osem elektronov. Dušikova kislina je oksidant.

Magnezij odda dva elektrona in spremeni njegovo oksidacijsko stanje od 0 do +2. Je restavrator.

Sestavimo enačbo ravnovesja elektronov in izenačimo število dodanih in danih elektronov:

Dobljene koeficiente nadomestimo pred oksidantom in reducentom na levi strani reakcijske enačbe ter pred produkti oksidacije in redukcije na desni strani reakcijske enačbe:

V tem primeru je na desni strani reakcijske enačbe 4 × 2 = 8 nitratnih ionov, ki niso spremenili svojega oksidacijskega stanja. Očitno je treba za to narediti na desno stran reakcijske enačbe dodati še 8 molekul HNO 3 . Potem bo skupno število molekul dušikove kisline na desni strani enačbe 2 + 8 = 10.

Te molekule vsebujejo 10 × 1 = 10 atomov vodika. Enako število vodikovih atomov bi moralo biti na desni strani enačbe. Zato je treba koeficient 10/2 = 5 zamenjati pred molekulo vode in enačba bo končno videti takole:

Končno preverimo, ali je ravnovesje pravilno, tako da preštejemo število atomov kisika na levi in ​​desni strani enačbe. Na levi strani je 10 × 3 = 30. Na desni strani je (2 × 3) × 4 = 24 v magnezijevem nitratu, 1 v dušikovem oksidu (I) in 5 × 1 = 5 v molekuli vode. Skupaj 24 + 1 + 5 = 30. Tako je reakcija popolnoma izenačena.

Primer 8. Interakcija klorovodikove kisline z manganovim (IV) oksidom. Zapišemo reakcijsko shemo in označimo spremembo oksidacijskih stanj:

Oksidacijsko stanje mangana se spreminja od +4 do +2, pri čemer mangan doda dva elektrona. Manganov(IV) oksid je oksidant.

Dva kloridna iona oddata dva elektrona za tvorbo molekule Cl 2 0; vodikov klorid je redukcijsko sredstvo.

Sestavimo elektronsko enačbo in izenačimo število dodanih in doniranih elektronov, zmanjšamo večkratne koeficiente:

V tem primeru se koeficient 1 na začetku nanaša na dva kloridna iona in eno molekulo Cl 2 . Dobljene koeficiente nadomestimo pred oksidantom in reducentom na levi strani reakcijske enačbe ter pred produkti oksidacije in redukcije na desni strani reakcijske enačbe:

V tem primeru je na desni strani reakcijske enačbe 1 × 2 = 2 kloridna iona, ki niso spremenili svojega oksidacijskega stanja. Ti kloridni ioni niso sodelovali pri redoks reakciji. Očitno je treba za to na desno stran reakcijske enačbe dodati 2 molekuli HCl. Potem bo skupno število molekul HCl na desni strani enačbe 2 + 2 = 4. Te molekule bodo vsebovale 4 × 1 = 4 atome vodika. Enako število vodikovih atomov bi moralo biti na desni strani enačbe. Nato je treba koeficient 4/2 = 2 nadomestiti pred molekulo vode in končna enačba bo videti tako:

Pravilnost ravnotežja preverimo tako, da preštejemo število atomov kisika na levi in ​​desni strani enačbe. Na levi strani je 1 × 2 = 2 v manganovem (IV) oksidu, na desni strani pa je 2 × 1 = 2 v molekuli vode. Tako je reakcija popolnoma izenačena.

Kot oksidacijsko sredstvo lahko delujejo nevtralni atomi in molekule, pozitivno nabiti kovinski ioni, kompleksni ioni in molekule, ki vsebujejo kovinske in nekovinske atome v stanju pozitivne oksidacije itd.

Spodaj so informacije o nekaterih najpogostejših oksidantih, ki so velikega praktičnega pomena.

kisik. Močan oksidant, oksidacijska moč se znatno poveča pri segrevanju. Kisik neposredno reagira z večino enostavnih snovi, razen s halogeni, žlahtnimi kovinami Ag, Au, Pt in žlahtnimi plini, da tvori okside:

Interakcija natrija s kisikom vodi do natrijevega peroksida:

Bolj aktivne alkalijske kovine (K, Rb, Cs) pri interakciji s kisikom dajejo superokside tipa EO 2:

V svojih spojinah ima kisik običajno oksidacijsko stanje –2. Kisik se uporablja v kemični industriji, v različnih proizvodnih procesih v metalurški industriji, za pridobivanje visokih temperatur. S sodelovanjem kisika potekajo številni izjemno pomembni življenjski procesi: dihanje, oksidacija aminokislin, maščob, ogljikovih hidratov. Le nekaj živih organizmov, imenovanih anaerobni, lahko preživi brez kisika.

Reakcije, ki ponazarjajo oksidativne lastnosti kisika pri interakciji z različnimi anorganskimi snovmi, so podane v lekciji 14.

Ozon. V primerjavi s kisikom ima še večjo oksidacijsko sposobnost. Ozon oksidira vse kovine, razen zlata, platine in nekaterih drugih, in praviloma nastanejo ustrezni višji oksidi elementov, manj pogosto - peroksidi in ozonidi, na primer:

Ozon oksidira okside elementov z vmesnimi oksidacijskimi stopnjami v višje okside.

Kalijev permanganat. Je močan oksidant in se pogosto uporablja v laboratorijski praksi. Narava redukcije kalijevega permanganata je odvisna od okolja, v katerem poteka reakcija. V kislem okolju se kalijev permanganat reducira v soli Mn 2+, v nevtralnem ali šibko alkalnem okolju - v MnO 2, v močno alkalnem okolju pa se spremeni v manganatni ion MnO 4 2–. Ti prehodi so opisani z naslednjimi enačbami

Kalijev permanganat lahko oksidira sulfide v sulfate, nitrite v nitrate, bromide in jodide v brom in jod, klorovodikovo kislino v klor itd.:

Kalijev kromat in dikromat. Te spojine se pogosto uporabljajo kot oksidanti v anorganskih in organskih sintezah. V raztopinah zelo enostavno pride do medsebojnih prehodov kromatnih in bikromatnih ionov, kar lahko opišemo z naslednjo reverzibilno reakcijsko enačbo:

Kromove (VI) spojine so močni oksidanti. V redoks procesih prehajajo v Cr(III) derivate. V nevtralnem okolju nastane kromov (III) hidroksid, na primer:

V kislem okolju nastajajo ioni Cr 3+:

V alkalnih - derivatih anionskega kompleksa 3–:

Kot reducent lahko delujejo nevtralni atomi, negativno nabiti nekovinski ioni, pozitivno nabiti kovinski ioni v nižjem oksidacijskem stanju, kompleksni ioni in molekule, ki vsebujejo atome v vmesnem oksidacijskem stanju, električni tok na katodi itd.

Spodaj so informacije o nekaterih najpogostejših restavratorji, ki imajo pomemben praktični pomen.

Ogljik. Ogljik se pogosto uporablja kot redukcijsko sredstvo v anorganskih sintezah. V tem primeru lahko kot oksidacijski produkt nastaneta ogljikov dioksid ali ogljikov monoksid (II). Pri redukciji kovinskih oksidov lahko nastanejo proste kovine in redkeje kovinski karbidi.