Reaksionet e shkëmbimit të joneve dhe reaksionet redoks. Reaksionet e shkëmbimit të joneve, kushtet për përfundimin e tyre (duke përdorur shembullin e dy reaksioneve)

Reaksionet e shkëmbimit të joneve janë reaksione në tretësirat ujore midis elektroliteve që ndodhin pa ndryshime në gjendjet e oksidimit të elementeve që i formojnë ato.

Një kusht i domosdoshëm për reaksionin ndërmjet elektroliteve (kripërave, acideve dhe bazave) është formimi i një substance pak disociuese (uji, acidi i dobët, hidroksidi i amonit), precipitati ose gazi.

Le të shqyrtojmë reagimin që rezulton në formimin e ujit. Reaksione të tilla përfshijnë të gjitha reaksionet midis çdo acidi dhe çdo baze. Për shembull, reagimi i acidit nitrik me hidroksid kaliumi:

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

Materialet fillestare, d.m.th. acidi nitrik dhe hidroksidi i kaliumit, si dhe një nga produktet, përkatësisht nitrati i kaliumit, janë elektrolite të forta, d.m.th. në tretësirë ​​ujore ekzistojnë pothuajse ekskluzivisht në formë jonesh. Uji që rezulton i përket elektroliteve të dobëta, d.m.th. praktikisht nuk shpërbëhet në jone. Kështu, ekuacioni i mësipërm mund të rishkruhet më saktë duke treguar gjendjen reale të substancave në një tretësirë ​​ujore, d.m.th. në formën e joneve:

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

Siç mund të shihet nga ekuacioni (2), si para ashtu edhe pas reaksionit, jonet NO 3 - dhe K + janë të pranishëm në tretësirë. Me fjalë të tjera, në thelb, jonet e nitratit dhe jonet e kaliumit nuk morën pjesë fare në reagim. Reaksioni ndodhi vetëm për shkak të kombinimit të grimcave H + dhe OH − në molekulat e ujit. Kështu, duke kryer një reduktim algjebrik të joneve identike në ekuacionin (2):

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

do të marrim:

H + + OH ‑ = H 2 O (3)

Quhen ekuacione të formës (3). ekuacionet e shkurtuara jonike, tipi (2) - ekuacionet e plota jonike, dhe tipi (1) - ekuacionet e reaksioneve molekulare.

Në fakt, ekuacioni jonik i një reaksioni pasqyron maksimalisht thelbin e tij, pikërisht atë që e bën të mundur shfaqjen e tij. Duhet të theksohet se shumë reagime të ndryshme mund të korrespondojnë me një ekuacion jonik të shkurtuar. Në të vërtetë, nëse marrim, për shembull, jo acidin nitrik, por acidin klorhidrik, dhe në vend të hidroksidit të kaliumit përdorim, të themi, hidroksid bariumi, kemi ekuacionin e reagimit molekular të mëposhtëm:

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

Acidi klorhidrik, hidroksidi i bariumit dhe kloruri i bariumit janë elektrolite të forta, domethënë ato ekzistojnë në tretësirë ​​kryesisht në formën e joneve. Uji, siç u diskutua më lart, është një elektrolit i dobët, domethënë ekziston në tretësirë ​​pothuajse vetëm në formën e molekulave. Kështu, ekuacioni i plotë jonik Ky reagim do të duket si ky:

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

Le të anulojmë të njëjtat jone majtas dhe djathtas dhe marrim:

2H + + 2OH − = 2H 2 O

Duke ndarë të dyja anët e majta dhe të djathta me 2, marrim:

H + + OH - = H 2 O,

Marrë ekuacioni i shkurtuar jonik përkon plotësisht me ekuacionin e shkurtuar jonik për bashkëveprimin e acidit nitrik dhe hidroksidit të kaliumit.

Kur kompozoni ekuacione jonike në formën e joneve, shkruani vetëm formulat:

1) acide të forta (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4) (duhet mësuar lista e acideve të forta!)

2) baza të forta (hidroksidet e alkalit (ALM) dhe metaleve alkaline tokësore (ALM))

3) kripërat e tretshme

Formulat shkruhen në formë molekulare:

1) Uji H 2 O

2) Acidet e dobëta (H 2 S, H 2 CO 3, HF, HCN, CH 3 COOH (dhe të tjera, pothuajse të gjitha organike))

3) Bazat e dobëta (NH 4 OH dhe pothuajse të gjitha hidroksidet e metaleve përveç metalit alkali dhe metalit alkali

4) Kripërat pak të tretshme (↓) (“M” ose “H” në tabelën e tretshmërisë).

5) Oksidet (dhe substanca të tjera që nuk janë elektrolite)

Le të përpiqemi të shkruajmë ekuacionin midis hidroksidit të hekurit (III) dhe acidit sulfurik. Në formë molekulare, ekuacioni i ndërveprimit të tyre shkruhet si më poshtë:

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

Hidroksidi i hekurit (III) korrespondon me përcaktimin "H" në tabelën e tretshmërisë, i cili na tregon për pazgjidhshmërinë e tij, d.m.th. në ekuacionin jonik duhet të shkruhet në tërësi, d.m.th. si Fe(OH) 3 . Acidi sulfurik është i tretshëm dhe i përket elektroliteve të forta, domethënë ekziston në tretësirë ​​kryesisht në gjendje të disociuar. Sulfati i hekurit (III), si pothuajse të gjitha kripërat e tjera, është një elektrolit i fortë dhe meqenëse është i tretshëm në ujë, duhet të shkruhet si jon në ekuacionin jonik. Duke marrë parasysh të gjitha sa më sipër, marrim një ekuacion të plotë jonik të formës së mëposhtme:

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

Duke reduktuar jonet e sulfatit majtas dhe djathtas, marrim:

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

Duke pjesëtuar të dyja anët e ekuacionit me 2, marrim ekuacionin e shkurtuar jonik:

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

Tani le të shohim reagimin e shkëmbimit të joneve që prodhon një precipitat. Për shembull, ndërveprimi i dy kripërave të tretshme:

Të tre kripërat - karbonati i natriumit, kloruri i kalciumit, kloruri i natriumit dhe karbonati i kalciumit (po, edhe ai) - janë elektrolite të forta dhe të gjitha përveç karbonatit të kalciumit janë të tretshme në ujë, d.m.th. përfshihen në këtë reaksion në formën e joneve:

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

Duke anuluar të njëjtat jone majtas dhe djathtas në këtë ekuacion, marrim ekuacionin e shkurtuar jonik:

CO 3 2- + Ca 2+ = CaCO 3 ↓

Ekuacioni i fundit pasqyron arsyen e bashkëveprimit të tretësirave të karbonatit të natriumit dhe klorurit të kalciumit. Jonet e kalciumit dhe jonet karbonat kombinohen për të formuar molekula neutrale të karbonatit të kalciumit, të cilat, kur kombinohen me njëra-tjetrën, krijojnë kristale të vogla të precipitatit CaCO 3 me strukturë jonike.

Le të shqyrtojmë kushtin e tretë për shfaqjen e reaksioneve të shkëmbimit të joneve - formimin e gazit. Në mënyrë të rreptë, vetëm si rezultat i shkëmbimit të joneve, formimi i gazit është i mundur vetëm në raste të rralla, për shembull, gjatë formimit të gazit të sulfurit të hidrogjenit:

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

Në shumicën e rasteve të tjera, gazi formohet si rezultat i dekompozimit të një prej produkteve të reaksionit të shkëmbimit të joneve. Për shembull, duhet të dini me siguri si pjesë e Provimit të Unifikuar të Shtetit që me formimin e gazit, për shkak të paqëndrueshmërisë, produkte të tilla si H 2 CO 3, NH 4 OH dhe H 2 SO 3 dekompozohen:

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

Me fjalë të tjera, nëse një shkëmbim jonik prodhon acid karbonik, hidroksid amoniumi ose acid squfuri, reaksioni i shkëmbimit të joneve vazhdon për shkak të formimit të një produkti të gaztë:

Le të shkruajmë ekuacionet jonike për të gjitha reaksionet e mësipërme që çojnë në formimin e gazeve. 1) Për reagim:

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

Sulfidi i kaliumit dhe bromidi i kaliumit do të shkruhen në formë jonike, sepse janë kripëra të tretshme, si dhe acidi hidrobromik, sepse i referohet acideve të forta. Sulfidi i hidrogjenit, duke qenë një gaz i dobët i tretshëm që shpërndahet dobët në jone, do të shkruhet në formë molekulare:

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

Duke reduktuar jonet identike marrim:

S 2- + 2H + = H 2 S

2) Për ekuacionin:

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

Në formë jonike, Na 2 CO 3, Na 2 SO 4 do të shkruhen si kripëra shumë të tretshme dhe H 2 SO 4 si një acid i fortë. Uji është një substancë që shpërndahet dobët, dhe CO 2 nuk është aspak elektrolit, kështu që formulat e tyre do të shkruhen në formë molekulare:

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) për ekuacionin:

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

Molekulat e ujit dhe të amoniakut do të shkruhen në tërësi, dhe NH 4 NO 3, KNO 3 dhe KOH do të shkruhen në formë jonike, sepse të gjitha nitratet janë kripëra shumë të tretshme, dhe KOH është një hidroksid i metaleve alkali, d.m.th. bazë e fortë:

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

NH 4 + + OH − = H 2 O + NH 3

Për ekuacionin:

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

Ekuacioni i plotë dhe i shkurtuar do të duket si ky:

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

1. Reaksionet redoks. Agjent oksidues dhe agjent reduktues (duke përdorur shembullin e dy reaksioneve).

Reaksionet redoks ndodhin me një ndryshim në gjendjen e oksidimit. Reaksionet e përhapura të këtij lloji janë reaksionet e djegies. Këtu përfshihen edhe reaksionet e ngadalta të oksidimit (korrozioni i metaleve, prishja e substancave organike).

Gjendja e oksidimit të një elementi tregon numrin e elektroneve të zhvendosur (të tërhequr ose hequr dorë). Në substanca të thjeshta është e barabartë me zero. Në komponimet binare (të përbërë nga 2 elementë), është e barabartë me valencën, e cila paraprihet nga një shenjë (prandaj ndonjëherë quhet "ngarkesa e kushtëzuar").

Në substancat që përbëhen nga 3 ose më shumë elementë, numri i oksidimit mund të llogaritet duke përdorur një ekuacion, duke marrë numrin e panjohur të oksidimit si "x" dhe duke barazuar shumën totale me zero. Për shembull, në acidin nitrik HNO 3 gjendja e oksidimit të hidrogjenit është +1, oksigjeni është −2, marrim ekuacionin: +1 + x −2 3 = 0

Një element që fiton elektrone quhet agjent oksidues. Një element që është dhurues i elektroneve (që jep elektrone) quhet agjent reduktues.

2 e − _ l ↓ Fe 0 + S 0 = Fe +2 S −2

Kur nxehen pluhurat e hekurit dhe squfurit, formohet sulfuri i hekurit. Hekuri është një agjent reduktues (oksidohet), squfuri është një agjent oksidues (i reduktuar).

S 0 + O 2 0 = S +4 O 2 −2

Në këtë reagim, squfuri është një agjent reduktues, oksigjeni është një agjent oksidues. Formohet oksidi i squfurit (IV).

Mund të jepet një shembull që përfshin një substancë komplekse:

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

zinku është një agjent reduktues, acidi klorhidrik hidrogjen është një agjent oksidues.

Ju mund të jepni një shembull që përfshin një substancë komplekse dhe të krijoni një bilanc elektronik:

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

Numri i biletës 8

1. Reaksionet e shkëmbimit të joneve, kushtet për përfundimin e tyre (duke përdorur shembullin e dy reaksioneve). Dallimi midis reaksioneve të shkëmbimit të joneve dhe reaksioneve redoks.

Reaksionet e shkëmbimit në tretësirat e elektrolitit quhen reaksione të shkëmbimit të joneve. Këto reagime përfundojnë në 3 raste:

1. Nëse si rezultat i reaksionit formohet një precipitat (formohet një substancë e patretshme ose pak e tretshme, e cila mund të përcaktohet nga tabela e tretshmërisë): CuSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + CuCl 2.

2. Nëse lirohet gaz (shpesh formohet gjatë zbërthimit të acideve të dobëta): Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2.

3. Nëse formohet një substancë pak disociuese. Për shembull, ujë, acid acetik: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

Kjo është për shkak të një zhvendosjeje të ekuilibrit kimik në të djathtë, e cila shkaktohet nga heqja e njërit prej produkteve nga zona e reagimit.

Reaksionet e shkëmbimit të joneve nuk shoqërohen nga transferimi i elektroneve dhe ndryshimet në gjendjen e oksidimit të elementeve, ndryshe nga reaksionet redoks.

Nëse ju kërkohet të shkruani një ekuacion në formë jonike, mund të kontrolloni drejtshkrimin e saktë të joneve duke përdorur tabelën e tretshmërisë. Mos harroni të ndryshoni indekset në koeficientë. Ne nuk i ndajmë substancat e patretshme, gazrat e çliruar, ujin (dhe oksidet e tjera) në jone.

Cu 2+ + SO 4 2− + Ba 2+ + 2Cl − = BaSO 4 ↓ + Cu 2+ + 2Cl − Kaloni jonet e pandryshuara.

Mësimi shqyrton thelbin e reaksioneve redoks dhe ndryshimin e tyre nga reaksionet e shkëmbimit të joneve. Shpjegohen ndryshimet në gjendjet e oksidimit të agjentit oksidues dhe agjentit reduktues. Prezantohet koncepti i bilancit elektronik.

Tema: Reaksionet redoks

Mësimi: Reaksionet redoks

Merrni parasysh reagimin e magnezit me oksigjenin. Le të shkruajmë ekuacionin e këtij reaksioni dhe të renditim vlerat e gjendjeve të oksidimit të atomeve të elementeve:

Siç mund të shihet, atomet e magnezit dhe oksigjenit në materialet fillestare dhe produktet e reaksionit kanë gjendje të ndryshme oksidimi. Le të shkruajmë diagramet e proceseve të oksidimit dhe reduktimit që ndodhin me atomet e magnezit dhe oksigjenit.

Para reaksionit, atomet e magnezit kishin një gjendje oksidimi zero, pas reagimit - +2. Kështu, atomi i magnezit ka humbur 2 elektrone:

Magnezi dhuron elektrone dhe vetë oksidohet, që do të thotë se është një agjent reduktues.

Para reaksionit, gjendja e oksidimit të oksigjenit ishte zero, dhe pas reaksionit u bë -2. Kështu, atomi i oksigjenit i shtoi vetes 2 elektrone:

Oksigjeni pranon elektrone dhe vetë reduktohet, që do të thotë se është një agjent oksidues.

Le të shkruajmë skemën e përgjithshme të oksidimit dhe reduktimit:

Numri i elektroneve të dhëna është i barabartë me numrin e elektroneve të marra. Ekuilibri elektronik ruhet.

NË reaksionet redoks ndodhin procese të oksidimit dhe reduktimit, që do të thotë se gjendjet e oksidimit të elementeve kimike ndryshojnë. Kjo është një shenjë dalluese reaksionet redoks.

Reaksionet redoks janë reaksione në të cilat elementët kimikë ndryshojnë gjendjen e tyre të oksidimit.

Le të shohim shembuj specifik se si të dallojmë një reaksion redoks nga reagimet e tjera.

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

Për të thënë nëse një reaksion është redoks, është e nevojshme të caktohen gjendjet e oksidimit të atomeve të elementeve kimike.

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

1. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

Ju lutemi vini re se gjendjet e oksidimit të të gjithë elementëve kimikë në të majtë dhe në të djathtë të shenjës së barabartë mbeten të pandryshuara. Kjo do të thotë se ky reagim nuk është redoks.

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

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

Si rezultat i këtij reagimi, gjendjet e oksidimit të karbonit dhe oksigjenit ndryshuan. Për më tepër, karboni rriti gjendjen e tij të oksidimit dhe oksigjeni u ul. Le të shkruajmë skemat e oksidimit dhe reduktimit:

C -8e = C - procesi i oksidimit

О +2е = О - procesi i rikuperimit

Kështu që numri i elektroneve të dhëna është i barabartë me numrin e elektroneve të marra, d.m.th. respektuar bilanc elektronik, është e nevojshme të shumëzoni gjysmën e dytë të reagimit me një faktor 4:

C -8e = C - agjent reduktues, oksidohet

O +2e = O 4 agjent oksidues, i reduktuar

Gjatë reaksionit, agjenti oksidues pranon elektrone, duke ulur gjendjen e tij të oksidimit dhe zvogëlohet.

Agjenti reduktues heq dorë nga elektronet gjatë reaksionit, duke rritur gjendjen e tij të oksidimit dhe ai oksidohet.

1. Mikityuk A.D. Koleksion problemesh dhe ushtrimesh në kimi. Klasat 8-11 / A.D. Mikityuk. - M.: Shtëpia botuese. "Provimi", 2009. (f.67)

2. Orzhekovsky P.A. Kimia: Klasa e 9-të: Teksti mësimor. për arsimin e përgjithshëm themelimi / P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. - M.: AST: Astrel, 2007. (§22)

3. Rudzitis G.E. Kimia: inorganike. kimisë. Organ. kimia: tekst shkollor. për klasën e 9-të. / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Arsimi, OJSC "Tekstet e Moskës", 2009. (§5)

4. Khomchenko I.D. Koleksion problemesh dhe ushtrimesh në kimi për shkollën e mesme. - M.: RIA “Vala e Re”: Botues Umerenkov, 2008. (f.54-55)

5. Enciklopedi për fëmijë. Vëllimi 17. Kimia / Kapitulli. ed. V.A. Volodin, Ved. shkencore ed. I. Leenson. - M.: Avanta+, 2003. (f. 70-77)

Burime shtesë të internetit

1. Një koleksion i unifikuar i burimeve arsimore dixhitale (përvoja video në temë) ().

2. Një koleksion i unifikuar i burimeve arsimore dixhitale (detyra ndërvepruese mbi temën) ().

3. Versioni elektronik i revistës "Kimi dhe Jeta" ().

Detyrë shtëpie

1. Nr 10.40 - 10.42 nga “Përmbledhja e problemave dhe ushtrimeve në kimi për shkollën e mesme” nga I.G. Khomchenko, botimi i dytë, 2008

2. Pjesëmarrja në reaksionin e substancave të thjeshta është një shenjë e sigurt e një reaksioni redoks. Shpjegoni pse. Shkruani ekuacionet për reaksionet e përbërjes, zëvendësimit dhe zbërthimit që përfshijnë oksigjen O 2 .

Redoks quhen reaksione që shoqërohen me ndryshim të gjendjeve të oksidimit të elementeve kimike që përbëjnë reagentët.

Oksidimiështë procesi i dhurimit të elektroneve nga një atom, molekulë ose jon, i cili shoqërohet me një rritje të gjendjes së oksidimit.

Rimëkëmbjaështë procesi i shtimit të elektroneve në një atom, molekulë ose jon, i cili shoqërohet me një ulje të gjendjes së oksidimit.

Agjent oksiduesështë një reagent që pranon elektrone gjatë një reaksioni redoks. (E lehtë për t'u mbajtur mend: një agjent oksidues është një grabitës.)

Restauruesështë një reagent që dhuron elektrone gjatë një reaksioni redoks.

Reaksionet redoks ndahen në reaksione ndërmolekulare të oksidimit-reduktimit, reaksionet intramolekulare të oksidimit-reduktimit, reaksionet e disproporcionit dhe reaksionet e komutimit.

Për të kompozuar reaksione redoks, përdorni Metoda e bilancit elektronik.

Hartimi i ekuacionit për një reaksion redoks kryhet në disa faza.

1. Shkruani diagramin e ekuacionit që tregon në anën e majtë dhe të djathtë gjendjet e oksidimit të atomeve të elementeve të përfshirë në proceset e oksidimit dhe reduktimit.
2. Përcaktoni numrin e elektroneve të fituara ose të humbura nga atomet ose jonet.
3. Numri i elektroneve të bashkangjitura dhe të dhuruara barazohet duke futur shumëzues bazuar në shumëfishin më të vogël për koeficientët në proceset e oksidimit dhe reduktimit.
4. Koeficientët e gjetur (ato quhen bazë) zëvendësohen në ekuacionin e reaksionit përpara formulave përkatëse të substancave në anën e majtë dhe të djathtë.

Shembulli 1. Reagimi i aluminit me squfurin. Ne shkruajmë skemën e reagimit dhe tregojmë ndryshimin në gjendjet e oksidimit:

Atomi i squfurit fiton dy elektrone, duke ndryshuar gjendjen e tij të oksidimit nga 0 në -2. Është një agjent oksidues. Një atom alumini lëshon tre elektrone, duke ndryshuar gjendjen e tij të oksidimit nga 0 në +3. Ai është një restaurator.

Shembulli 2. Oksidimi i fosforit me klor. Ne shkruajmë skemën e reagimit dhe tregojmë ndryshimin në gjendjet e oksidimit:

Gjendja e oksidimit të klorit varion nga 0 në -1, me molekulën e klorit që fiton dy elektrone. Klori është një agjent oksidues.

Atomi i fosforit lëshon pesë elektrone, duke ndryshuar gjendjen e tij të oksidimit nga 0 në +5. Ai është një restaurator.

Ne krijojmë një ekuacion të bilancit elektronik dhe barazojmë numrin e elektroneve të shtuara dhe të dhëna:

Ekuacioni elektronik për klorin është shkruar në këtë mënyrë, pasi agjenti oksidues është një molekulë klori e përbërë nga dy atome, dhe secili prej këtyre atomeve ndryshon gjendjen e tij të oksidimit nga 0 në -1. Faktori 5 i referohet molekulës së klorit në anën e majtë të ekuacionit, dhe numri i atomeve të klorit në anën e djathtë të ekuacionit është 5 × 2 = 10.

Ne i zëvendësojmë koeficientët e gjetur në ekuacionin e reaksionit dhe në fund marrim:

Shembulli 3. Reduktimi i oksidit të hekurit (II, III) me alumin. Ne shkruajmë skemën e reagimit dhe tregojmë ndryshimin në gjendjet e oksidimit:

Gjendja e oksidimit të hekurit varion nga +8/3 në 0, me tre jone hekuri (pasi janë saktësisht tre prej tyre në oksidin origjinal) duke shtuar tetë elektrone (3 × 8/3 = 8). Hekuri është një agjent oksidues.

Alumini heq dorë nga tre elektrone, duke ndryshuar gjendjen e tij të oksidimit nga 0 në +3. Ai është një restaurator.

Ne krijojmë një ekuacion të bilancit elektronik dhe barazojmë numrin e elektroneve të shtuara dhe të dhëna:

Ekuacioni elektronik për aluminin është shkruar në këtë mënyrë sepse oksidi i aluminit përmban dy atome alumini. Kështu, në anën e majtë të ekuacionit, koeficienti kryesor përballë oksidit të hekurit (II, III) do të jetë i barabartë me 3, dhe përballë aluminit 4 × 2 = 8.

Numri i atomeve të hekurit në anën e djathtë të ekuacionit të reaksionit do të jetë 3 × 3 = 9. Numri i molekulave të oksidit të aluminit do të jetë i barabartë me 8/2 = 4. Më në fund marrim:

Ne kontrollojmë ekuilibrin e oksigjenit. Në anën e majtë të ekuacionit, 3 × 4 = 12. Në anën e djathtë të ekuacionit, 4 × 3 = 12. Kështu, numri i atomeve të secilit element individualisht në anën e majtë dhe të djathtë të ekuacionit kimik është i barabartë , dhe reaksioni barazohet saktë.

Ky shembull tregon qartë se gjendja e oksidimit të pjesshëm, megjithëse nuk ka kuptim fizik, lejon që dikush të balancojë saktë reaksionin redoks.

Shumë shpesh, reaksionet redoks ndodhin në tretësira në një mjedis neutral, acid ose alkalik. Në këtë rast, elementët kimikë që përbëjnë substancën që formon mjedisin e reaksionit nuk e ndryshojnë gjendjen e tyre të oksidimit.

Shembulli 4. Oksidimi i jodidit të natriumit me permanganat kaliumi në acid sulfurik. Ne shkruajmë skemën e reagimit, tregojmë gjendjet e oksidimit të elementëve të përfshirë në proceset e oksidimit dhe reduktimit:

Atomi i manganit pranon pesë elektrone, duke ndryshuar gjendjen e tij të oksidimit nga +7 në +2. Permanganati i kaliumit është një agjent oksidues.

Dy jone jodidi dhurojnë dy elektrone për të formuar një molekulë I 2 0. Jodidi i natriumit është një agjent reduktues.

Ne i zëvendësojmë koeficientët e gjetur në ekuacionin e reaksionit përpara formulave përkatëse të substancave në anën e majtë dhe të djathtë.

Acidi sulfurik është mjedisi i reagimit. Asnjë nga elementët që përbëjnë këtë përbërje nuk e ndryshon gjendjen e tij të oksidimit, por anioni sulfat lidh kationet e kaliumit, natriumit dhe manganit të çliruar si rezultat i reaksionit. Le të numërojmë numrin e joneve sulfate në anën e djathtë. Është e barabartë me 2 + 1 + 5 = 8. Prandaj, koeficienti 8 duhet të vendoset përpara acidit sulfurik Numri i atomeve të hidrogjenit në anën e majtë të ekuacionit është 8 × 2 = 16. Nga këtu ne llogarisim koeficienti për ujë: 16/2 = 8.

Kështu, ekuacioni i reagimit do të jetë:

Ne kontrollojmë ekuilibrin e saktë duke përdorur oksigjen. Në anën e majtë është 2 × 4 = 8 (permanganat kaliumi); në të djathtë - 8 × 1 = 8 (ujë). Prandaj, ekuacioni është shkruar saktë.

Shembulli 5. Oksidimi i sulfurit të kaliumit me manganat kaliumi në një mjedis ujor. Ne shkruajmë skemën e reagimit dhe tregojmë gjendjet e oksidimit të elementeve të përfshirë në proceset e oksidimit dhe reduktimit:

Joni i manganit pranon dy elektrone, duke ndryshuar gjendjen e tij të oksidimit nga +6 në +4. Manganati i kaliumit është një agjent oksidues.

Joni i sulfurit lëshon dy elektrone, duke formuar një molekulë S0. Sulfidi i kaliumit është një agjent reduktues.

Ne krijojmë një ekuacion të bilancit të elektroneve dhe barazojmë numrin e elektroneve të shtuara dhe të dhëna duke futur shumëzues:

Koeficientët kryesorë në ekuacionin e reaksionit janë të barabartë me unitetin:

Uji është mjeti i reagimit. Asnjë nga elementët që përbëjnë këtë përbërje nuk e ndryshon gjendjen e tij të oksidimit.

Jonet e hidroksidit lidhin kationet e kaliumit të çliruar si rezultat i reaksionit. Ekzistojnë katër katione të tilla (2 × 2), numri i atomeve të hidrogjenit është gjithashtu 4 (4 × 1), kështu që vendosim një koeficient prej dy para molekulës së ujit (4/2 = 2):

Shembulli 6. Oksidimi i amoniakut me klorat kaliumi në një mjedis alkalik. Ne shkruajmë skemën e reagimit, tregojmë gjendjet e oksidimit të elementëve të përfshirë në proceset e oksidimit dhe reduktimit:

Klori pranon gjashtë elektrone, duke ndryshuar gjendjen e oksidimit nga +5 në -1. Klorati i kaliumit është një agjent oksidues.

Azoti lëshon tetë elektrone, duke ndryshuar gjendjen e tij të oksidimit nga -3 në +5. Amoniaku është një agjent reduktues.

Ne hartojmë një ekuacion të bilancit të elektroneve, barazojmë numrin e elektroneve të bashkangjitur dhe të dhuruar duke futur shumëzues dhe zvogëlojmë koeficientët e shumëfishtë:

Ne futim koeficientët kryesorë të gjetur në ekuacionin e reagimit:

Hidroksidi i kaliumit është mjedisi i reagimit. Asnjë nga elementët që përbëjnë këtë përbërje nuk e ndryshon gjendjen e tij të oksidimit.

Kationet e kaliumit lidhin jonet e nitratit të çliruar si rezultat i reaksionit. Ekzistojnë tre anione të tilla. Prandaj, ne vendosim një faktor prej tre përpara hidroksidit të kaliumit:

Numri i atomeve të hidrogjenit në anën e majtë të ekuacionit është nëntë në amoniak (3 × 3) = 9 dhe tre në hidroksid kaliumi (3 × 1), dhe numri i tyre i përgjithshëm është 9 + 3 = 12. Prandaj, ne vendosim koeficienti përballë ujit (12/2) = 6. Ekuacioni përfundimtar i reagimit do të jetë:

Le të verifikojmë edhe një herë korrektësinë e koeficientëve duke krahasuar numrin e atomeve të oksigjenit në anën e majtë dhe të djathtë. Është e barabartë me 15.

Shumë shpesh, e njëjta substancë është njëkohësisht një agjent oksidues dhe krijon një mjedis reaksioni. Reaksione të tilla janë tipike për acidin sulfurik të përqendruar dhe acidin nitrik në çdo përqendrim. Përveç kësaj, acidet hidrohalike me agjentë të fortë oksidues hyjnë në reaksione të ngjashme, por si një agjent reduktues.

Shembulli 7. Oksidimi i magnezit me acid nitrik të holluar. Ne shkruajmë skemën e reagimit dhe tregojmë ndryshimin në gjendjet e oksidimit:

Gjendja e oksidimit të azotit varion nga +5 në +1, me dy atome të azotit që shtojnë tetë elektrone. Acidi nitrik është një agjent oksidues.

Magnezi dhuron dy elektrone, duke ndryshuar gjendjen e tij të oksidimit nga 0 në +2. Ai është një restaurator.

Ne krijojmë një ekuacion të bilancit elektronik dhe barazojmë numrin e elektroneve të shtuara dhe të dhëna:

Ne zëvendësojmë koeficientët e gjetur para agjentit oksidues dhe agjentit reduktues në anën e majtë të ekuacionit të reaksionit dhe para produkteve të oksidimit dhe reduktimit në anën e djathtë të ekuacionit të reaksionit:

Në këtë rast, në anën e djathtë të ekuacionit të reaksionit ka 4 × 2 = 8 jone nitrate që nuk e kanë ndryshuar gjendjen e tyre të oksidimit. Natyrisht, për ta bërë këtë, 8 molekula të tjera HNO 3 duhet të shtohen në anën e djathtë të ekuacionit të reaksionit. Atëherë numri i përgjithshëm i molekulave të acidit nitrik në anën e djathtë të ekuacionit do të jetë 2 + 8 = 10.

Këto molekula përmbajnë 10 × 1 = 10 atome hidrogjeni. I njëjti numër i atomeve të hidrogjenit duhet të jetë në anën e djathtë të ekuacionit. Prandaj, koeficienti 10/2 = 5 duhet të zëvendësohet para molekulës së ujit, dhe ekuacioni më në fund do të duket si:

Në fund kontrollojmë nëse balanca është e saktë duke numëruar numrin e atomeve të oksigjenit në anën e majtë dhe të djathtë të ekuacionit. Në anën e majtë, 10 × 3 = 30. Në anën e djathtë, (2 × 3) × 4 = 24 në nitrat magnezi, 1 në oksid nitrik (I) dhe 5 × 1 = 5 në një molekulë uji. Gjithsej 24 + 1 + 5 = 30. Kështu, reaksioni barazohet plotësisht.

Shembulli 8. Ndërveprimi i acidit klorhidrik me oksidin e manganit (IV). Ne shkruajmë skemën e reagimit dhe tregojmë ndryshimin në gjendjet e oksidimit:

Gjendja e oksidimit të manganit varion nga +4 në +2, ku mangani shton dy elektrone. Oksidi i manganit (IV) është një agjent oksidues.

Dy jone klorur dhurojnë dy elektrone për të formuar një molekulë Cl 2 0, kloruri i hidrogjenit është një agjent reduktues.

Ne hartojmë një ekuacion elektronik dhe barazojmë numrin e elektroneve të bashkangjitur dhe të dhuruar, duke reduktuar koeficientët e shumëfishtë:

Në këtë rast, koeficienti 1 fillimisht i referohet dy joneve klorur dhe një molekule Cl 2. Ne zëvendësojmë koeficientët e gjetur para agjentit oksidues dhe agjentit reduktues në anën e majtë të ekuacionit të reaksionit dhe para produkteve të oksidimit dhe reduktimit në anën e djathtë të ekuacionit të reaksionit:

Në këtë rast, në anën e djathtë të ekuacionit të reaksionit ka 1 × 2 = 2 jone klorur që nuk e kanë ndryshuar gjendjen e tyre të oksidimit. Këto jone klorur nuk morën pjesë në reaksionin redoks. Natyrisht, për ta bërë këtë, 2 molekula HCl duhet të shtohen në anën e djathtë të ekuacionit të reaksionit. Atëherë numri i përgjithshëm i molekulave të HCl në anën e djathtë të ekuacionit do të jetë 2 + 2 = 4. Këto molekula do të përmbajnë 4 × 1 = 4 atome hidrogjeni. I njëjti numër i atomeve të hidrogjenit duhet të jetë në anën e djathtë të ekuacionit. Pastaj koeficienti 4/2 = 2 duhet të zëvendësohet para molekulës së ujit, dhe ekuacioni përfundimtar do të duket si ky:

Kontrollojmë që bilanci është i saktë duke numëruar numrin e atomeve të oksigjenit në anën e majtë dhe të djathtë të ekuacionit. Në anën e majtë është 1 × 2 = 2 në oksid mangani (IV), dhe në anën e djathtë është 2 × 1 = 2 në një molekulë uji. Kështu, reagimi barazohet plotësisht.

Si agjent oksidues mund të veprojnë atomet dhe molekulat neutrale, jonet e metaleve të ngarkuar pozitivisht, jonet komplekse dhe molekulat që përmbajnë atome metalike dhe jometale në gjendje pozitive oksidimi etj.

Më poshtë jepet informacion për disa nga agjentët oksidues më të zakonshëm që kanë një rëndësi të madhe praktike.

Oksigjeni. Një agjent i fortë oksidues, fuqia oksiduese rritet ndjeshëm kur nxehet. Oksigjeni reagon drejtpërdrejt me shumicën e substancave të thjeshta, përveç halogjeneve, metaleve fisnike Ag, Au, Pt dhe gazeve fisnike, për të formuar okside:

Ndërveprimi i natriumit me oksigjenin çon në peroksid natriumi:

Metalet alkaline më aktive (K, Rb, Cs) kur bashkëveprojnë me oksigjenin japin superokside të tipit EO 2:

Në përbërjet e tij, oksigjeni zakonisht shfaq një gjendje oksidimi prej -2. Oksigjeni përdoret në industrinë kimike, në procese të ndryshme prodhimi në industrinë metalurgjike, për të përftuar temperatura të larta. Me pjesëmarrjen e oksigjenit zhvillohen procese të shumta jetësore jashtëzakonisht të rëndësishme: frymëmarrja, oksidimi i aminoacideve, yndyrave, karbohidrateve. Vetëm disa organizma të gjallë, të quajtur anaerobe, mund të mbijetojnë pa oksigjen.

Reaksionet që ilustrojnë vetitë oksiduese të oksigjenit kur ai ndërvepron me substanca të ndryshme inorganike jepen në mësimin 14.

Ozoni. Ka një kapacitet oksidues edhe më të madh në krahasim me oksigjenin. Ozoni oksidon të gjitha metalet, me përjashtim të arit, platinit dhe disa të tjerëve, dhe, si rregull, formohen oksidet përkatëse më të larta të elementeve, më rrallë - peroksidet dhe ozonidet, për shembull:

Ozoni oksidon oksidet e elementeve me gjendje të ndërmjetme oksidimi në okside më të larta.

Permanganat kaliumi.Është një agjent i fortë oksidues dhe përdoret gjerësisht në praktikën laboratorike. Natyra e reduktimit të permanganatit të kaliumit varet nga mjedisi në të cilin zhvillohet reaksioni. Në një mjedis acid, permanganati i kaliumit reduktohet në kripëra Mn 2+, në një mjedis neutral ose pak alkalik - në MnO 2, dhe në një mjedis fort alkalik shndërrohet në jonin manganat MnO 4 2–. Këto kalime përshkruhen nga ekuacionet e mëposhtme

Permanganati i kaliumit është i aftë të oksidojë sulfide në sulfate, nitrite në nitrate, bromide dhe jodide në brom dhe jod, acid klorhidrik në klor, etj.:

Kromati dhe dikromati i kaliumit. Këto komponime përdoren gjerësisht si agjentë oksidues në sintezat inorganike dhe organike. Kalimet e ndërsjella të joneve të kromatit dhe bikromatit ndodhin shumë lehtë në tretësira, të cilat mund të përshkruhen nga ekuacioni i mëposhtëm i reagimit të kthyeshëm:

Komponimet e kromit (VI) janë agjentë të fortë oksidues. Në proceset redoks ato shndërrohen në derivate të Cr(III). Në një mjedis neutral, formohet hidroksidi i kromit (III), për shembull:

Në një mjedis acid, jonet Cr 3+ formohen:

Në derivatet alkaline të kompleksit anionik 3–:

Atomet neutrale, jonet jometalë të ngarkuar negativisht, jonet e metaleve të ngarkuar pozitivisht në një gjendje oksidimi më të ulët, jonet komplekse dhe molekulat që përmbajnë atome në një gjendje të ndërmjetme oksidimi, rryma elektrike në katodë, etj. mund të veprojnë si agjent reduktues.

Më poshtë keni informacione për disa nga më të zakonshmet restaurues, të cilat kanë një rëndësi të rëndësishme praktike.

Karboni. Karboni përdoret gjerësisht si një agjent reduktues në sintezat inorganike. Në këtë rast, dioksidi i karbonit ose monoksidi i karbonit (II) mund të formohen si produkte oksidimi. Kur reduktohen oksidet e metaleve, mund të formohen metale të lira dhe, më rrallë, karbide metalike.