Metoda elektronové rovnováhy a iontově-elektronická metoda (metoda poloviční reakce). TS (cenné instrukce) Jak vytvořit elektronickou chemickou rovnováhu

Iontově-elektronická metoda (metoda poloviční reakce)

Při skládání rovnic pro ORR proudění ve vodných roztocích je výhodné zvolit koeficienty metodou poloviční reakce.

Postup výběru koeficientů metodou poloviční reakce:

1. Zapište reakční schéma v molekulární a iontově molekulární formě a identifikujte ionty a molekuly, které mění oxidační stav.

2. Určete prostředí, ve kterém reakce probíhá (H + - kyselé; OH - - zásadité; H 2 O - neutrální)

3. Sestavte iontově-molekulární rovnici pro každou poloviční reakci a vyrovnejte počet atomů všech prvků.

Počet atomů kyslíku se vyrovnává pomocí molekul vody nebo OH - iontů.
Pokud mateřský ion nebo molekula obsahuje více atomů kyslíku než reakční produkt, pak

přebytečné atomy kyslíku v kyselém prostředí váže H+ ionty na molekuly vody
v neutrálním a alkalickém prostředí přebytečné atomy kyslíku jsou vázány molekulami vody do OH skupin -

Pokud původní iont nebo molekula obsahuje méně atomů kyslíku než reakční produkt, pak

· Nedostatek atomů kyslíku v kyselých a neutrálních roztocích je kompenzován molekulami vody

· v alkalických roztocích – vlivem OH – iontů.

4. Sestavte elektron-iontové rovnice pro poloviční reakce.

K tomu jsou elektrony přidány (nebo odečteny) na levou stranu každé poloviční reakce takovým způsobem, že celkový náboj na levé a pravé straně rovnic bude stejný. Výsledné rovnice vynásobíme nejmenšími faktory, abychom vyrovnali elektrony.

5. Shrňte výsledné rovnice elektron-iont. Redukujte podobné členy a získejte iontově-molekulární rovnici ORR

6. Na základě získané iontově-molekulární rovnice se sestaví molekulární rovnice.

Příklad :

1 . Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 →Na 2 SO 4 +MnSO 4 + K 2 SO 4 +H 2 O

2Na + +SO 3 2- +K + +MnO 4 - +2H + +SO 4 2- →2Na + +SO 4 2- +Mn 2+ +SO 4 2- +2K + +SO 4 2- +H 2 Ó

TAK 3 2- → TAK 4 2-

MnO 4 - → Mn 2+

2 . Kyselé prostředí – H+

3 .

Mn04- + 8H+ ->Mn2+ + 4H20

SO32- + H20 → SO42- + 2 H+

4 .

MnO 4 - + 8 H + + 5ē →Mn 2+ + 4 H 2 O│ X2

SO 3 2- + H 2 O - 2ē → SO 4 2- + 2 H + │ X5

5 .

2MnO4 - + 16 H + + 10ē →2Mn2+ + 8 H20

5SO 3 2- + 5H 2O - 10ē → 5SO 4 2- + 10 H +

2MnO 4 - + 16 H + + 5SO 3 2- + 5H 2O →2Mn 2+ + 8 H 2O + 5SO 4 2- + 10 H +

2MnO 4 - + 6 H+ + 5SO 3 2- →2Mn 2+ + 3 H20 + 5SO 4 2-

6 . 5Na 2 SO 3 +2 KMnO 4 +3H 2 SO 4 →5Na 2 SO 4 +2MnSO 4 +K 2 SO 4 +3H 2O

Připomínka!

*Restaurátoři*
Název redukčního činidla (oxidačního činidla)	Elektronická rovnice	Rovnice ion-elektron	Oxidační produkt ( zotavení)
Chrómový iont ) v alkalickém prostředí	Cr +3 - 3ē = Cr +6	Cr 3+ + 8OH - - 3ē = CrO 4 2- + 4H 2O	CrO 4 2-
Chrómový iont v kyselém prostředí	Cr +3 - 3ē = Cr +6	2Cr 3+ + 7H 2O - 6ē = Cr 2O 7 2- + 14 H +	Cr2O72-
Sirovodík	S -2 - 2ē = S 0	H2S - 20 = S + 2H+
Siřičitanový iont	S +4 - 2ē = S +6	SO 3 2- +H 2 O – 2ē = SO 4 2- + 2 H +	SO 4 2-
*Oxidační činidla*
Manganistanový iont v kyselém prostředí	Mn +7 + 5ē = Mn +2	Mn04 - + 8H + + 5ē = Mn2+ + 4H20	Mn 2+
Manganistanový iont v neutrálním prostředí	Mn +7 + 3ē = Mn +4	MnO 4 - + 2H 2 O + 3ē = MnO 2 + 4OH -	MnO2
Manganistanový iont v alkalickém prostředí	Mn +7 + ē = Mn +6	MnO 4 - + ē = MnO 4 2-	MnO 4 2-
Dichromátový iont	2Cr +6 + 6ē = 2Cr +3	Cr207 2- + 14H + + 6ē = 2Cr3+ + 7H20	Cr +3
Peroxid vodíku v kyselém prostředí	2O - + 2ē = 2O -2	H202 + 2H + + 2° = 2H20	H2O
Peroxid vodíku v neutrálním a alkalickém prostředí	2O - + 2ē = 2O -2	H202 + 2ē = 2 OH -	ACH-

Při této metodě se porovnávají oxidační stavy atomů ve výchozí a konečné látce, řídí se pravidlem: počet elektronů darovaných redukčním činidlem se musí rovnat počtu elektronů přidaných oxidačním činidlem. K vytvoření rovnice potřebujete znát vzorce reaktantů a reakčních produktů. Ty se stanovují buď experimentálně, nebo na základě známých vlastností prvků. Podívejme se na aplikaci této metody na příkladech.

Příklad 1. Sestavení rovnice pro reakci mědi s roztokem dusičnanu palladnatého. Zapišme si vzorce výchozích a konečných látek reakce a ukažme změny oxidačních stavů:

Měď tvořící iont mědi odevzdává dva elektrony, její oxidační stav se zvyšuje z 0 na +2. Měď je redukční činidlo. Iont palladia přidáním dvou elektronů změní oxidační stav z +2 na 0. Dusičnan palladnatý (II) je oxidační činidlo. Tyto změny lze vyjádřit elektronickými rovnicemi

z čehož vyplývá, že s redukčním činidlem a oxidačním činidlem jsou koeficienty rovny 1. Výsledná rovnice reakce je:

Cu + Pd(NO 3) 2 = Cu(NO 3) 2 + Pd

Jak vidíte, elektrony se v celkové reakční rovnici neobjevují.

Pro kontrolu správnosti rovnice spočítáme počet atomů každého prvku na jeho pravé a levé straně. Například na pravé straně je 6 atomů kyslíku, na levé je také 6 atomů; palladium 1 a 1; měď je také 1 a 1. To znamená, že rovnice je napsána správně.

Přepišme tuto rovnici do iontové podoby:

Cu + Pd 2+ + 2NO 3 - = Cu 2+ + 2NO 3 - + Pd

A po redukci identických iontů dostaneme

Cu + Pd 2+ = Cu 2+ + Pd

Příklad 2. Sestavení rovnice pro reakci oxidu manganatého s koncentrovanou kyselinou chlorovodíkovou (pomocí této reakce se v laboratoři získává chlor).

Zapišme si vzorce výchozích a konečných látek reakce:

НCl + МnО2 → Сl2 + MnСl2 + Н2О

Ukažme si změnu oxidačních stavů atomů před a po reakci:

Tato reakce je redoxní, protože se mění oxidační stavy atomů chloru a manganu. HCl je redukční činidlo, MnO 2 je oxidační činidlo. Skládáme elektronické rovnice:

a najděte koeficienty pro redukční činidlo a oxidační činidlo. Jsou rovny 2 a 1. Koeficient 2 (a ne 1) je nastaven, protože 2 atomy chloru s oxidačním stavem -1 odevzdávají 2 elektrony. Tento koeficient je již v elektronické rovnici:

2HCl + Mn02 -> Cl2 + MnCl2 + H20

Najdeme koeficienty pro ostatní reagující látky. Z elektronových rovnic je zřejmé, že na 2 mol HCl připadá 1 mol Mn O 2. Vezmeme-li však v úvahu, že k navázání výsledného dvojnásobně nabitého iontu manganu jsou potřeba další 2 moly kyseliny, měl by být před redukční činidlo umístěn koeficient 4. Potom se získají 2 moly vody. Konečná rovnice je

4НCl + МnО2 = Сl2 + MnСl2 + 2Н2О

Kontrola správnosti zápisu rovnice se může omezit na počítání počtu atomů jednoho prvku, například chloru: na levé straně jsou 4 a na pravé straně 2 + 2 = 4.

Protože metoda elektronové rovnováhy zobrazuje reakční rovnice v molekulární formě, po sestavení a ověření by měly být zapsány v iontové formě.

Přepišme sestavenou rovnici do iontové podoby:

4H+ + 4Cl - + Mn02 = Cl2 + Mn2 + + 2Cl - + 2H20

a po zrušení identických iontů na obou stranách rovnice dostaneme

4H+ + 2Cl - + Mn02 = Cl2 + Mn2+ + 2H20

Příklad 3 Sestavení reakční rovnice pro interakci sirovodíku s okyseleným roztokem manganistanu draselného.

Napišme reakční schéma - vzorce výchozích a výsledných látek:

H 2 S + KMnO 4 + H 2 S O 4 → S + MnS O 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Potom ukážeme změnu oxidačních stavů atomů před a po reakci:

Mění se oxidační stavy atomů síry a manganu (H 2 S je redukční činidlo, KMn O 4 je oxidační činidlo). Skládáme elektronické rovnice, tzn. Zobrazujeme procesy ztráty a zisku elektronů:

A nakonec najdeme koeficienty pro oxidační činidlo a redukční činidlo a poté pro ostatní reaktanty. Z elektronových rovnic je zřejmé, že potřebujeme vzít 5 mol H 2 S a 2 mol KMn O 4, pak dostaneme 5 mol atomů S a 2 mol MnSO 4. Navíc ze srovnání atomů na levé a pravé straně rovnice zjistíme, že vzniká také 1 mol K 2 S O 4 a 8 mol vody. Výsledná reakční rovnice bude

5H2S + 2KMnO4 + ZN2S04 = 5S + 2MnS04 + K2S04 + 8H20

Správnost zápisu rovnice se potvrdí spočítáním atomů jednoho prvku, například kyslíku; na levé straně jsou 2 z nich. 4 + 3. 4 = 20 a na pravé straně 2. 4 + 4 + 8 = 20.

Rovnici přepíšeme do iontové podoby:

5H2S + 2MnO4 - + 6H+ = 5S + 2Mn2+ + 8H20

Je známo, že správně napsaná reakční rovnice je vyjádřením zákona zachování hmotnosti látek. Proto musí být počet stejných atomů ve výchozích materiálech a reakčních produktech stejný. Poplatky musí být také ušetřeny. Součet nábojů výchozích látek se musí vždy rovnat součtu nábojů reakčních produktů.

Zvažte níže uvedená schémata reakčních rovnic. Jaký je jejich významný rozdíl? Změnily se při těchto reakcích oxidační stavy prvků?

V první rovnici se oxidační stavy prvků nezměnily, ale ve druhé se změnily - u mědi a železa.

Druhá reakce je redoxní reakce.

Reakce, jejichž výsledkem jsou změny oxidačních stavů prvků, které tvoří reaktanty a reakční produkty, se nazývají oxidačně-redukční reakce (ORR).

SESTAVENÍ ROVNIC PRO REDOXNÍ REAKCE.

Existují dvě metody pro skládání redoxních reakcí - metoda elektronové rovnováhy a metoda poloviční reakce. Zde se podíváme na metodu elektronické váhy.
Při této metodě se porovnávají oxidační stavy atomů ve výchozích látkách a v reakčních produktech a řídíme se pravidlem: počet elektronů darovaných redukčním činidlem se musí rovnat počtu elektronů získaných oxidačním činidlem.
K vytvoření rovnice potřebujete znát vzorce reaktantů a reakčních produktů. Podívejme se na tuto metodu na příkladu.

Uspořádejte koeficienty v reakci, jejíž schéma je:

HCl + Mn02 = Cl2 + MnCl2 + H20

Algoritmus pro nastavení koeficientů

1. Označujeme oxidační stavy chemických prvků.

Zdůrazněny jsou chemické prvky, u kterých došlo ke změně oxidačních stavů.

2. Sestavíme elektronické rovnice, ve kterých uvedeme počet daných a přijatých elektronů.

Za svislou čáru uvedeme počet elektronů přenesených během oxidačních a redukčních procesů. Najděte nejmenší společný násobek (zobrazený v červeném kroužku). Toto číslo vydělíme počtem přemístěných elektronů a dostaneme koeficienty (zobrazené v modrém kroužku). To znamená, že před manganem bude koeficient -1, který nepíšeme, a před Cl 2 bude také -1.
Před HCl nedáváme faktor 2, ale počítáme počet atomů chloru v reakčních produktech. Je roven - 4. Proto před HCl dáme - 4, vyrovnáme počet atomů vodíku a kyslíku vpravo, přičemž před H 2 O dáme koeficient - 2. Výsledkem je chemická rovnice:

Podívejme se na složitější rovnici:

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

Uspořádáme oxidační stavy chemických prvků:

Elektronické rovnice budou mít následující podobu

Před síru s oxidačním stavem -2 a 0 dáme koeficient 5, před sloučeniny manganu -2 vyrovnáme počet atomů ostatních chemických prvků a získáme výslednou reakční rovnici

Základní principy teorie redoxních reakcí

1. Oxidace volal proces ztráty elektronů atomem, molekulou nebo iontem.

Například :

Al – 3e - = Al 3+

Fe 2+ - e - = Fe 3+

H2-2e- = 2H+

2Cl-2e- = Cl2

Během oxidace se oxidační stav zvyšuje.

2. Zotavení volal proces získávání elektronů atomem, molekulou nebo iontem.

Například:

S + 2е - = S 2-

S l 2 + 2е- = 2Сl -

Fe 3+ + e - = Fe 2+

Při redukci se oxidační stav snižuje.

3. Nazývají se atomy, molekuly nebo ionty, které darují elektrony restaurátoři . Během reakceoxidují.

Nazývají se atomy, molekuly nebo ionty, které získávají elektrony oxidační činidla . Během reakcezotavují se.

Protože atomy, molekuly a ionty jsou součástí určitých látek, nazývají se tyto látky podle toho restaurátoři nebo oxidační činidla.

4. Redoxní reakce představují jednotu dvou protichůdných procesů – oxidace a redukce.

Počet elektronů odevzdaných redukčním činidlem se rovná počtu elektronů získaných oxidačním činidlem.

CVIČENÍ

Simulátor č. 1 Oxidačně-redukční reakce

Simulátor č. 2 Metoda elektronické váhy

Simulátor č. 3 Test „Oxidačně-redukční reakce“

ZADÁVACÍ ÚKOLY

Č.1. Určete oxidační stav atomů chemických prvků pomocí vzorců jejich sloučenin: H 2 S, O 2, NH 3, HNO 3, Fe, K 2 Cr 2 O 7

č. 2 Určete, co se stane s oxidačním stavem síry během následujících přechodů:

A) H2S → SO2 → SO3

B ) SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3

Jaký závěr lze vyvodit po dokončení druhého genetického řetězce?

Do jakých skupin lze zařadit chemické reakce na základě změn oxidačního stavu atomů chemických prvků?

č. 3. Uspořádejte koeficienty v CHR pomocí metody elektronické rovnováhy, uveďte procesy oxidace (redukce), oxidační činidlo (redukční činidlo); napište reakce v úplné a iontové formě:

A) Zn + HCl = H2 + ZnCl2

B) Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

č. 4. Dané diagramy reakčních rovnic:
СuS + HNO 3 (zředěný ) = Cu(N03)2 + S + NO + H20

K + H20 = KOH + H2
Uspořádejte koeficienty v reakcích metodou elektronické váhy.
Uveďte látku - oxidační činidlo a látku - redukční činidlo.

Specifickým rysem mnoha OVR je, že při sestavování jejich rovnic je výběr koeficientů obtížný. Pro usnadnění výběru koeficientů nejčastěji používají metoda elektronové rovnováhy a metoda iont-elektron (metoda poloviční reakce). Podívejme se na použití každé z těchto metod s příklady.

Metoda elektronické váhy

Je to založeno na další pravidlo: celkový počet elektronů odevzdaných redukujícími atomy musí odpovídat celkovému počtu elektronů přijatých oxidujícími atomy.

Jako příklad sestavení ORR uvažujme proces interakce siřičitanu sodného s manganistanem draselným v kyselém prostředí.

Nejprve musíte sestavit reakční schéma: zapište látky na začátku a na konci reakce s přihlédnutím k tomu, že v kyselém prostředí se MnO 4 - redukuje na Mn 2+ ():

Dále určíme, která ze spojení jsou; Najdeme jejich oxidační stav na začátku a na konci reakce:

Na 2 S +4 O 3 + KMn +7 O 4 + H 2 SO 4 = Na 2 S +6 O 4 + Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Z výše uvedeného diagramu je zřejmé, že během reakce se oxidační stav síry zvyšuje z +4 na +6, takže S +4 daruje 2 elektrony a je redukční činidlo. Oxidační stav manganu se snížil z +7 na +2, tzn. Mn+7 přijímá 5 elektronů a je oxidační činidlo.

Sestavme elektronické rovnice a najdeme koeficienty oxidačního činidla a redukčního činidla.

S +4 – 2e – = S +6 ¦ 5

Mn +7 +5e - = Mn +2 ¦ 2

Aby se počet elektronů darovaných redukčním činidlem rovnal počtu elektronů přijatých redukčním činidlem, je nutné:

Počet elektronů darovaných redukčním činidlem je dán jako koeficient před oxidační činidlo.
Počet elektronů přijatých oxidačním činidlem je dán jako koeficient před redukční činidlo.

5 elektronů přijatých oxidačním činidlem Mn +7 se tedy umístí jako koeficient před redukční činidlo a 2 elektrony odevzdané redukčním činidlem S +4 jako koeficient před oxidační činidlo:

5Na 2 S +4 O 3 + 2KMn +7 O 4 + H 2 SO 4 = 5Na 2 S +6 O 4 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Dále musíme vyrovnat počet atomů prvků, které nemění oxidační stav, v následujícím pořadí: počet atomů kovu, zbytky kyselin, počet molekul prostředí (kyseliny nebo zásady). Nakonec spočítejte počet vytvořených molekul vody.

Takže v našem případě je počet atomů kovu na pravé a levé straně stejný.

Pomocí počtu zbytků kyselin na pravé straně rovnice najdeme koeficient pro kyselinu.

V důsledku reakce vzniká 8 kyselých zbytků SO 4 2-, z nichž 5 vzniká přeměnou 5SO 3 2- → 5SO 4 2- a 3 molekulami kyseliny sírové 8SO 4 2- - 5SO 4 2- = 3S042-.

Takže musíte vzít 3 molekuly kyseliny sírové:

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

Podobně zjistíme koeficient pro vodu z počtu vodíkových iontů v daném množství kyseliny

6H++30-2 = 3H20

Konečný tvar rovnice je:

Znakem, že koeficienty jsou umístěny správně, je stejný počet atomů každého prvku na obou stranách rovnice.

Ionto-elektronická metoda (metoda poloviční reakce)

Oxidačně-redukční reakce, stejně jako výměnné reakce, v roztocích elektrolytů probíhají za účasti iontů. Proto iontově-molekulární rovnice ORR jasněji odrážejí podstatu oxidačně-redukčních reakcí. Při psaní iontově-molekulárních rovnic se silné elektrolyty zapisují jako a slabé elektrolyty, sraženiny a plyny se zapisují jako molekuly (v nedisociované formě). V iontovém schématu částice, které procházejí změnami v jejich oxidační stavy, stejně jako částice charakterizující prostředí: H + - kyselé prostředí ACH - - alkalické prostředí a H20 – neutrální prostředí.

Uvažujme příklad sestavení reakční rovnice mezi siřičitan sodný a manganistan draselný v kyselém prostředí.

Nejprve musíte sestavit reakční diagram: zapište látky na začátku a na konci reakce:

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Zapišme rovnici v iontové podobě, redukující ty ionty, které se neúčastní oxidačně-redukčního procesu:

SO 3 2- + MnO 4 - + 2H + = Mn 2+ + SO 4 2- + H 2O

Dále určíme oxidační činidlo a redukční činidlo a sestavíme poloviční reakce redukčních a oxidačních procesů.

Ve výše uvedené reakci oxidační činidlo - MnO 4- přijímá 5 elektronů a v kyselém prostředí se redukuje na Mn 2+. V tomto případě se uvolňuje kyslík, který je součástí MnO 4 -, který ve spojení s H + tvoří vodu:

Mn04 - + 8H + + 5e - = Mn2+ + 4H20

Redukční činidlo SO 3 2-- oxiduje na SO 4 2-, přičemž odevzdává 2 elektrony. Jak vidíte, výsledný ion SO 4 2- obsahuje více kyslíku než původní SO 3 2-. Nedostatek kyslíku je doplněn molekulami vody a v důsledku toho se uvolňuje 2H +:

SO 3 2- + H20 - 2e - = SO 4 2- + 2H +

Zjištění koeficientu pro oxidační činidlo a redukční činidlo s přihlédnutím k tomu, že oxidační činidlo přidává tolik elektronů, kolik jich redukční činidlo odevzdá v oxidačně-redukčním procesu:

Mn04 - + 8H + + 5e - = Mn2+ + 4H20 ¦2 oxidační činidlo, redukční proces

SO 3 2- + H 2O - 2e - = SO 4 2- + 2H + ¦5 redukční činidlo, oxidační proces

Pak je potřeba sečíst obě poloviční reakce, před vynásobením nalezenými koeficienty získáme:

2Mn04- + 16H+ + 5SO32- + 5H20 = 2Mn2+ + 8H20 + 5SO42- + 10H+

Redukcí podobných členů najdeme iontovou rovnici:

2Mn04 - + 5SO 3 2- + 6H + = 2Mn 2+ + 5SO 4 2- + 3H20

Zapišme si molekulární rovnici, který má následující podobu:

5Na2S03 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5Na2S04 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H20

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 O = Na 2 SO 4 + MnO 2 + KOH

V iontová forma rovnice má tvar:

SO 3 2- + MnO 4 — + H 2 O = MnO 2 + SO 4 2- + OH —

Rovněž jako v předchozím příkladu je oxidačním činidlem Mn04- a redukčním činidlem je S032-.

V neutrálním a mírně alkalickém prostředí MnO 4 - přijímá 3 elektrony a redukuje se na MnO 2. SO 3 2- - oxiduje na SO 4 2-, přičemž odevzdává 2 elektrony.

Poloviční reakce mít následující tvar:

MnO 4 - + 2H 2 O + 3e - = MnO 2 + 4OH - ¦2 oxidační činidlo, redukční proces

SO 3 2- + 2OH - - 2e - = SO 4 2- + H 2 O ¦3 redukční činidlo, oxidační proces

Napišme iontové a molekulární rovnice s ohledem na koeficienty oxidačního činidla a redukčního činidla:

3SO 3 2- + 2MnO 4 — + H 2 O = 2 MnO 2 + 3SO 4 2- + 2OH —

3Na2S03 + 2KMnO4 + H20 = 2MnO2 + 3Na2S04 + 2KOH

A dalším příkladem je sestavení reakční rovnice mezi nimi siřičitan sodný a manganistan draselný v alkalickém prostředí.

Na 2 SO 3 + KMnO 4 + KOH = Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O

V iontová forma rovnice má tvar:

SO 3 2- + MnO 4 - + OH - = MnO 2 + SO 4 2- + H 2 O

V alkalickém prostředí oxidační činidlo MnO 4 - přijímá 1 elektron a redukuje se na MnO 4 2-. Redukční činidlo SO 3 2- se oxiduje na SO 4 2-, přičemž se uvolní 2 elektrony.

Poloviční reakce mít následující tvar:

Mn04- + e- = Mn02¦2 oxidační činidlo, redukční proces

SO 3 2- + 2OH — — 2e — = SO 4 2- + H 2 O ¦1 redukční činidlo, oxidační proces

Pojďme napsat iontové a molekulární rovnice s přihlédnutím ke koeficientům oxidačního činidla a redukčního činidla:

SO 3 2- + 2MnO 4 — + 2OH — = 2MnО 4 2- + SO 4 2- + H 2O

Na2S03 + 2KMnO4 + H20 = 2K2MnO4 + 3Na2S04 + 2KOH

Je třeba poznamenat, že spontánní ORR nemusí vždy nastat v přítomnosti oxidačního činidla a redukčního činidla. Proto se pro kvantitativní charakterizaci síly oxidačního činidla a redukčního činidla a pro určení směru reakce používají hodnoty redoxních potenciálů.

Kategorie ,

Tato metoda je založena na myšlence oxidačního stavu atomu v látce. Oxidační stav je podmíněný náboj atomu, zjištěný za předpokladu, že všechny vazby v látce jsou čistě iontové. Oxidační stav je označen arabskou číslicí se znaménkem (+) nebo (-).

1. Napište reakční diagram. Reakční schéma je konvenční chemický výraz, ve kterém jsou výchozí materiály uvedeny vlevo a známé reakční produkty jsou uvedeny vpravo. Mezi pravou a levou částí diagramu je umístěn znak „šipka“. Schéma může být úplné (jsou známy všechny produkty) nebo neúplné (známé jsou pouze některé produkty). Metoda elektronické rovnováhy umožňuje pracovat pouze s kompletními obvody. Jediná látka, která nesmí být v diagramu zahrnuta, je voda.

Příklad: Cu + HNO 3 ® Cu(NO 3) 2 + NO +. . . .

(elipsa znamená, že voda se může objevit na pravé a levé straně konečné rovnice).

2. Umístěte oxidační stavy nad každý atom v diagramu:

3. Najděte atomy, které změnily svůj oxidační stav. Vytvořte pro ně elektronické přechodové rovnice:

Cuo + H + 1 N + 5 O ® Cu +2 (N + 5 O) 2 + N + 2 O -2 +. . . .

Cu 0 - 2 = Cu +2,

N+5+3 = N+2.

4. Proveďte elektronické váhy (vyberte koeficienty, kterými potřebujete vynásobit rovnice elektronových přechodů tak, aby se počet elektronů opouštějících redukční činidla rovnal počtu elektronů přijatých oxidačním činidlem).

Cu 0-2 = Cu +2 3

N + 5 + 3 = N + 2 2

Z elektronové váhy vyplývá, že na levé straně výsledné rovnice by na každé 3 atomy redukčního činidla (Cu +2) měly být 2 atomy oxidačního činidla (N +5). Na pravé straně budoucí rovnice by měly být 2 atomy N +2 na 3 atomy Cu +2.

5. V reakčním schématu uveďte první koeficienty do souladu s elektronickými váhami (pokud je to možné!).

3Cu + HNO3® 3Cu(NO3)2 + 2NO+. . . .

Upozornění: ze čtyř teoreticky možných koeficientů jsou uvedeny pouze tři. Koeficient před kyselinou dusičnou je stále neznámý, protože N +5 se chová komplexně: na jedné straně se účastní ORR (to je zohledněno v elektronické váze) a na druhé straně přechází beze změn na dusičnan měďnatý (Cu(NO 3) 2) (v elektronické váze se to nebere v úvahu, t .protože v tomto případě se stupeň oxidace dusíku nemění).

6. Vyrovnejte pro všechny atomy kromě vodíku a kyslíku. V tomto případě jsou svévolné změny koeficientů získaných z elektronické váhy nepřijatelné.

3Cu + 8 HNO 3® 3Cu(NO 3) 2 + 2NO+. . . .

7. Vyrovnejte na vodík. To se děje jediným způsobem: přidáním příslušného počtu molekul vody do části okruhu, kde chybí vodík. V tomto příkladu je 8 atomů vodíku vlevo a nula vpravo. Molekula H2O obsahuje 2 atomy vodíku:

3Cu + 8HN03® 3Cu(N03)2 + 2NO + 4H20.

8. Výsledným výrazem by měla být rovnice ORR, pokud dříve nedošlo k chybě. Je nutné zkontrolovat tuto rovnici pro kyslík. Pokud je počet atomů kyslíku vpravo a vlevo stejný, místo „šipky“ dáme znaménko „rovná se“ (toto je rovnice). Pokud nesouhlasí s kyslíkem, pak by se měla úprava opakovat od bodu 1.

Konečná rovnice:

3Cu + 8HN03 = 3Cu(N03)2 + 2NO + 4H20.