Metóda elektrónovej rovnováhy a iónovo-elektronická metóda (metóda polovičnej reakcie). TS (cenné inštrukcie) Ako vytvoriť elektronickú chemickú bilanciu

Iónová elektronická metóda (metóda polovičnej reakcie)

Pri skladaní rovníc pre ORR prúdenie vo vodných roztokoch je výhodné zvoliť koeficienty metódou polovičnej reakcie.

Postup výberu koeficientov metódou polovičnej reakcie:

1. Napíšte reakčnú schému v molekulárnej a iónovo-molekulárnej forme a identifikujte ióny a molekuly, ktoré menia oxidačný stav.

2. Určite prostredie, v ktorom prebieha reakcia (H + - kyslé; OH - - zásadité; H 2 O - neutrálne)

3. Zostavte iónovo-molekulárnu rovnicu pre každú polovičnú reakciu a vyrovnajte počet atómov všetkých prvkov.

1. Počet atómov kyslíka sa vyrovnáva pomocou molekúl vody alebo OH - iónov.
2. Ak materský ión alebo molekula obsahuje viac atómov kyslíka ako reakčný produkt, potom

• nadbytočných atómov kyslíka v kyslom prostredí viaže H+ iónmi na molekuly vody
• v neutrálnom a zásaditom prostredí prebytočné atómy kyslíka sú viazané molekulami vody do OH skupín -
  

1. Ak pôvodný ión alebo molekula obsahuje menej atómov kyslíka ako reakčný produkt, potom

· Nedostatok atómov kyslíka v kyslých a neutrálnych roztokoch je kompenzovaný molekulami vody

· v alkalických roztokoch - v dôsledku OH - iónov.

4. Zostavte elektrón-iónové rovnice pre polovičné reakcie.

Na tento účel sa elektróny pridávajú (alebo odčítajú) na ľavú stranu každej polovičnej reakcie takým spôsobom, že celkový náboj na ľavej a pravej strane rovníc bude rovnaký. Výsledné rovnice vynásobíme najmenšími faktormi, aby sa elektróny vyrovnali.

5. Zhrňte výsledné rovnice elektrón-ión. Redukujte podobné členy a získajte iónovo-molekulárnu rovnicu ORR

6. Na základe získanej iónovo-molekulárnej rovnice sa zostaví molekulová rovnica.

Príklad :

1 . Na2S03 +KMnO4 +H2S04 →Na2S04 +MnSO4 +K2S04 +H20

2Na + +SO3 2- +K + +MnO4 - +2H + +SO4 2- →2Na + +SO4 2- +Mn2+ +SO42- +2K + +SO42- +H2 O

SO 3 2- → SO 4 2-

MnO 4 - → Mn 2+

2 . Kyslé prostredie – H+

3 .

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

SO32- + H20 -> SO42- + 2 H+

4 .

Mn04 - + 8 H + + 5ē →Mn2+ + 4 H20│ 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- + 5H20 - 10Ó → 5SO 4 2- + 10 H +

2Mn04- + 16 H+ + 5SO 3 2- + 5H20 →2Mn2+ + 8 H20 + 5SO4 2- + 10 H+

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

6 . 5Na2S03+2KMnO4+3H2S04 →5Na2S04+2MnSO4+K2S04+3H20

Pripomienka!

Reštaurátori
Názov redukčného činidla (oxidačného činidla)	Elektronická rovnica	Rovnica ión-elektrón	Oxidačný produkt ( zotavenie)
Chrómový (III) ión ) v alkalickom prostredí	Cr +3 - 3ē = Cr +6	Cr3+ + 8OH - - 3ē = CrO42- + 4H20	CrO 4 2-
Chrómový ión v kyslom prostredí	Cr +3 - 3ē = Cr +6	2Cr3+ + 7H20 - 6ē = Cr207 2- + 14 H +	Cr2O72-
Sírovodík	S -2 - 2ē = S 0	H2S - 20 = S + 2H+
Siričitanový ión	S +4 - 2ē = S +6	SO32- +H20 – 2ē = SO42- + 2 H +	SO 4 2-
Oxidačné činidlá
Manganistanový ión v kyslom prostredí	Mn +7 + 5ē = Mn +2	Mn04 - + 8H + + 5ē = Mn2+ + 4H20	Mn 2+
Manganistanový ión v neutrálnom prostredí	Mn +7 + 3ē = Mn +4	Mn04 - + 2H20 + 3ē = Mn02 + 4OH -	MnO2
Manganistanový ión v alkalickom prostredí	Mn +7 + ē = Mn +6	MnO 4 - + ē = MnO 4 2-	MnO 4 2-
Dichromátový ión	2Cr +6 + 6ē = 2Cr +3	Cr207 2- + 14H++ 6ē = 2Cr3+ + 7H20	Cr +3
Peroxid vodíka v kyslom prostredí	20 - + 2ē = 20 -2	H202 + 2H+ + 20 = 2H20	H2O
Peroxid vodíka v neutrálnom a alkalickom médiu	20 - + 2ē = 20 -2	H202 + 2ē = 2 OH -	och-

Pri tejto metóde sa porovnávajú oxidačné stavy atómov vo východiskových a konečných látkach, pričom sa riadia pravidlom: počet elektrónov darovaných redukčným činidlom sa musí rovnať počtu elektrónov pridaných oxidačným činidlom. Na vytvorenie rovnice potrebujete poznať vzorce reaktantov a reakčných produktov. Tie sa stanovujú buď experimentálne alebo na základe známych vlastností prvkov. Pozrime sa na aplikáciu tejto metódy pomocou príkladov.

Príklad 1 Zostavenie rovnice pre reakciu medi s roztokom dusičnanu paladnatého. Zapíšme si vzorce počiatočných a konečných látok reakcie a ukážme zmeny oxidačných stavov:

Meď, ktorá tvorí ión medi, odovzdáva dva elektróny, jej oxidačný stav sa zvyšuje z 0 na +2. Meď je redukčné činidlo. Paládiový ión pridaním dvoch elektrónov zmení oxidačný stav z +2 na 0. Dusičnan paládnatý (II) je oxidačné činidlo. Tieto zmeny môžu byť vyjadrené elektronickými rovnicami

z čoho vyplýva, že s redukčným činidlom a oxidačným činidlom sú koeficienty rovné 1. Výsledná rovnica reakcie je:

Cu + Pd(N03)2 = Cu(N03)2 + Pd

Ako vidíte, elektróny sa neobjavujú v celkovej reakčnej rovnici.

Aby sme skontrolovali správnosť rovnice, spočítame počet atómov každého prvku na jeho pravej a ľavej strane. Napríklad na pravej strane je 6 atómov kyslíka, na ľavej strane je tiež 6 atómov; paládium 1 a 1; meď je tiež 1 a 1. To znamená, že rovnica je napísaná správne.

Prepíšme túto rovnicu do iónovej formy:

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

A po redukcii identických iónov dostaneme

Cu + Pd2+ = Cu2+ + Pd

Príklad 2. Zostavenie rovnice pre reakciu oxidu mangánu (IV) s koncentrovanou kyselinou chlorovodíkovou (chlór sa získava pomocou tejto reakcie v laboratóriu).

Zapíšme si vzorce východiskových a konečných látok reakcie:

НCl + МnО2 → Сl2 + MnСl2 + Н2О

Ukážme zmenu oxidačných stavov atómov pred a po reakcii:

Táto reakcia je redoxná, pretože oxidačné stavy atómov chlóru a mangánu sa menia. HCl je redukčné činidlo, MnO2 je oxidačné činidlo. Zostavujeme elektronické rovnice:

a nájdite koeficienty pre redukčné činidlo a oxidačné činidlo. Sú rovné 2 a 1. Koeficient 2 (a nie 1) je nastavený, pretože 2 atómy chlóru s oxidačným stavom -1 odovzdajú 2 elektróny. Tento koeficient je už v elektronickej rovnici:

2HCl + Mn02 -> Cl2 + MnCl2 + H20

Pre ostatné reagujúce látky nájdeme koeficienty. Z elektrónových rovníc je zrejmé, že na 2 mol HCl pripadá 1 mol Mn O2. Ak však vezmeme do úvahy, že na naviazanie výsledného dvojnásobne nabitého iónu mangánu sú potrebné ďalšie 2 móly kyseliny, mal by sa pred redukčné činidlo umiestniť koeficient 4. Potom sa získajú 2 móly vody. Konečná rovnica je

4НCl + МnО2 = Сl2 + MnСl2 + 2Н2О

Kontrola správnosti zápisu rovnice sa môže obmedziť na počítanie počtu atómov jedného prvku, napríklad chlóru: na ľavej strane sú 4 a na pravej strane 2 + 2 = 4.

Keďže metóda elektrónovej rovnováhy zobrazuje reakčné rovnice v molekulárnej forme, po kompilácii a overení by mali byť napísané v iónovej forme.

Prepíšme zostavenú rovnicu do iónovej podoby:

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

a po zrušení identických iónov na oboch stranách rovnice dostaneme

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

Príklad 3 Zostavenie reakčnej rovnice pre interakciu sírovodíka s okysleným roztokom manganistanu draselného.

Napíšme reakčnú schému - vzorce východiskových a výsledných látok:

H2S + KMnO4 + H2S04 → S + MnS04 + K2SO4 + H20

Potom ukážeme zmenu oxidačných stavov atómov pred a po reakcii:

Menia sa oxidačné stavy atómov síry a mangánu (H 2 S je redukčné činidlo, KMn O 4 je oxidačné činidlo). Skladáme elektronické rovnice, t.j. Zobrazujeme procesy straty a zisku elektrónov:

A nakoniec nájdeme koeficienty pre oxidačné činidlo a redukčné činidlo a potom pre ostatné reaktanty. Z elektrónových rovníc je zrejmé, že potrebujeme vziať 5 mol H 2 S a 2 mol KMn O 4, potom dostaneme 5 mol S atómov a 2 mol MnSO 4. Navyše z porovnania atómov na ľavej a pravej strane rovnice zistíme, že vzniká aj 1 mol K 2 S O 4 a 8 mol vody. Výsledná reakčná rovnica bude

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

Správnosť zápisu rovnice sa potvrdí spočítaním atómov jedného prvku, napríklad kyslíka; na ľavej strane sú 2 z nich. 4 + 3. 4 = 20 a na pravej strane 2. 4 + 4 + 8 = 20.

Rovnicu prepíšeme do iónovej podoby:

5H2S + 2Mn04 - + 6H+ = 5S + 2Mn2+ + 8H20

Je známe, že správne napísaná reakčná rovnica je vyjadrením zákona o zachovaní hmotnosti látok. Preto musí byť počet rovnakých atómov vo východiskových materiáloch a reakčných produktoch rovnaký. Poplatky sa musia tiež šetriť. Súčet nábojov východiskových látok sa musí vždy rovnať súčtu nábojov reakčných produktov.

Zvážte schémy reakčných rovníc nižšie. Aký je ich významný rozdiel? Zmenili sa pri týchto reakciách oxidačné stavy prvkov?

V prvej rovnici sa oxidačné stavy prvkov nezmenili, ale v druhej sa zmenili - pre meď a železo.

Druhá reakcia je redoxná reakcia.

Reakcie, ktorých výsledkom sú zmeny oxidačných stavov prvkov, ktoré tvoria reaktanty a reakčné produkty, sa nazývajú oxidačno-redukčné reakcie (ORR).

ZOSTAVENIE ROVNÍC PRE REDOXNÉ REAKCIE.

Existujú dva spôsoby skladania redoxných reakcií – metóda elektrónovej rovnováhy a metóda polovičnej reakcie. Tu sa pozrieme na metódu elektronickej váhy.
Pri tejto metóde sa porovnávajú oxidačné stavy atómov vo východiskových látkach a v produktoch reakcie a riadime sa pravidlom: počet elektrónov darovaných redukčným činidlom sa musí rovnať počtu elektrónov získaných oxidačným činidlom.
Na vytvorenie rovnice potrebujete poznať vzorce reaktantov a reakčných produktov. Pozrime sa na túto metódu na príklade.

Usporiadajte koeficienty v reakcii, ktorej schéma je: HCl + Mn02 = Cl2 + MnCl2 + H20

Algoritmus na nastavenie koeficientov

1. Označujeme oxidačné stavy chemických prvkov. Zdôrazňujú sa chemické prvky, v ktorých sa zmenili oxidačné stavy.

2. Zostavíme elektrónové rovnice, v ktorých uvedieme počet daných a prijatých elektrónov. Za zvislú čiaru umiestnime počet elektrónov prenesených počas oxidačných a redukčných procesov. Nájdite najmenší spoločný násobok (zobrazený v červenom kruhu). Toto číslo vydelíme počtom presunutých elektrónov a získame koeficienty (zobrazené v modrom kruhu). To znamená, že pred mangánom bude koeficient -1, ktorý nepíšeme a pred Cl 2 bude tiež -1. Pred HCl nedávame faktor 2, ale spočítame počet atómov chlóru v produktoch reakcie. Rovná sa - 4. Preto pred HCl dáme - 4, vyrovnáme počet atómov vodíka a kyslíka vpravo, pričom pred H 2 O dáme koeficient - 2. Výsledkom je chemická rovnica:

Zoberme si zložitejšiu rovnicu:

H2S + KMnO4 + H2S04 = S + MnSO4 + K2S04 + H20

Usporiadame oxidačné stavy chemických prvkov:

Elektronické rovnice budú mať nasledujúci tvar Pred síru s oxidačnými stavmi -2 a 0 dáme koeficient 5, pred zlúčeniny mangánu -2 vyrovnáme počet atómov ostatných chemických prvkov a získame výslednú reakčnú rovnicu

Základné princípy teórie redoxných reakcií

1. Oxidácia volal proces straty elektrónov atómom, molekulou alebo iónom.

Napríklad :

Al – 3e - = Al 3+

Fe2+ ​​- e- = Fe3+

H2-2e- = 2H+

2Cl-2e- = Cl2

Počas oxidácie sa oxidačný stav zvyšuje.

2. zotavenie volal proces získavania elektrónov atómom, molekulou alebo iónom.

Napríklad:

S + 2е - = S 2-

S l 2 + 2е- = 2Сl -

Fe3+ + e- = Fe2+

Počas redukcie sa oxidačný stav znižuje.

3. Atómy, molekuly alebo ióny, ktoré darujú elektróny, sa nazývajú reštaurátorov . Počas reakcieoxidujú.

Atómy, molekuly alebo ióny, ktoré získavajú elektróny, sa nazývajú oxidačné činidlá . Počas reakciezotavujú sa.

Keďže atómy, molekuly a ióny sú súčasťou určitých látok, tieto látky sa nazývajú podľa toho reštaurátorov alebo oxidačné činidlá.

4. Redoxné reakcie predstavujú spojenie dvoch protichodných procesov – oxidácie a redukcie.

Počet elektrónov odovzdaných redukčným činidlom sa rovná počtu elektrónov získaných oxidačným činidlom.

CVIČENIA

Simulátor č. 1 Oxidačno-redukčné reakcie

Simulátor č. 2 Metóda elektronickej váhy

Simulátor č. 3 Test „Oxidačno-redukčné reakcie“

ZADÁVACIE ÚLOHY

č. 1. Určte oxidačný stav atómov chemických prvkov pomocou vzorcov ich zlúčenín: H 2 S, O 2, NH 3, HNO 3, Fe, K 2 Cr 2 O 7

č. 2. Zistite, čo sa stane s oxidačným stavom síry počas nasledujúcich prechodov:

A) H2S → SO2 → SO3

B ) SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3

Aký záver možno vyvodiť po dokončení druhého genetického reťazca?

Do akých skupín možno zaradiť chemické reakcie na základe zmien oxidačného stavu atómov chemických prvkov?

č. 3. Usporiadajte koeficienty v CHR pomocou metódy elektronickej rovnováhy, uveďte procesy oxidácie (redukcie), oxidačné činidlo (redukčné činidlo); napíšte reakcie v kompletnej a iónovej forme:

A) Zn + HCl = H2 + ZnCl2

B) Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

č. 4. Dané schémy reakčných rovníc:
СuS + HNO 3 (zriedený ) = Cu(N03)2 + S + NO + H20

K + H20 = KOH + H2
Usporiadajte koeficienty v reakciách pomocou metódy elektronickej rovnováhy.
Uveďte látku - oxidačné činidlo a látku - redukčné činidlo.

Špecifikom mnohých OVR je, že pri zostavovaní ich rovníc je výber koeficientov náročný. Na uľahčenie výberu koeficientov najčastejšie používajú metóda elektrónovej rovnováhy a metóda ión-elektrón (metóda polovičnej reakcie). Pozrime sa na použitie každej z týchto metód s príkladmi.

Metóda elektronickej váhy

Je založená na ďalšie pravidlo: celkový počet elektrónov odovzdaných redukujúcimi atómami sa musí zhodovať s celkovým počtom elektrónov prijatých oxidačnými atómami.

Ako príklad zostavenia ORR uvažujme proces interakcie siričitanu sodného s manganistanom draselným v kyslom prostredí.

1. Najprv musíte zostaviť reakčný diagram: zapíšte látky na začiatku a na konci reakcie, berúc do úvahy, že v kyslom prostredí sa MnO 4 - redukuje na Mn 2+ ():

1. Ďalej určíme, ktoré zo spojení sú; Nájdite ich oxidačný stav na začiatku a na konci reakcie:

Na2S +403 + KMn +704 + H2SO4 = Na2S +604 + Mn +2 SO4 + K2SO4 + H20

Z vyššie uvedeného diagramu je zrejmé, že počas reakcie sa oxidačný stav síry zvyšuje z +4 na +6, teda S +4 daruje 2 elektróny a je redukčné činidlo. Oxidačný stav mangánu klesol z +7 na +2, t.j. Mn+7 prijíma 5 elektrónov a je oxidačné činidlo.

1. Zostavme si elektronické rovnice a nájdime koeficienty oxidačného činidla a redukčného činidla.

S +4 – 2e – = S +6 ¦ 5

Mn +7 +5e - = Mn +2 ¦ 2

Aby sa počet elektrónov darovaných redukčným činidlom rovnal počtu elektrónov prijatých redukčným činidlom, je potrebné:

• Počet elektrónov darovaných redukčným činidlom sa umiestni ako koeficient pred oxidačné činidlo.
• Počet elektrónov prijatých oxidačným činidlom sa umiestni ako koeficient pred redukčné činidlo.

Teda 5 elektrónov prijatých oxidačným činidlom Mn +7 sa umiestni ako koeficient pred redukčné činidlo a 2 elektróny odovzdané redukčným činidlom S +4 ako koeficient pred oxidačné činidlo:

5Na2S +403 + 2KMn +704 + H2SO4 = 5Na2S +604 + 2Mn +2 SO4 + K2SO4 + H20

1. Ďalej musíme vyrovnať počet atómov prvkov, ktoré nemenia oxidačný stav, v nasledujúcom poradí: počet atómov kovu, zvyškov kyselín, počet molekúl média (kyseliny alebo zásady). Nakoniec spočítajte počet vytvorených molekúl vody.

Takže v našom prípade je počet atómov kovu na pravej a ľavej strane rovnaký.

Pomocou počtu zvyškov kyselín na pravej strane rovnice nájdeme koeficient pre kyselinu.

Výsledkom reakcie je 8 kyslých zvyškov SO 4 2-, z toho 5 v dôsledku premeny 5SO 3 2- → 5SO 4 2- a 3 v dôsledku molekúl kyseliny sírovej 8SO 4 2- - 5SO 4 2- = 3S042-.

Preto musíte vziať 3 molekuly kyseliny sírovej:

5Na2S03 + 2KMnO4 + 3H2S04 = 5Na2S04 + 2MnS04 + K2S04 + H20

1. Podobne zistíme koeficient pre vodu z počtu vodíkových iónov v danom množstve kyseliny

6H++30-2 = 3H20

Konečný tvar rovnice je:

Znakom, že koeficienty sú umiestnené správne, je rovnaký počet atómov každého prvku na oboch stranách rovnice.

Iónová elektronická metóda (metóda polovičnej reakcie)

Oxidačne-redukčné reakcie, ako aj výmenné reakcie v roztokoch elektrolytov prebiehajú za účasti iónov. To je dôvod, prečo iónovo-molekulárne rovnice ORR jasnejšie odrážajú podstatu oxidačno-redukčných reakcií. Pri písaní iónovo-molekulárnych rovníc sa silné elektrolyty píšu ako a slabé elektrolyty, zrazeniny a plyny sa píšu ako molekuly (v nedisociovanej forme). V iónovej schéme častice, ktoré podliehajú zmenám v ich oxidačné stavy, ako aj častice charakterizujúce prostredie: H + - kyslé prostredie och — — alkalické prostredie a H20 – neutrálne prostredie.

Uvažujme o príklade zostavenia reakčnej rovnice medzi siričitan sodný a manganistan draselný v kyslom prostredí.

1. Najprv musíte zostaviť reakčný diagram: zapíšte si látky na začiatku a na konci reakcie:

Na2S03 + KMnO4 + H2S04 = Na2S04 + MnS04 + K2S04 + H20

1. Napíšme rovnicu v iónovej forme redukciou tých iónov, ktoré sa nezúčastňujú oxidačno-redukčného procesu:

S032- + Mn04- + 2H+ = Mn2+ + SO42- + H20

1. Ďalej určíme oxidačné činidlo a redukčné činidlo a zostavíme polovičné reakcie redukčných a oxidačných procesov.

Vo vyššie uvedenej reakcii oxidačné činidlo - MnO 4- prijíma 5 elektrónov a v kyslom prostredí sa redukuje na Mn 2+. V tomto prípade sa uvoľňuje kyslík, ktorý je súčasťou MnO 4 -, ktorý v kombinácii s H + tvorí vodu:

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

Redukčné činidlo SO 3 2-- oxiduje na SO 4 2-, pričom sa vzdávajú 2 elektrónov. Ako vidíte, výsledný ión SO 4 2- obsahuje viac kyslíka ako pôvodný SO 3 2-. Nedostatok kyslíka dopĺňajú molekuly vody a v dôsledku toho sa uvoľňuje 2H +:

S032- + H20-2e- = S042- + 2H+

1. Nájdenie koeficientu pre oxidačné činidlo a redukčné činidlo berúc do úvahy, že oxidačné činidlo pridáva toľko elektrónov, koľko redukčné činidlo odovzdá v oxidačno-redukčnom procese:

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

SO32- + H20 - 2e - = S04 2- + 2H + ¦5 redukčné činidlo, oxidačný proces

1. Potom musíte spočítať obe polovičné reakcie po prenásobení zistenými koeficientmi dostaneme:

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

Redukovaním podobných výrazov nájdeme iónovú rovnicu:

2Mn04- + 5SO32- + 6H+ = 2Mn2+ + 5SO42- + 3H20

1. Zapíšme si molekulárnu rovnicu, ktorý má nasledujúcu podobu:

5Na2S03 + 2KMnO4 + 3H2S04 = 5Na2S04 + 2MnS04 + K2S04 + 3H20

Na2S03 + KMnO4 + H20 = Na2S04 + Mn02 + KOH

IN iónovej forme rovnica má tvar:

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

Rovnako ako v predchádzajúcom príklade je oxidačným činidlom Mn04- a redukčným činidlom je S032-.

V neutrálnom a mierne alkalickom prostredí MnO 4 - prijíma 3 elektróny a redukuje sa na MnO 2. SO 3 2- - oxiduje na SO 4 2-, pričom sa vzdávajú 2 elektrónov.

Polovičné reakcie majú nasledujúci tvar:

MnO 4 - + 2H 2 O + 3e - = MnO 2 + 4OH - ¦2 oxidačné činidlo, redukčný proces

SO 3 2- + 2OH - - 2e - = SO 4 2- + H 2 O ¦3 redukčné činidlo, oxidačný proces

Napíšme iónové a molekulárne rovnice, berúc do úvahy koeficienty oxidačného činidla a redukčného činidla:

3SO 3 2- + 2MnO 4 — + H20 = 2 MnO 2 + 3SO 4 2- + 2OH —

3Na2S03 + 2KMnO4 + H20 = 2Mn02 + 3Na2S04 + 2KOH

Ďalším príkladom je zostavenie reakčnej rovnice medzi nimi siričitan sodný a manganistan draselný v alkalickom prostredí.

Na2S03 + KMnO4 + KOH = Na2S04 + K2MnO4 + H20

IN iónovej forme rovnica má tvar:

S03 2- + MnO 4 - + OH - = MnO 2 + SO 4 2- + H20

V alkalickom prostredí oxidačné činidlo MnO 4 - prijme 1 elektrón a redukuje sa na MnO 4 2-. Redukčné činidlo SO 3 2- sa oxiduje na SO 4 2-, pričom sa uvoľnia 2 elektróny.

Polovičné reakcie majú nasledujúci tvar:

Mn04- + e- = Mn02¦2 oxidačné činidlo, redukčný proces

SO 3 2- + 2OH — — 2e — = SO 4 2- + H20 ¦1 redukčné činidlo, oxidačný proces

Napíšme iónové a molekulárne rovnice berúc do úvahy koeficienty oxidačného činidla a redukčného činidla:

SO 3 2- + 2MnO 4 — + 2OH — = 2 MnО 4 2- + SO 4 2- + H20

Na2S03 + 2KMnO4 + H20 = 2K2Mn04 + 3Na2S04 + 2KOH

Je potrebné poznamenať, že spontánny ORR sa nemusí vždy vyskytnúť v prítomnosti oxidačného činidla a redukčného činidla. Preto sa na kvantitatívnu charakterizáciu sily oxidačného činidla a redukčného činidla a na určenie smeru reakcie používajú hodnoty redoxných potenciálov.

Kategórie ,

Táto metóda je založená na myšlienke oxidačného stavu atómu v látke. Oxidačný stav je podmienený náboj atómu, ktorý sa vyskytuje za predpokladu, že všetky väzby v látke sú čisto iónové. Oxidačný stav je označený arabskou číslicou so znamienkom (+) alebo (-).

1. Napíšte reakčný diagram. Reakčná schéma je konvenčný chemický výraz, v ktorom sú východiskové materiály uvedené vľavo a známe reakčné produkty sú uvedené vpravo. Znak „šípka“ je umiestnený medzi pravou a ľavou časťou diagramu. Schéma môže byť úplná (známe sú všetky produkty) alebo neúplná (známe sú len niektoré produkty). Metóda elektronickej rovnováhy vám umožňuje pracovať iba s kompletnými obvodmi. Jediná látka, ktorá nesmie byť zahrnutá v diagrame, je voda.

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

(elipsa znamená, že voda sa môže objaviť na pravej a ľavej strane konečnej rovnice).

2. Umiestnite oxidačné stavy nad každý atóm v diagrame:

3. Nájdite atómy, ktoré zmenili svoje oxidačné stavy. Vytvorte pre nich elektronické prechodové rovnice:

Cu0+H+1N+50®Cu+2(N+50)2+N+20-2+. . . .

Cu 0 - 2 = Cu +2,

N+5+3 = N+2.

4. Urobte elektronické váhy (vyberte koeficienty, ktorými musíte vynásobiť rovnice elektrónových prechodov tak, aby sa počet elektrónov opúšťajúcich redukčné činidlá rovnal počtu elektrónov prijatých oxidačným činidlom).

Cu 0-2 = Cu +2 3

N+5+3 = N+2 2

Z elektronickej váhy vyplýva, že na ľavej strane výslednej rovnice by na každé 3 atómy redukčného činidla (Cu +2) mali pripadať 2 atómy oxidačného činidla (N +5). Na pravej strane budúcej rovnice by mali byť 2 atómy N + 2 na 3 atómy Cu + 2.

5. V reakčnej schéme uveďte prvé koeficienty v súlade s elektronickými váhami (ak je to možné!).

3Cu + HNO3® 3Cu(N03)2 + 2NO+. . . .

Poznámka: zo štyroch teoreticky možných koeficientov sú uvedené iba tri. Koeficient pred kyselinou dusičnou je zatiaľ neznámy, pretože N +5 sa správa komplexne: na jednej strane sa podieľa na ORR (toto sa zohľadňuje v elektronickej váhe) a na druhej strane prechádza bez zmien na dusičnan meďnatý (Cu(NO 3) 2) (v elektronickej váhe sa to neberie do úvahy, t .nakoľko v tomto prípade sa stupeň oxidácie dusíka nemení).

6. Vyrovnajte pre všetky atómy okrem vodíka a kyslíka. V tomto prípade sú svojvoľné zmeny koeficientov získaných z elektronickej váhy neprijateľné.

3Cu + 8 HNO3® 3Cu(N03)2 + 2NO+. . . .

7. Vyrovnajte na vodík. To sa deje jediným spôsobom: pridaním príslušného počtu molekúl vody do časti okruhu, kde chýba vodík. V tomto príklade je vľavo 8 atómov vodíka a nula vpravo. Molekula H2O obsahuje 2 atómy vodíka:

3Cu + 8HN03® 3Cu(N03)2 + 2NO + 4H20.

8. Výsledným výrazom by mala byť rovnica ORR, pokiaľ predtým nedošlo k chybe. Je potrebné skontrolovať túto rovnicu pre kyslík. Ak je počet atómov kyslíka vpravo a vľavo rovnaký, namiesto „šípky“ dáme znamienko „rovná sa“ (toto je rovnica). Ak nesúhlasí s kyslíkom, potom treba úpravu zopakovať od bodu 1.

Záverečná rovnica:

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