Redoxreaktionen – Reaktionen, die mit einer Änderung der Oxidationsstufe von Elementen auftreten.

Oxidation- der Vorgang, bei dem ein Atom Elektronen abgibt

Erholung- der Vorgang der Aufnahme von Elektronen durch ein Atom

Reduktionsmittel- ein Element, das Elektronen abgibt

Oxidationsmittel– Element, das Elektronen aufnimmt

Um eine visuelle, aber vereinfachte Vorstellung von den Gründen für die Ladungsänderung von Elementen zu erhalten, wenden wir uns den Abbildungen zu:

Ein Atom ist ein elektrisch neutrales Teilchen. Daher ist die Anzahl der Protonen gleich der Anzahl der Elektronen

Gibt ein Element ein Elektron ab, ändert sich seine Ladung. Es wird positiv geladen (wenn es im Gegenteil negativ geladen wird)

Das. Die Ladung eines Elements wird durch die Anzahl der abgegebenen oder empfangenen Elektronen beeinflusst

I. Aufstellung von Gleichungen für Redoxreaktionen

1. Notieren Sie das Reaktionsschema

Na + Cl 2 -> NaCl

2. Wir ordnen die Oxidationsstufen der Elemente:

Na 0 + Cl 2 0 -> Na + Cl -

3. Wir notieren die Elemente, die den Oxidationszustand geändert haben, und bestimmen die Anzahl der abgegebenen/empfangenen Elektronen:

Na 0 -1e -> Na +

Cl 2 +2e ->2Cl -

4. Finden Sie das kleinste gemeinsame Vielfache der Anzahl der gespendeten und gebundenen Elektronen:

Das. Wir haben die notwendigen Koeffizienten erhalten

5. Wir legen die Koeffizienten fest:

2Na 0 + Cl 2 0 -> 2Na + Cl —

Oxidationsmittel sind Teilchen (Atome, Moleküle oder Ionen), die Elektronen aufnehmen während einer chemischen Reaktion. In diesem Fall die Oxidationsstufe des Oxidationsmittels sinkt. Oxidationsmittel werden wiederhergestellt.

Restauratoren sind Teilchen (Atome, Moleküle oder Ionen), die Elektronen spenden während einer chemischen Reaktion. In diesem Fall die Oxidationsstufe des Reduktionsmittels erhebt sich. In diesem Fall Reduktionsmittel oxidieren.

Chemikalien können unterteilt werden in typische Oxidationsmittel, typische Reduktionsmittel und Substanzen, die auftreten können sowohl oxidierende als auch reduzierende Eigenschaften. Einige Stoffe weisen praktisch keine Redoxaktivität auf.

ZU typische Oxidationsmittel enthalten:

• einfache Substanzen-Nichtmetalle mit den stärksten oxidierenden Eigenschaften (Fluor F 2, Sauerstoff O 2, Chlor Cl 2);
• IonenMetalle oder Nichtmetalle Mit hohe positive (normalerweise höhere) Oxidationsstufen : Säuren (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), Salze (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), Oxide (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
• Verbindungen, die einige enthalten Metallkationen haben hohe Oxidationsstufen: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ usw.

Typische Reduktionsmittel - Das ist in der Regel:

• einfache Stoffe - Metalle(Die Reduktionsfähigkeit von Metallen wird durch eine Reihe elektrochemischer Aktivitäten bestimmt);
• komplexe Substanzen, die enthalten Atome oder Ionen von Nichtmetallen mit negativer (normalerweise niedrigster) Oxidationsstufe: binär Wasserstoffverbindungen(H 2 S, HBr), Salze sauerstofffreier Säuren (K 2 S, NaI);
• einige Verbindungen enthalten Kationen mit minimaler positiver Oxidationsstufe(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), das unter Abgabe von Elektronen können ihren Oxidationszustand erhöhen;
• Verbindungen, die komplexe Ionen enthalten, bestehend aus Nichtmetalle mit einer mittleren positiven Oxidationsstufe(S +4 O 3) 2–, (НР +3 O 3) 2–, in denen Elemente durch Elektronenabgabe seine positive Oxidationsstufe erhöhen.

Die meisten anderen Substanzen können auftreten sowohl oxidierende als auch reduzierende Eigenschaften.

Typische Oxidations- und Reduktionsmittel sind in der Tabelle aufgeführt.

In der Laborpraxis Die am häufigsten verwendeten sind die folgenden Oxidationsmittel :

Kaliumpermanganat (KMnO 4);

Kaliumdichromat (K 2 Cr 2 O 7);

Salpetersäure (HNO 3);

konzentriert Schwefelsäure(H 2 SO 4);

Wasserstoffperoxid (H 2 O 2);

Oxide von Mangan (IV) und Blei (IV) (MnO 2, PbO 2);

geschmolzenes Kaliumnitrat (KNO 3) und Schmelzen einiger anderer Nitrate.

ZU Restaurierungsarbeiter , die gelten V Laborpraxis betreffen:

• Magnesium (Mg), Aluminium (Al), Zink (Zn) und andere aktive Metalle;
• Wasserstoff (H 2) und Kohlenstoff (C);
• Kaliumiodid (KI);
• Natriumsulfid (Na 2 S) und Schwefelwasserstoff (H 2 S);
• Natriumsulfit (Na 2 SO 3);
• Zinnchlorid (SnCl 2).

Klassifizierung von Redoxreaktionen

Redoxreaktionen werden üblicherweise in vier Typen unterteilt: intermolekulare, intramolekulare, Disproportionierungsreaktionen (Autooxidation-Selbstreduktion) und Gegendisproportionierungsreaktionen.

Intermolekulare Reaktionen treten bei einer Änderung der Oxidationsstufe auf verschiedene Elemente aus verschiedene Reagenzien. In diesem Fall, verschiedene Oxidations- und Reduktionsprodukte .

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

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

Intramolekulare Reaktionen - das sind Reaktionen, bei denen verschiedene Elemente aus ein Reagenz gehe zu verschiedene Produkte zum Beispiel:

(N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 → N 2 0 + Cr +3 2 O 3 + 4 H 2 O,

2 NaN +5 O -2 3 → 2 NaN +3 O 2 + O 0 2 .

Disproportionierungsreaktionen (Autooxidation-Selbstheilung) sind Reaktionen, bei denen das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel miteinander verbunden sind das gleiche Element des gleichen Reagens, was dann zu wird verschiedene Produkte:

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

Neuproportionierung (Komproportionierung, Gegendisproportionierung ) sind Reaktionen, bei denen sich das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel befinden das gleiche Element, Welches von verschiedene Reagenzien gehört in eins Produkt. Die Reaktion ist das Gegenteil der Disproportionierung.

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

Grundregeln für den Aufbau von Redoxreaktionen

Redoxreaktionen gehen mit Oxidations- und Reduktionsprozessen einher:

Oxidation ist der Prozess der Elektronenabgabe durch ein Reduktionsmittel.

Erholung ist der Prozess der Elektronengewinnung durch ein Oxidationsmittel.

Oxidationsmittel wird wiederhergestellt, und das Reduktionsmittel oxidiert .

Bei Redoxreaktionen wird es beobachtet elektronische Balance: Die Anzahl der Elektronen, die das Reduktionsmittel abgibt, ist gleich der Anzahl der Elektronen, die das Oxidationsmittel aufnimmt. Wenn die Bilanz falsch erstellt wird, können Sie keine komplexen OVRs erstellen.

Zur Zusammensetzung von Redoxreaktionen (ORR) werden mehrere Methoden verwendet: die Elektronengleichgewichtsmethode, die Elektron-Ionen-Gleichgewichtsmethode (Halbreaktionsmethode) und andere.

Lass uns genauer hinschauen Elektronische Waage-Methode .

Es ist ganz einfach, ORR zu „identifizieren“ – ordnen Sie einfach die Oxidationsstufen in allen Verbindungen an und stellen Sie fest, dass die Atome die Oxidationsstufe ändern:

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

Wir schreiben die Atome der Elemente, die den Oxidationszustand ändern, getrennt auf, im Zustand VOR der Reaktion und NACH der Reaktion.

Der Oxidationszustand wird durch Mangan- und Schwefelatome verändert:

S -2 -2e = S 0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Mangan nimmt 1 Elektron auf, Schwefel gibt 2 Elektronen ab. In diesem Fall ist die Einhaltung erforderlich elektronische Balance. Daher ist es notwendig, die Anzahl der Manganatome zu verdoppeln und die Anzahl der Schwefelatome unverändert zu lassen. Wir geben Bilanzkoeffizienten sowohl vor den Reagenzien als auch vor den Produkten an!

Schema zum Erstellen von OVR-Gleichungen mit der Methode der elektronischen Waage:

Aufmerksamkeit! Bei einer Reaktion können mehrere Oxidations- oder Reduktionsmittel beteiligt sein. Die Bilanz muss so erstellt werden Gesamtzahl die abgegebenen und empfangenen Elektronen waren gleich.

Allgemeine Muster von Redoxreaktionen

Die Produkte von Redoxreaktionen hängen oft davon ab Bedingungen für den Prozess. Lassen Sie uns überlegen Hauptfaktoren, die den Verlauf von Redoxreaktionen beeinflussen.

Der offensichtlichste bestimmende Faktor ist Umgebung der Reaktionslösung — . Typischerweise (aber nicht unbedingt) ist die Substanz, die das Medium definiert, unter den Reagenzien aufgeführt. Folgende Optionen sind möglich:

• oxidative Aktivität wird in einer saureren Umgebung verstärkt und das Oxidationsmittel wird stärker reduziert(zum Beispiel Kaliumpermanganat, KMnO 4, wobei Mn +7 in einer sauren Umgebung zu Mn +2 und in einer alkalischen Umgebung zu Mn +6 reduziert wird);
• oxidative Aktivität nimmt in einer alkalischeren Umgebung zu, und das Oxidationsmittel wird tiefer reduziert (zum Beispiel Kaliumnitrat KNO 3, wobei N +5 bei Wechselwirkung mit einem Reduktionsmittel in einer alkalischen Umgebung zu N -3 reduziert wird);
• oder das Oxidationsmittel unterliegt praktisch keinen Veränderungen in der Umgebung.

Die Reaktionsumgebung ermöglicht es, die Zusammensetzung und Existenzform der verbleibenden OVR-Produkte zu bestimmen. Das Grundprinzip besteht darin, dass Produkte entstehen, die nicht mit Reagenzien interagieren!

Beachten Sie! E Wenn das Lösungsmedium sauer ist, können unter den Reaktionsprodukten keine Basen und basischen Oxide vorhanden sein, weil sie reagieren mit Säure. Und umgekehrt kommt es in einer alkalischen Umgebung zur Bildung von Säure und Säureoxid. Dies ist einer der häufigsten und schwerwiegendsten Fehler.

Die Richtung des OVR-Flusses wird ebenfalls beeinflusst die Art der reagierenden Stoffe. Zum Beispiel Wenn Salpetersäure HNO 3 mit Reduktionsmitteln interagiert, wird ein Muster beobachtet: Je größer die Aktivität des Reduktionsmittels, desto mehr Stickstoff N +5 wird reduziert.

Beim Erhöhen Temperatur Die meisten ODD sind tendenziell intensiver und tiefer.

Bei heterogenen Reaktionen wird die Zusammensetzung der Produkte häufig beeinflusst Mahlgrad solide . Beispielsweise bildet pulverisiertes Zink mit Salpetersäure einige Produkte, während granuliertes Zink völlig andere Produkte bildet. Je größer der Mahlgrad des Reagenzes ist, desto größer ist seine Aktivität. allgemein.

Schauen wir uns die typischsten Laboroxidationsmittel an.

Grundschemata von Redoxreaktionen

Permanganat-Rückgewinnungsschema

Permanganate enthalten ein starkes Oxidationsmittel – Mangan in der Oxidationsstufe +7. Mangansalze +7 färben die Lösung ein violett Farbe.

Permanganate werden je nach Umgebung der Reaktionslösung auf unterschiedliche Weise reduziert.

IN saure Umgebung Die Genesung erfolgt tiefer, bis Mn 2+. Manganoxid in der Oxidationsstufe +2 weist grundlegende Eigenschaften auf, daher in saure Umgebung Es entsteht Salz. Mangansalze +2 farblos. IN neutrale Lösung Mangan wird reduziert zum Oxidationszustand +4 , mit Bildung amphoteres Oxid MnO 2 — braun Niederschlag unlöslich in Säuren und Laugen. IN alkalisch In der Umgebung wird Mangan nur minimal wiederhergestellt - auf das Nächste Oxidationsstufen +6 . Manganverbindungen +6 aufweisen saure Eigenschaften, in alkalischer Umgebung bilden sie Salze - Manganate. Manganate verleihen der Lösung grüne Farbe .

Betrachten wir die Wechselwirkung von Kaliumpermanganat KMnO 4 mit Kaliumsulfid in sauren, neutralen und alkalischen Medien. Bei diesen Reaktionen ist das Oxidationsprodukt des Sulfidions S0.

5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,

3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O = 2 MnO 2 ↓ + 3 S↓ + 8 KOH,

Ein häufiger Fehler bei dieser Reaktion besteht darin, auf die Wechselwirkung von Schwefel und Alkali in den Reaktionsprodukten hinzuweisen. Schwefel interagiert jedoch mit Alkali unter ziemlich harten Bedingungen (erhöhte Temperatur), was den Bedingungen dieser Reaktion nicht entspricht. Unter normalen Bedingungen wäre es richtig, molekularen Schwefel und Alkali getrennt anzugeben und nicht die Produkte ihrer Wechselwirkung.

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

Auch bei der Zusammenstellung dieser Reaktion treten Schwierigkeiten auf. Tatsache ist, dass in diesem Fall das Schreiben eines Moleküls des Mediums (KOH oder ein anderes Alkali) in die Reagenzien nicht erforderlich ist, um die Reaktion auszugleichen. Das Alkali nimmt an der Reaktion teil und bestimmt das Produkt der Reduktion von Kaliumpermanganat, aber die Reagenzien und Produkte werden ohne seine Beteiligung ausgeglichen. Dieses scheinbare Paradox lässt sich leicht lösen, wenn wir bedenken, dass eine chemische Reaktion nur eine konventionelle Notation ist, die nicht jeden ablaufenden Prozess angibt, sondern lediglich die Summe aller Prozesse widerspiegelt. Wie kann man das selbst feststellen? Wenn Sie dem klassischen Schema folgen – Gleichgewicht – Gleichgewichtskoeffizienten – Metallausgleich, dann werden Sie sehen, dass die Metalle durch Gleichgewichtskoeffizienten ausgeglichen werden und das Vorhandensein von Alkali auf der linken Seite der Reaktionsgleichung überflüssig ist.

Permanganate oxidieren:

• Nichtmetalle mit negativer Oxidationsstufe zu einfachen Stoffen (mit Oxidationsstufe 0), Ausnahmen — Phosphor, Arsen - bis zu +5 ;
• Nichtmetalle mit mittlerer Oxidationsstufe bis zum höchsten Oxidationsgrad;
• aktive Metalle stabil positiv Oxidationsgrad des Metalls.

KMnO 4 + neMe (niedrigster d.o.) = neMe 0 + andere Produkte

KMnO 4 + neMe (mittlerer d.o.) = neMe (höherer d.o.) + andere Produkte

KMnO 4 + Me 0 = Me (stabil s.o.) + andere Produkte

KMnO 4 + P -3 , As -3 = P +5 , As +5 + andere Produkte

Chromat-/Bichromat-Rückgewinnungsschema

Eine Besonderheit von Chrom mit der Wertigkeit VI besteht darin, dass es zwei Arten von Salzen bildet wässrige Lösungen: Chromate und Dichromate, abhängig von der Lösungsumgebung. Aktive Metallchromate (zum Beispiel K 2 CrO 4) sind Salze, die stabil sind alkalisch Umfeld. Dichromate (Bichromate) aktiver Metalle (zum Beispiel K 2 Cr 2 O 7) - Salze, stabil in einer sauren Umgebung .

Chrom(VI)-Verbindungen werden reduziert Chrom(III)-Verbindungen . Chromverbindungen Cr +3 sind amphoter und liegen je nach Lösungsumgebung in verschiedenen Formen in Lösung vor: in einer sauren Umgebung in Form Salze(amphotere Verbindungen bilden bei Wechselwirkung mit Säuren Salze), in neutrale Umgebung- unlöslich amphoteres Hydroxid Chrom (III) Cr(OH) 3 , und in einer alkalischen Umgebung bilden sich Chrom(III)-Verbindungen komplexes Salz, Zum Beispiel, Kaliumhexahydroxochromat (III) K 3 .

Chrom-VI-Verbindungen oxidieren:

• Nichtmetalle in einer negativen Oxidationsstufe zu einfachen Stoffen (mit Oxidationsstufe 0), Ausnahmen — Phosphor, Arsen – bis zu +5;
• Nichtmetalle in mittlerer Oxidationsstufe bis zum höchsten Oxidationsgrad;
• aktive Metalle von einfachen Stoffen (Oxidationsstufe 0) bis zu Verbindungen mit stabil positiv Oxidationsgrad des Metalls.

Chromat/Bichromat + NeMe (negativer d.o.) = NeMe 0 + andere Produkte

Chromat/Bichromat + neMe (mittlerer positiver D.O.) = neMe (höherer D.O.) + andere Produkte

Chromat/Bichromat + Me 0 = Me (stabiler d.o.) + andere Produkte

Chromat/Bichromat + P, As (negativer d.o.) = P, As +5 + andere Produkte

Nitratabbau

Nitratsalze enthalten Stickstoff in der Oxidationsstufe +5 - stark Oxidationsmittel. Dieser Stickstoff kann Sauerstoff (O-2) oxidieren. Dies geschieht, wenn Nitrate erhitzt werden. In den meisten Fällen wird Sauerstoff zur Oxidationsstufe 0 oxidiert, d. h. Vor molekular Sauerstoff O2 .

Abhängig von der Art des salzbildenden Metalls entstehen bei der thermischen (Temperatur-)Zersetzung von Nitraten unterschiedliche Produkte: if aktives Metall(In der Reihe der elektrochemischen Aktivität gibt es zu Magnesium), dann wird Stickstoff auf die Oxidationsstufe +3 reduziert und bei der Zersetzung Es entstehen Nitritsalze und molekularer Sauerstoff .

Zum Beispiel:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .

Aktive Metalle kommen in der Natur in Form von Salzen (KCl, NaCl) vor.

Wenn ein Metall in der Reihe der elektrochemischen Aktivität steht rechts von Magnesium und links von Kupfer (einschließlich Magnesium und Kupfer) , dann entsteht es bei der Zersetzung Metalloxid in einem stabilen Oxidationszustand, Stickoxid (IV) (braunes Gas) Und Sauerstoff. Bei der Zersetzung entsteht auch Metalloxid Lithiumnitrat .

Zum Beispiel, Zersetzung Zinknitrat:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2.

Metalle mit mittlerer Aktivität kommen in der Natur am häufigsten in Form von Oxiden vor (Fe 2 O 3, Al 2 O 3 usw.).

Ionen Metalle, in der Reihe der elektrochemischen Aktivität gelegen rechts von Kupfer sind starke Oxidationsmittel. Bei Zersetzung von Nitraten sie sind wie N +5 an der Sauerstoffoxidation beteiligt und werden zu einfachen Stoffen reduziert, d.h. Metall entsteht und Gase werden freigesetzt - Stickoxid (IV) und Sauerstoff .

Zum Beispiel, Zersetzung Silbernitrat:

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2.

Inaktive Metalle kommen in der Natur als einfache Stoffe vor.

Einige Ausnahmen!

Zersetzung Ammoniumnitrat :

Das Ammoniumnitratmolekül enthält sowohl ein Oxidationsmittel als auch ein Reduktionsmittel: Stickstoff in der Oxidationsstufe -3 weist nur reduzierende Eigenschaften auf, während Stickstoff in der Oxidationsstufe +5 nur oxidative Eigenschaften aufweist.

Beim Erhitzen entsteht Ammoniumnitrat zerfällt. Bei Temperaturen bis zu 270 °C entsteht es Stickoxid (I)(„Lachgas“) und Wasser:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Dies ist ein Beispiel für eine Reaktion Gegendisproportionierung .

Der resultierende Oxidationszustand von Stickstoff ist das arithmetische Mittel des Oxidationszustands von Stickstoffatomen im ursprünglichen Molekül.

Bei höheren Temperaturen zerfällt Stickoxid (I) in einfache Stoffe - Stickstoff Und Sauerstoff:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O

Bei Zersetzung Ammoniumnitrit NH4NO2 Es kommt auch zu einer Gegendisproportionierung.

Die resultierende Oxidationsstufe von Stickstoff entspricht auch dem arithmetischen Mittel der Oxidationsstufen der anfänglichen Stickstoffatome – Oxidationsmittel N +3 und Reduktionsmittel N –3

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

Thermische Zersetzung Mangan(II)-nitrat begleitet von Metalloxidation:

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

Eisen(II)nitrat bei niedrige Temperaturen zersetzt sich beim Erhitzen zu Eisen(II)-oxid, Eisen oxidiert zur Oxidationsstufe +3:

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

Nickel(II)-nitrat zersetzt sich beim Erhitzen zu Nitrit.

Oxidative Eigenschaften von Salpetersäure

Salpetersäure HNO 3 ist praktisch, wenn es mit Metallen interagiert produziert niemals Wasserstoff , im Gegensatz zu den meisten Mineralsäuren.

Dies liegt daran, dass die Säure ein sehr starkes Oxidationsmittel enthält – Stickstoff in der Oxidationsstufe +5. Bei der Wechselwirkung mit Reduktionsmitteln – Metallen – entstehen verschiedene Stickstoffreduktionsprodukte.

Salpetersäure + Metall = Metallsalz + Stickstoffreduktionsprodukt + H 2 O

Salpetersäure kann sich bei Reduktion in umwandeln Stickoxid (IV) NO 2 (N +4); Stickoxid (II) NO (N +2); Stickoxid (I) N 2 O („Lachgas“); molekularer Stickstoff N 2; Ammoniumnitrat NH 4 NO 3. In der Regel entsteht ein Produktgemisch, bei dem eines davon überwiegt. Stickstoff wird auf Oxidationsstufen von +4 bis −3 reduziert. Die Tiefe der Restaurierung hängt in erster Linie davon ab von Natur aus ein Reduktionsmittel Und über die Konzentration der Salpetersäure . Die Regel funktioniert: Je niedriger die Säurekonzentration und je höher die Aktivität des Metalls, desto mehr Elektronen erhält Stickstoff und desto mehr reduzierte Produkte werden gebildet.

Mithilfe einiger Gesetzmäßigkeiten können Sie das Hauptprodukt der Salpetersäurereduktion durch Metalle in der Reaktion korrekt bestimmen:

• auf Aktion sehr verdünnte Salpetersäure An Metalle entsteht meist Ammoniumnitrat NH 4 NO 3;

Zum Beispiel, Reaktion von Zink mit sehr verdünnter Salpetersäure:

4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

• konzentrierte Salpetersäure in der Kälte passiviert einige Metalle - Chrom Cr, Aluminium Al und Eisen Fe . Wenn die Lösung erhitzt oder verdünnt wird, findet die Reaktion statt;

Metallpassivierung - Dies ist die Übertragung der Metalloberfläche in einen inaktiven Zustand aufgrund der Bildung dünner Schichten inerter Verbindungen auf der Metalloberfläche, in diesem Fall hauptsächlich Metalloxide, die nicht mit konzentrierter Salpetersäure reagieren

• Salpetersäure reagiert nicht mit Metallen der Platin-Untergruppe — Gold Au, Platin Pt, und Palladium Pd;

• bei der Interaktion konzentrierte Säure mit inaktiven Metallen und Metalle mittlerer Aktivität Stickstoff Säure wird reduziert Stickoxid (IV) NEIN 2 ;

Zum Beispiel, Oxidation von Kupfer mit konzentrierter Salpetersäure:

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

• bei der Interaktion konzentrierte Salpetersäure mit aktiven Metallen gebildet Stickoxid (I)N2O ;

Zum Beispiel, Oxidation Natrium konzentriert Salpetersäure:

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

• bei der Interaktion Salpetersäure mit inaktiven Metallen verdünnen (in der Aktivitätsreihe rechts von Wasserstoff) wird die Säure zu reduziert Stickoxid (II) NO ;
• bei der Interaktion Verdünnen Sie Salpetersäure mit Metallen mittlerer Aktivität entsteht entweder Stickstoffmonoxid (II) NO oder Stickstoffmonoxid N 2 O oder molekularer Stickstoff N 2 - abhängig von weiteren Faktoren (Metallaktivität, Grad der Metallmahlung, Grad der Säureverdünnung, Temperatur).
• bei der Interaktion Salpetersäure mit aktiven Metallen verdünnen gebildet molekularer Stickstoff N 2 .

Um die Reduktionsprodukte von Salpetersäure bei Wechselwirkung mit verschiedenen Metallen näherungsweise zu bestimmen, schlage ich vor, das Pendelprinzip zu verwenden. Die Hauptfaktoren, die die Position des Pendels verschieben, sind: Säurekonzentration und Metallaktivität. Zur Vereinfachung verwenden wir drei Arten von Säurekonzentrationen: konzentriert (mehr als 30 %), verdünnt (30 % oder weniger), sehr verdünnt (weniger als 5 %). Wir unterteilen Metalle entsprechend ihrer Aktivität in aktive (vor Aluminium), mittlere Aktivität (von Aluminium zu Wasserstoff) und inaktive (nach Wasserstoff). Wir ordnen die Reduktionsprodukte der Salpetersäure in absteigender Reihenfolge der Oxidationsstufe:

NO2; NEIN; N2O; N 2; NH4NO3

Je aktiver das Metall ist, desto mehr bewegen wir uns nach rechts. Je höher die Konzentration bzw. je geringer der Verdünnungsgrad der Säure, desto mehr verschieben wir uns nach links.

Zum Beispiel , konzentrierte Säure und inaktives Metall Kupfer Cu interagieren. Wenn wir also ganz nach links wechseln, entstehen Stickoxid (IV), Kupfernitrat und Wasser.

Reaktion von Metallen mit Schwefelsäure

Schwefelsäure verdünnen interagiert mit Metallen wie eine gewöhnliche Mineralsäure. Diese. interagiert mit Metallen, die sich in der Reihe elektrochemischer Spannungen bis hin zu Wasserstoff befinden. Als Oxidationsmittel dienen hier H+-Ionen, die zu molekularem Wasserstoff H 2 reduziert werden. Dabei werden Metalle in der Regel zu oxidiert Minimum Oxidationsgrad.

Zum Beispiel:

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

interagiert mit Metallen im Spannungsbereich sowohl vor als auch nach Wasserstoff.

H 2 SO 4 (konz.) + Metall = Metallsalz + Schwefelreduktionsprodukt (SO 2, S, H 2 S) + Wasser

Wenn konzentrierte Schwefelsäure mit Metallen interagiert, entstehen ein Metallsalz (in einem stabilen Oxidationszustand), Wasser und ein Schwefelreduktionsprodukt – Schwefeldioxid S +4 O 2, molekularer Schwefel S oder Schwefelwasserstoff H 2 S -2, abhängig vom Konzentrationsgrad, der Aktivität des Metalls, dem Mahlgrad, der Temperatur usw. Bei der Reaktion konzentrierter Schwefelsäure mit Metallen entsteht kein molekularer Wasserstoff!

Grundprinzipien der Wechselwirkung konzentrierter Schwefelsäure mit Metallen:

1. Konzentrierte Schwefelsäure passiviert Aluminium, Chrom, Eisen bei Raumtemperatur oder in der Kälte;

2. Konzentrierte Schwefelsäure interagiert nicht Mit Gold, Platin und Palladium ;

3. MIT inaktive Metalle konzentrierte Schwefelsäure wiederhergestellt Schwefel(IV)-oxid.

Zum Beispiel, Kupfer wird durch konzentrierte Schwefelsäure oxidiert:

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

4. Bei der Interaktion mit Aktivmetallen und Zink Es entsteht konzentrierte SchwefelsäureSchwefel S oder Schwefelwasserstoff H 2 S 2- (je nach Temperatur, Mahlgrad und Aktivität des Metalls).

Zum Beispiel , Wechselwirkung von konzentrierter Schwefelsäure mit Zink:

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

Wasserstoffperoxid

Wasserstoffperoxid H 2 O 2 enthält Sauerstoff in der Oxidationsstufe -1. Dieser Sauerstoff kann den Oxidationszustand sowohl erhöhen als auch verringern. Somit weist Wasserstoffperoxid auf sowohl oxidierende als auch reduzierende Eigenschaften.

Bei der Wechselwirkung mit Reduktionsmitteln weist Wasserstoffperoxid die Eigenschaften eines Oxidationsmittels auf und wird auf die Oxidationsstufe -2 reduziert. Typischerweise ist das Produkt der Wasserstoffperoxidreduktion abhängig von den Reaktionsbedingungen Wasser oder Hydroxidionen. Zum Beispiel:

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

Bei der Wechselwirkung mit Oxidationsmitteln wird Peroxid zu molekularem Sauerstoff (Oxidationsstufe 0) oxidiert: O 2 . Zum Beispiel :

2KMn +7 O 4 + 5H 2 O 2 -1 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 0 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

Oxidations-Reduktions-Reaktionen, kurz ORR, gehören zu den Grundlagen des Faches Chemie, da sie das Zusammenspiel einzelner Personen beschreiben chemische Elemente zusammen. Wie der Name dieser Reaktionen vermuten lässt, sind mindestens zwei verschiedene beteiligt Chemikalien Eines davon wirkt als Oxidationsmittel, das andere als Reduktionsmittel. Natürlich ist es sehr wichtig, sie auf unterschiedliche Weise unterscheiden und definieren zu können chemische Reaktionen.

So bestimmen Sie ein Oxidationsmittel und ein Reduktionsmittel
Die Hauptschwierigkeit bei der Bestimmung des Oxidationsmittels und des Reduktionsmittels bei chemischen Reaktionen besteht darin, dass dieselben Stoffe in verschiedenen Fällen sowohl Oxidationsmittel als auch Reduktionsmittel sein können. Um zu lernen, wie man die Rolle eines bestimmten chemischen Elements in einer Reaktion richtig bestimmt, müssen Sie die folgenden Grundkonzepte klar verstehen.

1. Oxidation ist der Prozess, bei dem Elektronen aus der äußeren Elektronenschicht eines chemischen Elements verloren gehen. Wiederum Oxidationsmittel Es wird ein Atom, Molekül oder Ion geben, das Elektronen aufnimmt und dadurch seinen Oxidationszustand senkt werden wiederhergestellt . Nach einer chemischen Wechselwirkungsreaktion mit einem anderen Stoff erhält das Oxidationsmittel immer eine positive Ladung.
2. Erholung ist der Prozess der Zugabe von Elektronen zur äußeren Elektronenschicht eines chemischen Elements. Restaurator Es wird ein Atom, Molekül oder Ion geben, das seine Elektronen abgibt und dadurch seinen Oxidationszustand erhöht oxidieren . Nach einer chemischen Wechselwirkungsreaktion mit einem anderen Stoff erhält ein Reduktionsmittel immer eine positive Ladung.
3. Einfach ausgedrückt ist ein Oxidationsmittel eine Substanz, die Elektronen „aufnimmt“, und ein Reduktionsmittel ist eine Substanz, die diese an das Oxidationsmittel abgibt. Durch die Kenntnis des typischen Verhaltens einzelner Elemente bei chemischen Reaktionen kann festgestellt werden, wer in einer Redoxreaktion die Rolle eines Oxidationsmittels, wer ein Reduktionsmittel und in welchen Fällen das Oxidationsmittel ein Reduktionsmittel und umgekehrt spielt .
4. Typische Reduktionsmittel sind Metalle und Wasserstoff: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Je weniger ionisiert sie sind, desto stärker sind ihre reduzierenden Eigenschaften. Beispielsweise kann teilweise oxidiertes Eisen, das ein Elektron abgegeben hat und eine Ladung von +1 hat, im Vergleich zu „reinem“ Eisen ein Elektron weniger abgeben. Reduktionsmittel können auch Verbindungen chemischer Elemente in der niedrigsten Oxidationsstufe sein, in denen alle freien Orbitale gefüllt sind und die nur Elektronen abgeben können, beispielsweise Ammoniak NH 3, Schwefelwasserstoff H 2 S, Bromwasserstoff HBr, Jodwasserstoff HI , Chlorwasserstoff HCl.
5. Typische Oxidationsmittel sind viele Nichtmetalle (F, Cl, I, O, Br). Auch Metalle mit hochgradig Oxidation (Fe +3, Sn +4, Mn +4), außerdem einige Verbindungen von Elementen in einem hohen Oxidationsgrad: Kaliumpermanganat KMnO4, Schwefelsäure H2SO4, Salpetersäure HNO3, Kupferoxid CuO, Eisenchlorid FeCl3.
6. Chemische Komponenten in unvollständiger oder mittlere Abschlüsse Oxidation, zum Beispiel einbasische Salpetersäure HNO 2, Wasserstoffperoxid H 2 O 2, schweflige Säure H 2 SO 3, können abhängig von den Redoxeigenschaften des zweiten an der Wechselwirkung beteiligten Reagens sowohl oxidierende als auch reduzierende Eigenschaften aufweisen.

Definieren wir ein Oxidationsmittel und ein Reduktionsmittel am Beispiel einer einfachen Reaktion zwischen Natrium und Sauerstoff.

Wie aus diesem Beispiel hervorgeht, gibt ein Natriumatom sein Elektron an ein Sauerstoffatom ab. Daher ist Natrium ein Reduktionsmittel und Sauerstoff ein Oxidationsmittel. In diesem Fall wird Natrium vollständig oxidiert, da es die maximal mögliche Anzahl an Elektronen abgibt, und das Sauerstoffatom wird nicht vollständig reduziert, da es ein weiteres Elektron von einem anderen Sauerstoffatom aufnehmen kann.

Beschreibung

Bei der Redoxreaktion gibt das Reduktionsmittel Elektronen ab, d. h. oxidiert; Das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf, d.h. wird wiederhergestellt. Darüber hinaus stellt jede Redoxreaktion die Einheit zweier gegensätzlicher Umwandlungen dar – Oxidation und Reduktion, die gleichzeitig und ohne Trennung voneinander ablaufen.

Oxidation

Unter Oxidation versteht man den Prozess, bei dem Elektronen verloren gehen und der Oxidationsgrad zunimmt.

Wenn ein Stoff oxidiert wird, erhöht sich seine Oxidationsstufe durch den Verlust von Elektronen. Die Atome der zu oxidierenden Substanz werden Elektronendonatoren genannt, die Atome des Oxidationsmittels werden Elektronenakzeptoren genannt.

In manchen Fällen kann es bei der Oxidation dazu kommen, dass das Molekül der Grundsubstanz instabil wird und in stabilere und kleinere Bestandteile zerfällt (siehe Freie Radikale). In diesem Fall haben einige der Atome der resultierenden Moleküle eine höhere Oxidationsstufe als die gleichen Atome im ursprünglichen Molekül.

Das Oxidationsmittel nimmt durch die Aufnahme von Elektronen reduzierende Eigenschaften an und wird zu einem konjugierten Reduktionsmittel:

Oxidationsmittel + e − ↔ konjugiertes Reduktionsmittel.

Erholung

Bei der Reduktion nehmen Atome oder Ionen Elektronen auf. In diesem Fall nimmt die Oxidationsstufe des Elements ab. Beispiele: Reduktion von Metalloxiden zu freien Metallen unter Verwendung von Wasserstoff, Kohlenstoff und anderen Stoffen; Reduktion organischer Säuren zu Aldehyden und Alkoholen; Hydrierung von Fetten usw.

Das Reduktionsmittel, das Elektronen abgibt, erhält oxidierende Eigenschaften und wird zu einem konjugierten Oxidationsmittel:

Reduktionsmittel - e − ↔ konjugiertes Oxidationsmittel.

Ein ungebundenes, freies Elektron ist das stärkste Reduktionsmittel.

Redox-Paar

Ein Oxidationsmittel und seine reduzierte Form oder ein Reduktionsmittel und seine oxidierte Form sind konjugiert Redoxpaar und ihre gegenseitigen Umwandlungen sind Redox-Halbreaktionen.

An jeder Redoxreaktion nehmen zwei konjugierte Redoxpaare teil, zwischen denen eine Konkurrenz um Elektronen besteht, wodurch zwei Halbreaktionen ablaufen: eine ist mit der Zugabe von Elektronen verbunden, d.h. Reduktion, die andere - mit der Freisetzung von Elektronen, d.h. Oxidation.

Arten von Redoxreaktionen

Intermolekular – Reaktionen, bei denen sich oxidierende und reduzierende Atome in Molekülen befinden verschiedene Substanzen, Zum Beispiel:

H 2 S + Cl 2 → S + 2HCl

Intramolekular – Reaktionen, bei denen sich oxidierende und reduzierende Atome in Molekülen derselben Substanz befinden, zum Beispiel:

2H 2 O → 2H 2 + O 2

Disproportionierung (Autooxidation-Selbstheilung) – Reaktionen, bei denen dasselbe Element sowohl als Oxidationsmittel als auch als Reduktionsmittel fungiert, zum Beispiel:

Cl 2 + H 2 O → HClO + HCl

Reproportionierung (Konproportionierung) – Reaktionen, bei denen eine Oxidationsstufe aus zwei verschiedenen Oxidationsstufen desselben Elements erhalten wird, zum Beispiel:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Beispiele

Redoxreaktion zwischen Wasserstoff und Fluor

Teilt sich in zwei Halbreaktionen auf:

1) Oxidation:

2) Wiederherstellung:

Oxidation, Reduktion

Bei Redoxreaktionen werden Elektronen von einem Atom, Molekül oder Ion auf ein anderes übertragen. Der Prozess des Elektronenverlusts ist Oxidation. Bei der Oxidation erhöht sich die Oxidationsstufe: