Réactions redox – les réactions qui se produisent avec un changement de l'état d'oxydation des éléments.

Oxydation- le processus d'abandon d'électrons par un atome

Récupération- le processus de réception d'électrons par un atome

Agent réducteur- un élément qui donne des électrons

Oxydant– élément qui accepte les électrons

Pour une idée visuelle, mais simplifiée, des raisons de l'évolution des charges des éléments, tournons-nous vers les chiffres :

Un atome est une particule électriquement neutre. Le nombre de protons est donc égal au nombre d'électrons

Si un élément abandonne un électron, sa charge change. Il se charge positivement (s'il accepte, au contraire, négativement)

Que. La charge d'un élément est influencée par le nombre d'électrons donnés ou reçus

I. Élaboration d'équations pour les réactions redox

1. Notez le schéma de réaction

Na + Cl2 -> NaCl

2. Nous organisons les états d'oxydation des éléments :

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

3. Nous notons les éléments qui ont changé l'état d'oxydation et déterminons le nombre d'électrons donnés/reçus :

Na 0 -1e -> Na +

Cl2 +2e ->2Cl -

4. Trouvez le plus petit commun multiple des nombres d'électrons donnés et attachés :

Que. nous avons les coefficients nécessaires

5. Nous fixons les coefficients :

2Na 0 + Cl 2 0 -> 2Na + Cl —

Agents oxydants sont des particules (atomes, molécules ou ions) qui accepter les électrons lors d'une réaction chimique. Dans ce cas, l'état d'oxydation de l'agent oxydant diminue. Agents oxydants sont en cours de restauration.

Restaurateurs sont des particules (atomes, molécules ou ions) qui donner des électrons lors d'une réaction chimique. Dans ce cas, l'état d'oxydation de l'agent réducteur se lève. Réducteurs dans ce cas oxyder.

Les produits chimiques peuvent être divisés en agents oxydants typiques, agents réducteurs typiques, et les substances susceptibles de présenter propriétés à la fois oxydantes et réductrices. Certaines substances ne présentent pratiquement aucune activité redox.

À agents oxydants typiques inclure:

• substances simples-non-métaux avec les propriétés oxydantes les plus fortes (fluor F 2, oxygène O 2, chlore Cl 2) ;
• ionsmétaux ou non-métaux Avec états d'oxydation hautement positifs (généralement plus élevés) : acides (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), sels (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), oxydes (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
• composés contenant certains cations métalliques ayant états d'oxydation élevés: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+, etc.

Agents réducteurs typiques - c'est, en règle générale :

• substances simples - métaux(les capacités réductrices des métaux sont déterminées par un certain nombre d'activités électrochimiques) ;
• substances complexes qui contiennent atomes ou ions de non-métaux avec un état d'oxydation négatif (généralement le plus bas): binaire composés d'hydrogène(H 2 S, HBr), sels d'acides sans oxygène (K 2 S, NaI) ;
• certains composés contenant cations avec un état d'oxydation positif minimal(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), qui, cédant des électrons, peut augmenter leur état d’oxydation;
• composés contenant des ions complexes constitués de non-métaux avec un état d'oxydation positif intermédiaire(S +4 O 3) 2–, (НР +3 O 3) 2–, dans lesquels les éléments peuvent, en donnant des électrons, augmenter son état d'oxydation positif.

La plupart des autres substances peuvent présenter propriétés à la fois oxydantes et réductrices.

Les agents oxydants et réducteurs typiques sont indiqués dans le tableau.

En pratique de laboratoire les plus couramment utilisés sont les suivants agents oxydants :

permanganate de potassium (KMnO 4) ;

dichromate de potassium (K 2 Cr 2 O 7);

acide nitrique (HNO 3);

concentré acide sulfurique(H 2 SO 4);

peroxyde d'hydrogène (H 2 O 2);

oxydes de manganèse (IV) et de plomb (IV) (MnO 2, PbO 2) ;

nitrate de potassium fondu (KNO 3) et font fondre certains autres nitrates.

À ouvriers en restauration , qui s'appliquent V pratique de laboratoire se rapporter:

• magnésium (Mg), aluminium (Al), zinc (Zn) et autres métaux actifs ;
• hydrogène (H 2) et carbone (C);
• iodure de potassium (KI);
• sulfure de sodium (Na 2 S) et sulfure d'hydrogène (H 2 S);
• sulfite de sodium (Na 2 SO 3);
• chlorure d'étain (SnCl 2).

Classification des réactions redox

Les réactions redox sont généralement divisées en quatre types : les réactions intermoléculaires, intramoléculaires, de dismutation (auto-oxydation-auto-réduction) et les réactions de contre-disproportion.

Réactions intermoléculaires se produire avec un changement de l'état d'oxydation différents éléments depuis différents réactifs. Dans ce cas, divers produits d'oxydation et de réduction .

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

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

Réactions intramoléculaires - ce sont des réactions dans lesquelles différents éléments depuis un réactif aller à différents produits, par exemple:

(N-3H4) 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 .

Réactions de disproportion (auto-oxydation-auto-guérison) sont des réactions dans lesquelles l'agent oxydant et l'agent réducteur sont le même élément du même réactif, qui se transforme alors en différents produits:

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

Reproportion (comportion, contre-disproportion ) sont des réactions dans lesquelles l'agent oxydant et l'agent réducteur sont le même élément, Lequel de différents réactifs entre dans un produit. La réaction est à l’opposé de la disproportion.

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

Règles de base pour composer des réactions redox

Les réactions redox s'accompagnent de processus d'oxydation et de réduction :

Oxydation est le processus de don d’électrons par un agent réducteur.

Récupération est le processus de gain d’électrons par un agent oxydant.

Oxydant est en cours de restauration, et l'agent réducteur s'oxyde .

Dans les réactions redox, on observe balance électronique: Le nombre d'électrons cédés par l'agent réducteur est égal au nombre d'électrons gagnés par l'agent oxydant. Si le bilan est mal établi, vous ne pourrez pas créer d'OVR complexes.

Plusieurs méthodes de composition des réactions redox (ORR) sont utilisées : la méthode de la balance électronique, la méthode de la balance électron-ion (méthode de la demi-réaction) et autres.

Regardons de plus près méthode de balance électronique .

Il est assez simple d'"identifier" l'ORR - il suffit de classer les états d'oxydation dans tous les composés et de déterminer que les atomes changent d'état d'oxydation :

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

Nous écrivons séparément les atomes des éléments qui changent l'état d'oxydation, dans l'état AVANT la réaction et APRÈS la réaction.

L'état d'oxydation est modifié par les atomes de manganèse et de soufre :

S-2-2e = S0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Le manganèse absorbe 1 électron, le soufre cède 2 électrons. Dans ce cas, il faut se conformer balance électronique. Par conséquent, il est nécessaire de doubler le nombre d’atomes de manganèse et de laisser inchangé le nombre d’atomes de soufre. Nous indiquons les coefficients d'équilibre aussi bien avant les réactifs qu'avant les produits !

Schéma de compilation des équations OVR à l'aide de la méthode de la balance électronique :

Attention! Il peut y avoir plusieurs agents oxydants ou réducteurs dans une réaction. Le bilan doit être établi de manière à ce que Nombre total les électrons donnés et reçus étaient les mêmes.

Schémas généraux des réactions redox

Les produits des réactions redox dépendent souvent de conditions du processus. Considérons principaux facteurs influençant l'évolution des réactions redox.

Le facteur déterminant le plus évident est environnement de solution de réaction — . Généralement (mais pas nécessairement), la substance définissant le milieu est répertoriée parmi les réactifs. Les options suivantes sont possibles :

• activité oxydative est amélioré dans un environnement plus acide et l’agent oxydant est réduit plus profondément(par exemple, le permanganate de potassium, KMnO 4, où Mn +7 dans un environnement acide est réduit à Mn +2, et dans un environnement alcalin - à Mn +6) ;
• activité oxydative augmente dans un environnement plus alcalin, et l'agent oxydant est réduit plus profondément (par exemple, le nitrate de potassium KNO 3, où N +5, lorsqu'il interagit avec un agent réducteur dans un environnement alcalin, est réduit à N -3) ;
• soit l'agent oxydant n'est pratiquement pas soumis aux modifications de l'environnement.

L'environnement réactionnel permet de déterminer la composition et la forme d'existence des produits OVR restants. Le principe de base est que des produits se forment qui n'interagissent pas avec les réactifs !

Note! E Si le milieu de la solution est acide, les bases et les oxydes basiques ne peuvent pas être présents parmi les produits de réaction, car ils réagissent avec l'acide. Et, à l'inverse, dans un environnement alcalin, la formation d'acide est exclue et oxyde d'acide. C’est l’une des erreurs les plus courantes et les plus graves.

La direction du flux d’OVR est également affectée par nature des substances en réaction. Par exemple, lorsque l'acide nitrique HNO 3 interagit avec des agents réducteurs, un schéma est observé : plus l'activité de l'agent réducteur est grande, plus l'azote N +5 est réduit.

En augmentant température La plupart des ODD ont tendance à être plus intenses et plus profonds.

Dans les réactions hétérogènes, la composition des produits est souvent influencée par degré de broyage solide . Par exemple, le zinc en poudre avec de l'acide nitrique forme certains produits, tandis que le zinc granulé en forme des produits complètement différents. Plus le degré de broyage du réactif est élevé, plus son activité est importante, généralement.

Examinons les agents oxydants de laboratoire les plus courants.

Schémas de base des réactions redox

Schéma de récupération du permanganate

Les permanganates contiennent un puissant agent oxydant - manganèseà l'état d'oxydation +7. Les sels de manganèse +7 colorent la solution en violet couleur.

Les permanganates, selon l'environnement de la solution réactionnelle, sont réduits de différentes manières.

DANS environnement acide la récupération se produit plus profondément, pour Mn 2+. L'oxyde de manganèse à l'état d'oxydation +2 présente des propriétés basiques, donc dans environnement acide du sel se forme. Sels de manganèse +2 incolore. DANS solution neutre le manganèse est réduit à l'état d'oxydation +4 , avec une éducation oxyde amphotère MnO 2 — brun précipité insoluble dans les acides et les alcalis. DANS alcalin environnement, le manganèse est restitué de manière minime - au plus près états d'oxydation +6 . Composés de manganèse +6 exposition propriétés acides, dans un environnement alcalin, ils forment des sels - manganates. Les manganates confèrent à la solution couleur verte .

Considérons l'interaction du permanganate de potassium KMnO 4 avec le sulfure de potassium dans des milieux acides, neutres et alcalins. Dans ces réactions, le produit d’oxydation de l’ion sulfure est 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,

Une erreur courante dans cette réaction est d'indiquer l'interaction du soufre et de l'alcali dans les produits de réaction. Cependant, le soufre interagit avec les alcalis dans des conditions assez sévères (température élevée), ce qui ne correspond pas aux conditions de cette réaction. Dans des conditions normales, il serait correct d'indiquer séparément le soufre moléculaire et l'alcali, et non les produits de leur interaction.

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

Des difficultés surviennent également lors de la composition de cette réaction. Le fait est que dans ce cas, il n'est pas nécessaire d'écrire une molécule du milieu (KOH ou autre alcali) dans les réactifs pour égaliser la réaction. L'alcali participe à la réaction et détermine le produit de la réduction du permanganate de potassium, mais les réactifs et les produits sont égalisés sans sa participation. Cet apparent paradoxe peut être facilement résolu si l’on se souvient qu’une réaction chimique n’est qu’une notation conventionnelle qui n’indique pas chaque processus qui se produit, mais simplement le reflet de la somme de tous les processus. Comment le déterminer vous-même ? Si vous suivez le schéma classique - équilibre - coefficients d'équilibre - égalisation des métaux, vous verrez alors que les métaux sont égalisés par des coefficients d'équilibre et la présence d'alcali sur le côté gauche de l'équation de réaction sera superflue.

Permanganates oxyder:

• non-métaux avec état d'oxydation négatif aux substances simples (avec état d'oxydation 0), des exceptions — phosphore, arsenic - jusqu'à +5 ;
• non-métaux avec état d'oxydation intermédiaire au plus haut degré d'oxydation;
• métaux actifs positif stable degré d'oxydation du métal.

KMnO 4 + neMe (d.o. la plus basse) = neMe 0 + autres produits

KMnO 4 + neMe (d.o. intermédiaire) = neMe (d.o. supérieure) + autres produits

KMnO 4 + Me 0 = Me (stable s.o.) + autres produits

KMnO 4 + P -3 , As -3 = P +5 , As +5 + autres produits

Schéma de récupération des chromates/bichromates

Une particularité du chrome de valence VI est qu'il forme 2 types de sels dans solutions aqueuses: chromates et dichromates, selon l'environnement de la solution. Chromates métalliques actifs (par exemple, K 2 CrO 4) sont des sels stables dans alcalin environnement. Dichromates (bichromates) de métaux actifs (par exemple, K 2 Cr 2 O 7) - sels, stables dans un environnement acide .

Les composés de chrome (VI) sont réduits en composés de chrome (III) . Les composés du chrome Cr +3 sont amphotères, et selon le milieu de la solution, ils existent en solution sous diverses formes : en milieu acide sous la forme sels(les composés amphotères forment des sels lorsqu'ils interagissent avec des acides), dans environnement neutre- insoluble hydroxyde amphotère chrome (III) Cr(OH) 3 , et dans un environnement alcalin, des composés de chrome (III) se forment sel complexe, Par exemple, hexahydroxochromate de potassium (III) K 3 .

Composés de chrome VI oxyder:

• non-métaux dans un état d'oxydation négatif aux substances simples (avec état d'oxydation 0), des exceptions — phosphore, arsenic – jusqu'à +5;
• non-métaux en état d'oxydation intermédiaire au plus haut degré d'oxydation;
• métaux actifs des substances simples (stade d'oxydation 0) aux composés avec positif stable degré d'oxydation du métal.

Chromate/bichromate + NeMe (d.o. négative) = NeMe 0 + autres produits

Chromate/bichromate + neMe (d.o. positive intermédiaire) = neMe (d.o. la plus élevée) + autres produits

Chromate/bichromate + Me 0 = Me (d.o. stable) + autres produits

Chromate/bichromate + P, As (d.o. négative) = P, As +5 + autres produits

Décomposition des nitrates

Les sels de nitrate contiennent azote à l'état d'oxydation +5 - fort comburant. Un tel azote peut oxyder l'oxygène (O -2). Cela se produit lorsque les nitrates sont chauffés. Dans la plupart des cas, l'oxygène est oxydé jusqu'à l'état d'oxydation 0, c'est-à-dire avant moléculaire oxygène O2 .

Selon le type de métal formant le sel, divers produits se forment lors de la décomposition thermique (température) des nitrates : si métal actif(dans la série d'activité électrochimique il y a au magnésium), puis l'azote est réduit à l'état d'oxydation +3, et lors de la décomposition des sels de nitrite et de l'oxygène moléculaire se forment .

Par exemple:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .

Les métaux actifs se présentent dans la nature sous forme de sels (KCl, NaCl).

Si un métal est dans la série d'activité électrochimique à droite du magnésium et à gauche du cuivre (y compris le magnésium et le cuivre) , puis lors de la décomposition, il se forme oxyde de métal dans un état d'oxydation stable, monoxyde d'azote (IV) (gaz brun) Et oxygène. De l'oxyde métallique se forme également lors de la décomposition nitrate de lithium .

Par exemple, décomposition nitrate de zinc:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnО + 4NO 2 + O 2 .

Les métaux d'activité intermédiaire se trouvent le plus souvent dans la nature sous forme d'oxydes (Fe 2 O 3, Al 2 O 3, etc.).

Ions les métaux, situé dans la série d'activité électrochimique à droite du cuivre sont des agents oxydants puissants. À décomposition des nitrates eux, comme N +5, participent à l'oxydation de l'oxygène et sont réduits en substances simples, c'est-à-dire le métal se forme et des gaz sont libérés - oxyde nitrique (IV) et oxygène .

Par exemple, décomposition nitrate d'argent:

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2.

Les métaux inactifs se présentent dans la nature sous forme de substances simples.

Quelques exceptions !

Décomposition nitrate d'ammonium :

La molécule de nitrate d'ammonium contient à la fois un agent oxydant et un agent réducteur : l'azote à l'état d'oxydation -3 ne présente que des propriétés réductrices, tandis que l'azote à l'état d'oxydation +5 ne présente que des propriétés oxydantes.

Lorsqu'il est chauffé, le nitrate d'ammonium se décompose. À des températures allant jusqu'à 270 o C, il se forme oxyde nitrique (I)(« gaz hilarant ») et eau :

NH 4 NON 3 → N 2 O + 2H 2 O

Ceci est un exemple de réaction contre-disproportion .

L’état d’oxydation de l’azote résultant est la moyenne arithmétique de l’état d’oxydation des atomes d’azote dans la molécule d’origine.

À des températures plus élevées, l'oxyde d'azote (I) se décompose en substances simples : azote Et oxygène:

2NH 4 NON 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O

À décomposition nitrite d'ammonium NH4NO2 une contre-disproportion se produit également.

L'état d'oxydation de l'azote résultant est également égal à la moyenne arithmétique des états d'oxydation des atomes d'azote initiaux - agent oxydant N +3 et agent réducteur N -3

NH 4 NON 2 → N 2 + 2H 2 O

Décomposition thermique nitrate de manganèse(II) accompagné d'une oxydation du métal :

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

Nitrate de fer(II) à basses températures se décompose en oxyde de fer (II) ; lorsqu'il est chauffé, le fer s'oxyde jusqu'à l'état d'oxydation +3 :

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

Nitrate de nickel(II) se décompose en nitrite lorsqu'il est chauffé.

Propriétés oxydantes de l'acide nitrique

Acide nitrique HNO 3 lors de l'interaction avec les métaux est pratiquement ne produit jamais d'hydrogène , contrairement à la plupart des acides minéraux.

Cela est dû au fait que l'acide contient un agent oxydant très puissant - l'azote à l'état d'oxydation +5. Lors de l'interaction avec des agents réducteurs - les métaux, divers produits de réduction de l'azote se forment.

Acide nitrique + métal = sel métallique + produit de réduction azoté + H 2 O

L'acide nitrique lors de la réduction peut se transformer en oxyde d'azote (IV) NO 2 (N +4) ; monoxyde d'azote (II) NO (N +2); monoxyde d'azote (I) N 2 O (« gaz hilarant ») ; azote moléculaire N 2; nitrate d'ammonium NH 4 NO 3. En règle générale, un mélange de produits est formé avec une prédominance de l'un d'entre eux. L'azote est réduit à des états d'oxydation de +4 à -3. La profondeur de la restauration dépend principalement par nature d'agent réducteur Et sur la concentration d'acide nitrique . La règle fonctionne : plus la concentration d'acide est faible et plus l'activité du métal est élevée, plus l'azote reçoit d'électrons et plus il se forme de produits réduits.

Certaines régularités permettront de déterminer correctement le produit principal de la réduction de l'acide nitrique par les métaux dans la réaction :

• à l'action acide nitrique très dilué sur les métaux est généralement formé nitrate d'ammonium NH4N03;

Par exemple, réaction du zinc avec l'acide nitrique très dilué :

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

• acide nitrique concentré Dans le froid passive certains métaux - chrome Cr, aluminium Al et fer Fe . Lorsque la solution est chauffée ou diluée, la réaction se produit ;

passivation des métaux - il s'agit du transfert de la surface métallique vers un état inactif en raison de la formation sur la surface métallique de fines couches de composés inertes, en l'occurrence principalement des oxydes métalliques qui ne réagissent pas avec l'acide nitrique concentré

• Acide nitrique ne réagit pas avec les métaux du sous-groupe du platine — or Au, platine Pt, et palladium PD ;

• lors de l'interaction acide concentré avec des métaux inactifs et métaux d'activité moyenne azote l'acide est réduit à monoxyde d'azote (IV) NON 2 ;

Par exemple, oxydation du cuivre avec de l'acide nitrique concentré :

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

• lors de l'interaction acide nitrique concentré avec des métaux actifs est formé L'oxyde nitrique (I)N2O ;

Par exemple, oxydation sodium concentré acide nitrique:

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

• lors de l'interaction diluer l'acide nitrique avec des métaux inactifs (dans la série d'activités à droite de l'hydrogène) l'acide est réduit en monoxyde d'azote (II) NON ;
• lors de l'interaction diluer l'acide nitrique avec des métaux d'activité moyenne est formé soit monoxyde d'azote (II) NO, ou monoxyde d'azote N 2 O, ou azote moléculaire N 2 - en fonction de facteurs supplémentaires (activité du métal, degré de broyage du métal, degré de dilution de l'acide, température).
• lors de l'interaction diluer l'acide nitrique avec des métaux actifs est formé azote moléculaire N 2 .

Pour déterminer approximativement les produits de réduction de l'acide nitrique lors de l'interaction avec différents métaux, je propose d'utiliser le principe du pendule. Les principaux facteurs qui modifient la position du pendule sont : la concentration d'acide et l'activité des métaux. Pour simplifier, nous utilisons 3 types de concentrations d'acide : concentré (plus de 30 %), dilué (30 % ou moins), très dilué (moins de 5 %). Nous divisons les métaux selon leur activité en activité active (avant l'aluminium), activité moyenne (de l'aluminium à l'hydrogène) et inactive (après l'hydrogène). Nous classons les produits de réduction de l'acide nitrique par ordre décroissant d'état d'oxydation :

NO2 ; NON; N2O; N2 ; NH4NO3

Plus le métal est actif, plus on se déplace vers la droite. Plus la concentration de l’acide est élevée ou plus le degré de dilution de l’acide est faible, plus on se décale vers la gauche.

Par exemple , l'acide concentré et le cuivre métallique inactif Cu interagissent. Par conséquent, on passe à l'extrême gauche, de l'oxyde d'azote (IV), du nitrate de cuivre et de l'eau se forment.

Réaction des métaux avec l'acide sulfurique

Diluer l'acide sulfurique interagit avec les métaux comme un acide minéral ordinaire. Ceux. interagit avec les métaux situés dans la série de tensions électrochimiques jusqu'à l'hydrogène. L'agent oxydant est ici les ions H +, qui sont réduits en hydrogène moléculaire H 2 . Dans ce cas, les métaux sont généralement oxydés pour le minimum degré d'oxydation.

Par exemple:

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

interagit avec les métaux dans la plage de tension avant et après l'hydrogène.

H 2 SO 4 (conc) + métal = sel métallique + produit de réduction du soufre (SO 2, S, H 2 S) + eau

Lorsque l'acide sulfurique concentré interagit avec les métaux, un sel métallique (dans un état d'oxydation stable), de l'eau et un produit de réduction du soufre se forment - dioxyde de soufre S +4 O 2, soufre moléculaire S ou sulfure d'hydrogène H 2 S -2, en fonction du degré de concentration, de l'activité du métal, du degré de broyage, de la température, etc. Lorsque l’acide sulfurique concentré réagit avec les métaux, l’hydrogène moléculaire ne se forme pas !

Principes de base de l'interaction de l'acide sulfurique concentré avec les métaux :

1. Acide sulfurique concentré passive aluminium, chrome, fer à température ambiante ou au froid ;

2. Acide sulfurique concentré n'interagit pas Avec or, platine et palladium ;

3. AVEC métaux inactifs acide sulfurique concentré restauré à oxyde de soufre(IV).

Par exemple, le cuivre est oxydé par l'acide sulfurique concentré:

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

4. Lors de l'interaction avec des métaux actifs et du zinc formes d'acide sulfurique concentrésoufre S ou sulfure d'hydrogène H 2 S 2- (selon la température, le degré de broyage et l'activité du métal).

Par exemple , interaction de l'acide sulfurique concentré avec le zinc:

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

Peroxyde d'hydrogène

Le peroxyde d'hydrogène H 2 O 2 contient de l'oxygène à l'état d'oxydation -1. Cet oxygène peut à la fois augmenter et diminuer l’état d’oxydation. Ainsi, le peroxyde d'hydrogène présente propriétés à la fois oxydantes et réductrices.

Lorsqu'il interagit avec des agents réducteurs, le peroxyde d'hydrogène présente les propriétés d'un agent oxydant et est réduit à un état d'oxydation de -2. Généralement, le produit de la réduction du peroxyde d’hydrogène est de l’eau ou un ion hydroxyde, selon les conditions de réaction. Par exemple:

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

Lorsqu'il interagit avec des agents oxydants, le peroxyde est oxydé en oxygène moléculaire (état d'oxydation 0) : O 2 . Par exemple :

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

Les réactions d'oxydo-réduction, ou ORR en abrégé, sont l'un des principes fondamentaux de la chimie, car elles décrivent l'interaction des individus. éléments chimiques ensemble. Comme le nom de ces réactions l’indique, elles impliquent au moins deux produits chimiques dont l’un agit comme agent oxydant et l’autre comme agent réducteur. Il est évidemment très important de pouvoir les distinguer et les définir de différentes manières. réactions chimiques.

Comment déterminer un agent oxydant et un agent réducteur
La principale difficulté dans la détermination de l'agent oxydant et de l'agent réducteur dans les réactions chimiques est que les mêmes substances dans différents cas peuvent être à la fois des agents oxydants et des agents réducteurs. Pour apprendre à déterminer correctement le rôle d'un élément chimique spécifique dans une réaction, vous devez clairement comprendre les concepts de base suivants.

1. Oxydation est le processus de perte d’électrons de la couche électronique externe d’un élément chimique. À son tour agent d'oxydation il y aura un atome, une molécule ou un ion qui acceptera les électrons et abaissera ainsi son état d'oxydation, qui est sont en cours de restauration . Après une réaction chimique d'interaction avec une autre substance, l'agent oxydant acquiert toujours une charge positive.
2. Récupération est le processus d’ajout d’électrons à la couche électronique externe d’un élément chimique. Restaurateur il y aura un atome, une molécule ou un ion qui donnera ses électrons et augmentera ainsi son état d'oxydation, c'est-à-dire oxyder . Après une réaction chimique d'interaction avec une autre substance, un agent réducteur acquiert toujours une charge positive.
3. En termes simples, un agent oxydant est une substance qui « prend » des électrons, et un agent réducteur est une substance qui les donne à l'agent oxydant. Il est possible de déterminer qui dans une réaction redox joue le rôle d'un agent oxydant, qui est un agent réducteur et dans quels cas l'agent oxydant devient un agent réducteur et vice versa, en connaissant le comportement typique des éléments individuels dans les réactions chimiques. .
4. Les agents réducteurs typiques sont les métaux et l'hydrogène : Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Moins ils sont ionisés, plus leurs propriétés réductrices sont importantes. Par exemple, le fer partiellement oxydé, qui a cédé un électron et a une charge de +1, pourra céder un électron de moins par rapport au fer « pur ». En outre, les agents réducteurs peuvent être des composés d'éléments chimiques dans l'état d'oxydation le plus bas, dans lequel toutes les orbitales libres sont remplies et qui ne peuvent donner que des électrons, par exemple l'ammoniac NH 3, le sulfure d'hydrogène H 2 S, le bromure d'hydrogène HBr, l'iodure d'hydrogène HI. , chlorure d'hydrogène HCl.
5. Les agents oxydants typiques sont de nombreux non-métaux (F, Cl, I, O, Br). De plus, les métaux ayant haut degré oxydation (Fe +3, Sn +4, Mn +4), également certains composés d'éléments à haut degré d'oxydation : permanganate de potassium KMnO4, acide sulfurique H2SO4, acide nitrique HNO3, oxyde de cuivre CuO, chlorure de fer FeCl3.
6. Composants chimiques incomplet ou diplômes intermédiaires l'oxydation, par exemple, l'acide nitrique monobasique HNO 2, le peroxyde d'hydrogène H 2 O 2, l'acide sulfureux H 2 SO 3 peuvent présenter à la fois des propriétés oxydantes et réductrices, en fonction des propriétés rédox du deuxième réactif impliqué dans l'interaction.

Définissons un agent oxydant et un agent réducteur en utilisant l'exemple d'une réaction simple entre le sodium et l'oxygène.

Comme il ressort de cet exemple, un atome de sodium cède son électron à un atome d'oxygène. Le sodium est donc un agent réducteur et l’oxygène est un agent oxydant. Dans ce cas, le sodium sera complètement oxydé, puisqu'il abandonnera le nombre maximum d'électrons possible, et l'atome d'oxygène ne sera pas complètement réduit, puisqu'il pourra accepter un autre électron d'un autre atome d'oxygène.

Description

Au cours de la réaction redox, l'agent réducteur cède des électrons, c'est-à-dire s'oxyde; L'agent oxydant gagne des électrons, c'est-à-dire est en cours de restauration. De plus, toute réaction redox représente l'unité de deux transformations opposées - l'oxydation et la réduction, se produisant simultanément et sans se séparer l'une de l'autre.

Oxydation

L'oxydation est le processus de perte d'électrons, avec augmentation du degré d'oxydation.

Lorsqu’une substance est oxydée, son état d’oxydation augmente en raison de la perte d’électrons. Les atomes de la substance oxydée sont appelés donneurs d’électrons et les atomes de l’agent oxydant sont appelés accepteurs d’électrons.

Dans certains cas, lors de l'oxydation, la molécule de la substance mère peut devenir instable et se décomposer en éléments constitutifs plus stables et plus petits (voir Radicaux libres). Dans ce cas, certains des atomes des molécules résultantes ont un état d'oxydation plus élevé que les mêmes atomes de la molécule d'origine.

L'agent oxydant, acceptant les électrons, acquiert des propriétés réductrices, se transformant en agent réducteur conjugué :

agent oxydant + e − ↔ agent réducteur conjugué.

Récupération

Lors de la réduction, les atomes ou les ions gagnent des électrons. Dans ce cas, l'état d'oxydation de l'élément diminue. Exemples : réduction d'oxydes métalliques en métaux libres à l'aide d'hydrogène, de carbone et d'autres substances ; réduction des acides organiques en aldéhydes et alcools ; hydrogénation des graisses, etc.

L'agent réducteur, donneur d'électrons, acquiert des propriétés oxydantes, se transformant en un agent oxydant conjugué :

agent réducteur - e − ↔ comburant conjugué.

Un électron libre non lié est l’agent réducteur le plus puissant.

Couple rédox

Un agent oxydant et sa forme réduite, ou un agent réducteur et sa forme oxydée sont conjugués couple rédox, et leurs interconversions sont des demi-réactions redox.

Dans toute réaction rédox, deux paires rédox conjuguées participent, entre lesquelles il y a compétition pour les électrons, à la suite de quoi deux demi-réactions se produisent : l'une est associée à l'ajout d'électrons, c'est-à-dire réduction, l'autre - avec libération d'électrons, c'est-à-dire oxydation.

Types de réactions redox

Intermoléculaire - réactions dans lesquelles les atomes oxydants et réducteurs sont situés dans des molécules différentes substances, Par exemple:

H 2 S + Cl 2 → S + 2HCl

Intramoléculaire - réactions dans lesquelles des atomes oxydants et réducteurs sont situés dans des molécules de la même substance, par exemple :

2H 2 O → 2H 2 + O 2

Dismutation (auto-oxydation-auto-guérison) - réactions dans lesquelles le même élément agit à la fois comme agent oxydant et comme agent réducteur, par exemple :

Cl 2 + H 2 O → HClO + HCl

Reproportionation (conproportionation) - réactions dans lesquelles un état d'oxydation est obtenu à partir de deux états d'oxydation différents du même élément, par exemple :

NH 4 NON 3 → N 2 O + 2H 2 O

Exemples

Réaction redox entre l'hydrogène et le fluor

Se divise en deux demi-réactions :

1) Oxydation :

2) Récupération :

Oxydation, réduction

Dans les réactions redox, les électrons sont transférés d’un atome, d’une molécule ou d’un ion à un autre. Le processus de perte d’électrons est l’oxydation. Lors de l'oxydation, l'état d'oxydation augmente :