Reacții care apar la schimbarea stării de oxidare. Reacții redox
Sarcina nr. 1
Stabiliți o corespondență între ecuația reacției și proprietatea elementului de azot pe care îl prezintă în această reacție: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
Răspuns: 4221
Explicaţie:
A) NH 4 HCO 3 este o sare care conţine cationul de amoniu NH 4 +. În cationul de amoniu, azotul are întotdeauna o stare de oxidare de -3. Ca rezultat al reacției, se transformă în amoniac NH3. Hidrogenul aproape întotdeauna (cu excepția compușilor săi cu metale) are o stare de oxidare de +1. Prin urmare, pentru ca o moleculă de amoniac să fie neutră din punct de vedere electric, azotul trebuie să aibă o stare de oxidare de -3. Astfel, nu există nicio modificare a gradului de oxidare a azotului, adică. nu prezintă proprietăți redox.
B) După cum se arată mai sus, azotul din amoniacul NH3 are o stare de oxidare de -3. Ca rezultat al reacției cu CuO, amoniacul se transformă într-o substanță simplă N2. În orice substanță simplă, starea de oxidare a elementului prin care se formează este zero. Astfel, atomul de azot își pierde sarcina negativă și, deoarece electronii sunt responsabili pentru sarcina negativă, aceasta înseamnă că atomul de azot îi pierde ca urmare a reacției. Un element care își pierde o parte din electroni ca urmare a unei reacții se numește agent reducător.
C) Ca urmare a reacției NH 3 cu starea de oxidare a azotului egală cu -3, acesta se transformă în oxid nitric NO. Oxigenul are aproape întotdeauna o stare de oxidare de -2. Prin urmare, pentru ca o moleculă de oxid nitric să fie neutră din punct de vedere electric, atomul de azot trebuie să aibă o stare de oxidare de +2. Aceasta înseamnă că atomul de azot, ca urmare a reacției, și-a schimbat starea de oxidare de la -3 la +2. Aceasta indică faptul că atomul de azot a pierdut 5 electroni. Adică, azotul, așa cum este cazul B, este un agent reducător.
D) N 2 este o substanță simplă. În toate substanțe simple elementul care le formează are o stare de oxidare de 0. În urma reacției, azotul este transformat în nitrură de litiu Li3N. Singura stare de oxidare a unui metal alcalin, alta decât zero (starea de oxidare 0 are loc pentru orice element) este +1. Astfel, pentru ca unitatea structurală Li3N să fie neutră din punct de vedere electric, azotul trebuie să aibă o stare de oxidare de -3. Se pare că, în urma reacției, azotul a dobândit o sarcină negativă, ceea ce înseamnă adăugarea de electroni. Azotul este un agent oxidant în această reacție.
Sarcina nr. 2
Stabiliți o corespondență între schema de reacție și proprietatea elementului fosfor pe care îl prezintă în această reacție: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
Notați numerele selectate în tabel sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 1224
Sarcina nr. 3
| ECUAȚIA REACȚIEI | |
| A) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O B) 2Cu(NO 3) 2 → 2CuO + 4NO 2 + O 2 B) 4Zn + 10HNO 3 → NH 4 NO 3 + 4Zn(NO 3) 2 + 3H 2 O D) 3NO2 + H20 → 2HNO3 + NO |
Notați numerele selectate în tabel sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 1463
Sarcina nr. 4
Stabiliți o corespondență între ecuația reacției și schimbarea stării de oxidare a agentului oxidant din aceasta: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
| ECUAȚIA REACȚIEI | MODIFICAREA STĂRII DE OXIDARE A OXIDANTULUI |
| A) SO 2 + NO 2 → SO 3 + NO B) 2NH3 + 2Na → 2NaNH2 + H2 B) 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O → 4HNO 3 D) 4NH3 + 6NO → 5N2 + 6H2O |
Notați numerele selectate în tabel sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 3425
Sarcina nr. 5
Stabiliți o corespondență între schema de reacție și coeficientul înaintea agentului oxidant din ea: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
| SCHEMA DE REACȚIE | COEFICIENT ÎNAINTE DE OXIDANT |
| A) NH3 + O2 → N2 + H2O B) Cu + HNO 3 (conc.) → Cu (NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O B) C + HNO 3 → NO 2 + CO 2 + H 2 O D) S + HNO3 →H2S04 + NO |
Notați numerele selectate în tabel sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 3442
Sarcina nr. 6
Stabiliți o corespondență între ecuația reacției și schimbarea stării de oxidare a agentului oxidant din aceasta: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
| ECUAȚIA REACȚIEI | MODIFICAREA STĂRII DE OXIDARE A OXIDANTULUI |
| A) 2NH3 + K → 2KNH2 + H2 B) H2S + K → K2S + H2 B) 4NH3 + 6NO → 5N2 + 6H2O D) 2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O |
Notați numerele selectate în tabel sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 4436
Sarcina nr. 7
Stabiliți o corespondență între substanțele inițiale și proprietatea cuprului pe care o prezintă acest element în această reacție: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
Notați numerele selectate în tabel sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 2124
Sarcina nr. 8
Stabiliți o corespondență între schema de reacție și proprietatea sulfului pe care o prezintă în această reacție: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
Notați numerele selectate în tabel sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 3224
Sarcina nr. 9
Stabiliți o corespondență între schema de reacție și proprietatea fosforului pe care o prezintă în această reacție: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
Notați numerele selectate în tabel sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 3242
Sarcina nr. 10
Stabiliți o corespondență între schema de reacție și proprietatea azotului pe care o prezintă în această reacție: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
Notați numerele selectate în tabel sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 2141
Sarcina nr. 11
Stabiliți o corespondență între schema de reacție și proprietatea fluorului pe care o prezintă în această reacție: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
Notați numerele selectate în tabel sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 1444
Sarcina nr. 12
Stabiliți o corespondență între schema de reacție și modificarea stării de oxidare a agentului reducător: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
| SCHEMA DE REACȚIE | |
| A) NaIO → NaI + NaIO 3 B) HI + H 2 O 2 → I 2 + H 2 O B) NaIO3 → NaI + O2 D) NaIO4 → NaI + O2 | 1) I +5 → I −1 2) O −2 → O 0 3) I +7 →I −1 4) I +1 → I −1 5) I +1 → I +5 6) I −1 → I 0 |
Notați numerele selectate în tabel sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 5622
Sarcina nr. 13
Stabiliți o corespondență între ecuația reacției și modificarea stării de oxidare a agentului reducător în această reacție: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
| ECUAȚIA REACȚIEI | MODIFICAREA STĂRII DE OXIDAREA AGENTULUI REDUCTOR |
| A) H2S + I2 → S + 2HI B) CI2 + 2HI → I2 + 2HCI B) 2SO 3 + 2KI → I 2 + SO 2 + K 2 SO 4 D) S + 3NO 2 → SO 3 + 3NO |
Notați numerele selectate în tabel sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 5331
Sarcina nr. 14
Stabiliți o corespondență între ecuația reacției redox și schimbarea stării de oxidare a sulfului în această reacție: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
| ECUAȚIA REACȚIEI | MODIFICAREA GRADULUI DE OXIDARE A SULFULUI |
| A) S + O 2 → SO 2 B) SO 2 + Br 2 + 2H 2 O → H 2 SO 4 + 2HBr B) C + H 2 SO 4 (conc.) → CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O D) 2H2S + O2 → 2H2O + 2S |
Notați numerele selectate în tabel sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 4123
Sarcina nr. 15
| SCHIMBAREA STĂRII DE OXIDARE | FORMULE DE SUBSTANȚE |
| A) S −2 → S +4 B) S −2 → S +6 B) S +6 → S −2 D) S −2 → S 0 | 1) Cu2S și O2 2) H2S și Br2 (soluție) 3) Mg și H2S04 (conc.) 4) H2S03 şi O2 5) PbS și HNO3 (conc.) 6) C și H2S04 (conc.) |
Notați numerele selectate în tabel sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 1532
Sarcina nr. 16
Stabiliți o corespondență între modificarea stării de oxidare a sulfului în reacție și formulele substanțelor inițiale implicate în aceasta: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
| SCHIMBAREA STĂRII DE OXIDARE | FORMULE DE SUBSTANȚE |
| A) S 0 → S +4 B) S +4 → S +6 B) S −2 → S 0 D) S +6 → S +4 | 1) Cu și H2SO4 (diluat) 2) H2S și O2 (insuficient) 3) S și H2SO4 (conc.) |
Notați numerele selectate în tabel sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 3523
Sarcina nr. 17
Stabiliți o corespondență între proprietățile azotului și ecuația reacției redox în care acesta prezintă aceste proprietăți: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
Notați numerele selectate în tabel sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 2143
Sarcina nr. 18
Stabiliți o corespondență între modificarea stării de oxidare a clorului în reacție și formulele substanțelor inițiale implicate în aceasta: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
| SCHIMBAREA STĂRII DE OXIDARE | FORMULE SUBSTANTELOR INICIALE |
| A) Cl 0 → Cl −1 B) Cl −1 → Cl 0 B) Cl +5 → Cl −1 D) CI0 → CI +5 | 1) KClO 3 (încălzire) 2) Cl 2 și NaOH (soluție fierbinte) 3) KCI și H2S04 (conc.) 6) KClO4 și H2SO4 (conc.) |
Notați numerele selectate în tabel sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 2412
Sarcina nr. 19
Stabiliți o corespondență între formula ionului și capacitatea acestuia de a prezenta proprietăți redox: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
Notați numerele selectate în tabel sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 2332
Sarcina nr. 20
Stabiliți o corespondență între schema de reacție chimică și modificarea stării de oxidare a agentului oxidant: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
| SCHEMA DE REACȚIE | MODIFICAREA STĂRII DE OXIDARE A OXIDANTULUI |
| A) MnCO 3 + KClO 3 → MnO 2 + KCl + CO 2 B) CI2 + I2 + H2O → HCI + HIO3 B) H2MnO4 → HMnO4 + MnO2 + H2O D) Na 2 SO 3 + KMnO 4 + KOH → Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O | 1) Cl 0 → Cl − 2) Mn +6 → Mn +4 3) Cl +5 → Cl − 4) Mn +7 → Mn +6 5) Mn +2 → Mn +4 6) S +4 → S +6 |
Notați numerele selectate în tabel sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 3124
Sarcina nr. 21
Stabiliți o corespondență între schema de reacție și modificarea stării de oxidare a agentului reducător în această reacție: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
Reacții de oxidare-reducere (ORR) – reacţii care apar cu modificarea stării de oxidare a atomilor care alcătuiesc substanţele care reacţionează ca urmare a transferului de electroni de la un atom la altul.
Starea de oxidare – sarcina formală a unui atom dintr-o moleculă, calculată din ipoteza că molecula constă numai din ioni.
Cele mai electronegative elemente dintr-un compus au stări de oxidare negative, iar atomii elementelor cu electronegativitate mai mică au stări de oxidare pozitive.
Starea de oxidare este un concept formal; în unele cazuri, starea de oxidare nu coincide cu valența.
De exemplu: N 2 H 4 (hidrazină)
gradul de oxidare a azotului – -2; valența azotului - 3.
Calculul stării de oxidare
Pentru a calcula starea de oxidare a unui element, trebuie luate în considerare următoarele puncte:
1. Stările de oxidare ale atomilor din substanțele simple sunt egale cu zero (Na 0; H 2 0).
2. Suma algebrică a stărilor de oxidare ale tuturor atomilor care alcătuiesc o moleculă este întotdeauna egală cu zero, iar într-un ion complex această sumă este egală cu sarcina ionului.
3. Atomii au o stare de oxidare constantă: metale alcaline (+1), metale alcalino-pământoase (+2), hidrogen (+1) (cu excepția hidrurilor NaH, CaH 2 etc., unde starea de oxidare a hidrogenului este - 1), oxigen (-2 ) (cu excepția F 2 -1 O +2 și peroxizilor care conțin grupa –O–O–, în care starea de oxidare a oxigenului este -1).
4. Pentru elemente, starea de oxidare pozitivă nu poate depăși o valoare egală cu numărul de grup al sistemului periodic.
V2+5O5-2; Na2+1B4+3O7-2; K+1CI+704-2; N-3H3+1; K2+1H+1P+5O4-2; Na2+1Cr2+6O7-2
Reacții cu și fără modificări ale stării de oxidare
Există două tipuri de reacții chimice:
A Reacții în care starea de oxidare a elementelor nu se modifică:
Reacții de adiție: SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3
Reacții de descompunere: Cu(OH) 2 CuO + H 2 O
Reacții de schimb: AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3
NaOH + HNO3NaNO3 + H2O
B Reacții în care are loc o modificare a stărilor de oxidare ale atomilor elementelor care alcătuiesc compușii care reacţionează:
2Mg0 + O20 2Mg +20-2
2KCl +5 O 3 -2 – t 2KCl -1 + 3O 2 0
2KI -1 + Cl 2 0 2KCl -1 + I 2 0
Mn +4 O 2 + 4HCI -1 Mn + 2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O
Astfel de reacții se numesc reacții redox .
Oxidare, reducere
În reacțiile redox, electronii sunt transferați de la un atom, moleculă sau ion la altul. Procesul de pierdere a electronilor este oxidarea. În timpul oxidării, starea de oxidare crește:
H 2 0 - 2ē 2H +
S -2 − 2ē S 0
Al 0 − 3ē Al +3
Fe +2 − ē Fe +3
2Br - − 2ē Br 2 0
Procesul de adăugare a electronilor este reducerea. În timpul reducerii, starea de oxidare scade.
Mn +4 + 2ē Mn +2
Сr +6 +3ē Cr +3
Cl 2 0 +2ē 2Cl -
O 2 0 + 4ē 2O -2
Atomii sau ionii care câștigă electroni într-o reacție dată sunt agenți de oxidare, iar cei care donează electroni sunt agenți reducători.
Proprietățile redox ale unei substanțe și starea de oxidare a atomilor ei constitutivi
Compușii care conțin atomi de elemente cu starea de oxidare maximă pot fi doar agenți oxidanți datorită acestor atomi, deoarece au renunțat deja la toți electronii de valență și sunt capabili să accepte doar electroni. Starea maximă de oxidare a atomului unui element este egală cu numărul grupului din tabelul periodic căruia îi aparține elementul. Compușii care conțin atomi de elemente cu o stare minimă de oxidare pot servi doar ca agenți reducători, deoarece sunt capabili doar să doneze electroni, deoarece nivelul de energie exterior al unor astfel de atomi este completat de opt electroni. Starea minimă de oxidare a atomilor de metal este 0, pentru nemetale - (n–8) (unde n este numărul grupului din tabelul periodic). Compușii care conțin atomi de elemente cu stări intermediare de oxidare pot fi atât agenți oxidanți, cât și reductori, în funcție de partenerul cu care interacționează și de condițiile de reacție.
Reacțiile redox le includ pe cele care sunt însoțite de mișcarea electronilor de la o particulă la alta. Când se iau în considerare modelele reacțiilor redox, se utilizează conceptul de grad de oxidare.
Starea de oxidare
Concept stări de oxidare introdus pentru a caracteriza starea elementelor în conexiuni. Starea de oxidare înseamnă sarcina convențională a unui atom dintr-un compus, calculată pe baza ipotezei că compusul este format din ioni. Starea de oxidare este indicată printr-o cifră arabă cu semnul plus când electronii sunt deplasați de la un atom dat la un alt atom și printr-un număr cu semnul minus când electronii sunt deplasați în direcția opusă. Un număr cu semnul „+” sau „-“ este plasat deasupra simbolului elementului. Numărul de oxidare indică starea de oxidare a unui atom și este doar o formă convenabilă pentru a contabiliza transferul de electroni: nu ar trebui considerat nici ca sarcină efectivă a unui atom dintr-o moleculă (de exemplu, într-o moleculă LiF, sarcinile efective Li și F sunt +0,89 și respectiv -0 89, în timp ce stările de oxidare sunt +1 și -1), nici ca valența elementului (de exemplu, în compușii CH4, CH3OH, HCOOH, CO 2, valenţa carbonului este 4, iar stările de oxidare sunt respectiv -4, -2, + 2, +4). Valorile numerice ale valenței și ale stării de oxidare pot coincide în valoare absolută numai atunci când se formează compuși cu structură ionică.
La determinarea gradului de oxidare se folosesc următoarele reguli:
Atomii elementelor care se află în stare liberă sau sub formă de molecule de substanțe simple au o stare de oxidare zero, de exemplu Fe, Cu, H 2, N 2 etc.
Starea de oxidare a unui element sub forma unui ion monoatomic într-un compus cu structură ionică este egală cu sarcina acestui ion,
1 -1 +2 -2 +3 -1
de exemplu, NaCI, Cu S, AlF3.
Hidrogenul din majoritatea compușilor are o stare de oxidare de +1, cu excepția hidrurilor metalice (NaH, LiH), în care starea de oxidare a hidrogenului este -1.
Cea mai frecventă stare de oxidare a oxigenului în compuși este -2, cu excepția peroxizilor (Na 2 O 2, H 2 O 2), în care starea de oxidare a oxigenului este –1 și F 2 O, în care starea de oxidare de oxigen este +2.
Pentru elementele cu stare de oxidare variabilă, valoarea acesteia poate fi calculată cunoscând formula compusului și ținând cont de faptul că suma algebrică a stărilor de oxidare ale tuturor elementelor dintr-o moleculă neutră este zero. Într-un ion complex, această sumă este egală cu sarcina ionului. De exemplu, starea de oxidare a atomului de clor din molecula de HClO 4, calculată pe baza încărcăturii totale a moleculei = 0, unde x este starea de oxidare a atomului de clor), este +7. Starea de oxidare a atomului de sulf din ionul (SO 4) 2- [x + 4(-2) = -2] este +6.
Proprietățile redox ale substanțelor
Orice reacție redox constă în procese de oxidare și reducere. Oxidare - este procesul de donare de electroni de către un atom, ion sau moleculă a unui reactant. Substante care dau electronii lor în timpul reacției și sunt oxidați se numesc restauratori.
Reducerea este procesul prin care un atom acceptă electroni ion sau moleculă de reactiv.
Substanțele care acceptă electroni și sunt reduse în proces se numesc agenți oxidanți.
Reacțiile de oxidare-reducere apar întotdeauna ca un singur proces numit reacție redox. De exemplu, atunci când zincul metalic interacționează cu ionii de cupru agent reducător(Zn) își donează electronii agent oxidant– ioni de cupru (Cu 2+):
Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu
Cuprul este eliberat pe suprafața zincului, iar ionii de zinc intră în soluție.
Proprietățile redox ale elementelor sunt legate de structura atomilor lor și sunt determinate de poziția lor în sistemul periodic D.I. Mendeleev. Capacitatea de reducere a elementului se datorează legăturii slabe a electronilor de valență cu nucleul. Atomii de metal care conțin un număr mic de electroni la nivelul de energie exterior sunt predispuși să-i piardă, de exemplu. se oxidează ușor, jucând rolul de agenți reducători. Cei mai puternici agenți reducători sunt metalele cele mai active.
Criteriul pentru activitatea redox a elementelor poate fi valoarea acestora electronegativitate relativă: cu cât este mai mare, cu atât capacitatea de oxidare a elementului este mai pronunțată, iar cu cât este mai mică, cu atât activitatea sa reducătoare este mai pronunțată. Atomii nemetalici (de exemplu, F, O) au o mare afinitate electronică și electronegativitate relativă, acceptă cu ușurință electronii; sunt agenți oxidanți.
Proprietățile redox ale unui element depind de gradul de oxidare al acestuia. Pentru același element există diferite stări de oxidare inferioare, superioare și intermediare.
Ca exemplu, luați în considerare sulful S și compușii săi H2S, SO2 și SO3. Relația dintre structura electronică a atomului de sulf și proprietățile sale redox în acești compuși este prezentată clar în Tabelul 1.
În molecula de H 2 S, atomul de sulf are o configurație stabilă de octet a nivelului de energie exterior 3s 2 3p 6 și, prin urmare, nu mai poate adăuga electroni, dar îi poate da.
Starea unui atom în care nu mai poate accepta electroni se numește cea mai joasă stare de oxidare.
În cea mai scăzută stare de oxidare, atomul își pierde capacitatea de oxidare și poate fi doar un agent reducător.
Tabelul.1.
|
Formula substanței |
Formula electronica |
Proprietăți redox |
|
|
|
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 |
|
|
|
|
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 |
oxidant |
agent reducător |
|
|
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p o |
oxidant |
|
|
|
1s 2 2s 2 2p 6 3s sau 3p 0 |
oxidant |
|
–2
;
- 6
;
- 8
agent reducător
+
2
–4
;
-
6
+
4 
;
+
6
-2
agent reducător
+
2
;
+ 6
;
+
8
În molecula de SO3, toți electronii exteriori ai atomului de sulf sunt mutați către atomii de oxigen. Prin urmare, în acest caz, atomul de sulf poate accepta doar electroni, prezentând proprietăți oxidante.
Starea unui atom în care și-a renunțat la toți electronii de valență se numește cea mai înaltă stare de oxidare. Un atom în cea mai mare stare de oxidare nu poate fi decât un agent de oxidare.
În molecula de SO 2 și sulful elementar S, atomul de sulf este situat în stări intermediare de oxidare, adică, având electroni de valență, atomul îi poate da, dar fără a avea un complet r - subnivel, poate accepta și electroni până la finalizarea acestuia.
Un atom al unui element cu o stare intermediară de oxidare poate prezenta atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare, care sunt determinate de rolul său într-o anumită reacție.
De exemplu, rolul anionului sulfit SO 
în următoarele reacții este diferită:
5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O (1)
H 2 SO 3 + 2 H 2 S 3 S + 3 H 2 O (2)
În reacția (1), anionul sulfit SO 
în prezenţa unui oxidant puternic, KMnO 4 joacă rolul de agent reducător; în reacția (2) anion sulfit SO 
- un agent oxidant, deoarece H2S poate prezenta doar proprietăți reducătoare.
Astfel, printre substanțele complexe restauratori pot fi:
1. Substanțe simple ai căror atomi au energii scăzute de ionizare și electronegativitate (în special, metale).
2. Substanțe complexe care conțin atomi în stări inferioare de oxidare:
H Cl,H 2 S,N H 3
Na 2 S O3, Fe Cl2, Sn(NU 3) 2 .
Agenți oxidanți pot fi:
1. Substanțe simple ai căror atomi au valori mari ale afinității electronice și electronegativității - nemetale.
2. Substanţe complexe care conţin atomi în stări superioare de oxidare: +7 +6 +7
K Mn O4, K2 Cr 207, HCI04.
3. Substanțe complexe care conțin atomi în stări intermediare de oxidare:
Na 2 S O3, Mn O2, Mn SO4.
Există două tipuri de reacții chimice:
O Reacții în care gradul nu se modifică oxidarea elementelor:
Reacții de adaos
SO2 + Na2O = Na2SO3
Reacții de descompunere
Cu(OH)2 = CuO + H2O
Reacții de schimb
AgNO3 + KCl = AgCl + KNO3
NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O
B Reacții în care are loc o modificare a stărilor de oxidare ale atomilor elementelor care alcătuiesc compușii care reacţionează și transferul de electroni de la un compus la altul:
2Mg0 + O20 = 2Mg +20-2
2KI-1 + Cl20 = 2KCl-1 + I20
Mn +4 O 2 + 4HCl -1 = Mn + 2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O
Astfel de reacții se numesc reacții redox.
Starea de oxidare este sarcina nominală a unui atom dintr-o moleculă, calculată în ipoteza că molecula constă din ioni și este în general neutră din punct de vedere electric.
Cele mai electronegative elemente dintr-un compus au stări de oxidare negative, iar atomii elementelor cu electronegativitate mai mică au stări de oxidare pozitive.
Starea de oxidare este un concept formal; în unele cazuri, starea de oxidare nu coincide cu valența.
De exemplu:
N2H4 (hidrazină)
gradul de oxidare a azotului – -2; valența azotului - 3.
Calculul stării de oxidare
Pentru a calcula starea de oxidare a unui element, trebuie luate în considerare următoarele prevederi:
1. Stările de oxidare ale atomilor din substanțele simple sunt egale cu zero (Na 0; H 2 0).
2. Suma algebrică a stărilor de oxidare ale tuturor atomilor care alcătuiesc o moleculă este întotdeauna egală cu zero, iar într-un ion complex această sumă este egală cu sarcina ionului.
3. Următorii atomi au o stare de oxidare constantă în compușii cu atomi de alte elemente: metale alcaline (+1), metale alcalino-pământoase (+2), fluor
(-1), hidrogen (+1) (cu excepția hidrurilor metalice Na + H -, Ca 2+ H 2 - și altele, unde starea de oxidare a hidrogenului este -1), oxigen (-2) (cu excepția F 2 - 1 O + 2 şi peroxizi care conţin grupa –O–O–, în care starea de oxidare a oxigenului este -1).
4. Pentru elemente, starea de oxidare pozitivă nu poate depăși o valoare egală cu numărul de grup al sistemului periodic.
Exemple:
V2+5O5-2; Na2+1B4+3O7-2; K+1CI+704-2; N-3H3+1; K2+1H+1P+5O4-2; Na2+1Cr2+6O7-2
Oxidare, reducere
În reacțiile redox, electronii sunt transferați de la un atom, moleculă sau ion la altul. Procesul de pierdere a electronilor este oxidarea. În timpul oxidării, starea de oxidare crește:
H20 - 2ē = 2H + + 1/2О 2
S -2 - 2ē = S 0
Al 0 - 3ē = Al +3
Fe +2 - ē = Fe +3
2Br - - 2ē = Br 2 0
Procesul de adăugare a electronilor este reducerea: în timpul reducerii, starea de oxidare scade.
Mn +4 + 2ē = Mn +2
S 0 + 2ē = S -2
Cr +6 +3ē = Cr +3
Cl 2 0 +2ē = 2Cl -
O 2 0 + 4ē = 2O -2
Atomii, moleculele sau ionii care câștigă electroni într-o anumită reacție sunt agenți oxidanți, iar cei care donează electroni sunt agenți reducători.
Agentul de oxidare este redus în timpul reacției, agentul de reducere este oxidat.
Proprietățile redox ale unei substanțe și starea de oxidare a atomilor ei constitutivi
Compușii care conțin atomi de elemente cu starea de oxidare maximă pot fi doar agenți oxidanți datorită acestor atomi, deoarece au renunțat deja la toți electronii de valență și sunt capabili să accepte doar electroni. Starea maximă de oxidare a atomului unui element este egală cu numărul grupului din tabelul periodic căruia îi aparține elementul. Compușii care conțin atomi de elemente cu o stare minimă de oxidare pot servi doar ca agenți reducători, deoarece sunt capabili doar să doneze electroni, deoarece nivelul de energie exterior al unor astfel de atomi este completat de opt electroni. Starea minimă de oxidare pentru atomii de metal este 0, pentru nemetale - (n–8) (unde n este numărul grupului din tabelul periodic). Compușii care conțin atomi de elemente cu stări intermediare de oxidare pot fi atât agenți oxidanți, cât și reductori, în funcție de partenerul cu care interacționează și de condițiile de reacție.
Cei mai importanți agenți reducători și oxidanți
Restauratori
Monoxid de carbon (II) (CO).
hidrogen sulfurat (H2S);
oxid de sulf (IV) (SO2);
acid sulfuros H 2 SO 3 şi sărurile sale.
Acizi hidrohalici și sărurile lor.
Cationi metalici în stări de oxidare inferioare: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO4) 3.
Acid azot HNO2;
amoniac NH3;
hidrazină NH2NH2;
oxid nitric (II) (NO).
Catod în timpul electrolizei.
Agenți oxidanți
Halogeni.
permanganat de potasiu (KMnO4);
manganat de potasiu (K2Mn04);
oxid de mangan (IV) (MnO 2).
dicromat de potasiu (K2Cr2O7);
cromat de potasiu (K 2 CrO 4).
Acid azotic (HNO3).
Acid sulfuric(H2S04) conc.
Oxid de cupru (II) (CuO);
oxid de plumb(IV) (PbO2);
oxid de argint (Ag2O);
peroxid de hidrogen (H 2 O 2).
Clorura de fier (III) (FeCl3).
Sarea lui Berthollet (KClO 3).
Anod în timpul electrolizei.
În funcție de schimbarea stării de oxidare, totul reactii chimice poate fi împărțit în două tipuri:
I. Reacţii care apar fără modificarea stării de oxidare a elementelor care alcătuiesc substanţele care reacţionează. Astfel de reacții sunt clasificate ca reacții de schimb ionic.
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O.
II. Reacții care apar cu modificarea stării de oxidare a elementelor
incluse în substanțele care reacţionează. Astfel de reacții sunt clasificate ca reacții redox.
5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.
Starea de oxidare(oxidare) - o caracteristică a stării atomilor elementelor din compoziția unei molecule. Caracterizează distribuția neuniformă a electronilor între atomii de elemente și corespunde sarcinii pe care un atom al unui element ar dobândi-o dacă toate perechile de electroni obișnuite ale acestuia legături chimice deplasat către elementul mai electronegativ. În funcție de electronegativitatea relativă a elementelor care formează legătura, perechea de electroni poate fi deplasată la unul dintre atomi sau situată simetric față de nucleele atomice. Prin urmare, starea de oxidare a elementelor poate avea o valoare negativă, pozitivă sau zero.
Elementele ai căror atomi acceptă electroni de la alți atomi au grad negativ oxidare. Elementele ai căror atomi își donează electronii altor atomi au o stare de oxidare pozitivă. Atomii din moleculele substanțelor simple au o stare de oxidare zero și, de asemenea, dacă substanța este în stare atomică.
Starea de oxidare este indicată de +1, +2.
Sarcina ionică 1+, 2+.
Starea de oxidare a unui element dintr-un compus este determinată conform regulilor:
1. Starea de oxidare a unui element din substanțele simple este zero.
2. Unele elemente prezintă o stare constantă de oxidare în aproape toți compușii lor. Aceste elemente includ:
Are o stare de oxidare de +1 (cu excepția hidrurilor metalice).
O are o stare de oxidare de –2 (cu excepția fluorurilor).
3. Elemente din grupele I, II și III ale principalelor subgrupe Tabel periodic elementele lui D.I Mendeleev au o stare de oxidare constantă egală cu numărul grupului.
Elementele Na, Ba, Al: stare de oxidare +1, +2, respectiv +3.
4. Pentru elementele care au o stare de oxidare variabilă, există conceptul de stări de oxidare superioare și inferioare.
Cea mai mare stare de oxidare a unui element este egală cu numărul grupului de tabel periodic al elementelor lui D.I. Mendeleev în care se află elementul.
Elemente N,Cl: cel mai înalt grad oxidare +5, respectiv +7.
Cea mai scăzută stare de oxidare a unui element este egală cu numărul de grup al tabelului periodic al elementelor lui D.I Mendeleev, în care se află elementul minus opt.
Elementele N, Cl: starea de oxidare cea mai scăzută -3, respectiv -1.
5. La ionii cu un singur element, starea de oxidare a elementului este egală cu sarcina ionului.
Fe 3+ - starea de oxidare este +3; S 2- - starea de oxidare este -2.
6. Suma stărilor de oxidare ale tuturor atomilor elementelor dintr-o moleculă este zero.
KNO 3; (+1) + X+ 3 · (-2) = 0; X= +5. Starea de oxidare a azotului este +5.
7. Suma stărilor de oxidare ale tuturor atomilor elementelor dintr-un ion este egală cu sarcina ionului.
SO42-; X+ 4· (-2) = -2; X= +6. Starea de oxidare a sulfului este +6.
8. La compușii formați din două elemente, elementul scris în dreapta are întotdeauna cea mai scăzută stare de oxidare.
Reacțiile în care starea de oxidare a elementelor se modifică sunt clasificate ca reacții redox /ORR/. Aceste reacții constau în procese de oxidare și reducere.
Oxidare este procesul de renunțare la electroni de către un element care face parte dintr-un atom, moleculă sau ion.
Al 0 – 3e = Al 3+
H2 – 2e = 2H +
Fe 2+ - e = Fe 3+
2Cl - - 2e= CI2
În timpul oxidării, starea de oxidare a elementului crește. O substanță (atom, moleculă sau ion) care conține un element care donează electroni se numește agent reducător. Al, H2, Fe2+, CI- sunt agenţi reducători. Agentul reducător este oxidat.
Recuperare este procesul de adăugare de electroni la un element care face parte dintr-un atom, moleculă sau ion.
Cl 2 + 2e = 2Cl -
Fe 3+ + e = Fe 2+
În timpul reducerii, starea de oxidare a elementului scade. O substanță (atom, moleculă sau ion) care conține un element care acceptă electroni se numește agent oxidant. S, Fe3+, CI2 sunt agenţi de oxidare. Agentul de oxidare este redus.
Numărul total de electroni din sistem nu se modifică în timpul unei reacții chimice. Numărul de electroni cedați de agentul reducător este egal cu numărul de electroni câștigați de agentul oxidant.
Pentru a compila o ecuație pentru o reacție de oxidare-reducere (ORR) în soluții, se folosește metoda ion-electronică (metoda semireacției).
OVR poate apărea în medii acide, neutre sau alcaline. Ecuațiile de reacție iau în considerare posibila participare a moleculelor de apă (HOH) și excesul de ioni H + sau OH - conținut în soluție, în funcție de natura mediului:
V mediu acid– ionii HON și H +;
V mediu neutru– numai NON;
într-un mediu alcalin - ioni HON și OH -.
La compilarea ecuațiilor OVR, este necesar să se respecte o anumită secvență:
1.Scrieți o diagramă de reacție.
2.Identificați elementele care au modificat starea de oxidare.
3.Scrieți o diagramă sub formă ionico-moleculară scurtă: electroliți puternici sub formă de ioni, electroliți slabi sub formă de molecule.
4. Alcătuiți ecuații pentru procesele de oxidare și reducere (ecuații de semireacții). Pentru a face acest lucru, notați elementele care schimbă starea de oxidare sub formă de particule reale (ioni, atomi, molecule) și egalizați numărul fiecărui element din partea stângă și dreaptă a semireacției.
Nota:
Dacă substanța de pornire conține mai puțini atomi de oxigen decât produsele (P PO 4 3-), atunci lipsa oxigenului este asigurată de mediu.
Dacă substanța de pornire conține mai mulți atomi de oxigen decât produsele (SO 4 2- SO 2), atunci oxigenul eliberat este legat de mediu.
5. Egalizați părțile din stânga și dreapta ale ecuațiilor în funcție de numărul de sarcini. Pentru a face acest lucru, adăugați sau scădeți numărul necesar de electroni.
6.Selectați factorii pentru semireacțiile de oxidare și reducere, astfel încât numărul de electroni în timpul oxidării să fie egal cu numărul de electroni în timpul reducerii.
7.Rezumăți semireacțiile de oxidare și reducere, ținând cont de factorii găsiți.
8.Primit ecuația ion-moleculară scrie în formă moleculară.
9.Efectuați un test de oxigen.
Există trei tipuri de reacții redox:
a) Intermoleculare - reacții în care starea de oxidare se modifică pentru elementele care alcătuiesc diferite molecule.
2KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
b) Intramoleculare - reacții în care starea de oxidare se modifică pentru elementele care alcătuiesc o moleculă.
