Oksidacijos būsena (oksidacijos skaičius, oksidacijos būsena) yra. Visos oksidacijos būsenos H2o2 oksidacijos būsena

Cheminis elementas, kurio oksidacijos laipsnis aukštesniajame okside yra +7, atitinka elektronų pasiskirstymo sluoksniuose diagramą
1)2,8,8 2)2,8,1 3)2,8,7 4)2,8,5

A3. Elektroninė grandinė +X (2, 8, 5) priklauso cheminio elemento atomui:

a) fosforas b) silicis c) aliuminis d) kalis

A4. Elektroninė formulė 1 s22 s22 p3 priklauso atomui:

a) aliuminis b) azotas c) kalcis d) natris

A3. Ši išraiška taikoma izotopų savybėms:

1) atomai turi skirtingą atominę masę ir skirtingus branduolinius krūvius

2) skiriasi protonų skaičius atomų branduoliuose, skiriasi ir atomų masė

3) protonų skaičius atomų branduoliuose yra skirtingas, atomų masė vienoda

4) neutronų skaičius atomų branduoliuose yra skirtingas, o protonų skaičius
tas pats

A4. Elementų serijoje natris - magnis - aliuminis

1) atomuose didėja elektroninių sluoksnių skaičius

2) elektronų skaičius išoriniame elektroniniame sluoksnyje didėja

3) mažėja protonų skaičius atomų branduoliuose

4) mažėja elementų oksidacijos laipsnis junginiuose su deguonimi

A5. Medžiaga, kurios pavadinimas yra natrio sulfitas, turi formulę
1) Na2SO3 2) Na2SO4 3) Na2S 4) NaHSO4

A6. Junginiai su joniniu ryšiu susidaro sąveikaujant atomams

1) identiški nemetalai

2) su tokiu pat elektronegatyvumu

3) su smarkiai skirtingu elektronegatyvumu

4) įvairūs nemetalai

A7. Medžiagų, turinčių polinį kovalentinį ryšį, formulės yra grupėje
1) Si H4, F2, CaC12 2) H2S, O2, Na2S

3) CH4, LiCl, SO2 4) NH3, H2S, CO2

A8. Cheminio elemento, kurio atome, oksido prigimtis
elektronų pasiskirstymas 2, 8, 5 sluoksniuose
1) neutralus 2) rūgštus

3) amfoterinis 4) pagrindinis

A9. Visos grupės medžiagos yra rūgštiniai oksidai
1) ZpO, SO2, H2SO3 2) SiO2, Cl2O7, P2O5

3) CO2 Al2O3, Fe2O3 4) Li2O, NO, FeO

A10. Silicio rūgšties negalima gauti reaguojant porai
medžiagų

1) Na2SiO3 ir HC1 2) SiO2 ir H2O

3) K2SiO3 ir H2SO4 4) K2SiO3 ir H3PO4

A11. Rūgščių negalima gauti ištirpinus porą medžiagų vandenyje
1) SO3, P2O5 2) CO2, SO2

3) SO3, Na2O 4) N2O3, P2O5

A12.Vandeniniame tirpale lakmusas parausta
1) natrio oksidas 2) vandenilio sulfidas

3) kalio hidroksidas 4) natrio chloridas

A13. Cheminės pakeitimo reakcijos apima reakciją, kurios lygtis yra

1) 2Н20 = 2Н2 + 02

2) Na2O + H2SO4 = Na2SO4 + H2O

3) NaOH + HC1 = NaС1 + H2O

4) 2H2O + 2Na = 2NaOH +H2

A14. Sąveika tarp vario (II) hidroksido ir azoto rūgšties reiškia reakcijas:

1) pakeitimas 2) ryšys

3) mainai 4) redoksas

1. 1,5 mol vario (II) nitrato Cu(NO3)2 masė lygi

1) 125,3 g 2) 283 g 3) 189 g 4) 188 g

AT 2. Deginant 6 g anglies, susidarė anglies monoksidas (IV), kurio tūris yra
1) 11,2 l 2) 5,6 l 3) 22,4 l 4) 4,48 l

3 d. Kokia yra 3 1024 anglies dioksido (anglies monoksido (IV)) molekulių masė?

1) 220 g 2) 22 g 3) 0,22 g 4) 11,2 g

4 d . Fosforo masės dalis fosforo okside (V)

1)22% 2) 43,7% 3) 68% 4) 0,12%

5 val. Iš 120 g 5 % natrio nitrito tirpalo išgaravo 40 g vandens. Medžiagos masės dalis gautame tirpale:

1) 1,25 2) 0,05 3) 0,06 4) 0,075

B6 dėl reakcijos tarp

1) geležies (III) oksidas ir anglis

2) vario (II) sulfatas ir geležis

3) geležies (II) chloridas ir natrio hidroksidas

4) geležis ir siera

7 val. Su kiekviena medžiaga, kurios formulės BaC12, Cu(OH)2, Fe sąveikaus

1) cinko sulfatas 2) magnio nitratas

3) natrio hidroksidas 4) sieros rūgštis

8 val. Vandens susidarymas galimas sąveikaujant medžiagų tirpalams
1) H3PO4 ir Ba(OH)2 2) CuC12 ir NaOH

3) HNO3 ir K3PO4 4) Ca(OH)2 ir FeC13

9 val. Pagal sutrumpintą joninę lygtį Cu2+ +2OH-=Cu(OH)2, elektrolitų pora sąveikauja
1) CuS04 ir Fe(OH)2 2) Cu2SO3 ir NaOH

3) CuC12 ir Ca(OH)2 4) KOH ir Cu2S

Peroksidas arba vandenilio peroksidas– vandenilio deguonies junginys (peroksidas). Formulė: H2O2 Fizinės savybės: Vandenilio peroksidas yra bespalvis sirupo pavidalo skystis, kurio tankis – 1,45 g/cm3. Jis laikomas labai silpnu, nes disocijuoja labai mažai: pagal I stadiją:

II etape:

Cheminės savybės: sąveikaujant koncentruotam tirpalui H2O2 s metalų hidroksidai sudaro savo peroksidus: Na2O2, CaO, MgO2 ir kt.

Peroksidai arba peroksidai- tai H2O2 druskos, susidedančios iš teigiamai įkrautų metalų jonų ir neigiamai įkrautų O22- jonų, jų anijono elektroninė struktūra yra tokia:

H2O2 pasižymi redoksinėmis savybėmis: oksiduoja medžiagas, kurių standartinis elektroninis potencialas (E°) neviršija 1,776 V; redukuoja medžiagas, kurių E° didesnis nei 0,682 V. Redokso savybės H2O2 paaiškinami tuo, kad deguonies atomų oksidacijos laipsnis -1 turi tarpinę reikšmę tarp oksidacijos būsenų -2 ir 0. Jai būdingesnės oksidacinės savybės.

H2O2 čia veikia kaip oksidatorius.

Tokiais atvejais reduktorius yra vandenilio peroksidas.

druskos H2O2 – peroksidai (peroksidai) taip pat turi redoksinių savybių:

Čia Na2O2 yra reduktorius.

Kvitas: pramonėje H2O2 gaunamas reaguojant praskiestą sieros rūgštį su bario peroksidu BaO2: H2SO4 (dil.) + BaO2 = BaSO4 + H2O2, taip pat distiliuojant perhidrolį vakuume gaunamas koncentruotas vandenilio peroksidas. Perhidrolis– 30 % vandeninis H2O2 tirpalas. Vandenilio peroksido oksidacinis gebėjimas ir nekenksmingumas leido jį plačiai naudoti daugelyje šalies ūkio sektorių: pramonėje - audiniams ir kailiams balinti; maisto pramonėje - produktams konservuoti; žemės ūkyje - beicuojant sėklas, gaminant daugybę organinių junginių, pavyzdžiui, gaminant gliceriną: tarpinis produktas gaminant gliceriną - alilo alkoholį CH2 = CH - CH2OH oksiduojamas H2O iki glicerolio C3H5(OH)3, naudojamas raketų technologijoje kaip stiprus oksidatorius. 3% H2O2 naudojamas farmacijoje medicininiais tikslais kaip dezinfekavimo priemonė.

OKSIDACIJOS LAIPSNIS – tai krūvis, kurį turėtų molekulės ar jono atomas, jei visi jo ryšiai su kitais atomais būtų nutrūkę, o bendros elektronų poros susijungtų su daugiau elektronneigiamų elementų.

Kuriuose iš junginių deguonis turi teigiamą oksidacijos būseną: H2O; H2O2; CO2; ОF2?

OF2. šiame junginyje deguonies oksidacijos būsena yra + 2

Kuri iš medžiagų yra tik reduktorius: Fe; SO3; Cl2; HNO3?

sieros oksidas (IV) – SO 2

Koks elementas yra periodinės lentelės III periode D.I. Mendelejevas, būdamas laisvoje būsenoje, yra stipriausias oksidatorius: Na; Al; S; Сl2?

Cl chloras

V dalis

Kokioms neorganinių junginių klasėms priskiriamos šios medžiagos: HF, PbO2, Hg2SO4, Ni(OH)2, FeS, Na2CO3?

Sudėtingos medžiagos. Oksidai

Sudarykite formules: a) rūgščioms fosforo rūgšties kalio druskoms; b) anglies rūgšties H2CO3 bazinė cinko druska.

Kokios medžiagos gaunamos sąveikaujant: a) rūgštims su druskomis; b) rūgštys su bazėmis; c) druska su druska; d) bazės su druska? Pateikite reakcijų pavyzdžių.

A) metalų oksidai, metalų druskos.

C) druskos (tik tirpale)

D) susidaro nauja druska, netirpi bazė ir vandenilis

Su kuriomis iš šių medžiagų reaguos druskos rūgštis: N2O5, Zn(OH)2, CaO, AgNO3, H3PO4, H2SO4? Užrašykite galimų reakcijų lygtis.

Zn(OH)2 + 2 HCl = ZnCl + H2O

CaO + 2 HCl = CaCl2 + H2O

Nurodykite, koks yra vario oksido oksido tipas, ir įrodykite tai naudodami chemines reakcijas.

Metalo oksidas.

Vario (II) oksidas CuO – juodi kristalai, kristalizuojasi monoklininėje sistemoje, tankis 6,51 g/cm3, lydymosi temperatūra 1447°C (deguonies slėgyje). Kaitinamas iki 1100°C, suyra ir susidaro vario (I) oksidas:

4CuO = 2Cu2O + O2.

Jis netirpsta vandenyje ir su juo nereaguoja. Jis turi silpnai išreikštas amfoterines savybes, vyrauja pagrindinės.

Vandeniniuose amoniako tirpaluose susidaro tetraamino vario (II) hidroksidas:

CuO + 4NH3 + H2O = (OH)2.

Lengvai reaguoja su praskiestomis rūgštimis, sudarydamas druską ir vandenį:

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

Susiliejus su šarmais, susidaro kupratai:

CuO + 2KOH = K2CuO2 + H2O.

Sumažintas vandeniliu, anglies monoksidu ir aktyviais metalais iki metalinio vario:

CuO + H2 = Cu + H2O;

CuO + CO = Cu + CO2;

CuO + Mg = Cu + MgO.

Jis gaunamas deginant vario (II) hidroksidą 200°C temperatūroje:

Cu(OH)2 = CuO + H2O Vario (II) oksido ir hidroksido gavimas

arba oksiduojant vario metalą ore 400–500 °C temperatūroje:

2Cu + O2 = 2CuO.

6. Užpildykite reakcijų lygtis:

Mg(OH)2 + H2SO4 = MgSO4+2H2O
Mg(OH)2^- +2H^+ + SO4^2-=Mg^2+ + SO4^2- +2H2O
Mg(OH)2^- +2H^+ = Mg^2+ +2H2O^-

NaOH + H3PO4 = NaH2PO4+H2O FE=1
H3PO4+2NaOH=Na2HPO4+2H2O FE =1/2
H3PO4+3NaOH=Na3PO4+3H2O FE =1/3
pirmuoju atveju 1 molis fosforo rūgšties, um... atitinka 1 protoną... tai reiškia, kad lygiavertiškumo koeficientas yra 1

procentinė koncentracija - medžiagos masė gramais, esanti 100 gramų tirpalo. Jei 100 g tirpalo yra 5 g druskos, kiek reikia 500 g?

titras - medžiagos masė gramais, esanti 1 ml tirpalo. 300 ml užtenka 0,3 g.

Ca(OH)2 + H2CO3 = CaO + H2O 2/ būdinga reakcija - neutralizacijos reakcija Ca/OH/2 + H2CO3 = CaCO3 + H2O 3/ reaguoja su rūgštiniais oksidais Ca/OH/2 + CO2 = CaCO3 + H2O 4/ su rūgštiniu druskos Ca/OH/2 + 2KHCO3 = K2CO3 + CaCO3 + 2H2O 5/ šarmai patenka į mainų reakciją su druskomis. jei susidaro nuosėdos 2NaOH + CuCl2 = 2NaCl + Cu/OH/2 /nuosėdos/ 6/ šarminiai tirpalai reaguoja su nemetalais, taip pat su aliuminiu ar cinku. OVR.

Nurodykite tris būdus, kaip gauti druskas. Patvirtinkite savo atsakymą reakcijų lygtimis

A) Neutralizacijos reakcija.. Išgarinus vandenį, gaunama kristalinė druska. Pavyzdžiui:

B) Bazių reakcija su rūgščių oksidais(žr. 8.2 pastraipą). Tai taip pat yra neutralizacijos reakcijos variantas:

IN) Rūgščių reakcija su druskomis. Šis metodas tinka, pavyzdžiui, jei susidaro netirpi druska ir nusėda:

Kurios iš šių medžiagų gali reaguoti viena su kita: NaOH, H3PO4, Al(OH)3, SO3, H2O, CaO? Patvirtinkite savo atsakymą reakcijų lygtimis

2 NaOH + H3PO4 =Na2HPO4 + 2H2O

CaO + H2O = Ca(OH)2

Al(OH)3 + NaOH = Na(Al(OH)4) arba NaAlO2 + H2O

SO3 + H2O = H2SO4

VI dalis

Atomo branduolys (protonai, neutronai).

Atomas yra mažiausia cheminio elemento dalelė, išlaikanti visas savo chemines savybes. Atomas susideda iš branduolio, turinčio teigiamą elektros krūvį, ir neigiamai įkrautų elektronų. Bet kurio cheminio elemento branduolio krūvis lygus Z ir e sandaugai, kur Z – šio elemento eilės numeris periodinėje cheminių elementų sistemoje, e – elementariojo elektros krūvio reikšmė.

Protonai- stabilios elementarios dalelės, turinčios vieną teigiamą elektrinį krūvį ir 1836 kartus didesnę už elektrono masę. Protonas yra lengviausio elemento – vandenilio – atomo branduolys. Protonų skaičius branduolyje yra Z. Neutronas- neutrali (neturinti elektros krūvio) elementarioji dalelė, kurios masė labai artima protono masei. Kadangi branduolio masę sudaro protonų ir neutronų masė, neutronų skaičius atomo branduolyje yra lygus A - Z, kur A yra tam tikro izotopo masės skaičius (žr. Cheminių elementų periodinę lentelę). . Protonai ir neutronai, sudarantys branduolį, vadinami nukleonais. Branduolys nukleonus jungia specialios branduolinės jėgos.

Elektronai

Elektronas- mažiausia neigiamo elektros krūvio medžiagos dalelė e=1,6·10 -19 kulonų, paimta kaip elementarus elektros krūvis. Elektronai, besisukantys aplink branduolį, yra elektronų apvalkaluose K, L, M ir kt. K yra arčiausiai branduolio esantis apvalkalas. Atomo dydį lemia jo elektroninio apvalkalo dydis.

Izotopai

Izotopas – to paties cheminio elemento atomas, kurio branduolyje yra tiek pat protonų (teigiamai įkrautų dalelių), bet skirtingas neutronų skaičius, o pats elementas turi tokį patį atominį skaičių kaip ir pagrindinis elementas. Dėl šios priežasties izotopai turi skirtingą atominę masę.

įprastinis atomo krūvis molekulėje, apskaičiuojamas darant prielaidą, kad molekulė susideda tik iš jonų.

Norint nustatyti cheminių junginių atomų oksidacijos laipsnį, laikomasi šių taisyklių:

1. Deguonis cheminiuose junginiuose oksidacijos būsena visada priskiriama -2 (išimtis yra deguonies fluoridas OF 2 ir peroksidai, tokie kaip H 2 O 2, kur deguonies oksidacijos laipsnis yra atitinkamai +2 ir -1).

2. Oksidacijos būsena vandenilis junginiuose laikomas lygiu +1 (išimtis:
hidriduose, pavyzdžiui, in Ca +2 H 2 -1).

3. Visų junginių metalai turi teigiamas laipsnio vertes
oksidacija.

4. Neutralių molekulių ir atomų (pavyzdžiui, H 2, C ir kt.) oksidacijos laipsnis lygus nuliui, kaip ir laisvos būsenos metalų.

5. Elementų, sudarančių sudėtingas medžiagas, oksidacijos būsena
rasta algebriškai. Molekulė yra neutrali todėl suma
visų mokesčių yra nulis. Pavyzdžiui, H 2 +1 SO 4 -2 atveju sukuriame lygtį su
vienas nežinomas sieros oksidacijos laipsniui nustatyti:

2 (+1) + x + 4 (-2) = 0, x- 6 = 0, x = 6.

Reakcijos, kurių metu pasikeičia elementų oksidacijos būsena, vadinamos redokso.

Pagrindinės OVR teorijos nuostatos

1) Oksidacija skambinkite procesui grįžta elektronai pagal atomą, molekulę arba
jonų. Oksidacijos laipsnis šiuo atveju pakyla. Pavyzdžiui, A1 - 3e - Al + 3.

2) Atsigavimas skambinkite procesui prisijungimas elektronai pagal atomą,
molekulė arba jonas. Oksidacijos laipsnis šiuo atveju eina žemyn. Pavyzdžiui,

S+2e=S-2.

3) atomai, molekulės arba jonai, dovanojantys elektronus yra vadinami restauratoriai. Atomai, molekulės arba jonai, pridedant elektronus yra vadinami oksiduojančios medžiagos.

4) Oksidacija visada lydimi Restauravimas ir atvirkščiai, atsigavimas visada susijęs su oksidacija kurias galima išreikšti lygtimis:

reduktorius - e↔oksidatorius; oksidatorius + e↔reduktorius.

Redokso reakcijos atspindi dviejų priešingų procesų – oksidacijos ir redukcijos – vienybę.

Oksidacijos ir redukcijos procesai išreiškia elektronines lygtis. Jie rodo atomų oksidacijos būsenos pasikeitimą ir elektronų skaičių, kurį dovanoja reduktorius ir kuriuos oksidatorius priima. Taip, už reakciją

2K +1 I -1 + 2Fe +3 Cl 3 -1 = I 20+ 2Fe +2 Cl 2 -1 + 2K +1 Cl -1 elektroninės lygtys turi formą

2I -1 - 2e= I 2 0 oksidacijos procesas (reduktorius); Fe +3 + e= Fe +2 redukcijos procesas (oksidatorius).

Redokso reakcijų lygtims sudaryti naudojami du metodai: elektronų balanso metodas ir jonų-elektronų metodas (pusinės reakcijos metodas).

Elektroninio balanso metodas yra universalus. Taikant šį metodą, palyginamos pradinės ir galutinės medžiagos atomų oksidacijos būsenos, vadovaujantis taisykle: redukuojančios medžiagos dovanojamų elektronų skaičius turi būti lygus oksiduojančiojo agento įgytų elektronų skaičiui. Norėdami sudaryti lygtį, turite žinoti reagentų ir reakcijos produktų formules. Pastarieji nustatomi arba eksperimentiniu būdu, arba remiantis žinomomis elementų savybėmis.

Jonų elektroninis metodas (pusinės reakcijos metodas) naudoja rodinius apie elektrolitinę disociaciją. Metodas naudojamas tik sudarant ORR tekėjimo lygtis tirpale. Skirtingai nuo elektroninio balanso metodo, šis metodas suteikia teisingesnį supratimą apie oksidacijos ir redukcijos procesus tirpaluose, nes jame atsižvelgiama į jonus ir molekules tokia forma, kokia jie yra tirpale. Silpni elektrolitai arba blogai tirpios medžiagos rašomi molekulių pavidalu, o stiprios – jonų pavidalu. Atsižvelgiama į tai, kad vandenyje

aplinka, reakcijoje gali dalyvauti jonai H+, OH – ir molekulės H2O. Taisyklės, kaip rasti koeficientus ORR lygtyse, atsirandančiose rūgštinėje, šarminėje ir neutralioje aplinkoje, nėra vienodos.

Jei aplinkos reakcija rūgštus

Taisyklė. Kiekvienas jungiasi su dviem vandenilio jonais ir sudaro vieną vandens molekulę:

[O-2] + 2H+ = H2O.

Kiekvienas paimama iš vandens molekulės, ir išsiskiria du vandenilio jonai: H 2 O - [O -2 ] = 2H +.

Jei aplinkos reakcija šarminis

Taisyklė. Kiekvienas išsiskyrė deguonies dalelė reaguoja su viena vandens molekule, sudarydama du hidroksido jonus: [O -2 ] + H 2 O = 2OH - .

Kiekvienas trūksta deguonies dalelių yra paimtas iš dviejų hidroksido jonų, kad susidarytų viena vandens molekulė: 2OH - - [O -2 ] = H 2 O.

Jei aplinkos reakcija neutralus

Taisyklė. Kiekvienas išsiskyrė deguonies dalelė sąveikauja su viena vandens molekule, sudarydama du hidroksido jonus: [O -2 ] + H 2 O = 2OH - .

Kiekvienas trūksta deguonies dalelių paimta iš vandens molekulės, kad susidarytų du vandenilio jonai: H 2 O - [O -2 ] = 2H +.

ORR koeficientų parinkimas naudojant jonų elektroninį metodą atliekamas keliais etapais:

1) užrašykite reakcijos schemą (terpės reakcija yra rūgštinė) molekuline forma,
Pavyzdžiui:

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

2) užrašyti reakcijos schemą jonine forma ir nustatyti jonus bei molekules, kurios keičia oksidacijos būseną:

K + + MnO 4 - + 2Na + + SO 3 2- + 2H + + SO 4 2- = Mn 2++ SO 4 2- + 2Na + + SO 4 2- +

2K + + SO42- + H2O;

3) sudaryti jonų-elektronines lygtis, apimančias izoliuotus jonus
ir molekulės, atsižvelgiant į tai deguonies atomų skaičius išlyginamas naudojant
vandens molekulių arba vandenilio jonų.

Dėl šios reakcijos:

Deguonies atomų trūkumas rūgščioje aplinkoje paimta iš vandens molekulės:

SO32- + H2O-2e- = SO42- + 2H+;

Deguonies atomų perteklius rūgščioje aplinkoje jungiasi su vandenilio jonais
vandens molekulės:

MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O;

4) gautas lygtis padauginkite iš mažiausių elektronų balanso koeficientų:

SO 3 2- + H 2 O - 2e - = SO 4 2- + 2H + | 5 MnO 4 - + 8H + + 5e - = Mn 2+ +4H 2 O | 2

5SO 3 2- + 5H 2 O – l0e - = 5SO 4 2- + 10H + 2MnO 4 - + 16H + + 10e - = 2Mn2+ +8H2O;

5) apibendrinkite gautas elektronų jonų lygtis:

5SO 3 2- + 5H 2O - 10e - + 2MnO4 - + 16H + + 10e - = 5SO 4 2- + 10H + + 2Mn 2+ + 8H 2O;

6) sumažinkite panašius narius ir gaukite jonų molekulinę lygtį
OVR:

5SO 3 2- + 2MnO 4 - + 6H + = 5SO 4 2- + 2Mn 2+ + 3H 2 O;

7) naudodami gautą joninę-molekulinę lygtį, sudarykite reakcijos molekulinę lygtį:

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O.

Redokso reakcijos skirstomos į tris tipus:

1) tarpmolekulinis - Tai reakcijos, kurių metu oksidatorius ir reduktorius yra skirtingose ​​medžiagose:

2H 2 8 +6 O 4 (konc.) + Cu 0 = Cu +2 SO 4 + S +4 O 2 + 2H 2 O.

2) intramolekulinis - tai reakcijos, kurių metu oksidatorius ir reduktorius yra toje pačioje molekulėje (skirtingų elementų atomai):

2KS1 +5 O 3 -2 = 2KSl -1 + 3O 2 °

3) disproporcija (autooksidacijos-savaiminio gijimo reakcijos)
- Tai reakcijos, kuriose dalyvauja oksiduojantys ir redukuojantys atomai

įprastinis atomo krūvis molekulėje, apskaičiuojamas darant prielaidą, kad molekulė susideda tik iš jonų.

Norint nustatyti cheminių junginių atomų oksidacijos laipsnį, laikomasi šių taisyklių:

1. Deguonis cheminiuose junginiuose oksidacijos būsena visada priskiriama -2 (išimtis yra deguonies fluoridas OF 2 ir peroksidai, tokie kaip H 2 O 2, kur deguonies oksidacijos laipsnis yra atitinkamai +2 ir -1).

2. Oksidacijos būsena vandenilis junginiuose laikomas lygiu +1 (išimtis:
hidriduose, pavyzdžiui, in Ca +2 H 2 -1).

3. Visų junginių metalai turi teigiamas laipsnio vertes
oksidacija.

4. Neutralių molekulių ir atomų (pavyzdžiui, H 2, C ir kt.) oksidacijos laipsnis lygus nuliui, kaip ir laisvos būsenos metalų.

5. Elementų, sudarančių sudėtingas medžiagas, oksidacijos būsena
rasta algebriškai. Molekulė yra neutrali todėl suma
visų mokesčių yra nulis. Pavyzdžiui, H 2 +1 SO 4 -2 atveju sukuriame lygtį su
vienas nežinomas sieros oksidacijos laipsniui nustatyti:

2 (+1) + x + 4 (-2) = 0, x- 6 = 0, x = 6.

Reakcijos, kurių metu pasikeičia elementų oksidacijos būsena, vadinamos redokso.

Pagrindinės OVR teorijos nuostatos

1) Oksidacija skambinkite procesui grįžta elektronai pagal atomą, molekulę arba
jonų. Oksidacijos laipsnis šiuo atveju pakyla. Pavyzdžiui, A1 - 3e - Al + 3.

2) Atsigavimas skambinkite procesui prisijungimas elektronai pagal atomą,
molekulė arba jonas. Oksidacijos laipsnis šiuo atveju eina žemyn. Pavyzdžiui,

S+2e=S-2.

3) atomai, molekulės arba jonai, dovanojantys elektronus yra vadinami restauratoriai. Atomai, molekulės arba jonai, pridedant elektronus yra vadinami oksiduojančios medžiagos.

4) Oksidacija visada lydimi Restauravimas ir atvirkščiai, atsigavimas visada susijęs su oksidacija kurias galima išreikšti lygtimis:

reduktorius - e↔oksidatorius; oksidatorius + e↔reduktorius.

Redokso reakcijos atspindi dviejų priešingų procesų – oksidacijos ir redukcijos – vienybę.

Oksidacijos ir redukcijos procesai išreiškia elektronines lygtis. Jie rodo atomų oksidacijos būsenos pasikeitimą ir elektronų skaičių, kurį dovanoja reduktorius ir kuriuos oksidatorius priima. Taip, už reakciją

2K +1 I -1 + 2Fe +3 Cl 3 -1 = I 20+ 2Fe +2 Cl 2 -1 + 2K +1 Cl -1 elektroninės lygtys turi formą

2I -1 - 2e= I 2 0 oksidacijos procesas (reduktorius); Fe +3 + e= Fe +2 redukcijos procesas (oksidatorius).

Redokso reakcijų lygtims sudaryti naudojami du metodai: elektronų balanso metodas ir jonų-elektronų metodas (pusinės reakcijos metodas).

Elektroninio balanso metodas yra universalus. Taikant šį metodą, palyginamos pradinės ir galutinės medžiagos atomų oksidacijos būsenos, vadovaujantis taisykle: redukuojančios medžiagos dovanojamų elektronų skaičius turi būti lygus oksiduojančiojo agento įgytų elektronų skaičiui. Norėdami sudaryti lygtį, turite žinoti reagentų ir reakcijos produktų formules. Pastarieji nustatomi arba eksperimentiniu būdu, arba remiantis žinomomis elementų savybėmis.

Jonų elektroninis metodas (pusinės reakcijos metodas) naudoja rodinius apie elektrolitinę disociaciją. Metodas naudojamas tik sudarant ORR tekėjimo lygtis tirpale. Skirtingai nuo elektroninio balanso metodo, šis metodas suteikia teisingesnį supratimą apie oksidacijos ir redukcijos procesus tirpaluose, nes jame atsižvelgiama į jonus ir molekules tokia forma, kokia jie yra tirpale. Silpni elektrolitai arba blogai tirpios medžiagos rašomi molekulių pavidalu, o stiprios – jonų pavidalu. Atsižvelgiama į tai, kad vandenyje

aplinka, reakcijoje gali dalyvauti jonai H+, OH – ir molekulės H2O. Taisyklės, kaip rasti koeficientus ORR lygtyse, atsirandančiose rūgštinėje, šarminėje ir neutralioje aplinkoje, nėra vienodos.

Jei aplinkos reakcija rūgštus

Taisyklė. Kiekvienas jungiasi su dviem vandenilio jonais ir sudaro vieną vandens molekulę:

[O-2] + 2H+ = H2O.

Kiekvienas paimama iš vandens molekulės, ir išsiskiria du vandenilio jonai: H 2 O - [O -2 ] = 2H +.

Jei aplinkos reakcija šarminis

Taisyklė. Kiekvienas išsiskyrė deguonies dalelė reaguoja su viena vandens molekule, sudarydama du hidroksido jonus: [O -2 ] + H 2 O = 2OH - .

Kiekvienas trūksta deguonies dalelių yra paimtas iš dviejų hidroksido jonų, kad susidarytų viena vandens molekulė: 2OH - - [O -2 ] = H 2 O.

Jei aplinkos reakcija neutralus

Taisyklė. Kiekvienas išsiskyrė deguonies dalelė sąveikauja su viena vandens molekule, sudarydama du hidroksido jonus: [O -2 ] + H 2 O = 2OH - .

Kiekvienas trūksta deguonies dalelių paimta iš vandens molekulės, kad susidarytų du vandenilio jonai: H 2 O - [O -2 ] = 2H +.

ORR koeficientų parinkimas naudojant jonų elektroninį metodą atliekamas keliais etapais:

1) užrašykite reakcijos schemą (terpės reakcija yra rūgštinė) molekuline forma,
Pavyzdžiui:

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

2) užrašyti reakcijos schemą jonine forma ir nustatyti jonus bei molekules, kurios keičia oksidacijos būseną:

K + + MnO 4 - + 2Na + + SO 3 2- + 2H + + SO 4 2- = Mn 2++ SO 4 2- + 2Na + + SO 4 2- +

2K + + SO42- + H2O;

3) sudaryti jonų-elektronines lygtis, apimančias izoliuotus jonus
ir molekulės, atsižvelgiant į tai deguonies atomų skaičius išlyginamas naudojant
vandens molekulių arba vandenilio jonų.

Dėl šios reakcijos:

Deguonies atomų trūkumas rūgščioje aplinkoje paimta iš vandens molekulės:

SO32- + H2O-2e- = SO42- + 2H+;

Deguonies atomų perteklius rūgščioje aplinkoje jungiasi su vandenilio jonais
vandens molekulės:

MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O;

4) gautas lygtis padauginkite iš mažiausių elektronų balanso koeficientų:

SO 3 2- + H 2 O - 2e - = SO 4 2- + 2H + | 5 MnO 4 - + 8H + + 5e - = Mn 2+ +4H 2 O | 2

5SO 3 2- + 5H 2 O – l0e - = 5SO 4 2- + 10H + 2MnO 4 - + 16H + + 10e - = 2Mn2+ +8H2O;

5) apibendrinkite gautas elektronų jonų lygtis:

5SO 3 2- + 5H 2O - 10e - + 2MnO4 - + 16H + + 10e - = 5SO 4 2- + 10H + + 2Mn 2+ + 8H 2O;

6) sumažinkite panašius narius ir gaukite jonų molekulinę lygtį
OVR:

5SO 3 2- + 2MnO 4 - + 6H + = 5SO 4 2- + 2Mn 2+ + 3H 2 O;

7) naudodami gautą joninę-molekulinę lygtį, sudarykite reakcijos molekulinę lygtį:

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O.

Redokso reakcijos skirstomos į tris tipus:

1) tarpmolekulinis - Tai reakcijos, kurių metu oksidatorius ir reduktorius yra skirtingose ​​medžiagose:

2H 2 8 +6 O 4 (konc.) + Cu 0 = Cu +2 SO 4 + S +4 O 2 + 2H 2 O.

2) intramolekulinis - tai reakcijos, kurių metu oksidatorius ir reduktorius yra toje pačioje molekulėje (skirtingų elementų atomai):

2KS1 +5 O 3 -2 = 2KSl -1 + 3O 2 °

3) disproporcija (autooksidacijos-savaiminio gijimo reakcijos)
- Tai reakcijos, kuriose dalyvauja oksiduojantys ir redukuojantys atomai
tas pats elementas:

280. Sudarykite redokso reakcijų lygtis naudodami metodą
pusinės reakcijos:

1) MnSO 4 + PbO 2 + HNO 3 → HMnO 4 + Pb(NO 3) 2 + PbSO 4 + H 2 O;

2) HgS + HNO 3 + HC1 → HgCl 2 + S + NO + H 2 O;

3) Zn + KNO 3 + KOH → K 2 ZnO 2 + NH 3 + H 2 O.

281. Sudarykite redokso reakcijų lygtis naudodami metodą
pusinės reakcijos:

1) H2S + KMnO4 + H2SO4 → S + MnSO4 + K2SO4 + H2O;

2) CuS + HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + H 2 SO 4 + NO 2 + H 2 O;

3) I 2 + H 2 O + C1 2 → HIO 3 + HC1.

282. Sudarykite redokso reakcijų lygtis naudodami metodą
pusinės reakcijos:

1) H2S + Na2SO3 + H2SO4 → S + Na2SO4 + H2O;

2) KI + KC1O 3 + H 2 SO 4 → I 2 + KC1 + K 2 SO 4 + H 2 O;

3) KMnO 4 + NH 3 → KNO 3 + MnO 2 + KOH + H 2 O.

283. Sudarykite redokso reakcijų lygtis naudodami metodą
pusinės reakcijos:

1) I 2 + HNO 3 → HNO 3 +NO + H 2 O;

2) HC1 + KMnO4 → KS1 + MnC12 + C12 + H2O;

3) Bi(NO 3) 3 + SnCl 2 + NaOH → Bi + Na 2 SnO 3 + NaNO 3 + NaCl + H 2 O.

284. Sudarykite redokso reakcijų lygtis naudodami metodą
pusinės reakcijos:

1) C1 2 + Br 2 + KOH → KS1 + KBrO 3 + H 2 O;

2) K 2 Cr 2 O 7 + HClO 4 + HI → Cr(ClO 4) 3 + KS1O 4 + I 2 + H 2 O;

3) Na 2 SO 3 → Na 2 SO 4 + Na 2 S.

285. Sudarykite redokso reakcijų lygtis naudodami metodą
pusinės reakcijos:

1) Br2 + H2S + H2O → HBr + H2SO4;

2) Nal + H 2 SO 4 + NaIO 3 → Na 2 SO 4 + I 2 + H 2 O;

3) KMnO 4 + K 2 SO 3 + H 2 O → K 2 SO 4 + MnO 2 + KOH.

286. Sudarykite redokso reakcijų lygtis naudodami metodą
pusinės reakcijos:

1) K 2 Cr 2 O 7 + HC1 → KS1 + CrC1 3 + C1 2 + H 2 O;

2) KClO 3 + FeCl 2 + HC1 → KC1 + FeCl 3 + H 2 O;

3) CoBr 2 + O 2 + KOH + H 2 O → Co(OH) 3 + KBr.

287. Sudarykite redokso reakcijų lygtis naudodami metodą
pusinės reakcijos:

1) SbCl 3 + HgCl + NaOH → NaSbO 3 + NaCl + Hg + H 2 O;

2) Co + HNO 3 + H 2 SO 4 → CoSO 4 + N 2 + H 2 O;

3) Al + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → A1 2 (SO 4) 3 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

288. Sudarykite redokso reakcijų lygtis naudodami metodą
pusinės reakcijos:

1) Co(NO 3) 2 + AgNO 3 + NaOH → Co(OH) 3 + Ag + NaNO 3;

2) H 2 O 2 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → O 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O;

3) C1 2 + NaOH → NaClO 3 + NaCl + H 2 O.

289. Sudarykite redokso reakcijų lygtis naudodami metodą
pusinės reakcijos:

1) KMnO 4 + NaNO 2 + Ba(OH) 2 → BaMnO 4 + NaNO 3 + KOH + H 2 O;

2) Co(NO 3) 2 → Co 2 O 3 + NO 2 + O 2;

3) Bi 2 S 3 + HNO 3 → Bi(NO 3) 3 + NO + S + H 2 O.

290. Sudarykite redokso reakcijų lygtis naudodami metodą
pusinės reakcijos:

1) KBr + KMnO 4 + H 2 O → Br 2 + MnO 2 + KOH;

2) FeS 2 + HMO 3 (konc.) → Fe(NO 3) 3 + H 2 SO 4 + NO 2;

3) Bi 2 O 3 + C1 2 + KOH → KBiO 3 + KC1 + H 2 O.

291. Sudarykite redokso reakcijų lygtis naudodami metodą
pusinės reakcijos:

1) K 2 MnO 4 + H 2 O → MnO 2 + KMnO 4 + KOH;

2) Cr(OH) 3 + Br 2 + KOH → K 2 CrO 4 + KBr + H 2 O;

3) Zn + H 2 SO 4 (konc.) → ZnSO 4 + SO 2 + H 2 O.

292. Sudarykite redokso reakcijų lygtis naudodami metodą
pusinės reakcijos:

1) MnSO 4 + KMnO 4 + H 2 O → MnO 2 + K 2 SO 4 + H 2 SO 4;

2) FeSO 4 + HNO 3 (konc.) → Fe(NO 3) 3 + H 2 SO 4 + NO 2 + H 2 O;

3) KMnO 4 + HNO 2 + H 2 SO 4 → HNO 3 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.

293. Sudarykite redokso reakcijų lygtis naudodami metodą
pusinės reakcijos:

1) CuI + H 2 SO 4 + KMnO 4 → CuSO 4 + I 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O;

2) Mg + H2SO4 + HC1 → H2S + MgCl2 + H2O;

3) NaCrO 2 + Br 2 + NaOH → Na 2 CrO 4 + NaBr + H 2 O.

294. Sudarykite redokso reakcijų lygtis naudodami metodą
pusinės reakcijos:

1) A1 + KMnO4 + H 2 SO 4 → A1 2 (SO 4) 3 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O;

2) Cu 2 S + HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + H 2 SO 4 + NO + H 2 O;

3) K 2 Cr 2 O 7 + SnCb + HC1 → KC1 + CrCl 3 + SnCl 4 + H 2 O.

295. Sudarykite redokso reakcijų lygtis naudodami metodą
pusinės reakcijos:

1) CrC1 3 + AgCl + NaOH → Na 2 CrO 4 + NaCl + Ag + H 2 O;

2) KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + MnSO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + H 2 O;

3) KOH + C1O 2 → KC1O 3 + KC1O 2 + H 2 O.

296. Sudarykite redokso reakcijų lygtis naudodami metodą
pusinės reakcijos:

1) Fe(OH) 3 + C1 2 + KOH → K 2 FeO 4 + KS1 + H 2 O;

2) NaNO 3 + Hg + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + HgSO 4 + NO + H 2 O;

3) CrCl 3 + PbO 2 + KOH → K 2 CrO 4 + PbO + KC1 + H 2 O.

297. Sudarykite redokso reakcijų lygtis naudodami metodą
pusinės reakcijos:

1) KClO 3 + FeSO 4 + H 2 SO 4 → KC1 + Fe 2 (SO 4) 3 + H 2 O;

2) P + HNO 3 + H 2 O → H 3 PO 4 + NO;

3) KNO 2 + KI + H 2 SO 4 → NO + I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.

298. Sudarykite redokso reakcijų lygtis naudodami metodą
pusinės reakcijos:

1) SnSO 4 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → Sn(SO 4) 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O;

2) P + H 2 SO 4 (konc.) → H 3 PO 4 + SO 2 + H 2 O;

3) MnO 2 + KClO 3 + KOH → K 2 MnO 4 + KC1 + H 2 O.

299. Sudarykite redokso reakcijų lygtis naudodami metodą
pusinės reakcijos:

1) KMnO 4 + PH 3 + HNO 3 → Mn(NO 3) 2 + H 3 PO 4 + KNO 3 + H 2 O;

2) MnO 2 + CrC1 3 + NaOH → Na 2 CrO 4 + MnC1 2 + H 2 O;

3) Cu + HNO 3 (konc.) → Cu(NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O.

300. Sudarykite redokso reakcijų lygtis naudodami metodą
pusinės reakcijos:

1) MnS + HNO 3 → MnSO 4 + NO 2 + H 2 O;

2) H 2 O 2 + K 2 Cr 2 O 7 + HC1 → CrCl 3 + KS1 + O 2 + H 2 O;

3) KI + Cu(NO 3) 2 → Cul + KNO 3 + I 2.

301. Sudarykite redokso reakcijų lygtis naudodami metodą
pusinės reakcijos:

1) NaCl + MnO 2 + H 2 SO 4 → C1 2 + MnSO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O;

2) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 → N 2 + Cr 2 O 3 + H 2 O;

3) H 3 PO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → H 3 PO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.

302. Sudarykite redokso reakcijų lygtis naudodami metodą
pusinės reakcijos:

1) Cr 2 (SO 4) 3 + H 2 O 2 + NaOH → Na 2 SO 4 + Na 2 CrO 4 + H 2 O;

2) MnO 2 + KBr + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + MnSO 4 + Br 2 + H 2 O;

3) NH 4 C1O 4 + P → H 3 PO 4 + C1 2 + N 2 + H 2 O.

303. Sudarykite redokso reakcijų lygtis naudodami metodą
pusinės reakcijos:

1) KMnO 4 + K 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O;

2) Ca 3 (PO 4) 2 + C + SiO 2 → CaSiO 3 + CO + P;

3) C1O 2 + Ba(OH) 2 → Ba(ClO 2) 2 + Ba(ClO 3) 2 + H 2 O.

304. Sudarykite redokso reakcijų lygtis naudodami metodą
pusinės reakcijos:

1) KMnO 4 + K 2 SO 3 + KOH → K 2 MnO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O;

2) H 3 PO 3 + SnCl 2 + H 2 O → HC1 + Sn + H 3 PO 4;

3) MnO 2 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + O 2 + H 2 O.