Stan utlenienia (stopień utlenienia, stopień utlenienia) to. Wszystkie stopnie utlenienia Stopień utlenienia H2o2

Pierwiastek chemiczny, którego stopień utlenienia w wyższym tlenku wynosi +7, odpowiada diagramowi rozkładu elektronów w warstwach
1)2,8,8 2)2,8,1 3)2,8,7 4)2,8,5

A3. Obwód elektroniczny +X (2, 8, 5) należy do atomu pierwiastka chemicznego:

a) fosfor b) krzem c) glin d) potas

A4. Formuła elektroniczna 1 s22 s22 p3 należy do atomu:

a) glin b) azot c) wapń d) sód

A3. Do właściwości izotopów stosuje się następujące wyrażenie:

1) atomy mają różne masy atomowe i różne ładunki jądrowe

2) liczba protonów w jądrach atomów jest inna, masa atomów również jest inna

3) liczba protonów w jądrach atomów jest różna, masa atomów jest taka sama

4) liczba neutronów w jądrach atomów jest inna, a liczba protonów
ten sam

A4. W szeregu pierwiastków sód - magnez - aluminium

1) wzrasta liczba warstw elektronowych w atomach

2) wzrasta liczba elektronów w zewnętrznej warstwie elektronowej

3) maleje liczba protonów w jądrach atomowych

4) zmniejsza się stopień utlenienia pierwiastków w związkach z tlenem

A5. Substancja o nazwie siarczyn sodu ma wzór
1) Na2SO3 2) Na2SO4 3) Na2S 4) NaHSO4

A6. Związki z wiązaniem jonowym powstają w wyniku interakcji atomów

1) identyczne niemetale

2) o tej samej elektroujemności

3) o znacznie różnej elektroujemności

4) różne niemetale

A7. W tej grupie znajdują się wzory substancji z polarnym wiązaniem kowalencyjnym
1) Si H4, F2, CaC12 2) H2S, O2, Na2S

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

A8. Charakter tlenku pierwiastka chemicznego w atomie którego
rozkład elektronów w warstwach 2, 8, 5
1) neutralny 2) kwaśny

3) amfoteryczny 4) zasadowy

A9. Wszystkie substancje w tej grupie to tlenki kwasowe
1) ZpO, SO2, H2SO3 2) SiO2, Cl2O7, P2O5

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

A10. Kwasu krzemowego nie można otrzymać w reakcji pary
Substancje

1) Na2SiO3 i HC1 2) SiO2 i H2O

3) K2SiO3 i H2SO4 4) K2SiO3 i H3PO4

A11. Kwasów nie można otrzymać przez rozpuszczenie pary substancji w wodzie
1) SO3, P2O5 2) CO2, SO2

3) SO3, Na2O 4) N2O3, P2O5

A12.Likmus w roztworze wodnym zmienia kolor na czerwony
1) tlenek sodu 2) siarkowodór

3) wodorotlenek potasu 4) chlorek sodu

A13. Reakcje podstawienia chemicznego obejmują reakcję, której równanie wynosi

1) 2Н20 = 2Н2 + 02

2) Na2O + H2SO4 = Na2SO4 + H2O

3) NaOH + HC1 = NaС1 + H2O

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

A14. Oddziaływanie wodorotlenku miedzi (II) i kwasu azotowego dotyczy reakcji:

1) substytucja 2) połączenie

3) wymiana 4) redoks

W 1. Masa 1,5 mola azotanu miedzi (II) Cu(NO3)2 jest równa

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

O 2. Podczas spalania 6 g węgla wydzielił się tlenek węgla (IV) o objętości:
1) 11,2 l 2) 5,6 l 3) 22,4 l 4) 4,48 l

O 3. Jaka jest masa 3 1024 cząsteczek dwutlenku węgla (tlenku węgla (IV))?

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

O 4 . Udział masowy fosforu w tlenku fosforu (V)

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

O 5. Ze 120 g 5% roztworu azotynu sodu odparowano 40 g wody. Udział masowy substancji w powstałym roztworze:

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

B6. W wyniku reakcji pomiędzy

1) tlenek żelaza (III) i węgiel

2) siarczan miedzi (II) i żelazo

3) chlorek żelaza (II) i wodorotlenek sodu

4) żelazo i siarka

W 7. Z każdą z substancji, których wzory BaC12, Cu(OH)2, Fe będą oddziaływać

1) siarczan cynku 2) azotan magnezu

3) wodorotlenek sodu 4) kwas siarkowy

O 8. Tworzenie się wody jest możliwe poprzez oddziaływanie roztworów substancji
1) H3PO4 i Ba(OH)2 2) CuCl2 i NaOH

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

O 9. Zgodnie ze skróconym równaniem jonowym Cu2+ +2OH-=Cu(OH)2, para elektrolitów oddziałuje
1) CuS04 i Fe(OH)2 2) Cu2SO3 i NaOH

3) CuCl2 i Ca(OH)2 4) KOH i Cu2S

Nadtlenek lub nadtlenek wodoru– tlenowy związek wodoru (nadtlenek). Formuła: H2O2 Właściwości fizyczne: Nadtlenek wodoru jest bezbarwną, syropowatą cieczą o gęstości – 1,45 g/cm3. Uważany jest za bardzo słaby, ponieważ dysocjuje w bardzo małym stopniu: według etapu I:

na etapie II:

Właściwości chemiczne: po interakcji stężonego roztworu H2O2 s wodorotlenki metali tworzą swoje nadtlenki: Na2O2, CaO, MgO2 itp.

Nadtlenki lub nadtlenki- są to sole H2O2, składające się z dodatnio naładowanych jonów metali i ujemnie naładowanych jonów O22-, których budowa elektronowa anionu jest następująca:

H2O2 ma właściwości redoks: utlenia substancje, których standardowy potencjał elektronowy (E°) nie przekracza 1,776 V; redukuje substancje o E° większym niż 0,682 V. Właściwości redoks H2O2 tłumaczy się tym, że stopień utlenienia -1 atomów tlenu ma wartość pośrednią między stopniami utlenienia -2 i 0. Bardziej charakterystyczne są dla niego właściwości utleniające.

H2O2 działa tutaj jako środek utleniający.

W takich przypadkach środkiem redukującym jest nadtlenek wodoru.

Sole H2O2 – nadtlenki (nadtlenki) mają również właściwości redoks:

Tutaj Na2O2 jest środkiem redukującym.

Paragon: w przemyśle H2O2 otrzymuje się w reakcji rozcieńczonego kwasu siarkowego z nadtlenkiem baru BaO2: H2SO4 (rozcieńczony) + BaO2 = BaSO4 + H2O2, a także poprzez destylację perhydrolu w próżni otrzymuje się stężony nadtlenek wodoru. Perhydrol– 30% wodny roztwór H2O2. Zdolność utleniająca i nieszkodliwość nadtlenku wodoru umożliwiła jego szerokie zastosowanie w wielu sektorach gospodarki narodowej: w przemyśle - do wybielania tkanin i futer; w przemyśle spożywczym - do przetworów konserwowych; w rolnictwie - do zaprawiania nasion, przy produkcji szeregu związków organicznych, np. przy produkcji gliceryny: produkt pośredni przy produkcji gliceryny - alkohol allilowy CH2 = CH - CH2OH utlenia się H2O do gliceryny C3H5(OH)3, stosowany jest w technologii rakietowej jako silny środek utleniający. 3% H2O2 stosowany jest w farmaceutykach do celów medycznych jako środek dezynfekujący.

STOPIEŃ UTLENIANIA to ładunek, jaki miałby atom w cząsteczce lub jonie, gdyby wszystkie jego wiązania z innymi atomami zostały zerwane, a wspólne pary elektronów przeszły z elementami bardziej elektroujemnymi.

W którym ze związków tlen wykazuje dodatni stopień utlenienia: H2O; H2O2; CO2; ОF2?

OF2. w tym związku tlen ma stopień utlenienia +2

Która z substancji jest jedynie reduktorem: Fe; SO3; Cl2; HNO3?

tlenek siarki (IV) - SO 2

Jaki pierwiastek należy do III okresu układu okresowego D.I. Mendelejew będąc w stanie wolnym jest najsilniejszym utleniaczem: Na; Glin; S; Cl2?

Chlor Cl

Część V

Do jakich klas związków nieorganicznych należą substancje: HF, PbO2, Hg2SO4, Ni(OH)2, FeS, Na2CO3?

Substancje złożone. Tlenki

Ułóż wzory na: a) kwaśne sole potasowe kwasu fosforowego; b) zasadowa sól cynku kwasu węglowego H2CO3.

Jakie substancje otrzymuje się w wyniku oddziaływania: a) kwasów z solą; b) kwasy z zasadami; c) sól z solą; d) zasady z solą? Podaj przykłady reakcji.

A) tlenki metali, sole metali.

C) sole (tylko w roztworze)

D) powstaje nowa sól, nierozpuszczalna zasada i wodór

Z którą z substancji zareaguje kwas solny: N2O5, Zn(OH)2, CaO, AgNO3, H3PO4, H2SO4? Zapisz równania możliwych reakcji.

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

CaO + 2 HCl = CaCl2 + H2O

Wskaż, jakim rodzajem tlenku jest tlenek miedzi i udowodnij to za pomocą reakcji chemicznych.

Tlenek metalu.

Tlenek miedzi(II) CuO – czarne kryształy, krystalizuje w układzie jednoskośnym, gęstość 6,51 g/cm3, temperatura topnienia 1447°C (pod ciśnieniem tlenu). Po podgrzaniu do 1100°C rozkłada się, tworząc tlenek miedzi (I):

4CuO = 2Cu2O + O2.

Nie rozpuszcza się w wodzie i nie wchodzi z nią w reakcję. Ma słabo wyrażone właściwości amfoteryczne z przewagą zasadowych.

W wodnych roztworach amoniaku tworzy wodorotlenek tetraaminy miedzi (II):

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

Łatwo reaguje z rozcieńczonymi kwasami tworząc sól i wodę:

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

Po stopieniu z zasadami tworzy miedziany:

CuO + 2KOH = K2CuO2 + H2O.

Zredukowana przez wodór, tlenek węgla i metale aktywne do metalicznej miedzi:

CuO + H2 = Cu + H2O;

CuO + CO = Cu + CO2;

CuO + Mg = Cu + MgO.

Otrzymuje się go przez kalcynację wodorotlenku miedzi (II) w temperaturze 200°C:

Cu(OH)2 = CuO + H2O Wytwarzanie tlenku i wodorotlenku miedzi (II).

lub podczas utleniania miedzi metalicznej na powietrzu w temperaturze 400–500°C:

2Cu + O2 = 2CuO.

6. Uzupełnij równania reakcji:

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
w pierwszym przypadku 1 mol kwasu fosforowego, hm... odpowiednik 1 protonu... oznacza to, że współczynnik równoważności wynosi 1

stężenie procentowe - masa substancji w gramach zawarta w 100 gramach roztworu. Jeśli 100 g roztworu zawiera 5 g soli, ile potrzeba na 500 g?

miano - masa substancji w gramach zawarta w 1 ml roztworu. Na 300 ml wystarczy 0,3 g.

Ca(OH)2 + H2CO3 = CaO + H2O 2/ reakcja charakterystyczna - reakcja zobojętniania Ca/OH/2 + H2CO3 = CaCO3 + H2O 3/ reaguje z tlenkami kwasowymi Ca/OH/2 + CO2 = CaCO3 + H2O 4/ z kwasami sole Ca/OH/2 + 2KHCO3 = K2CO3 + CaCO3 + 2H2O 5/ zasady wchodzą w reakcję wymiany z solami. jeśli wytrąci się osad 2NaOH + CuCl2 = 2NaCl + Cu/OH/2 /osad/ 6/ roztwory alkaliczne reagują z niemetalami, a także z aluminium lub cynkiem. OVR.

Wymień trzy sposoby otrzymywania soli. Potwierdź swoją odpowiedź równaniami reakcji

A) Reakcja neutralizacji.. Po odparowaniu wody otrzymuje się krystaliczną sól. Na przykład:

B) Reakcja zasad z tlenkami kwasowymi(patrz paragraf 8.2). Jest to również wariant reakcji zobojętniania:

W) Reakcja kwasów z solami. Ta metoda jest odpowiednia, na przykład, jeśli tworzy się nierozpuszczalna sól i wytrąca się:

Które z poniższych substancji mogą ze sobą reagować: NaOH, H3PO4, Al(OH)3, SO3, H2O, CaO? Potwierdź swoją odpowiedź równaniami reakcji

2 NaOH + H3PO4 = Na2HPO4 + 2H2O

CaO + H2O = Ca(OH)2

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

SO3 + H2O = H2SO4

część VI

Jądro atomu (protony, neutrony).

Atom to najmniejsza cząsteczka pierwiastka chemicznego, która zachowuje wszystkie swoje właściwości chemiczne. Atom składa się z jądra, które ma dodatni ładunek elektryczny i ujemnie naładowane elektrony. Ładunek jądra dowolnego pierwiastka chemicznego jest równy iloczynowi Z i e, gdzie Z jest numerem seryjnym tego pierwiastka w układzie okresowym pierwiastków chemicznych, e jest wartością elementarnego ładunku elektrycznego.

Protony- stabilne cząstki elementarne posiadające pojedynczy dodatni ładunek elektryczny i masę 1836 razy większą od masy elektronu. Proton jest jądrem atomu najlżejszego pierwiastka, wodoru. Liczba protonów w jądrze wynosi Z. Neutron- neutralna (nie posiadająca ładunku elektrycznego) cząstka elementarna o masie bardzo zbliżonej do masy protonu. Ponieważ masa jądra składa się z masy protonów i neutronów, liczba neutronów w jądrze atomu jest równa A - Z, gdzie A jest liczbą masową danego izotopu (patrz Układ okresowy pierwiastków chemicznych) . Proton i neutron tworzące jądro nazywane są nukleonami. W jądrze nukleony są połączone specjalnymi siłami jądrowymi.

Elektrony

Elektron- najmniejsza cząstka substancji o ujemnym ładunku elektrycznym e=1,6·10 -19 kulombów, rozumiana jako elementarny ładunek elektryczny. Elektrony krążące wokół jądra znajdują się w powłokach elektronowych K, L, M itd. K jest powłoką najbliższą jądru. Rozmiar atomu zależy od rozmiaru jego powłoki elektronowej.

Izotopy

Izotop to atom tego samego pierwiastka chemicznego, którego jądro ma tę samą liczbę protonów (cząstek naładowanych dodatnio), ale inną liczbę neutronów, a sam pierwiastek ma tę samą liczbę atomową co pierwiastek główny. Z tego powodu izotopy mają różne masy atomowe.

konwencjonalny ładunek atomu w cząsteczce, obliczony przy założeniu, że cząsteczka składa się wyłącznie z jonów.

Aby określić stopień utlenienia atomów w związkach chemicznych, stosuje się następujące zasady:

1. Tlen w związkach chemicznych zawsze przypisuje się stopień utlenienia -2 (wyjątkiem jest fluorek tlenu OF 2 i nadtlenki, takie jak H 2 O 2, gdzie tlen ma stopień utlenienia odpowiednio +2 i -1).

2. Stan utlenienia wodór w związkach uważa się za równe +1 (wyjątek:
w wodorkach, na przykład w Ca +2H2-1).

3. Metale we wszystkich związkach mają dodatnie wartości stopni
utlenianie.

4. Stopień utlenienia obojętnych cząsteczek i atomów (na przykład H2, C itp.) wynosi zero, a także metale w stanie wolnym.

5. W przypadku pierwiastków tworzących substancje złożone – stopień utlenienia
znaleźć algebraicznie. Cząsteczka jest neutralna dlatego kwota
wszystkich ładunków wynosi zero. Na przykład w przypadku H 2 +1 SO 4 -2 tworzymy równanie z
nieznany sposób określenia stopnia utlenienia siarki:

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

Reakcje, w wyniku których następuje zmiana stopnia utlenienia pierwiastków, nazywa się redoks.

Podstawowe założenia teorii OVR

1) Utlenianie nazwać proces zwroty elektrony przez atom, cząsteczkę lub
jon. Stopień utlenienia w tym przypadku wzrasta. Na przykład, A1 - 3e – Al + 3.

2) Regeneracja nazwać proces przystąpienie elektrony według atomu,
cząsteczka lub jon. Stopień utlenienia w tym przypadku idzie w dół. Na przykład,

S + 2e = S -2 .

3) Atomy, cząsteczki lub jony, oddawanie elektronów, są nazywane konserwatorzy. Atomy, cząsteczki lub jony, dodanie elektronów są nazywane utleniacze.

4) Utlenianie zawsze towarzyszy przywrócenie i wzajemnie, powrót do zdrowia zawsze kojarzony z utlenianie co można wyrazić równaniami:

środek redukujący - e↔środek utleniający; środek utleniający + e↔środek redukujący.

Reakcje redoks reprezentują jedność dwóch przeciwstawnych procesów - utleniania i redukcji.

Procesy utleniania i redukcji wyrażają się równania elektroniczne. Wskazują zmianę stopnia utlenienia atomów oraz liczbę elektronów oddanych przez środek redukujący i przyjętych przez środek utleniający. Tak, dla reakcji

2K +1 Ja -1 + 2Fe +3 Cl 3 -1 = Ja 2 0 + 2Fe +2Cl 2-1 + 2K +1Cl-1 równania elektronowe mają postać

2I -1 - 2e= I 2 0 proces utleniania (reduktor); Fe +3 + e= Fe +2 proces redukcji (utleniacz).

Do zestawiania równań reakcji redoks stosuje się dwie metody: metoda równowagi elektronowej i metoda jonowo-elektronowa (metoda półreakcji).

Metoda wagi elektronicznej jest uniwersalny. W metodzie tej porównuje się stany utlenienia atomów substancji początkowej i końcowej, kierując się zasadą: liczba elektronów oddanych przez środek redukujący musi być równa liczbie elektronów przekazanych przez środek utleniający. Aby utworzyć równanie, należy znać wzory reagentów i produktów reakcji. Te ostatnie określa się eksperymentalnie lub na podstawie znanych właściwości pierwiastków.

Metoda jonowo-elektroniczna (metoda półreakcji) korzysta z widoków o dysocjacji elektrolitycznej. Metodę tę stosuje się jedynie przy układaniu równań przepływu ORR w rozwiązaniu. W przeciwieństwie do metody wagi elektronicznej, metoda ta daje bardziej poprawne wyobrażenie o procesach utleniania i redukcji w roztworach, ponieważ uwzględnia jony i cząsteczki w postaci, w jakiej występują w roztworze. Słabe elektrolity lub słabo rozpuszczalne substancje zapisywane są w postaci cząsteczek, a mocne - w postaci jonów. Bierze się pod uwagę, że w wodzie

środowisku, w reakcji mogą brać udział jony H+, OH - i cząsteczki H2O. Zasady znajdowania współczynników w równaniach ORR występujących w środowiskach kwaśnym, zasadowym i obojętnym nie są takie same.

Jeśli reakcja otoczenia kwaśny

Reguła. Każdy wiąże się z dwoma jonami wodoru, tworząc jedną cząsteczkę wody:

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

Każdy jest pobierany z cząsteczki wody i uwalniane są dwa jony wodoru: H 2 O - [O -2 ] = 2H +.

Jeśli reakcja otoczenia alkaliczny

Reguła. Każdy uwolniona cząsteczka tlenu reaguje z jedną cząsteczką wody, tworząc dwa jony wodorotlenkowe: [O -2 ] + H 2 O = 2OH - .

Każdy brakująca cząsteczka tlenu jest pobierany z dwóch jonów wodorotlenkowych, tworząc jedną cząsteczkę wody: 2OH - - [O -2 ] = H 2 O.

Jeśli reakcja otoczenia neutralny

Reguła. Każdy uwolniona cząsteczka tlenu oddziałuje z jedną cząsteczką wody, tworząc dwa jony wodorotlenkowe: [O -2 ] + H 2 O = 2OH - .

Każdy brakująca cząsteczka tlenu pobrane z cząsteczki wody, tworząc dwa jony wodoru: H 2 O - [O -2 ] = 2H +.

Dobór współczynników ORR metodą jonowo-elektroniczną odbywa się w kilku etapach:

1) zapisać schemat reakcji (reakcja ośrodka jest kwaśna) w postaci molekularnej,
Na przykład:

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

2) zapisz schemat reakcji w postaci jonowej i zidentyfikuj jony i cząsteczki zmieniające stopień utlenienia:

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

2K + + SO4 2- + H2O;

3) układać równania jonowo-elektroniczne z udziałem izolowanych jonów
i cząsteczki, biorąc to pod uwagę liczbę atomów tlenu wyrównuje się za pomocą
cząsteczki wody lub jony wodoru.

Dla tej reakcji:

Brak atomów tlenu w kwaśnym środowisku pobrane z cząsteczki wody:

SO 3 2- + H 2 O - 2e - = SO 4 2- + 2H +;

Nadmiar atomów tlenu w kwaśnym środowisku wiąże się z jonami wodoru
cząsteczki wody:

MnO 4 - + 8H + + 5e - = Mn2+ + 4H 2O;

4) pomnóż powstałe równania przez najmniejsze współczynniki równowagi elektronowej:

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

5SO 3 2- + 5H 2 O – l0e - = 5SO 4 2- + 10H + 2MnO 4 - + 16H + + 10e - = 2Mn2+ +8H20;

5) podsumuj powstałe równania elektron-jon:

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

6) zredukuj podobne terminy i uzyskaj równanie jonowo-molekularne
OVR:

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

7) korzystając z otrzymanego równania jonowo-molekularnego ułóż równanie molekularne reakcji:

2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.

Reakcje redoks dzielą się na trzy typy:

1) Międzycząsteczkowy - Są to reakcje, w których utleniacz i reduktor znajdują się w różnych substancjach:

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

2) Wewnątrzcząsteczkowy - są to reakcje, w których utleniacz i reduktor znajdują się w tej samej cząsteczce (atomach różnych pierwiastków):

2KS1 +5 O 3 -2 = 2KSl -1 + 3O 2 °

3) Dysproporcja (reakcje autoutleniania-samoleczenia)
- Są to reakcje, w których biorą udział atomy utleniające i redukujące

konwencjonalny ładunek atomu w cząsteczce, obliczony przy założeniu, że cząsteczka składa się wyłącznie z jonów.

Aby określić stopień utlenienia atomów w związkach chemicznych, stosuje się następujące zasady:

1. Tlen w związkach chemicznych zawsze przypisuje się stopień utlenienia -2 (wyjątkiem jest fluorek tlenu OF 2 i nadtlenki, takie jak H 2 O 2, gdzie tlen ma stopień utlenienia odpowiednio +2 i -1).

2. Stan utlenienia wodór w związkach uważa się za równe +1 (wyjątek:
w wodorkach, na przykład w Ca +2H2-1).

3. Metale we wszystkich związkach mają dodatnie wartości stopni
utlenianie.

4. Stopień utlenienia obojętnych cząsteczek i atomów (na przykład H2, C itp.) wynosi zero, a także metale w stanie wolnym.

5. W przypadku pierwiastków tworzących substancje złożone – stopień utlenienia
znaleźć algebraicznie. Cząsteczka jest neutralna dlatego kwota
wszystkich ładunków wynosi zero. Na przykład w przypadku H 2 +1 SO 4 -2 tworzymy równanie z
nieznany sposób określenia stopnia utlenienia siarki:

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

Reakcje, w wyniku których następuje zmiana stopnia utlenienia pierwiastków, nazywa się redoks.

Podstawowe założenia teorii OVR

1) Utlenianie nazwać proces zwroty elektrony przez atom, cząsteczkę lub
jon. Stopień utlenienia w tym przypadku wzrasta. Na przykład, A1 - 3e – Al + 3.

2) Regeneracja nazwać proces przystąpienie elektrony według atomu,
cząsteczka lub jon. Stopień utlenienia w tym przypadku idzie w dół. Na przykład,

S + 2e = S -2 .

3) Atomy, cząsteczki lub jony, oddawanie elektronów, są nazywane konserwatorzy. Atomy, cząsteczki lub jony, dodanie elektronów są nazywane utleniacze.

4) Utlenianie zawsze towarzyszy przywrócenie i wzajemnie, powrót do zdrowia zawsze kojarzony z utlenianie co można wyrazić równaniami:

środek redukujący - e↔środek utleniający; środek utleniający + e↔środek redukujący.

Reakcje redoks reprezentują jedność dwóch przeciwstawnych procesów - utleniania i redukcji.

Procesy utleniania i redukcji wyrażają się równania elektroniczne. Wskazują zmianę stopnia utlenienia atomów oraz liczbę elektronów oddanych przez środek redukujący i przyjętych przez środek utleniający. Tak, dla reakcji

2K +1 Ja -1 + 2Fe +3 Cl 3 -1 = Ja 2 0 + 2Fe +2Cl 2-1 + 2K +1Cl-1 równania elektronowe mają postać

2I -1 - 2e= I 2 0 proces utleniania (reduktor); Fe +3 + e= Fe +2 proces redukcji (utleniacz).

Do zestawiania równań reakcji redoks stosuje się dwie metody: metoda równowagi elektronowej i metoda jonowo-elektronowa (metoda półreakcji).

Metoda wagi elektronicznej jest uniwersalny. W metodzie tej porównuje się stany utlenienia atomów substancji początkowej i końcowej, kierując się zasadą: liczba elektronów oddanych przez środek redukujący musi być równa liczbie elektronów przekazanych przez środek utleniający. Aby utworzyć równanie, należy znać wzory reagentów i produktów reakcji. Te ostatnie określa się eksperymentalnie lub na podstawie znanych właściwości pierwiastków.

Metoda jonowo-elektroniczna (metoda półreakcji) korzysta z widoków o dysocjacji elektrolitycznej. Metodę tę stosuje się jedynie przy układaniu równań przepływu ORR w rozwiązaniu. W przeciwieństwie do metody wagi elektronicznej, metoda ta daje bardziej poprawne wyobrażenie o procesach utleniania i redukcji w roztworach, ponieważ uwzględnia jony i cząsteczki w postaci, w jakiej występują w roztworze. Słabe elektrolity lub słabo rozpuszczalne substancje zapisywane są w postaci cząsteczek, a mocne - w postaci jonów. Bierze się pod uwagę, że w wodzie

środowisku, w reakcji mogą brać udział jony H+, OH - i cząsteczki H2O. Zasady znajdowania współczynników w równaniach ORR występujących w środowiskach kwaśnym, zasadowym i obojętnym nie są takie same.

Jeśli reakcja otoczenia kwaśny

Reguła. Każdy wiąże się z dwoma jonami wodoru, tworząc jedną cząsteczkę wody:

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

Każdy jest pobierany z cząsteczki wody i uwalniane są dwa jony wodoru: H 2 O - [O -2 ] = 2H +.

Jeśli reakcja otoczenia alkaliczny

Reguła. Każdy uwolniona cząsteczka tlenu reaguje z jedną cząsteczką wody, tworząc dwa jony wodorotlenkowe: [O -2 ] + H 2 O = 2OH - .

Każdy brakująca cząsteczka tlenu jest pobierany z dwóch jonów wodorotlenkowych, tworząc jedną cząsteczkę wody: 2OH - - [O -2 ] = H 2 O.

Jeśli reakcja otoczenia neutralny

Reguła. Każdy uwolniona cząsteczka tlenu oddziałuje z jedną cząsteczką wody, tworząc dwa jony wodorotlenkowe: [O -2 ] + H 2 O = 2OH - .

Każdy brakująca cząsteczka tlenu pobrane z cząsteczki wody, tworząc dwa jony wodoru: H 2 O - [O -2 ] = 2H +.

Dobór współczynników ORR metodą jonowo-elektroniczną odbywa się w kilku etapach:

1) zapisać schemat reakcji (reakcja ośrodka jest kwaśna) w postaci molekularnej,
Na przykład:

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

2) zapisz schemat reakcji w postaci jonowej i zidentyfikuj jony i cząsteczki zmieniające stopień utlenienia:

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

2K + + SO4 2- + H2O;

3) układać równania jonowo-elektroniczne z udziałem izolowanych jonów
i cząsteczki, biorąc to pod uwagę liczbę atomów tlenu wyrównuje się za pomocą
cząsteczki wody lub jony wodoru.

Dla tej reakcji:

Brak atomów tlenu w kwaśnym środowisku pobrane z cząsteczki wody:

SO 3 2- + H 2 O - 2e - = SO 4 2- + 2H +;

Nadmiar atomów tlenu w kwaśnym środowisku wiąże się z jonami wodoru
cząsteczki wody:

MnO 4 - + 8H + + 5e - = Mn2+ + 4H 2O;

4) pomnóż powstałe równania przez najmniejsze współczynniki równowagi elektronowej:

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

5SO 3 2- + 5H 2 O – l0e - = 5SO 4 2- + 10H + 2MnO 4 - + 16H + + 10e - = 2Mn2+ +8H20;

5) podsumuj powstałe równania elektron-jon:

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

6) zredukuj podobne terminy i uzyskaj równanie jonowo-molekularne
OVR:

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

7) korzystając z otrzymanego równania jonowo-molekularnego ułóż równanie molekularne reakcji:

2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.

Reakcje redoks dzielą się na trzy typy:

1) Międzycząsteczkowy - Są to reakcje, w których utleniacz i reduktor znajdują się w różnych substancjach:

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

2) Wewnątrzcząsteczkowy - są to reakcje, w których utleniacz i reduktor znajdują się w tej samej cząsteczce (atomach różnych pierwiastków):

2KS1 +5 O 3 -2 = 2KSl -1 + 3O 2 °

3) Dysproporcja (reakcje autoutleniania-samoleczenia)
- Są to reakcje, w których biorą udział atomy utleniające i redukujące
ten sam element:

280. Ułóż równania reakcji redoks korzystając z metody
reakcje połowiczne:

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. Ułóż równania reakcji redoks korzystając z metody
reakcje połowiczne:

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

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

3) Ja 2 + H 2 O + C1 2 → HIO 3 + HC1.

282. Ułóż równania reakcji redoks korzystając z metody
reakcje połowiczne:

1) H 2 S + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → S + Na 2 SO 4 + H 2 O;

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. Ułóż równania reakcji redoks korzystając z metody
reakcje połowiczne:

1) Ja 2 + HNO 3 → HNO 3 +NO + H 2 O;

2) HC1 + KMnO 4 → KS1 + MnC1 2 + C1 2 + H 2 O;

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

284. Ułóż równania reakcji redoks korzystając z metody
reakcje połowiczne:

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. Ułóż równania reakcji redoks korzystając z metody
reakcje połowiczne:

1) Br 2 + H 2 S + H 2 O → HBr + H 2 SO 4;

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. Ułóż równania reakcji redoks korzystając z metody
reakcje połowiczne:

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. Ułóż równania reakcji redoks korzystając z metody
reakcje połowiczne:

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. Ułóż równania reakcji redoks korzystając z metody
reakcje połowiczne:

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. Ułóż równania reakcji redoks korzystając z metody
reakcje połowiczne:

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. Ułóż równania reakcji redoks korzystając z metody
reakcje połowiczne:

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

2) FeS 2 + HMO 3 (stęż.) → 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. Ułóż równania reakcji redoks korzystając z metody
reakcje połowiczne:

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 (stęż.) → ZnSO 4 + SO 2 + H 2 O.

292. Ułóż równania reakcji redoks korzystając z metody
reakcje połowiczne:

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

2) FeSO 4 + HNO 3 (stęż.) → 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. Ułóż równania reakcji redoks korzystając z metody
reakcje połowiczne:

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

2) Mg + H 2 SO 4 + HC1 → H 2 S + MgCl 2 + H 2 O;

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

294. Ułóż równania reakcji redoks korzystając z metody
reakcje połowiczne:

1) A1 + KMnO 4 + 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. Ułóż równania reakcji redoks korzystając z metody
reakcje połowiczne:

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. Ułóż równania reakcji redoks korzystając z metody
reakcje połowiczne:

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. Ułóż równania reakcji redoks korzystając z metody
reakcje połowiczne:

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. Ułóż równania reakcji redoks korzystając z metody
reakcje połowiczne:

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 (stęż.) → H 3 PO 4 + SO 2 + H 2 O;

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

299. Ułóż równania reakcji redoks korzystając z metody
reakcje połowiczne:

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 (stęż.) → Cu(NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O.

300. Ułóż równania reakcji redoks korzystając z metody
reakcje połowiczne:

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

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

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

301. Ułóż równania reakcji redoks korzystając z metody
reakcje połowiczne:

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. Ułóż równania reakcji redoks korzystając z metody
reakcje połowiczne:

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. Ułóż równania reakcji redoks korzystając z metody
reakcje połowiczne:

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. Ułóż równania reakcji redoks korzystając z metody
reakcje połowiczne:

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.