Reazione redox di C·h2o. Esempi di reazioni redox con soluzione
Con l'aumento dello stato di ossidazione si verifica un processo di ossidazione e la sostanza stessa è un agente riducente. Quando lo stato di ossidazione diminuisce, si verifica un processo di riduzione e la sostanza stessa è un agente ossidante.
Il metodo descritto per equalizzare l’ORR è chiamato “metodo di equilibrio mediante stati di ossidazione”.
Presentato nella maggior parte dei libri di testo di chimica e ampiamente utilizzato nella pratica metodo della bilancia elettronica per equalizzare l'ORR può essere utilizzato con l'avvertenza che lo stato di ossidazione non è uguale alla carica.
2. Metodo della semireazione.
In quei casi, quando una reazione avviene in una soluzione acquosa (fusione), quando si redigono equazioni, non procedono da cambiamenti nello stato di ossidazione degli atomi che compongono le sostanze reagenti, ma da cambiamenti nelle cariche delle particelle reali, cioè , tengono conto della forma di esistenza delle sostanze in soluzione (ione semplice o complesso, atomo o molecola di una sostanza non disciolta o debolmente dissociata nell'acqua).
In questo caso quando si redigono equazioni ioniche di reazioni redox, si dovrebbe aderire alla stessa forma di scrittura accettata per le equazioni ioniche di natura di scambio, vale a dire: i composti scarsamente solubili, leggermente dissociati e gassosi dovrebbero essere scritti in forma molecolare, e gli ioni che lo fanno non cambiare il loro stato dovrebbe essere escluso dall'equazione. In questo caso, i processi di ossidazione e riduzione sono registrati sotto forma di semireazioni separate. Uguagliatele per il numero di atomi di ciascun tipo, si sommano le semireazioni, moltiplicandole ciascuna per un coefficiente che eguaglia la variazione di carica dell'ossidante e del riducente.
Il metodo della semireazione riflette in modo più accurato i veri cambiamenti nelle sostanze durante le reazioni redox e facilita la compilazione di equazioni per questi processi in forma ionica-molecolare.
Perché il dallo stesso reagenti si possono ottenere prodotti diversi a seconda della natura del mezzo (acido, alcalino, neutro); per tali reazioni nello schema ionico, oltre alle particelle che svolgono le funzioni di agente ossidante e agente riducente, una particella che caratterizza la reazione del mezzo (cioè lo ione H+ o lo ione OH -, oppure la molecola H 2 O).
Esempio 5. Utilizzando il metodo della semireazione, disporre i coefficienti nella reazione:
KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Soluzione. Scriviamo la reazione in forma ionica, tenendo conto che tutte le sostanze tranne l'acqua si dissociano in ioni:
MnO 4 - + NO 2 - + 2H + ® Mn 2+ + NO 3 - + H 2 O
(K+ e SO 4 2 - rimangono invariati, quindi non sono indicati nello schema ionico). Dal diagramma ionico è chiaro che l'agente ossidante ione permanganato(MnO 4 -) si trasforma in ione Mn 2+ e vengono rilasciati quattro atomi di ossigeno.
In un ambiente acido Ogni atomo di ossigeno liberato dall'agente ossidante si lega a 2H+ per formare una molecola d'acqua.
ciò implica: MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O.
Troviamo la differenza nelle cariche dei prodotti e dei reagenti: Dq = +2-7 = -5 (il segno “-” indica che è in corso il processo di riduzione e si aggiunge 5 ai reagenti). Per il secondo processo, la conversione di NO 2 - in NO 3 -, l'ossigeno mancante arriva dall'acqua all'agente riducente e di conseguenza si forma un eccesso di ioni H +, in questo caso i reagenti perdono 2 :
NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + .
Otteniamo così:
2| MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O (riduzione),
5| NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + (ossidazione).
Moltiplicando i termini della prima equazione per 2, e della seconda per 5 e sommandoli, otteniamo l'equazione ionico-molecolare di questa reazione:
2MnO 4 - + 16H + + 5NO 2 - + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO 3 - + 10H +.
Cancellando le particelle identiche sui lati sinistro e destro dell'equazione, otteniamo finalmente l'equazione ionico-molecolare:
2MnO 4 - + 5NO 2 - + 6H + = 2Mn 2+ + 5NO 3 - + 3H 2 O.
Utilizzando l'equazione ionica, creiamo un'equazione molecolare:
2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5KNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.
In ambienti alcalini e neutri puoi essere guidato dalle seguenti regole: in un ambiente alcalino e neutro, ogni atomo di ossigeno rilasciato dall'agente ossidante si combina con una molecola d'acqua, formando due ioni idrossido (2OH -), e ciascuno mancante va all'agente riducente da 2 OH - ioni per formare una molecola d'acqua in un ambiente alcalino e in un ambiente neutro esce dall'acqua con il rilascio di 2 ioni H +.
Se partecipa alla reazione redox perossido di idrogeno(H 2 O 2), è necessario tenere conto del ruolo dell'H 2 O 2 in una reazione specifica. In H 2 O 2 l'ossigeno è in uno stato di ossidazione intermedio (-1), quindi il perossido di idrogeno mostra dualità redox nelle reazioni redox. Nei casi in cui è presente H 2 O 2 agente ossidante, le semireazioni hanno la seguente forma:
H2O2+2H++2? ® 2H 2 O (ambiente acido);
H2O2+2? ® 2OH - (ambienti neutri e alcalini).
Se il perossido di idrogeno lo è agente riducente:
H2O2 - 2? ® O 2 + 2H + (ambiente acido);
H2O2 + 2OH - - 2? ® O 2 + 2H 2 O (alcalino e neutro).
Esempio 6. Equalizzare la reazione: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Soluzione. Scriviamo la reazione in forma ionica:
I - + H 2 O 2 + 2H + ® I 2 + SO 4 2 - + H 2 O.
Componiamo semireazioni, tenendo conto che l'H2O2 in questa reazione è un agente ossidante e la reazione procede in un ambiente acido:
1 2I - - 2= Io 2 ,
1 H 2 O 2 + 2 H + + 2® 2 H 2 O.
L'equazione finale è: 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.
Esistono quattro tipi di reazioni redox:
1 . Intermolecolare reazioni redox in cui cambiano gli stati di ossidazione degli atomi degli elementi che compongono diverse sostanze. Le reazioni discusse negli esempi 2-6 appartengono a questo tipo.
2 . Intermolecolare Reazioni redox in cui lo stato di ossidazione cambia gli atomi di diversi elementi della stessa sostanza. Le reazioni di decomposizione termica dei composti procedono attraverso questo meccanismo. Ad esempio, nella reazione
Pb(NO3)2 ® PbO + NO2 + O2
cambia lo stato di ossidazione dell'azoto (N +5 ® N +4) e dell'atomo di ossigeno (O - 2 ® O 2 0) situato all'interno della molecola Pb(NO 3) 2.
3. Reazioni di autoossidazione-autoriparazione(sproporzione, dismutazione). In questo caso lo stato di ossidazione dello stesso elemento aumenta e diminuisce. Le reazioni di sproporzione sono caratteristiche di composti o elementi di sostanze corrispondenti a uno degli stati di ossidazione intermedi dell'elemento.
Esempio 7. Utilizzando tutti i metodi sopra indicati, equalizzare la reazione:
Soluzione.
UN) Metodo del bilancio dello stato di ossidazione.
Determiniamo i gradi di ossidazione degli elementi coinvolti nel processo redox prima e dopo la reazione:
K2MnO4 + H2O® KMnO4 + MnO2 + KOH.
Dal confronto degli stati di ossidazione risulta che il manganese partecipa contemporaneamente al processo di ossidazione, aumentando lo stato di ossidazione da +6 a +7, e al processo di riduzione, diminuendo lo stato di ossidazione da +6 a +4,2 Mn +6 ® Mn +7; Dw = 7-6 = +1 (processo di ossidazione, agente riducente),
1 Mn+6® Mn+4; Dw = 4-6 = -2 (processo di riduzione, agente ossidante).
Poiché in questa reazione l'agente ossidante e l'agente riducente sono la stessa sostanza (K 2 MnO 4), i coefficienti che lo precedono si sommano. Scriviamo l'equazione:
3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH.
b) Metodo della semireazione.
La reazione avviene in un ambiente neutro. Elaboriamo uno schema di reazione ionica, tenendo conto del fatto che H 2 O è un elettrolita debole e MnO 2 è un ossido scarsamente solubile in acqua:
MnO 4 2 - + H 2 O ® MnO 4 - + ¯MnO 2 + OH - .
Scriviamo le semireazioni:
2 MnO 4 2 - - ? ® MnO 4 - (ossidazione),
1 MnO 4 2 - + 2H 2 O + 2? ® MnO 2 + 4OH - (riduzione).
Moltiplichiamo per i coefficienti e aggiungiamo entrambe le semireazioni, otteniamo l'equazione ionica totale:
3MnO 4 2 - + 2H 2 O = 2MnO 4 - + MnO 2 + 4OH -.
Equazione molecolare: 3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.
In questo caso, K 2 MnO 4 è sia un agente ossidante che un agente riducente.
4. Le reazioni di ossidoriduzione intramolecolari, in cui vengono equalizzati gli stati di ossidazione degli atomi di uno stesso elemento (cioè l'inverso di quelli discussi in precedenza), sono processi contro-sproporzione(commutazione), per esempio
NH4NO2®N2+2H2O.
1 2N - 3 - 6? ® N 2 0 (processo di ossidazione, agente riducente),
1 2N +3 + 6?® N 2 0 (processo di riduzione, agente ossidante).
Quelli più difficili lo sono Reazioni redox in cui atomi o ioni non di uno, ma di due o più elementi vengono simultaneamente ossidati o ridotti.
Esempio 8. Utilizzando i metodi sopra, equalizzare la reazione:
3 -2 +5 +5 +6 +2
As 2 S 3 + HNO 3 ® H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO.
18. Reazioni redox (continua 1)
18.5. ORR del perossido di idrogeno
Nelle molecole di perossido di idrogeno H 2 O 2, gli atomi di ossigeno si trovano nello stato di ossidazione –I. Questo è uno stato di ossidazione intermedio e non il più stabile degli atomi di questo elemento, pertanto il perossido di idrogeno presenta proprietà sia ossidanti che riducenti.
L'attività redox di questa sostanza dipende dalla concentrazione. Nelle soluzioni comunemente usate con una frazione di massa del 20%, il perossido di idrogeno è un agente ossidante piuttosto forte; nelle soluzioni diluite la sua attività ossidante diminuisce; Le proprietà riducenti del perossido di idrogeno sono meno caratteristiche delle proprietà ossidanti e dipendono anche dalla concentrazione.
Il perossido di idrogeno è un acido molto debole (vedi Appendice 13), quindi, in soluzioni fortemente alcaline, le sue molecole si trasformano in ioni idroperossido.
A seconda della reazione del mezzo e se il perossido di idrogeno è l'agente ossidante o riducente in questa reazione, i prodotti dell'interazione redox saranno diversi. Le equazioni di semireazione per tutti questi casi sono riportate nella Tabella 1.
Tabella 1
Equazioni delle semireazioni redox di H 2 O 2 in soluzioni
Reazione ambientale |
Agente ossidante H 2 O 2 |
Agente riducente H 2 O 2 |
| Acido | ||
| Neutro | H2O2 + 2e – = 2OH | H2O2 + 2H2O – 2e – = O2 + 2H3O |
| Alcalino | HO2 + H2O + 2e – = 3OH |
Consideriamo esempi di ORR che coinvolgono il perossido di idrogeno.
Esempio 1. Scrivi un'equazione per la reazione che si verifica quando una soluzione di ioduro di potassio viene aggiunta a una soluzione di perossido di idrogeno acidificata con acido solforico.
| 1 | H2O2 + 2H3O + 2e – = 4H2O |
| 1 | 2I – 2e – = I 2 |
H2O2 + 2H3O +2I = 4H2O + I2
H2O2 + H2SO4 + 2KI = 2H2O + I2 + K2SO4
Esempio 2. Scrivere un'equazione per la reazione tra permanganato di potassio e acqua ossigenata in una soluzione acquosa acidificata con acido solforico.
| 2 | MnO4 + 8H3O + 5e – = Mn2 + 12H2O |
| 5 | H2O2 + 2H2O – 2e – = O2 + 2H3O |
2MnO4 + 6H3O+ + 5H2O2 = 2Mn2 + 14H2O + 5O2
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2O2 = 2MnSO4 + 8H2O + 5O2 + K2SO4
Esempio 3. Scrivere un'equazione per la reazione del perossido di idrogeno con ioduro di sodio in soluzione in presenza di idrossido di sodio.
| 3 | 6 | HO2 + H2O + 2e – = 3OH |
| 1 | 2 | I + 6OH – 6e – = IO 3 + 3H 2 O |
3HO2 + I = 3OH + IO3
3NaHO2 + NaI = 3NaOH + NaIO3
Senza tenere conto della reazione di neutralizzazione tra idrossido di sodio e perossido di idrogeno, questa equazione viene spesso scritta come segue:
3H 2 O 2 + NaI = 3H 2 O + NaIO 3 (in presenza di NaOH)
La stessa equazione si otterrà se non si tiene conto immediatamente (nella fase di stesura del bilancio) della formazione di ioni idroperossido.
Esempio 4. Scrivi un'equazione per la reazione che si verifica quando il biossido di piombo viene aggiunto a una soluzione di perossido di idrogeno in presenza di idrossido di potassio.
Il biossido di piombo PbO 2 è un agente ossidante molto forte, specialmente in un ambiente acido. Riducendosi in queste condizioni forma ioni Pb 2 . In un ambiente alcalino, quando il PbO 2 si riduce, si formano ioni.
| 1 | PbO2 + 2H2O + 2e – = +OH |
| 1 | HO2 + OH – 2e – = O2 + H2O |
PbO2 + H2O + HO2 = + O2
Senza tenere conto della formazione di ioni idroperossido, l'equazione è scritta come segue:
PbO2 + H2O2 + OH = + O2 + 2H2O
Se, in base alle condizioni del compito, la soluzione aggiunta di perossido di idrogeno era alcalina, l'equazione molecolare dovrebbe essere scritta come segue:
PbO2 + H2O + KHO2 = K + O2
Se una soluzione neutra di perossido di idrogeno viene aggiunta a una miscela di reazione contenente un alcali, l'equazione molecolare può essere scritta senza tenere conto della formazione di idroperossido di potassio:
PbO2 + KOH + H2O2 = K + O2
18.6. Dismutazioni dell'ORR e ORR intramolecolari
Tra le reazioni redox ci sono reazioni di dismutazione (sproporzione, auto-ossidazione-autoriduzione).
Un esempio di reazione di dismutazione a te nota è la reazione del cloro con l'acqua:
Cl2+H2OHCl+HClO
In questa reazione, metà degli atomi di cloro(0) vengono ossidati allo stato di ossidazione +I e l'altra metà viene ridotta allo stato di ossidazione –I:
Utilizzando il metodo del bilancio elettrone-ione, componiamo un'equazione per una reazione simile che si verifica quando il cloro viene fatto passare attraverso una soluzione alcalina fredda, ad esempio KOH:
| 1 | Cl2 + 2e – = 2Cl |
| 1 | Cl2 + 4OH – 2e – = 2ClO + 2H2O |
2Cl2 + 4OH = 2Cl + 2ClO + 2H2O
Tutti i coefficienti di questa equazione hanno un divisore comune, quindi:
Cl2 + 2OH = Cl + ClO + H2O
Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H2O
La dismutazione del cloro in una soluzione calda procede in modo leggermente diverso:
| 5 | Cl2 + 2e – = 2Cl | |
| 1 | Cl2 + 12OH – 10e – = 2ClO3 + 6H2O |
3Cl2 + 6OH = 5Cl + ClO3 + 3H2O
3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O
Di grande importanza pratica è la dismutazione del biossido di azoto durante la sua reazione con l'acqua ( UN) e con soluzioni alcaline ( B):
| UN) | NO2 + 3H2O – e – = NO3 + 2H3O | NO2 + 2OH – e – = NO3 + H2O | |||
| NO2 + H2O + e – = HNO2 + OH | NO2 + e – = NO2 | ||||
2NO2 + 2H2O = NO3 + H3O + HNO2 |
2NO2 + 2OH = NO3 + NO2 + H2O |
||||
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2 |
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O |
||||
Le reazioni di dismutazione si verificano non solo nelle soluzioni, ma anche quando si riscaldano solidi, ad esempio il clorato di potassio:
4KClO3 = KCl + 3KClO4
Un esempio tipico e molto efficace di ORR intramolecolare è la reazione di decomposizione termica del dicromato di ammonio (NH 4) 2 Cr 2 O 7. In questa sostanza, gli atomi di azoto sono nel loro stato di ossidazione più basso (–III) e gli atomi di cromo sono nel loro stato di ossidazione più alto (+VI). A temperatura ambiente questo composto è abbastanza stabile, ma se riscaldato si decompone intensamente. In questo caso, il cromo (VI) si trasforma in cromo (III) - lo stato più stabile del cromo, e l'azoto (–III) - in azoto (0) - anche lo stato più stabile. Tenendo conto del numero di atomi nell'unità formula dell'equazione del bilancio elettronico:
| 2Cr+VI+6e – = 2Cr+III | |
| 2N –III – 6e – = N2, |
e l'equazione di reazione stessa:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.
Un altro importante esempio di ORR intramolecolare è la decomposizione termica del perclorato di potassio KClO 4 . In questa reazione, il cloro(VII), come sempre quando agisce come agente ossidante, si trasforma in cloro(–I), ossidando l'ossigeno(–II) in una sostanza semplice:
| 1 | Cl +VII + 8e – = Cl –I | |
| 2 | 2O –II – 4e – = O2 |
e quindi l'equazione di reazione
KClO4 = KCl + 2O2
Il clorato di potassio KClO 3 si decompone in modo simile quando riscaldato, se la decomposizione viene effettuata in presenza di un catalizzatore (MnO 2): 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2
In assenza di un catalizzatore, avviene una reazione di dismutazione.
Il gruppo delle reazioni redox intramolecolari comprende anche le reazioni di decomposizione termica dei nitrati.
Tipicamente, i processi che avvengono quando i nitrati vengono riscaldati sono piuttosto complessi, soprattutto nel caso degli idrati cristallini. Se le molecole d'acqua vengono trattenute debolmente nell'idrato cristallino, allora con un basso riscaldamento il nitrato si disidrata [ad esempio LiNO 3. 3H 2 O e Ca(NO 3) 2 4H 2 O sono disidratati in LiNO 3 e Ca(NO 3) 2 ], ma se l'acqua è legata più strettamente [come, ad esempio, in Mg(NO 3) 2. 6H2O e Bi(NO3)3. 5H 2 O], quindi si verifica una sorta di reazione di "idrolisi intramolecolare" con la formazione di sali basici - nitrati di idrossido, che dopo ulteriore riscaldamento possono trasformarsi in nitrati di ossido (e (NO 3) 6), questi ultimi si decompongono in ossidi temperatura più elevata.
Quando riscaldati, i nitrati anidri possono decomporsi in nitriti (se esistono e sono ancora stabili a questa temperatura) e i nitriti possono decomporsi in ossidi. Se il riscaldamento viene effettuato a una temperatura sufficientemente elevata o l'ossido corrispondente è instabile (Ag 2 O, HgO), il prodotto della decomposizione termica può anche essere un metallo (Cu, Cd, Ag, Hg).
Un diagramma alquanto semplificato della decomposizione termica dei nitrati è mostrato in Fig. 5.
Esempi di trasformazioni sequenziali che si verificano quando determinati nitrati vengono riscaldati (le temperature sono indicate in gradi Celsius):
KNO 3 KNO 2 K 2 O;
Ca(NO3)2. 4H2O Ca(NO 3) 2 Ca(NO 2) 2 CaO;
Mg(NO3)2. 6H2OMg(NO3)(OH)MgO;
Cu(NO3)2. 6H2OCu(NO3)2CuOCu2OCu;
Bi(NO 3) 3 . 5H 2 O Bi(NO 3) 2 (OH) Bi(NO 3)(OH) 2 (NO 3) 6 Bi 2 O 3.
Nonostante la complessità dei processi in atto, quando si risponde alla domanda su cosa succede quando il corrispondente nitrato anidro viene “calcinato” (cioè a una temperatura di 400 – 500 o C), di solito si è guidati dalle seguenti regole estremamente semplificate :
1) i nitrati dei metalli più attivi (nella serie di tensioni - a sinistra del magnesio) si decompongono in nitriti;
2) i nitrati di metalli meno attivi (nell'intervallo di tensioni - dal magnesio al rame) si decompongono in ossidi;
3) i nitrati dei metalli meno attivi (nella serie di tensioni - a destra del rame) si decompongono in metallo.
Quando si utilizzano queste regole, è necessario ricordare che in tali condizioni
LiNO 3 si decompone in ossido,
Il Be(NO 3) 2 si decompone in ossido a una temperatura più elevata,
da Ni(NO 3) 2, oltre a NiO, si può ottenere anche Ni(NO 2) 2,
Mn(NO 3) 2 si decompone in Mn 2 O 3,
Fe(NO 3) 2 si decompone in Fe 2 O 3;
da Hg(NO 3) 2 si può ottenere, oltre al mercurio, anche il suo ossido.
Vediamo esempi tipici di reazioni appartenenti a questi tre tipi:
KNO 3 KNO 2 + O 2
2KNO3 = 2KNO2 + O2 |
Zn(NO3)2 ZnO + NO2 + O2
2Zn(NO3)2 = 2ZnO + 4NO2 + O2 |
AgNO3Ag+NO2+O2 18.7. Reazioni di commutazione redox Queste reazioni possono essere intermolecolari o intramolecolari. Ad esempio, gli ORR intramolecolari che si verificano durante la decomposizione termica del nitrato di ammonio e del nitrito appartengono a reazioni di commutazione, poiché qui lo stato di ossidazione degli atomi di azoto è equalizzato: NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O (circa 200 o C) A una temperatura più elevata (250 - 300 o C) il nitrato di ammonio si decompone in N 2 e NO, e a una temperatura ancora più elevata (sopra 300 o C) - in azoto e ossigeno, e in entrambi i casi si forma acqua. Un esempio di reazione di commutazione intermolecolare è la reazione che si verifica quando si combinano soluzioni calde di nitrito di potassio e cloruro di ammonio: NH4 + NO2 = N2 + 2H2O NH4Cl + KNO2 = KCl + N2 + 2H2O Se una reazione simile viene eseguita riscaldando una miscela di solfato di ammonio cristallino e nitrato di calcio, a seconda delle condizioni, la reazione può procedere in diversi modi: (NH 4) 2 SO 4 + Ca(NO 3) 2 = 2N 2 O + 4H 2 O + CaSO 4 (t< 250 o C) La prima e la terza di queste reazioni sono reazioni di commutazione, la seconda è una reazione più complessa, che comprende sia la commutazione degli atomi di azoto che l'ossidazione degli atomi di ossigeno. La reazione che avverrà a temperature superiori a 250 o C dipende dal rapporto dei reagenti. Le reazioni di conversione che portano alla formazione di cloro si verificano quando i sali degli acidi cloro contenenti ossigeno vengono trattati con acido cloridrico, ad esempio: 6HCl + KClO3 = KCl + 3Cl2 + 3H2O Inoltre, mediante la reazione di commutazione, lo zolfo è formato da idrogeno solforato gassoso e anidride solforosa: 2H2S + SO2 = 3S + 2H2O Le commutazioni OVR sono piuttosto numerose e varie: includono anche alcune reazioni acido-base, ad esempio: NaH + H2O = NaOH + H2. Per compilare le equazioni di commutazione ORR, vengono utilizzati sia i bilanci elettrone-ione che quelli elettronici, a seconda che la reazione avvenga in soluzione o meno. 18.8. Elettrolisi Studiando il capitolo IX hai conosciuto l'elettrolisi delle fusioni di varie sostanze. Poiché nelle soluzioni sono presenti anche ioni mobili, anche soluzioni di diversi elettroliti possono essere sottoposte a elettrolisi. Sia nell'elettrolisi delle fusioni che nell'elettrolisi delle soluzioni vengono solitamente utilizzati elettrodi di materiale non reattivo (grafite, platino, ecc.), Ma talvolta l'elettrolisi viene effettuata con un anodo “solubile”. L'anodo “solubile” viene utilizzato nei casi in cui è necessario ottenere un collegamento elettrochimico dell'elemento di cui è costituito l'anodo. Durante l'elettrolisi, è di grande importanza se gli spazi dell'anodo e del catodo sono separati o se l'elettrolita viene miscelato durante la reazione: i prodotti della reazione in questi casi potrebbero risultare diversi. Consideriamo i casi più importanti di elettrolisi. 1. Elettrolisi del NaCl fuso. Gli elettrodi sono inerti (grafite), gli spazi anodico e catodico sono separati. Come già sapete, in questo caso al catodo e all'anodo si verificano le seguenti reazioni: K: Na + e – = Na Avendo scritto le equazioni per le reazioni che si verificano sugli elettrodi in questo modo, otteniamo semireazioni, che possiamo trattare esattamente come nel caso dell'utilizzo del metodo del bilancio elettrone-ione:
Aggiungendo queste equazioni di semireazione, otteniamo l'equazione ionica dell'elettrolisi 2Na+2Cl2Na+Cl2 e poi molecolare 2NaCl2Na + Cl2 In questo caso gli spazi del catodo e dell'anodo devono essere separati in modo che i prodotti della reazione non reagiscano tra loro. Industrialmente, questa reazione viene utilizzata per produrre sodio metallico. 2. Elettrolisi della massa fusa di K 2 CO 3. Gli elettrodi sono inerti (platino). Gli spazi del catodo e dell'anodo sono separati.
4K+ + 2CO3 2 4K + 2CO2 + O2 3. Elettrolisi dell'acqua (H 2 O). Gli elettrodi sono inerti.
4H3O + 4OH2H2 + O2 + 6H2O 2H2O2H2 + O2 L'acqua è un elettrolita molto debole, contiene pochissimi ioni, quindi l'elettrolisi dell'acqua pura procede estremamente lentamente. 4. Elettrolisi della soluzione di CuCl 2. Elettrodi di grafite. Il sistema contiene cationi Cu 2 e H 3 O, nonché anioni Cl e OH. Gli ioni Cu 2 sono ossidanti più forti degli ioni H 3 O (vedi serie tensione), quindi gli ioni rame verranno scaricati prima sul catodo e solo quando ne saranno rimasti pochissimi verranno scaricati gli ioni ossonio. Per gli anioni, puoi seguire la seguente regola: |
Compito n. 1
Si + HNO 3 + HF → H 2 SiF 6 + NO + …
N +5 + 3e → N +2 │4 reazione di riduzione
Si 0 − 4e → Si +4 │3 reazione di ossidazione
N +5 (HNO 3) – agente ossidante, Si – agente riducente
3Si + 4HNO 3 + 18HF → 3H 2 SiF 6 + 4NO +8H 2 O
Compito n. 2
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
B+ HNO 3 + HF → HBF 4 + NO 2 + …
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
N +5 + 1e → N +4 │3 reazione di riduzione
B 0 -3e → B +3 │1 reazione di ossidazione
N +5 (HNO 3) – agente ossidante, B 0 – agente riducente
B+ 3HNO 3 + 4HF → HBF 4 + 3NO 2 + 3H 2 O
Compito n.3
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
K2Cr2O7 + HCl → Cl2 + KCl + … + …
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
2Cl -1 -2e → Cl 2 0 │3 reazione di ossidazione
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – agente ossidante, Cl -1 (HCl) – agente riducente
K2Cr2O7 + 14HCl → 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H2O
Compito n. 4
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
Cr 2 (SO 4) 3 + … + NaOH → Na 2 CrO 4 + NaBr + … + H 2 O
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
Br 2 0 + 2e → 2Br -1 │3 reazione di riduzione
2Cr +3 - 6e → 2Cr +6 │1 reazione di ossidazione
Br 2 – agente ossidante, Cr +3 (Cr 2 (SO 4) 3) – agente riducente
Cr2 (SO4) 3 + 3Br2 + 16NaOH → 2Na2 CrO4 + 6NaBr + 3Na2 SO4 + 8H 2 O
Compito n.5
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
K 2 Cr 2 O 7 + … + H 2 SO 4 → l 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + … + H 2 O
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 reazione di riduzione
2I -1 -2e → l 2 0 │3 reazione di ossidazione
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – agente ossidante, l -1 (Hl) – agente riducente
K 2 Cr 2 O 7 + 6HI + 4H 2 SO 4 → 3l 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O
Compito n. 6
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
H2S + HMnO4 → S + MnO2 + …
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
3H2S + 2HMnO4 → 3S + 2MnO2 + 4H2O
Compito n.7
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
H2S + HClO3 → S + HCl + …
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
S -2 -2e → S 0 │3 reazione di ossidazione
Mn +7 (HMnO 4) – agente ossidante, S -2 (H 2 S) – agente riducente
3H2S + HClO3 → 3S + HCl + 3H2O
Compito n. 8
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
NO + HClO4 + … → HNO3 + HCl
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
Cl +7 + 8e → Cl -1 │3 reazione di riduzione
N +2 -3e → N +5 │8 reazione di ossidazione
Cl +7 (HClO 4) – agente ossidante, N +2 (NO) – agente riducente
8NO + 3HClO4 + 4H2O → 8HNO3 + 3HCl
Compito n. 9
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4 → MnSO 4 + S + … + …
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
S -2 -2e → S 0 │5 reazione di ossidazione
Mn +7 (KMnO 4) – agente ossidante, S -2 (H 2 S) – agente riducente
2KMnO 4 + 5H 2 S + 3H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5S + K 2 SO 4 + 8H 2 O
Compito n. 10
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
KMnO4 + KBr + H2SO4 → MnSO4 + Br2 + … + …
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reazione di riduzione
2Br -1 -2e → Br 2 0 │5 reazione di ossidazione
Mn +7 (KMnO 4) – agente ossidante, Br -1 (KBr) – agente riducente
2KMnO4 + 10KBr + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5Br2 + 6K2SO4 + 8H2O
Compito n. 11
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
PH3 + HClO3 → HCl + …
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │4 reazione di riduzione
Cl +5 (HClO 3) – agente ossidante, P -3 (H 3 PO 4) – agente riducente
3PH 3 + 4HClO 3 → 4HCl + 3H 3 PO 4
Compito n. 12
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
PH 3 + HMnO 4 → MnO 2 + … + …
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │8 reazione di riduzione
P -3 − 8e → P +5 │3 reazione di ossidazione
Mn +7 (HMnO 4) – agente ossidante, P -3 (H 3 PO 4) – agente riducente
3PH 3 + 8HMnO 4 → 8MnO 2 + 3H 3 PO 4 + 4H 2 O
Compito n. 13
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
NO + KClO + … → KNO3 + KCl + …
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
Cl +1 + 2e → Cl -1 │3 reazione di riduzione
N +2 − 3e → N +5 │2 reazione di ossidazione
Cl +1 (KClO) – agente ossidante, N +2 (NO) – agente riducente
2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO3 + 3KCl + H2O
Compito n. 14
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
PH 3 + AgNO 3 + … → Ag + … + HNO 3
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
Ag +1 + 1e → Ag 0 │8 reazione di riduzione
P -3 - 8e → P +5 │1 reazione di ossidazione
Ag +1 (AgNO 3) – agente ossidante, P -3 (PH 3) – agente riducente
PH3 + 8AgNO3 + 4H2O → 8Ag + H3 PO4 + 8HNO3
Compito n. 15
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
KNO 2 + … + H 2 SO 4 → I 2 + NO + … + …
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
N +3 + 1e → N +2 │ 2 reazione di riduzione
2I -1 − 2e → I 2 0 │ 1 reazione di ossidazione
N +3 (KNO 2) – agente ossidante, I -1 (HI) – agente riducente
2KNO 2 + 2HI + H 2 SO 4 → I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + 2H 2 O
Compito n. 16
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
Na 2 SO 3 + Cl 2 + … → Na 2 SO 4 + …
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
Cl 2 0 + 2e → 2Cl -1 │1 reazione di riduzione
Cl 2 0 – agente ossidante, S +4 (Na 2 SO 3) – agente riducente
Na2SO3 + Cl2 + H2O → Na2SO4 + 2HCl
Compito n. 17
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
KMnO4 + MnSO4 + H2O→ MnO2 + … + …
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 reazione di riduzione
Mn +2 − 2e → Mn +4 │3 reazione di ossidazione
Mn +7 (KMnO 4) – agente ossidante, Mn +2 (MnSO 4) – agente riducente
2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O → 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4
Compito n. 18
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
KNO2 + … + H2O → MnO2 + … + KOH
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 reazione di riduzione
N +3 − 2e → N +5 │3 reazione di ossidazione
Mn +7 (KMnO 4) – agente ossidante, N +3 (KNO 2) – agente riducente
3KNO2 + 2KMnO4 + H2O → 2MnO2 + 3KNO3 + 2KOH
Compito n. 19
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
Cr2O3 + … + KOH → KNO2 + K2 CrO4 + …
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
N +5 + 2e → N +3 │3 reazione di riduzione
2Cr +3 − 6e → 2Cr +6 │1 reazione di ossidazione
N +5 (KNO 3) – agente ossidante, Cr +3 (Cr 2 O 3) – agente riducente
Cr 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH → 3KNO 2 +2K 2 CrO 4 + 2H 2 O
Compito n. 20
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
I 2 + K 2 SO 3 + … → K 2 SO 4 + … + H 2 O
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
I 2 0 + 2e → 2I -1 │1 reazione di riduzione
S +4 - 2e → S +6 │1 reazione di ossidazione
I 2 – agente ossidante, S +4 (K 2 SO 3) – agente riducente
I2+K2SO3+2KOH → K2SO4+2KI+H2O
Compito n. 21
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
KMnO4 + NH3 → MnO2 +N2 + … + …
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 reazione di riduzione
2N -3 − 6e → N 2 0 │1 reazione di ossidazione
Mn +7 (KMnO 4) – agente ossidante, N -3 (NH 3) – agente riducente
2KMnO4 + 2NH3 → 2MnO2 +N2 + 2KOH + 2H2O
Compito n. 22
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
NO 2 + P 2 O 3 + … → NO + K 2 HPO 4 + …
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
N +4 + 2e → N +2 │2 reazione di riduzione
2P +3 - 4e → 2P +5 │1 reazione di ossidazione
N +4 (NO 2) – agente ossidante, P +3 (P 2 O 3) – agente riducente
2NO 2 + P 2 O 3 + 4KOH → 2NO + 2K 2 HPO 4 + H 2 O
Compito n. 23
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
KI + H2SO4 → I2 + H2S + … + …
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
S +6 + 8e → S -2 │1 reazione di riduzione
2I -1 − 2e → I 2 0 │4 reazione di ossidazione
S +6 (H 2 SO 4) – agente ossidante, I -1 (KI) – agente riducente
8KI + 5H 2 SO 4 → 4I 2 + H 2 S + 4K 2 SO 4 + 4H 2 O
Compito n. 24
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
FeSO 4 + ... + H 2 SO 4 → ... + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reazione di riduzione
2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │5 reazione di ossidazione
Mn +7 (KMnO 4) – agente ossidante, Fe +2 (FeSO 4) – agente riducente
10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2 SO4 → 5Fe2 (SO4) 3 + 2MnSO4 + K2 SO4 + 8H2 O
Compito n. 25
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
Na2SO3 +...+KOH → K2MnO4 +...+H2O
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
Mn +7 + 1e → Mn +6 │2 reazione di riduzione
S +4 − 2e → S +6 │1 reazione di ossidazione
Mn +7 (KMnO 4) – agente ossidante, S +4 (Na 2 SO 3) – agente riducente
Na2SO3 + 2KMnO4 + 2KOH → 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
Compito n. 26
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
H2O2 + … + H2SO4 → O2 + MnSO4 + … + …
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reazione di riduzione
2O -1 − 2e → O 2 0 │5 reazione di ossidazione
Mn +7 (KMnO 4) – agente ossidante, O -1 (H 2 O 2) – agente riducente
5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
Compito n. 27
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + … + …
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 reazione di riduzione
S -2 − 2e → S 0 │3 reazione di ossidazione
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – agente ossidante, S -2 (H 2 S) – agente riducente
K 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 S + 4H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 3S + 7H 2 O
Compito n. 28
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
KMnO4 + HCl → MnCl2 + Cl2 + … + …
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reazione di riduzione
2Cl -1 − 2e → Cl 2 0 │5 reazione di ossidazione
Mn +7 (KMnO 4) – agente ossidante, Cl -1 (HCl) – agente riducente
2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H 2O
Compito n. 29
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
CrCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + … → CrCl 3 + … + H 2 O
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 reazione di riduzione
Reazione di ossidazione Cr +2 − 1e → Cr +3 │6
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – agente ossidante, Cr +2 (CrCl 2) – agente riducente
6CrCl2 + K2 Cr2 O7 + 14HCl → 8CrCl3 + 2KCl + 7H2O
Compito n. 30
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
K2CrO4 + HCl → CrCl3 + … + … + H2O
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
Cr +6 + 3e → Cr +3 │2 reazione di riduzione
2Cl -1 − 2e → Cl 2 0 │3 reazione di ossidazione
Cr +6 (K 2 CrO 4) – agente ossidante, Cl -1 (HCl) – agente riducente
2K2CrO4 + 16HCl → 2CrCl3 + 3Cl2 + 4KCl + 8H2O
Compito n. 31
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
KI + … + H2SO4 → I2 + MnSO4 + … + H2O
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reazione di riduzione
2l -1 − 2e → l 2 0 │5 reazione di ossidazione
Mn +7 (KMnO 4) – agente ossidante, l -1 (Kl) – agente riducente
10KI + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 → 5I 2 + 2MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O
Compito n. 32
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
FeSO4 + KClO3 + KOH → K2 FeO4 + KCl + K2SO4 + H2O
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │2 reazione di riduzione
Fe +2 − 4e → Fe +6 │3 reazione di ossidazione
3FeSO4 + 2KClO3 + 12KOH → 3K2 FeO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O
Compito n. 33
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione:
FeSO 4 + KClO 3 + … → Fe 2 (SO 4) 3 + … + H 2 O
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │1 reazione di riduzione
Reazione di ossidazione 2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │3
Cl +5 (KClO 3) – agente ossidante, Fe +2 (FeSO 4) – agente riducente
6FeSO4 + KClO3 + 3H2SO4 → 3Fe2 (SO4)3 + KCl + 3H2O
Compito n. 34
Usando il metodo del bilancio elettronico, crea un'equazione per la reazione.
