HNO3、HNO3塩

酸化剤のみ

窒素の中間酸化状態を持つ化合物は、より低い酸化状態に還元される酸化剤として作用することも、より高い酸化状態に酸化される還元剤として作用することもできます。

図1 – 窒素酸化度の変化

電子天秤方式酸化還元反応の均一化は、次の規則を満たすことで構成されます。特定の反応において、還元剤のすべての粒子によって供与される電子の数は、酸化剤のすべての粒子によって結合される電子の数と常に等しいです。

例2。 酸素による鉄の酸化の例を使用して、電子天秤法を説明してみましょう。
.

Fe 0 – 3ē = Fe +3 – 酸化プロセス。

O 2 + 4ē = 2O –2 – 還元プロセス。

還元剤系 (酸化プロセスの半反応) では、鉄原子は 3 つの電子を放出します (付録 A)。

酸化系（還元プロセスの半反応）では、各酸素原子は 2 個の電子、合計 4 個の電子を受け取ります。

2 つの数字 3 と 4 の最小公倍数は 12 です。したがって、鉄は 12 個の電子を放棄し、酸素は 12 個の電子を受け取ります。

係数 4 と 3 は、システムの合計中に半反応の左側に書き込まれ、半反応のすべての成分によって乗算されます。 全体の方程式は次のようになります 方程式に出現する分子またはイオンの数。方程式の両側の各元素の原子の数が同じ場合、方程式は正しいと言えます。

半反応法電解質溶液中で起こる反応を均一にするために使用されます。 このような場合、酸化剤と還元剤だけでなく、媒体の粒子である水分子 (H 2 O)、H + および OH – イオンも反応に参加します。 このような反応では、電子イオン系 (半反応) を使用する方が正確です。 水溶液中で半反応を構成する場合、反応環境を考慮して、必要に応じて H 2 O 分子および H + または OH – イオンが導入されます。 難溶性の弱電解質 (付録 B) およびイオン系のガス状化合物は、分子形式で記載されています (付録 C)。

例として、酸性およびアルカリ性環境における硫酸カリウムと過マンガン酸カリウムの相互作用を考えてみましょう。

例 3. 硫酸カリウムと過マンガン酸カリウムの反応 酸性環境で:

元素の酸化状態の変化を決定し、方程式で示してみましょう。 KMnO 4 中のマンガンの最も高い酸化状態 (+7) は、KMnO 4 が酸化剤であることを示します。 K 2 SO 3 化合物の硫黄は酸化状態 (+4) を持ち、K 2 SO 4 化合物の硫黄 (+6) に比べて還元された形です。 したがって、K 2 SO 3 は還元剤です。 酸化状態を変化させる元素を含む実際のイオンとその最初の半反応は、次の形式になります。

さらなるアクションの目標は、反応の可能な方向を反映する矢印の代わりに、これらの半反応に等号を入れることです。 これは、元素の種類、その原子の数、およびすべての粒子の総電荷が各半反応の左側と右側で一致する場合に実行できます。 これを達成するには、媒体の追加のイオンまたは分子が使用されます。 通常、これらは H + イオン、OH –、および水分子です。 半反応
マンガン原子の数は同じですが、酸素原子の数は等しくないため、半反応の右側に 4 つの水分子を導入します。 システム内で同様のアクション (酸素の均一化) を実行します。
、私たちは得ます
。 両方の半反応に水素原子が現れました。 それらの数は、等価な数の水素イオンを方程式の他の部分に追加することによって等しくなります。

これで、半反応方程式に含まれるすべての要素が等化されました。 粒子の電荷を均一にすることが残っています。 前半の反応の右側では、すべての電荷の合計は +2 ですが、左側では電荷は +7 です。 電荷の等価性は、電子の形で 5 つの負電荷 (+5 ē) を方程式の左側に追加することによって達成されます。 同様に、後半の反応式では、左から 2 ē を引く必要があります。 これで、両方の半反応の方程式に等号を入れることができます。

-回復プロセス;

– 酸化プロセス。

考慮中の例では、酸化中に放出される電子の数に対する還元プロセス中に受け入れられる電子の数の比は 5 × 2 に等しくなります。全体の反応方程式を得るには、次の方程式を合計する必要があります。還元と酸化のプロセスでは、この比率を考慮して、還元式に 2 を掛け、酸化式に 5 を掛けます。

係数に半反応方程式のすべての項を乗算し、その右辺のみと左辺のみを合計すると、イオン分子の形での最終反応方程式が得られます。

同じ数の H + イオンと H 2 O 分子を差し引いて類似の項を減らすと、次の結果が得られます。

全イオン方程式は正しく書かれており、媒質と分子方程式の間には対応関係があります。 得られた係数を分子方程式に変換します。

例4. 硫酸カリウムと過マンガン酸カリウムの反応 アルカリ性環境では:

酸化状態を変化させる元素（Mn +7 → Mn +6、S +4 → S +6）の酸化状態を決定します。 これらの元素を含む実際のイオン (
,
）。 酸化と還元の過程（半反応）：

2
– 回復プロセス

1 – 酸化プロセス

要約式:

全イオン方程式には媒体の対応関係があります。 係数を分子方程式に変換します。

酸化還元反応は次の種類に分類されます。

分子間の酸化還元。

自己酸化自己修復（不均化）。

分子内酸化 - 還元。

分子間の酸化還元反応 - これらは、酸化剤が 1 つの分子内にあり、還元剤が別の分子内にある場合の反応です。

例5. 水酸化鉄が湿気の多い環境で酸化すると、次の反応が起こります。

4Fe(OH) 2 + OH – – 1ē = Fe(OH) 3 – 酸化プロセス。

1 O 2 + 2H 2 O + 4ē = 4OH – – 還元プロセス。

電子イオン系が正しく記述されていることを確認するには、半反応の左側と右側の部分に同じ数の元素原子と電荷が含まれている必要があることを確認する必要があります。 次に、受け取った電子の数と与えられた電子の数を等しくすることで、半反応を要約します。

4Fe(OH) 2 + 4OH – + O 2 +2H 2 O = 4Fe(OH) 3 + 4OH –

4Fe(OH) 2 + O 2 +2H 2 O = 4Fe(OH) 3

自動酸化自己修復反応（不均化反応） - これらは、元素の総量の一部が酸化され、残りの部分が還元される反応であり、中間の酸化状態を持つ元素に典型的です。

例6。 塩素が水と反応すると、塩酸と次亜塩素酸 (HClO) の混合物が得られます。

ここで、塩素は酸化と還元の両方を受けます。

1Cl 2 + 2H 2 O – 2ē = 2HClO +2H + – 酸化プロセス;

1 Cl 2 + 2ē = 2Cl – – 還元プロセス。

2Cl2 + 2H2O = 2HClO + 2HCl

例 7 . 亜硝酸の不均化:

この場合、酸化と還元が起こります。 HNO2を含む：

要約式:

HNO2 + 2HNO2 + H2O + 2H + = NO + 3H + + 2NO + 2H2O

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

分子内酸化還元反応 分子の一方の成分が酸化剤として機能し、もう一方の成分が還元剤として機能するプロセスです。 分子内酸化還元の例には、多くの熱解離プロセスが含まれます。

例8. NH 4 NO 2 の熱解離:

ここでイオンはNHです 酸化されてNOイオンが 遊離窒素に還元されます。

12NH – 6 ē = N 2 + 8H +

1 2NO + 8Н + + 6 ē = N 2 + 4H 2 O

2NH +2NO + 8H + = N 2 + 8H + + N 2 + 4H 2 O

2NH 4 NO 2 = 2N 2 + 4H 2 O

例9 . 重クロム酸アンモニウムの分解反応:

12NH – 6 ē = N 2 + 8H +

1Cr2O + 8Н + + 6 ē = Cr 2 O 3 + 4H 2 O

2NH +Cr2O + 8H + = N 2 + 8H + + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

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

酸化状態を変化させる 3 つ以上の元素が関与する酸化還元反応。

例10。 例としては、硫化鉄と硝酸の反応が挙げられます。この反応では、反応中に 3 つの元素 (Fe、S、N) が酸化状態を変化させます。

FeS2+HNO3
Fe 2 (SO 4) 3 + NO + ...

この方程式は完全には記述されていないため、電子イオン系 (半反応) を使用することで方程式を完成させることができます。 反応に関与する元素の酸化状態を考慮すると、FeS 2 では 2 つの元素 (Fe、S) が酸化され、酸化剤は
()、これは NO に還元されます。

S-1→ ()

FeS 2 の酸化半反応を次のように書きます。

FeS 2 → Fe 3+ +

Fe 2 (SO 4) 3 中に 2 つの Fe 3+ イオンが存在することは、半反応をさらに記述すると鉄原子の数が 2 倍になることを示唆しています。

2FeS 2 → 2Fe 3+ + 4

同時に硫黄原子と酸素原子の数を等しくすると、次のようになります。

2FeS2+16H2O→2Fe3++4
.

32 個の水素原子を方程式の左側に 16 個の H 2 O 分子を導入することで、等価な数の水素イオン (32 H +) を方程式の右側に追加することで等しくなります。

2FeS2+16H2O→2Fe3++4
+ 32時間 +

方程式の右側の電荷は +30 です。 左側が同じもの (+30) になるようにするには、30 ē を引く必要があります。

1 2FeS 2 + 16Н 2 O – 30 ē = 2Fe 3+ + 4
+ 32H + – 酸化;

10 いいえ + 4Н + + 3 ē = NO + 2H 2 O – 還元。

2FeS2+16H2O+10NO +40Н + = 2Fe 3+ + 4
+ 32Н + + 10NO + 20H 2 O

2FeS 2 +10NO 3 + 30Н + = Fe 2 (SO 4) 3 + 10NO +
+ 32Н + + 4H 2 O

H 2 SO 4 +30H +

減算法を使用して方程式の両辺を同じ数のイオン (30 H +) だけ削減すると、次のようになります。

2FeS 2 +10HNO 3 = Fe 2 (SO 4) 3 + 10NO + H 2 SO 4 + 4H 2 O

酸化還元反応のエネルギー . 酸化還元反応を含むあらゆるプロセスの自発的発生の条件は、不等式 ΔG です。< 0, где ∆G – энергия Гиббса и чем меньше ∆G, т.е. чем больше его отрицательное значение, тем более реакционноспособнее окислительно-восстановительная система. Для реакций окисления-восстановления:

ΔG = –n・F・ε、

ここで、n は酸化還元の基本的な作用において還元剤によって酸化剤に移動される電子の数です。

F – ファラデー数。

ε – 酸化還元反応の起電力 (EMF)。

酸化還元反応の起電力は、酸化剤と還元剤の間の電位差によって決まります。

ε = E ok – E in、

標準的な条件下では:

ε ° = E ° ok – E ° インチ

したがって、プロセスの自然発生の条件が不等式 ΔG ° であるとします。< 0, то это возможно, когда n·F·ε ° >0. n と F が正の数の場合、ε ° > 0 である必要があり、これは E ° ok > E ° in のときに可能です。 したがって、酸化還元反応が自発的に発生する条件は、不等式 E ° ok > E ° in であることがわかります。

例11. 酸化還元反応が起こる可能性を判断します。

酸化状態を変化させる元素の酸化状態を決定したら、酸化剤と還元剤の半反応を書き留め、それらの可能性を示します。

Сu – 2ē = Сu 2+ Е ° в = +0.34 V

2H + + 2ē = H 2 E°ok = 0.0 V

半反応から、E° が問題ないことは明らかです。< Е ° в, это говорит о том, что рассматриваемый процесс термодинамически невозможен (∆G ° >0)。 この反応は逆方向でのみ可能であり、その場合、ΔG °< 0.

例12。 硫酸鉄 (II) による過マンガン酸カリウムの還元のギブズ エネルギーと平衡定数を計算します。

酸化剤と還元剤の半反応:

2E°ok = +1.52V

5 2Fe 2+ – 2 ē = 2Fe 3+ E°in = +0.77 V

ΔG ° = –n・F・ε ° = –n・F(E ° ok – E ° in)、

ここで、n = 10 の場合、還元剤は 10 ē を放棄するため、酸化還元の素作用において酸化剤は 10 ē を受け取ります。

∆G ° = –10・69500(1.52–0.77) = –725000 J、

ΔG ° = –725 kJ。

ギブズ エネルギーの標準変化が次の関係によってその平衡定数 (K c) に関連付けられることを考慮すると、次のとおりです。

ΔG ° = –RTlnК s または n・F・ε = RTlnК s、

ここで、R = 8.31 J mol –1 K –1、

F
96500 C mol –1、T = 298 K。

方程式に定数値を入力し、自然対数を 10 進数に変換することで、この反応の平衡定数を決定します。

Kc = 10,127。

得られたデータは、検討中の過マンガン酸カリウムの還元反応が反応性であり (ΔG ° = – 725 kJ)、プロセスが左から右に進行し、実質的に不可逆である (K c = 10,127) ことを示しています。

このセクションには、このトピックに関するタスクが含まれています。 反応式の組み立て、酸化還元電位の求め方、ORRなどの平衡定数の問題例を示します。

タスク 1. 酸化特性のみを示す化合物および単体物質は何ですか? 提案されたリストから次の物質を選択します: NH 3、CO、SO 2、K 2 MnO 4、Cl 2、HNO 2。 電子天秤方程式を作成し、反応方程式の係数を配置します。

HNO 3 + H 2 S = H 2 SO 4 + NO + H 2 O。

解決。

原子が電子を手放すことができず、反応の際に電子を追加することしかできない単純な物質だけです。 単体の物質のうち、酸化剤はフッ素 F2 だけです。フッ素 F2 の原子の強度は最も高くなります。 電気陰性度。 複雑な化合物では、この化合物の一部である原子 (そして酸化状態が変化する) が最も高い酸化状態にある場合、この化合物は 酸化特性.

提案された化合物のリストからは、酸化特性のみを持つ物質は存在しません。 それらはすべて中間酸化状態にあります。

その中で最も強力な酸化剤は Cl2 ですが、より多くの電気陰性原子との反応では還元特性を示します。

N -3 H 3 、C +2 O、S +4 O 2 、K 2 Mn +6 O 4 、Cl O 2 、HN +3 O 2

HNO 3 + H 2 S = H 2 SO 4 + NO + H 2 O。

作曲してみましょう 電子方程式:

N +5 +3e - = N +2 | 8 酸化剤

S -2 - 8e - = S +6 | 3 還元剤

2つの方程式を加えてみましょう

8N +5 +3S -2 — = 8N +2 + 3S +6

係数を代入してみましょう 分子方程式:

8HNO 3 + 3H 2 S = 3H 2 SO 4 + 8NO + 4H 2 O。

タスク 2. 亜硝酸はなぜ酸化特性と還元特性の両方を示すことができるのでしょうか? HNO 2 の反応式を作成します。 a) 臭素水との反応。 b) HI 付き。 c) KMnO 4 を使用。 これらの反応において亜硝酸はどのような機能を果たしますか?

解決。

HN+3O 2 — 亜硝酸中の窒素の酸化状態は +3 (中間酸化状態) です。 この酸化状態の窒素は、電子を受け取ることも与えることもできます。 酸化剤にも還元剤にもなり得る。

A) HNO 2 + Br 2 + H 2 O = 2HBr + HNO 3

N +3 – 2 e = N +5 | 還元剤1個

Br 2 0 + 2 e = 2Br - | 1 酸化剤

N +3 + Br 2 = N +5 + 2Br -

b) HNO 2 + 2HI = I 2 + 2NO + 2H 2 O

N +3 + e = N +2 | 1 酸化剤

2I — — 2 e = I 2 | 還元剤1個

N +3 + 2I - = N +2 + I 2

V) 5HNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5HNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

N +3 – 2 e = N +5 | 5 還元剤

Mn +7 + 5 e = Mn +2 | 2 酸化剤

5N +3 + 2Mn +7 = 5N +5 + 2Mn +2

タスク 3. 次の化合物を構成するすべての成分の酸化状態を決定します: HCl、Cl 2、HClO 2、HClO 3、Cl 2 O 7。 酸化剤のみ、還元剤のみ、酸化剤と還元剤のいずれの物質ですか? 反応方程式の係数を整理します。

KClO 3 → KCl + KClO 4。

酸化剤と還元剤を指定します。

解決。

塩素酸化状態を示す可能性がある -1 ～ +7.

最高の酸化状態、のみ可能です 酸化剤、つまり 電子しか受け取れない。

塩素を含む化合物 最低の酸化状態、のみ可能です 修復者、つまり 電子を寄付することしかできません。

塩素を含む化合物 中間酸化状態、のようにすることができます 還元剤、それで、そして 酸化剤、つまり それらは電子を与えたり受け取ったりすることができます。

H +1 Cl -1、Cl 0 2、H +1 Cl +3 O 2 -2、H +1 Cl +5 O 3 -2、Cl 2 +7 O 7 -2

そこで、このシリーズでは

酸化剤のみ - Cl2O7

還元剤のみ - 塩酸

酸化剤にも還元剤にもなり得る - Cl2、HClO2、HClO3

KClO 3 → KCl + KClO 4。

作曲してみましょう 電子方程式

Cl +5 +6e - = Cl - | 2 | 1 酸化剤

Cl +5 -2e - = Cl +7 | 6 | 3 還元剤

係数を整理してみましょう

4Cl +5 = Cl - + 3Cl +7

4K1O 3 → KCl + 3K1O 4 。

問題 4. 次の反応のうち分子内反応はどれですか? 反応方程式の係数を整理します。 還元剤と酸化剤を指定します。

a) KNO 3 = KNO 2 + O 2;

b) Mq+N 2 = Mq 3 N 2;

解決。

解決。

解決。

NO 2 - + H 2 O - 2e - = NO 3 - + 2H + | 5 還元剤

2 つの半反応を追加しましょう、それぞれに対応する係数を乗算します。

2MnO 4 - + 16H + + 5NO 2 - + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO 3 - + 10H +

同一の条件をキャンセルすると、次のようになります。 イオン方程式:

2MnO 4 — + 6H + + 5NO 2 — = 2Mn 2+ + 3H 2 O + 5NO 3 —

係数を代入してみましょう 分子方程式そしてその右側と左側を等しくします。

2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5KNO3 + 3H2O

タスク 7. 電子天秤法を使用して酸化還元反応方程式の係数を決定します。

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

Zn + H 2 SO 4 (濃) = ZnSO 4 + SO 2 + H 2 O

解決。

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

作曲してみましょう 電子方程式

Zn 0 – 2 e = Zn 2+ | 8 | 4 | 還元剤

N +5 + 8 e = N 3- | 2 | 1 | 酸化剤

4Zn 0 + N +5 = 4Zn 2+ + N 3-

Zn + 2H 2 SO 4 (濃) = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

作曲してみましょう 電子方程式

Zn 0 – 2 e = Zn 2+ | 2 | 還元剤1個

S +6 + 2 e = S +4 | 2 | 1 酸化剤

Zn 0 + S +6 = Zn 2+ + S +4

問題 8. 標準条件下の以下のプロセスにおいて、酸性環境下で酸化剤として K 2 Cr 2 O 7 を使用することは可能ですか:

a) 2F - -2e - = F 2、E 0 = 2.85 V

b) 2Cl - -2e - = Cl 2、E 0 = 1.36 V

c) 2Br - -2e - = Br 2、E 0 = 1.06 V

d) 2I - -2e - = I 2、E 0 = 0.54 V

システムの標準酸化還元電位

Cr 2 O 7 2- + 14H + + 6e - = 2Cr 3+ + 7H 2 O は E 0 = 1.33 V に等しい

解決。

順方向の OVR フローの可能性を判断するには、次のことを見つける必要があります。

EMF = E 0 正常 - E 0 復元

見つかった値の場合 EMF > 0、するとこの反応 可能.

それで、それが可能かどうかを判断しましょう K2Cr2O7として使用します 酸化剤以下のガルバニ電池では:

F 2 |F — || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1.33 – 2.85 = -1.52 V

Cl 2 |Cl - || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1.33 – 1.36 = -0.03 V

Br 2 |Br - || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1.33 – 1.06 = +0.27 V

私 2 |私 — || Cr 2 O 7 2- |Cr 3+ E = 1.33 – 0.54 = +0.79 V

したがって、重クロム酸カリウムは、次のプロセスの酸化剤としてのみ使用できます。

2Br - -2e - = Br 2 および 2I - -2e - = I

問題 9. 系の酸化還元電位を計算する

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

C(MnO 4 -)=10 -5 M、C(Mn 2+)=10 -2 M、C(H +)=0.2 Mの場合。

解決。

酸化還元電位は次のように計算されます。 ネルンストの方程式:

E=E° + (0,059/ n) LG (わかりました /C太陽）

の縮小システムでは、 酸化型は MnO 4 - および H +、そして 還元型 - Mn 2+、 それが理由です：

E = 1.51 + (0.059/5)lg(10 -5 *0.2/10 -2) = 1.46V

タスク 10. 標準条件における酸化還元反応の平衡定数を計算します。

2KMnO4 + 5HBr + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5HBrO + K2SO4 + 3H2O

解決。

平衡定数 K酸化還元反応は、次の比率で酸化還元電位に関係します。

logK = (E 1 0 -E 2 0)n/0.059

この反応に含まれるイオンがどれであるかを調べてみましょう。 酸化剤および還元剤:

MnO 4 - + 8H + +5e - = Mn 2+ + 4H 2 O | 2 酸化剤

Br - + H 2 O - 2e - = HBrO + H + | 5 還元剤

電子の総数 OVRに参加する n = 10

E 1 0 (酸化剤) = 1.51 V

E 2 0 (還元剤) = 1.33 V

データをリレーションに代入してみましょう。 に:

logK = (1.51 - 1.33)10/0.059

K = 3,22*10 30

このレッスンでは、酸化還元反応の本質とイオン交換反応との違いを学びます。 酸化剤と還元剤の酸化状態の変化について説明します。 電子天秤の概念を導入。

トピック: 酸化還元反応

レッスン: 酸​​化還元反応

マグネシウムと酸素の反応を考えてみましょう。 この反応の方程式を書き留めて、元素の原子の酸化状態の値を整理してみましょう。

見てわかるように、出発物質と反応生成物中のマグネシウム原子と酸素原子は異なる酸化状態を持っています。 マグネシウム原子と酸素原子で起こる酸化と還元のプロセスを図に書いてみましょう。

反応前、マグネシウム原子の酸化状態は 0 でしたが、反応後は - +2 でした。 したがって、マグネシウム原子は 2 つの電子を失います。

マグネシウムは電子を供与し、それ自体が酸化されるため、還元剤となります。

反応前は酸素の酸化状態がゼロでしたが、反応後は-2になりました。 したがって、酸素原子はそれ自体に 2 つの電子を追加します。

酸素は電子を受け取り、それ自体が還元される、つまり酸化剤です。

酸化と還元の一般的なスキームを書き留めてみましょう。

与えられる電子の数は受け取られる電子の数に等しい。 電子天秤は維持されています。

で 酸化還元反応酸化と還元のプロセスが発生します。これは、化学元素の酸化状態が変化することを意味します。 これが特徴です 酸化還元反応.

酸化還元反応は、化学元素が酸化状態を変化させる反応です。

酸化還元反応と他の反応を区別する方法の具体例を見てみましょう。

1. NaOH + HCl = NaCl + H2O

反応が酸化還元であるかどうかを判断するには、化学元素の原子の酸化状態の値を割り当てる必要があります。

1-2+1 +1-1 +1 -1 +1 -2

1. NaOH + HCl = NaCl + H2O

等号の左側と右側にあるすべての化学元素の酸化状態は変化しないことに注意してください。 これは、この反応が酸化還元ではないことを意味します。

4 +1 0 +4 -2 +1 -2

2. CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

この反応の結果、炭素と酸素の酸化状態が変化しました。 さらに、炭素の酸化状態が増加し、酸素が減少しました。 酸化と還元のスキームを書き留めてみましょう。

C -8e = C - 酸化プロセス

О +2е = О - 回復プロセス

したがって、与えられた電子の数は受け取った電子の数と等しくなります。 準拠した 電子天秤、後半の反応を 4 倍する必要があります。

C -8e = C - 還元剤、酸化します

O +2e = O 4 酸化剤、還元

反応中、酸化剤は電子を受け取って酸化状態を下げ、還元されます。

還元剤は反応中に電子を放出し、その酸化状態が増加し、酸化されます。

1. ミキチュク AD 化学の問題集と演習。 8 ～ 11 年生 / 西暦 ミキチュク。 - M.: 出版社。 『試験』、2009年。(p.67)

2. オルジェコフスキー P.A. 化学: 9 年生: 教科書。 一般教育用 設立 / P.A. オルジェコフスキー、L.M. メシュチェリャコワ、L.S. ポンタク。 - M.: AST: アストレル、2007. (§22)

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追加の Web リソース

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宿題

1. I.G. 著『高校化学問題・演習集』No. 10.40 - 10.42 コムチェンコ、第 2 版、2008 年

2. 単体物質の反応への参加は、酸化還元反応の確実な兆候です。 その理由を説明してください。 酸素 O 2 が関与する化合物、置換、分解の反応の方程式を書きます。

反応する物質を構成する元素が酸化状態を変化させる反応を酸化還元反応（ORR）といいます。

酸化状態。化合物中の元素の状態を特徴付けるために、酸化状態の概念が導入されました。 酸化状態 (s.o.) は、分子またはイオン内のすべての結合が極度に分極しているという仮定の下で原子に割り当てられる条件付き電荷です。物質またはイオンの分子内の元素の酸化状態は、特定の元素の原子 (正の酸化状態) または特定の元素の原子に移動した電子の数 (負の酸化状態) として定義されます。 化合物内の元素の酸化状態を計算するには、次の規定 (規則) に従う必要があります。

1. 単体の元素、元素状態の金属、非極性結合を持つ化合物の元素の酸化状態はゼロに等しくなります。 このような化合物の例としては、N 2 O、H 2 O、Cl 2 O、I 2 O、Mg 0、Fe 2 O などが挙げられます。

2. 複雑な物質では、電気陰性度が高い元素は負の酸化状態になります。

化学結合の形成中に電子はより電気陰性度の高い元素の原子に移動するため、後者は化合物中で負の酸化状態を持ちます。

O-2Cl O -2 N + 元素 EO

場合によっては、元素の酸化状態が、HClO 4 などの特定の化合物における元素の価数 (B) と数値的に一致することがあります。

以下の例は、元素の酸化状態と価数が数値的に変化する可能性があることを示しています。

N ≡ N × (N)=3; s.o.(N)=0

H + C -2 O -2 H +

EO (C) = 2.5 V(C) = 4 s.o.(C) = -2

EO (O) = 3.5 V (O) = 2 s.o. (O) = -2

EO (N) = 2.1 V(N) = 1 s.o.(N) = +1

3. 高い酸化状態、低い酸化状態、および中間の酸化状態があります。

最高の酸化状態– これは最大の正の値です。 最も高い酸化状態は、通常、その元素が存在する周期表の族番号 (N) と同じです。 たとえば、周期 III の元素の場合、Na +2、Mg +2、AI +3、Si +4、P +5、S +6、CI +7 に相当します。 例外は、フッ素、酸素、ヘリウム、ネオン、アルゴン、およびコバルトとニッケルのサブグループの元素です。それらの最高の酸化状態は、それらが属するグループの番号よりも低い値の番号で表されます。 逆に、銅サブグループの元素は、グループ I に属しますが、1 より大きい最高酸化状態を持ちます。

最低学位酸化は、原子 ns 2 nр 6 の安定状態に欠ける電子の数によって決まります。 非金属の最も低い酸化状態は (N-8) です。ここで、N は、元素が属する周期表のグループの番号です。 たとえば、III 期の非金属の場合、Si -4、P -3、S -2、CI ˉ に相当します。 金属の最低の酸化状態は、可能な限り最も低い正の値です。 たとえば、マンガンには次の酸化状態があります: Mn +2、Mn +4、Mn +6、Mn +7。 d.o.=+2 はマンガンの最低の酸化状態です。

元素の他のすべての酸化状態は中間と呼ばれます。 たとえば、硫黄の場合、+4 の酸化状態は中間です。

4. 複雑な化合物では、多くの元素が一定の酸化状態を示します。

a) アルカリ金属 - (+1);

b) 両方のサブグループの第 2 グループの金属 (Нg を除く) – (+2)。 水銀は酸化状態 (+1) および (+2) を示すことがあります。

c) 酸化状態 (+1) および (+3) を示す可能性がある Tl を除く、第 3 グループの主要なサブグループ – (+3) の金属。

e) H + (金属水素化物 (NaH、CaH 2 など) を除く)。酸化状態は (-1) です。

f) O -2 (酸素の酸化状態が (-1) である元素の過酸化物 (H 2 O 2、CaO 2 など) を除く、元素の超酸化物)

(KO 2、NaO 2 など)、酸化状態が – 1/2 のフッ化物

酸素ОF 2。

5. ほとんどの元素は、化合物中でさまざまな程度の酸化を示します。 酸化状態を決定するとき、彼らは次の規則を使用します。 電気的に中性の分子の元素の酸化状態の合計はゼロに等しく、複合イオンの場合はこれらのイオンの電荷です。

例として、オルトリン酸 H 3 PO 4 におけるリンの酸化状態を計算してみましょう。 化合物内のすべての酸化状態の合計はゼロに等しくなければならないため、リンの酸化状態を X で表し、既知の水素 (+1) と酸素 (-2) の酸化状態にそれらの原子の数を掛けます。複合では、(+1)* 3+X+(-2)*4 = 0、そのうち X = +5 という方程式を作成します。

重クロム酸イオン (Cr 2 O 7) 2- におけるクロムの酸化状態を計算してみましょう。

錯イオンのすべての酸化状態の合計は (-2) に等しくなければなりません。そのため、クロムの酸化状態を X で表し、方程式 2X + (-2)*7 = -2 を作成します。ここから、X = +6。

ほとんどの化合物の酸化状態の概念は条件付きです。 原子の実際の実効電荷を反映していません。 単純なイオン性化合物では、これらの化合物の形成中に電子の移動がほぼ完全に行われるため、構成元素の酸化状態は電荷に等しくなります。

1 -1 +2 -1 +3 -1

原子から別の原子へ: NaI、MgCl 2、AIF 3。

極性の共有結合を持つ化合物の場合、実際の有効電荷は酸化数よりも小さくなりますが、この概念は化学で非常に広く使用されています。

1. OVR 理論の主な規定:酸化 原子、分子、またはイオンが電子を放棄するプロセスです。 電子を与える粒子はと呼ばれます還元剤;

反応中にそれらは酸化され、酸化生成物が形成されます。 この場合、酸化に関与する元素は酸化状態を高めます。 例えば：

AI – 3e -  AI 3+

H 2 – 2e -  2H +

2Fe 2+ - e -  Fe 3+。 回復 原子、分子、またはイオンに電子を追加するプロセスです。 電子を獲得する粒子はと呼ばれます酸化剤;

反応中にそれらは還元されて還元生成物を形成します。 この場合、還元に関与する元素は酸化状態を減少させます。 例えば：

S + 2e -  S 2-

CI 2 + 2e -  2 CI ˉ

Fe 3+ + e -  Fe 2+ 3. 還元性粒子または酸化性粒子を含む物質をそれぞれこう呼ぶ還元剤または酸化剤。

4. 例えば、ＦｅＣｌ ２ はＦｅ ２＋ による還元剤であり、ＦｅＣｌ ３ はＦｅ ３＋ による酸化剤である。酸化は常に還元を伴い、逆に還元は常に酸化を伴います。

5. したがって、ORR は、酸化と還元という 2 つの相反するプロセスの統合を表します。

還元剤によって与えられる電子の数は、酸化剤によって受け取られる電子の数に等しい。酸化還元反応の方程式を作成します。

OVR の方程式を作成する 2 つの方法は、最後のルールに基づいています。

1.電子天秤方式。

ここでは、反応前後の元素の酸化状態に基づいて、電子の出入りの数を計算します。 最も単純な例を見てみましょう。 NaO+Cl

 Na + Cl

2Na 0 – eˉ  Na + - 酸化 1 Cl 2 + 2eˉ  2 Cl

- 回復

2Na + Cl 2 = 2Na + + 2Cl

2 Na + Cl 2 = 2 NaCl

溶液中で反応が起こらない場合（気相中や熱分解反応など）に用いられる方法です。

この方法では、溶液環境が考慮され、実際に存在し、溶液中で相互作用する粒子の性質についてのアイデアが得られます。 さらに詳しく見てみましょう。

イオン電子法を使用して係数を選択するためのアルゴリズム:

1. 出発物質と反応生成物を示す反応の分子図を作成します。

2. 完全なイオン分子反応スキームを作成し、弱電解質、難溶性、不溶性、気体物質を分子の形で、強電解質をイオンの形で書きます。

3. 反応の結果として変化しないイオンを (量を考慮せずに) イオン分子スキームから除外し、スキームを簡単なイオン分子形式で書き直します。

4. 反応の結果として酸化状態が変化する元素を特定します。 酸化剤、還元剤、還元生成物、酸化を見つけます。

5. これについては、酸化と還元の半反応の図を作成します。

a) 還元剤と酸化生成物、酸化剤と還元生成物を示す。

b) 酸化状態を変化させる元素、酸素、その他の元素の順で、半反応の左側と右側の各元素の原子数を等しくします（元素ごとにバランスをとります）。 水溶液では、媒体の性質に応じて、H 2 O 分子、H + または OH – イオンが反応に関与する可能性があることに注意してください。

c) 半反応の両方の部分の電荷の合計数を等しくします。 これを行うには、半反応 (電荷バランス) の左側に必要な電子の数を加算または減算します。

6. 授受される電子の数の最小公倍数 (LCM) を求めます。

7. 各半反応の主係数を見つけます。 これを行うには、ステップ 6 (LCM) で得られた数を、この半反応で出現する電子の数で割ります。

8. 得られた主係数を半反応に乗算し、左側と左側、右側と右側を加算します (反応のイオン分子方程式を取得します)。 必要に応じて、水素イオンと水酸化物イオンの相互作用を考慮して「類似の」イオンを使用します: H + +OH ˉ= H 2 O。

9. 反応の分子方程式の係数を整理します。

10. 完全なイオン分子スキームから除外された、ORR に関与しない粒子のチェックを実行します (第 3 項)。 必要に応じて、それらの係数が選択によって求められます。

11. 最終的な酸素チェックを実行します。

1. 酸性環境。

分子反応スキーム:

KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 SO 4  MnSO 4 + NaNO 3 + H 2 O + K 2 SO 4

完全なイオン分子反応スキーム:

K++MnO +Na++NO +2H++SO  Mn2+ + SO + ナ + + いいえ + H2O + 2K + +SO .

簡単なイオン分子反応スキーム:

MnO +いいえ +2H +  Mn 2+ + NO +H2O

OK 製品 OK 製品 OK

反応中、Mn の酸化状態は +7 から +2 に減少します (マンガンは還元されます)。したがって、MnO – 酸化剤; Mn 2+ – 還元生成物。 窒素の酸化度は +3 から +5 に増加します (窒素は酸化されます)。したがって、NO – 還元剤、NO – 酸化生成物。

半反応方程式:

2MnO + 8 H+ + 5e -  ん 2+ + 4 H 2 ○- 回復プロセス

10 +7 +(-5) = +2

5 いいえ + H 2 ○– 2e –  いいえ + 2 H+ - 酸化プロセス

2MnO + 16H + + 5NO + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO + 1OH + (完全なイオン分子方程式)。

全体の方程式では、等式の左側と右側の両方に位置する同一の粒子の数を除外します (類似した粒子を提示します)。 この場合、これらは H + イオンと H 2 O イオンです。

短いイオン分子方程式は次のようになります。

2MnO + 6H + + 5NO  2Mn 2+ + 3H 2 O + 5NO .

分子の形では方程式は次のようになります。

2KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5NaNO3 + 3H2O + K2SO4。

OVR に参加しなかったパーティクルのバランスを確認してみましょう。

K + (2 = 2)、Na + (5 = 5)、SO (3 = 3)。 酸素バランス：30＝30。

2. 中立的な環境。

分子反応スキーム:

KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 O  MnO 2 + NaNO3 + KOH

イオン分子反応スキーム:

K++MnO + ナ + + いいえ + H 2 O  MnO 2 + な + + いいえ +K++OH

簡単なイオン分子図:

MnO +いいえ + H 2 O  MnO 2 +いいえ +ああ-

OK 製品 OK 製品 OK

半反応方程式:

2MnO + 2H 2 O+ 3eˉ MnO 2 +4OH -回復プロセス

6 -1 +(-3) = -4

3 いいえ +H 2 O – 2eˉ NO + 2H + - 酸化プロセス