Reazione redox di H2o2 h2o o2. Tipi di reazioni redox. Reazioni redox Termini, definizioni, concetti
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.
Da 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.
Ne consegue: 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= I 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 . Intramolecolare 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.
Prima di fornire esempi di reazioni redox con una soluzione, evidenziamo le principali definizioni associate a queste trasformazioni.
Quegli atomi o ioni che, durante l'interazione, cambiano il loro stato di ossidazione con una diminuzione (accettano elettroni) sono chiamati agenti ossidanti. Tra le sostanze con tali proprietà ci sono acidi inorganici forti: solforico, cloridrico, nitrico.
Ossidante
Anche i permanganati e i cromati di metalli alcalini sono forti agenti ossidanti.
L'ossidante accetta durante la reazione ciò di cui ha bisogno prima di completare il livello energetico (stabilendo la configurazione completata).
Agente riducente
Qualsiasi schema di reazione redox prevede l'identificazione di un agente riducente. Comprende ioni o atomi neutri che possono aumentare il loro stato di ossidazione durante l'interazione (donano elettroni ad altri atomi).
Gli agenti riducenti tipici includono atomi di metallo.
Processi in OVR
Cos'altro sono caratterizzati da un cambiamento negli stati di ossidazione delle sostanze di partenza.
L'ossidazione comporta il processo di rilascio di particelle negative. La riduzione implica accettarli da altri atomi (ioni).
Algoritmo di analisi
Esempi di reazioni redox con soluzioni sono offerti in vari materiali di riferimento progettati per preparare gli studenti delle scuole superiori ai test finali di chimica.
Per affrontare con successo i compiti offerti nell'OGE e nell'Esame di Stato Unificato, è importante padroneggiare l'algoritmo per la compilazione e l'analisi dei processi redox.
- Innanzitutto vengono assegnati valori di carica a tutti gli elementi presenti nelle sostanze proposte nel diagramma.
- Vengono scritti gli atomi (ioni) dal lato sinistro della reazione, che durante l'interazione hanno cambiato i loro indicatori.
- Quando lo stato di ossidazione aumenta si usa il segno “-” mentre quando lo stato di ossidazione diminuisce si usa il segno “+”.
- Il minimo comune multiplo (il numero per cui sono divisi senza resto) è determinato tra gli elettroni dati e quelli accettati.
- Dividendo NOC per elettroni, otteniamo coefficienti stereochimici.
- Li posizioniamo davanti alle formule nell'equazione.
Il primo esempio dall'OGE
In prima media, non tutti gli studenti sanno come risolvere le reazioni redox. Ecco perché commettono molti errori e non ricevono punteggi elevati per l'OGE. L'algoritmo delle azioni è riportato sopra, ora proviamo a risolverlo utilizzando esempi specifici.
La particolarità dei compiti riguardanti la disposizione dei coefficienti nella reazione proposta, affidata ai diplomati del ciclo di istruzione di base, è che vengono forniti sia il lato sinistro che quello destro dell'equazione.
Ciò semplifica notevolmente il compito, poiché non è necessario inventare autonomamente prodotti di interazione o selezionare le sostanze di partenza mancanti.
Ad esempio, si propone di utilizzare una bilancia elettronica per identificare i coefficienti nella reazione:
A prima vista, questa reazione non richiede coefficienti stereochimici. Ma, per confermare il tuo punto di vista, è necessario che tutti gli elementi abbiano numeri di addebito.
Nei composti binari, che includono ossido di rame (2) e ossido di ferro (2), la somma degli stati di ossidazione è zero, dato che per l'ossigeno è -2, per rame e ferro questo indicatore è +2. Le sostanze semplici non cedono (non accettano) elettroni, quindi sono caratterizzate da uno stato di ossidazione zero.
Facciamo un bilancio elettronico, indicando con il segno "+" e "-" il numero di elettroni ricevuti e ceduti durante l'interazione.
Fe0-2e=Fe2+.
Poiché il numero di elettroni accettati e donati durante l'interazione è lo stesso, non ha senso trovare il minimo comune multiplo, determinare i coefficienti stereochimici e inserirli nello schema di interazione proposto.
Per ottenere il punteggio massimo per il compito, è necessario non solo annotare esempi di reazioni redox con soluzioni, ma anche scrivere separatamente la formula dell'agente ossidante (CuO) e dell'agente riducente (Fe).
Secondo esempio con OGE
Diamo altri esempi di reazioni redox con soluzioni che possono essere incontrate dagli alunni della nona elementare che hanno scelto la chimica come esame finale.
Supponiamo che si proponga di inserire i coefficienti nell'equazione:
Na+HCl=NaCl+H2.
Per far fronte al compito, è innanzitutto importante determinare gli stati di ossidazione di ciascuna sostanza semplice e complessa. Per il sodio e l'idrogeno saranno pari a zero, poiché sono sostanze semplici.
Nell'acido cloridrico, l'idrogeno ha uno stato di ossidazione positivo e il cloro ha uno stato di ossidazione negativo. Dopo aver sistemato i coefficienti, otteniamo una reazione con coefficienti.
Il primo dell'Esame di Stato Unificato
Come integrare le reazioni redox? Gli esempi con soluzioni trovate nell'Esame di Stato Unificato (grado 11) richiedono il completamento delle lacune, nonché il posizionamento dei coefficienti.
Ad esempio, è necessario integrare la reazione con una bilancia elettronica:
H2S+ HMnO4 = S+ MnO2 +…
Identificare l'agente riducente e l'agente ossidante nello schema proposto.
Come imparare a scrivere le reazioni redox? L'esempio presuppone l'uso di un algoritmo specifico.
Innanzitutto, in tutte le sostanze fornite secondo le condizioni del problema, è necessario impostare gli stati di ossidazione.
Successivamente, è necessario analizzare quale sostanza può diventare un prodotto sconosciuto in questo processo. Poiché esiste un agente ossidante (il suo ruolo è il manganese) e un agente riducente (il suo ruolo è lo zolfo), gli stati di ossidazione nel prodotto desiderato non cambiano, quindi è acqua.
Discutendo su come risolvere correttamente le reazioni redox, notiamo che il passo successivo sarà compilare una relazione elettronica:
Mn +7 prende 3 e= Mn +4 ;
S -2 dà 2e= S 0 .
Il catione manganese è un agente riducente e l'anione zolfo è un tipico agente ossidante. Poiché il multiplo più piccolo tra gli elettroni ricevuti e quelli donati sarà 6, otteniamo i coefficienti: 2, 3.
L'ultimo passo sarà inserire i coefficienti nell'equazione originale.
3H2S+ 2HMnO4 = 3S+ 2MnO2 + 4H2O.
Il secondo campione di OVR nell'Esame di Stato Unificato
Come formulare correttamente le reazioni redox? Esempi con soluzioni ti aiuteranno a elaborare l'algoritmo delle azioni.
Si propone di utilizzare il metodo della bilancia elettronica per colmare le lacune nella reazione:
PH3 + HMnO4 = MnO2 +…+…
Sistemiamo gli stati di ossidazione di tutti gli elementi. In questo processo, le proprietà ossidanti si manifestano dal manganese, che fa parte della composizione e l'agente riducente deve essere il fosforo, cambiando il suo stato di ossidazione in positivo in acido fosforico.
Secondo l'ipotesi fatta, otteniamo lo schema di reazione, quindi componiamo l'equazione del bilancio elettronico.
P -3 dà 8 e e si trasforma in P +5;
Mn +7 prende 3e, diventando Mn +4.
Il LOC sarà 24, quindi il fosforo deve avere un coefficiente stereometrico pari a 3 e il manganese -8.
Inseriamo i coefficienti nel processo risultante, otteniamo:
3 PH 3 + 8 HMnO 4 = 8 MnO 2 + 4H 2 O+ 3 H 3 PO 4.
Terzo esempio dall'Esame di Stato Unificato
Utilizzando il bilancio elettrone-ione, è necessario comporre una reazione, indicare l'agente riducente e l'agente ossidante.
KMnO4 + MnSO4 +…= MnO2 +…+ H2SO4.
Secondo l'algoritmo, organizziamo gli stati di ossidazione di ciascun elemento. Successivamente, determiniamo quali sostanze mancano nelle parti destra e sinistra del processo. Qui vengono forniti un agente riducente e un agente ossidante, quindi gli stati di ossidazione dei composti mancanti non cambiano. Il prodotto perso sarà l'acqua e il composto di partenza sarà il solfato di potassio. Otteniamo uno schema di reazione per il quale redigeremo un bilancio elettronico.
Mn +2 -2 e= Mn +4 3 agente riducente;
Mn +7 +3e= Mn +4 2 agente ossidante.
Scriviamo i coefficienti nell'equazione, riassumendo gli atomi di manganese sul lato destro del processo, poiché si riferisce al processo di sproporzione.
2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O= 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4.
Conclusione
Le reazioni redox sono di particolare importanza per il funzionamento degli organismi viventi. Esempi di OVR sono i processi di putrefazione, fermentazione, attività nervosa, respirazione e metabolismo.
L'ossidazione e la riduzione sono rilevanti per l'industria metallurgica e chimica, grazie a tali processi è possibile ripristinare i metalli dai loro composti, proteggerli dalla corrosione chimica e lavorarli;
Per compilare un processo redox nella materia organica, è necessario utilizzare un determinato algoritmo di azioni. Innanzitutto, nello schema proposto, vengono impostati gli stati di ossidazione, quindi vengono determinati quegli elementi che hanno aumentato (diminuito) l'indicatore e viene registrato il saldo elettronico.
Se segui la sequenza di azioni suggerita sopra, puoi facilmente affrontare i compiti offerti nei test.
Oltre al metodo del bilancio elettronico, la disposizione dei coefficienti è possibile anche mediante la composizione di semireazioni.
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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di reazione:
H2S + HMnO4 → S + MnO2 + …
Identificare l'agente ossidante e l'agente riducente.
3H2S + 2HMnO4 → 3S + 2MnO2 + 4H2O
Compito n.7
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di reazione:
I2 + K2SO3 +... → K2SO4 +...+H2O
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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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
Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare l'equazione di 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.
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