Reaksioni redoks H2o2 h2o o2. Llojet e reaksioneve redoks. Reaksionet redoks Terma, përkufizime, koncepte
Me rritjen e gjendjes së oksidimit ndodh një proces oksidimi dhe vetë substanca është një agjent reduktues. Kur gjendja e oksidimit zvogëlohet, ndodh një proces reduktimi, dhe vetë substanca është një agjent oksidues.
Metoda e përshkruar për barazimin e ORR quhet "metoda e ekuilibrit sipas gjendjeve të oksidimit".
Paraqitur në shumicën e teksteve të kimisë dhe përdoret gjerësisht në praktikë Metoda e bilancit elektronik për të barazuar ORR mund të përdoret me paralajmërimet se gjendja e oksidimit nuk është e barabartë me ngarkesën.
2. Metoda e gjysmëreaksionit.
Në ato raste, kur një reaksion ndodh në një tretësirë ujore (shkrirë), kur përpilohen ekuacione, ato nuk rrjedhin nga ndryshimet në gjendjen e oksidimit të atomeve që përbëjnë substancat reaguese, por nga ndryshimet në ngarkesat e grimcave reale, d.m.th. , ata marrin parasysh formën e ekzistencës së substancave në tretësirë (jon, atom ose një molekulë të një lënde të patretur ose të dobët të shpërbërjes në ujë të thjeshtë ose komplekse).
Në këtë rast kur përpilohen ekuacionet jonike të reaksioneve redoks, duhet t'i përmbahen të njëjtës formë shkrimi që pranohet për ekuacionet jonike të natyrës shkëmbyese, përkatësisht: komponimet pak të tretshme, pak të disociuara dhe të gazta duhet të shkruhen në formë molekulare, dhe jonet që bëjnë të mos ndryshojnë gjendjen e tyre duhet të përjashtohen nga ekuacioni. Në këtë rast, proceset e oksidimit dhe reduktimit regjistrohen në formën e gjysmëreaksioneve të veçanta. Pasi i barazojmë ato me numrin e atomeve të secilit lloj, shtohen gjysmëreaksionet, duke e shumëzuar secilin me një koeficient që barazon ndryshimin në ngarkim të agjentit oksidues dhe agjentit reduktues.
Metoda e gjysmë-reaksionit pasqyron më saktë ndryshimet e vërteta të substancave gjatë reaksioneve redoks dhe lehtëson përpilimin e ekuacioneve për këto procese në formë jon-molekulare.
Që nga viti nga e njëjta reagentët produkte të ndryshme mund të merren në varësi të natyrës së mediumit (acid, alkalik, neutral për reaksione të tilla në skemën jonike, përveç grimcave që kryejnë funksionet e një agjenti oksidues dhe një agjenti reduktues, një grimcë që karakterizon reaksionin); duhet të tregohet i mediumit (d.m.th., joni H + ose joni OH - , ose molekula H 2 O).
Shembulli 5. Duke përdorur metodën e gjysmë-reaksionit, renditni koeficientët në reaksion:
KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Zgjidhje. Ne e shkruajmë reaksionin në formë jonike, duke marrë parasysh që të gjitha substancat përveç ujit shpërndahen në jone:
MnO 4 - + NO 2 - + 2H + ® Mn 2+ + NO 3 - + H 2 O
(K + dhe SO 4 2 - mbeten të pandryshuara, prandaj ato nuk tregohen në skemën jonike). Nga diagrami jonik shihet qartë se agjenti oksidues jon permanganat(MnO 4 -) shndërrohet në jon Mn 2+ dhe lirohen katër atome oksigjen.
Në një mjedis acidÇdo atom oksigjeni i lëshuar nga agjenti oksidues lidhet me 2H + për të formuar një molekulë uji.
Ajo vijon: MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O.
Ne gjejmë ndryshimin në ngarkesat e produkteve dhe reagentëve: Dq = +2-7 = -5 (shenja "-" tregon se procesi i reduktimit po ndodh dhe 5 u shtohet reagentëve). Për procesin e dytë, shndërrimi i NO 2 - në NO 3 -, oksigjeni i munguar vjen nga uji në agjentin reduktues, dhe si rezultat, formohet një tepricë e joneve H +, në këtë rast reagentët humbasin 2 :
NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + .
Kështu marrim:
2 | MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O (reduktim),
5 | NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + (oksidim).
Duke shumëzuar termat e ekuacionit të parë me 2, dhe të dytin me 5 dhe duke i mbledhur ato, marrim ekuacionin jonik-molekular të këtij reaksioni:
2MnO 4 - + 16H + + 5NO 2 - + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO 3 - + 10H +.
Duke anuluar grimcat identike në anën e majtë dhe të djathtë të ekuacionit, më në fund marrim ekuacionin jonik-molekular:
2MnO 4 - + 5NO 2 - + 6H + = 2Mn 2+ + 5NO 3 - + 3H 2 O.
Duke përdorur ekuacionin jonik, ne krijojmë një ekuacion molekular:
2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5KNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.
Në mjedise alkaline dhe neutrale ju mund të udhëhiqeni nga rregullat e mëposhtme: në një mjedis alkalik dhe neutral, çdo atom oksigjeni i lëshuar nga agjenti oksidues kombinohet me një molekulë uji, duke formuar dy jone hidroksid (2OH -), dhe secili që mungon shkon te agjenti reduktues nga 2 OH - jone për të formuar një molekulë uji në një mjedis alkalik, dhe në një mjedis neutral vjen nga uji me lëshimin e 2 joneve H +.
Nëse merr pjesë në reaksionin redoks peroksid hidrogjeni(H 2 O 2), roli i H 2 O 2 në një reaksion specifik duhet të merret parasysh. Në H 2 O 2 oksigjeni është në një gjendje oksidimi të ndërmjetëm (-1), prandaj peroksidi i hidrogjenit shfaq dualitet redoks në reaksionet redoks. Në rastet kur H 2 O 2 është agjent oksidues, gjysmëreaksionet kanë formën e mëposhtme:
H 2 O 2 + 2H + + 2? ® 2H 2 O (mjedis acid);
H 2 O 2 +2? ® 2OH - (mjedise neutrale dhe alkaline).
Nëse peroksidi i hidrogjenit është agjent reduktues:
H 2 O 2 - 2? ® O 2 + 2H + (mjedis acid);
H 2 O 2 + 2OH - - 2? ® O 2 + 2H 2 O (alkaline dhe neutrale).
Shembulli 6. Barazoni reaksionin: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Zgjidhje. Reaksionin e shkruajmë në formë jonike:
I - + H 2 O 2 + 2H + ® I 2 + SO 4 2 - + H 2 O.
Ne përbëjmë gjysmëreaksione, duke marrë parasysh që H2O2 në këtë reaksion është një agjent oksidues dhe reaksioni vazhdon në një mjedis acid:
1 2I - - 2= I 2,
1 H 2 O 2 + 2H + + 2® 2H 2 O.
Ekuacioni përfundimtar është: 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.
Ekzistojnë katër lloje të reaksioneve redoks:
1 . Ndërmolekulare reaksionet redoks në të cilat ndryshojnë gjendjet e oksidimit të atomeve të elementeve që përbëjnë substanca të ndryshme. Reagimet e diskutuara në shembujt 2-6 i përkasin këtij lloji.
2 . Intramolekulare reaksionet redoks në të cilat gjendja e oksidimit ndryshon atomet e elementeve të ndryshëm të së njëjtës substancë. Reaksionet e zbërthimit termik të përbërjeve zhvillohen përmes këtij mekanizmi. Për shembull, në reagim
Pb(NO 3) 2 ® PbO + NO 2 + O 2
ndryshon gjendjen e oksidimit të azotit (N +5 ® N +4) dhe atomit të oksigjenit (O - 2 ® O 2 0) që ndodhet brenda molekulës Pb(NO 3) 2.
3. Reaksionet e vetëoksidimit-vetë-shërimit(shpërpjestim, shpërbërje). Në këtë rast, gjendja e oksidimit të të njëjtit element rritet dhe zvogëlohet. Reaksionet e disproporcionit janë karakteristikë e përbërjeve ose elementeve të substancave që korrespondojnë me një nga gjendjet e ndërmjetme të oksidimit të elementit.
Shembulli 7. Duke përdorur të gjitha metodat e mësipërme, barazoni reagimin:
Zgjidhje.
A) Metoda e bilancit të gjendjes së oksidimit.
Le të përcaktojmë shkallët e oksidimit të elementeve të përfshirë në procesin redoks para dhe pas reagimit:
K 2 MnO 4 + H 2 O ® KMnO 4 + MnO 2 + KOH.
Nga krahasimi i gjendjeve të oksidimit, rezulton se mangani merr pjesë njëkohësisht në procesin e oksidimit, duke rritur gjendjen e oksidimit nga +6 në +7, dhe në procesin e reduktimit, duke ulur gjendjen e oksidimit nga +6 në +4,2 Mn +6 ® Mn +7; Dw = 7-6 = +1 (procesi i oksidimit, agjenti reduktues),
1 Mn +6 ® Mn +4; Dw = 4-6 = -2 (procesi i reduktimit, agjent oksidues).
Meqenëse në këtë reaksion agjenti oksidues dhe agjenti reduktues janë e njëjta substancë (K 2 MnO 4), përmblidhen koeficientët përballë tij. Ne shkruajmë ekuacionin:
3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.
b) Metoda e gjysmëreaksionit.
Reagimi zhvillohet në një mjedis neutral. Ne hartojmë një skemë reaksioni jonik, duke marrë parasysh që H 2 O është një elektrolit i dobët, dhe MnO 2 është një oksid dobët i tretshëm në ujë:
MnO 4 2 - + H 2 O ® MnO 4 - + ¯MnO 2 + OH - .
Ne shkruajmë gjysmëreaksionet:
2 MnO 4 2 - - ? ® MnO 4 - (oksidim),
1 MnO 4 2 - + 2H 2 O + 2? ® MnO 2 + 4OH - (reduktim).
Ne shumëzojmë me koeficientët dhe mbledhim të dy gjysmëreaksionet, marrim ekuacionin total jonik:
3MnO 4 2 - + 2H 2 O = 2MnO 4 - + MnO 2 + 4OH -.
Ekuacioni molekular: 3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.
Në këtë rast, K 2 MnO 4 është njëkohësisht një agjent oksidues dhe një agjent reduktues.
4. Reaksionet intramolekulare të oksidimit-reduktimit, në të cilat gjendjet e oksidimit të atomeve të të njëjtit element barazohen (d.m.th., e kundërta e atyre të diskutuara më parë), janë procese kundër disproporcionit(ndërrimi), për shembull
NH 4 NO 2 ® N 2 + 2H 2 O.
1 2N - 3 - 6? ® N 2 0 (procesi i oksidimit, agjenti reduktues),
1 2N +3 + 6?® N 2 0 (procesi i reduktimit, agjent oksidues).
Më të vështirat janë reaksionet redoks në të cilat atomet ose jonet e jo një, por dy ose më shumë elementeve oksidohen ose reduktohen njëkohësisht.
Shembulli 8. Duke përdorur metodat e mësipërme, barazoni reagimin:
3 -2 +5 +5 +6 +2
Si 2 S 3 + HNO 3 ® H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO.
Para se të japim shembuj të reaksioneve redoks me një zgjidhje, ne theksojmë përkufizimet kryesore që lidhen me këto transformime.
Ato atome ose jone që gjatë bashkëveprimit ndryshojnë gjendjen e tyre të oksidimit me një rënie (pranojnë elektronet) quhen agjentë oksidues. Ndër substancat me veti të tilla janë acidet inorganike të forta: sulfurik, klorhidrik, nitrik.
Oksidant
Permanganatet dhe kromatet e metaleve alkali janë gjithashtu agjentë të fortë oksidues.
Oksiduesi pranon gjatë reaksionit atë që i nevojitet përpara se të plotësojë nivelin e energjisë (duke vendosur konfigurimin e përfunduar).
Agjent reduktues
Çdo skemë reaksioni redoks përfshin identifikimin e një agjenti reduktues. Ai përfshin jone ose atome neutrale që mund të rrisin gjendjen e tyre të oksidimit gjatë ndërveprimit (ata u dhurojnë elektrone atomeve të tjera).
Agjentët tipikë reduktues përfshijnë atomet metalike.
Proceset në OVR
Çfarë tjetër karakterizohen nga një ndryshim në gjendjet e oksidimit të substancave fillestare?
Oksidimi përfshin procesin e çlirimit të grimcave negative. Reduktimi përfshin pranimin e tyre nga atomet e tjera (jonet).
Algoritmi i analizimit
Shembuj të reaksioneve redoks me tretësirë ofrohen në materiale të ndryshme referuese të krijuara për të përgatitur nxënësit e shkollave të mesme për testet përfundimtare të kimisë.
Për të përballuar me sukses detyrat e ofruara në OGE dhe Provimin e Unifikuar të Shtetit, është e rëndësishme të zotëroni algoritmin për përpilimin dhe analizimin e proceseve redoks.
- Para së gjithash, vlerat e ngarkimit u caktohen të gjithë elementëve në substancat e propozuara në diagram.
- Shkruhen atomet (jonet) nga ana e majtë e reaksionit, të cilët gjatë ndërveprimit ndryshuan treguesit e tyre.
- Kur gjendja e oksidimit rritet, përdoret shenja "-", dhe kur gjendja e oksidimit zvogëlohet, "+".
- Shumëfishi më i vogël i përbashkët (numri me të cilin ato ndahen pa mbetje) përcaktohet ndërmjet elektroneve të dhëna dhe atyre të pranuara.
- Kur pjesëtojmë NOC me elektrone, marrim koeficientët stereokimikë.
- I vendosim para formulave në ekuacion.
Shembulli i parë nga OGE
Në klasën e nëntë, jo të gjithë nxënësit dinë të zgjidhin reaksionet redoks. Kjo është arsyeja pse ata bëjnë shumë gabime dhe nuk marrin rezultate të larta për OGE. Algoritmi i veprimeve është dhënë më lart, tani le të përpiqemi ta përpunojmë duke përdorur shembuj specifikë.
E veçanta e detyrave në lidhje me renditjen e koeficientëve në reagimin e propozuar, që u jepet maturantëve të fazës bazë të arsimit, është se jepen të dyja anët e majta dhe të djathta të ekuacionit.
Kjo thjeshton shumë detyrën, pasi nuk keni nevojë të shpikni në mënyrë të pavarur produkte ndërveprimi ose të zgjidhni substanca fillestare që mungojnë.
Për shembull, propozohet të përdoret një bilanc elektronik për të identifikuar koeficientët në reagim:
Në pamje të parë, ky reagim nuk kërkon koeficientë stereokimikë. Por, për të konfirmuar këndvështrimin tuaj, është e nevojshme që të gjithë elementët të kenë numra tarifimi.
Në përbërjet binare, të cilat përfshijnë oksidin e bakrit (2) dhe oksidin e hekurit (2), shuma e gjendjeve të oksidimit është zero, duke qenë se për oksigjenin është -2, për bakrin dhe hekurin ky tregues është +2. Substancat e thjeshta nuk heqin dorë (nuk pranojnë) elektrone, kështu që ato karakterizohen nga një gjendje oksidimi zero.
Le të hartojmë një bilanc elektronik, duke treguar me një shenjë "+" dhe "-" numrin e elektroneve të marra dhe të dhëna gjatë bashkëveprimit.
Fe 0 -2e=Fe 2+.
Meqenëse numri i elektroneve të pranuara dhe të dhuruara gjatë ndërveprimit është i njëjtë, nuk ka kuptim të gjesh shumëfishin më të vogël të përbashkët, të përcaktosh koeficientët stereokimikë dhe t'i vendosësh ato në skemën e propozuar të ndërveprimit.
Për të marrë rezultatin maksimal për detyrën, është e nevojshme jo vetëm të shkruani shembuj të reaksioneve redoks me zgjidhje, por edhe të shkruani veçmas formulën e agjentit oksidues (CuO) dhe agjentit reduktues (Fe).
Shembulli i dytë me OGE
Le të japim më shumë shembuj të reaksioneve redoks me zgjidhje që mund të ndeshen nga nxënësit e klasës së nëntë që kanë zgjedhur kiminë si provim përfundimtar.
Supozoni se propozohet vendosja e koeficientëve në ekuacionin:
Na+HCl=NaCl+H2.
Për të përballuar detyrën, së pari është e rëndësishme të përcaktohen gjendjet e oksidimit të secilës substancë të thjeshtë dhe komplekse. Për natriumin dhe hidrogjenin ato do të jenë të barabarta me zero, pasi janë substanca të thjeshta.
Në acidin klorhidrik, hidrogjeni ka një gjendje oksidimi pozitiv dhe klori ka një gjendje oksidimi negativ. Pas renditjes së koeficientëve, marrim një reaksion me koeficientë.
E para nga Provimi i Unifikuar i Shtetit
Si të plotësohen reaksionet redoks? Shembujt me zgjidhje të gjetura në Provimin e Unifikuar të Shtetit (klasa 11) kërkojnë plotësimin e boshllëqeve, si dhe vendosjen e koeficientëve.
Për shembull, duhet të plotësoni reagimin me një bilanc elektronik:
H 2 S + HMnO 4 = S + MnO 2 +…
Identifikoni agjentin reduktues dhe agjentin oksidues në skemën e propozuar.
Si të mësoni të shkruani reaksione redoks? Mostra supozon përdorimin e një algoritmi specifik.
Së pari, në të gjitha substancat e dhëna sipas kushteve të problemit, është e nevojshme të vendosen gjendjet e oksidimit.
Më pas, duhet të analizoni se cila substancë mund të bëhet një produkt i panjohur në këtë proces. Meqenëse ekziston një agjent oksidues (mangani luan rolin e tij) dhe një agjent reduktues (squfuri është roli i tij), gjendjet e oksidimit në produktin e dëshiruar nuk ndryshojnë, prandaj, ai është ujë.
Duke diskutuar se si të zgjidhim saktë reaksionet redoks, vërejmë se hapi tjetër do të jetë përpilimi i një raporti elektronik:
Mn +7 merr 3 e= Mn +4 ;
S -2 jep 2e= S 0 .
Kationi i manganit është një agjent reduktues, dhe anioni i squfurit është një agjent tipik oksidues. Meqenëse shumëfishi më i vogël midis elektroneve të marra dhe atyre të dhuruara do të jetë 6, marrim koeficientët: 2, 3.
Hapi i fundit do të jetë futja e koeficientëve në ekuacionin origjinal.
3H 2 S+ 2HMnO 4 = 3S+ 2MnO 2 + 4H 2 O.
Mostra e dytë e OVR në Provimin e Unifikuar të Shtetit
Si të formuloni saktë reaksionet redoks? Shembujt me zgjidhje do t'ju ndihmojnë të përpunoni algoritmin e veprimeve.
Propozohet të përdoret metoda e bilancit elektronik për të plotësuar boshllëqet në reagim:
PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…
Ne rregullojmë gjendjet e oksidimit të të gjithë elementëve. Në këtë proces, vetitë oksiduese manifestohen nga mangani, i cili është pjesë e përbërjes dhe agjenti reduktues duhet të jetë fosfori, duke e ndryshuar gjendjen e tij të oksidimit në pozitiv në acid fosforik.
Sipas supozimit të bërë, marrim skemën e reaksionit, pastaj përpilojmë ekuacionin e bilancit elektronik.
P -3 jep 8 e dhe kthehet në P +5;
Mn +7 merr 3e, duke u bërë Mn +4.
LOC do të jetë 24, kështu që fosfori duhet të ketë një koeficient stereometrik prej 3, dhe mangani -8.
Ne vendosim koeficientët në procesin që rezulton, marrim:
3 PH 3 + 8 HMnO 4 = 8 MnO 2 + 4H 2 O+ 3 H 3 PO 4.
Shembulli i tretë nga Provimi i Unifikuar i Shtetit
Duke përdorur bilancin e elektron-jonit, duhet të përpiloni një reagim, të tregoni agjentin reduktues dhe agjentin oksidues.
KMnO 4 + MnSO 4 +…= MnO 2 +…+ H2SO 4.
Sipas algoritmit, ne rregullojmë gjendjet e oksidimit të secilit element. Tjetra, ne përcaktojmë ato substanca që mungojnë në pjesën e djathtë dhe të majtë të procesit. Këtu jepet një agjent reduktues dhe një agjent oksidues, kështu që gjendjet e oksidimit të përbërjeve që mungojnë nuk ndryshojnë. Produkti i humbur do të jetë uji, dhe përbërësi fillestar do të jetë sulfati i kaliumit. Marrim një skemë reagimi për të cilën do të hartojmë një bilanc elektronik.
Mn +2 -2 e= Mn +4 3 agjent reduktues;
Mn +7 +3e= Mn +4 2 agjent oksidues.
Ne i shkruajmë koeficientët në ekuacion, duke përmbledhur atomet e manganit në anën e djathtë të procesit, pasi lidhet me procesin e disproporcionit.
2KMnO 4 + 3MnSO 4 + 2H 2 O= 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4.
konkluzioni
Reaksionet redoks janë të një rëndësie të veçantë për funksionimin e organizmave të gjallë. Shembuj të OVR janë proceset e kalbjes, fermentimit, aktivitetit nervor, frymëmarrjes dhe metabolizmit.
Oksidimi dhe reduktimi janë të rëndësishme për industrinë metalurgjike dhe kimike, falë proceseve të tilla, është e mundur të rikuperohen metalet nga përbërjet e tyre, t'i mbrohen nga korrozioni kimik dhe t'i përpunojmë ato.
Për të përpiluar një proces redoks në lëndën organike, është e nevojshme të përdorni një algoritëm të caktuar veprimesh. Së pari, në skemën e propozuar vendosen gjendjet e oksidimit, më pas përcaktohen ato elemente që rritën (ulën) treguesin dhe regjistrohet bilanci elektronik.
Nëse ndiqni sekuencën e veprimeve të sugjeruara më sipër, mund të përballoni lehtësisht detyrat e ofruara në teste.
Përveç metodës së bilancit elektronik, renditja e koeficientëve është e mundur edhe duke kompozuar gjysmëreaksione.
Detyra nr. 1
Si + HNO 3 + HF → H 2 SiF 6 + JO + …
N +5 + 3e → N +2 │4 reaksion reduktimi
Si 0 − 4e → Si +4 │3 reaksion oksidimi
N +5 (HNO 3) – agjent oksidues, Si – agjent reduktues
3Si + 4HNO 3 + 18HF → 3H 2 SiF 6 + 4NO +8H 2 O
Detyra nr. 2
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
B+ HNO 3 + HF → HBF 4 + NO 2 + …
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
N +5 + 1e → N +4 │3 reaksion reduktimi
B 0 -3e → B +3 │1 reaksion oksidimi
N +5 (HNO 3) – agjent oksidues, B 0 – agjent reduktues
B+ 3HNO 3 + 4HF → HBF 4 + 3NO 2 + 3H 2 O
Detyra nr. 3
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
K 2 Cr 2 O 7 + HCl → Cl 2 + KCl + … + …
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
2Cl -1 -2e → Cl 2 0 │3 reaksion oksidimi
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - agjent oksidues, Cl -1 (HCl) - agjent reduktues
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O
Detyra nr. 4
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
Cr 2 (SO 4) 3 + … + NaOH → Na 2 CrO 4 + NaBr + … + H 2 O
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
Br 2 0 + 2e → 2Br -1 │3 reaksion reduktimi
2Cr +3 - 6e → 2Cr +6 │1 reaksion oksidimi
Br 2 - agjent oksidues, Cr +3 (Cr 2 (SO 4) 3) - agjent reduktues
Cr 2 (SO 4) 3 + 3Br 2 + 16NaOH → 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 3Na 2 SO 4 + 8H 2 O
Detyra nr 5
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
K 2 Cr 2 O 7 + … + H 2 SO 4 → l 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + … + H 2 O
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 reaksion reduktimi
2I -1 -2e → l 2 0 │3 reaksion oksidimi
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - agjent oksidues, l -1 (Hl) - agjent reduktues
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
Detyra nr. 6
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
H 2 S + HMnO 4 → S + MnO 2 + …
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
3H 2 S + 2HMnO 4 → 3S + 2MnO 2 + 4H 2 O
Detyra nr 7
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
H 2 S + HClO 3 → S + HCl + …
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
S -2 -2e → S 0 │3 reaksion oksidimi
Mn +7 (HMnO 4) - agjent oksidues, S -2 (H 2 S) - agjent reduktues
3H 2 S + HClO 3 → 3S + HCl + 3H 2 O
Detyra nr 8
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
NO + HClO 4 + … → HNO 3 + HCl
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
Cl +7 + 8e → Cl -1 │3 reaksion reduktimi
N +2 -3e → N +5 │8 reaksion oksidimi
Cl +7 (HClO 4) - agjent oksidues, N +2 (NO) - agjent reduktues
8NO + 3HClO4 + 4H2O → 8HNO3 + 3HCl
Detyra nr. 9
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4 → MnSO 4 + S + … + …
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
S -2 -2e → S 0 │5 reaksion oksidimi
Mn +7 (KMnO 4) - agjent oksidues, S -2 (H 2 S) - agjent reduktues
2KMnO 4 + 5H 2 S + 3H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5S + K 2 SO 4 + 8H 2 O
Detyra nr 10
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
KMnO 4 + KBr + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Br 2 + … + …
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reaksion reduktimi
2Br -1 -2e → Br 2 0 │5 reaksion oksidimi
Mn +7 (KMnO 4) - agjent oksidues, Br -1 (KBr) - agjent reduktues
2KMnO 4 + 10KBr + 8H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5Br 2 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O
Detyra nr. 11
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
PH 3 + HClO 3 → HCl + …
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │4 reaksion reduktimi
Cl +5 (HClO 3) - agjent oksidues, P -3 (H 3 PO 4) - agjent reduktues
3PH 3 + 4HClO 3 → 4HCl + 3H 3 PO 4
Detyra nr. 12
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
PH 3 + HMnO 4 → MnO 2 + … + …
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │8 reaksion reduktimi
P -3 − 8e → P +5 │3 reaksion oksidimi
Mn +7 (HMnO 4) - agjent oksidues, P -3 (H 3 PO 4) - agjent reduktues
3PH 3 + 8HMnO 4 → 8MnO 2 + 3H 3 PO 4 + 4H 2 O
Detyra nr 13
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
JO + KClO + … → KNO 3 + KCl + …
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
Cl +1 + 2e → Cl -1 │3 reaksion reduktimi
N +2 − 3e → N +5 │2 reaksion oksidimi
Cl +1 (KClO) – agjent oksidues, N+2 (NO) – agjent reduktues
2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO 3 + 3KCl + H 2 O
Detyra nr 14
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
PH 3 + AgNO 3 + … → Ag + … + HNO 3
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
Ag +1 + 1e → Ag 0 │8 reaksion reduktimi
P -3 - 8e → P +5 │1 reaksion oksidimi
Ag +1 (AgNO 3) - agjent oksidues, P -3 (PH 3) - agjent reduktues
PH 3 + 8AgNO 3 + 4H 2 O → 8Ag + H 3 PO 4 + 8HNO 3
Detyra nr 15
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
KNO 2 + … + H 2 SO 4 → I 2 + JO + … + …
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
N +3 + 1e → N +2 │ 2 reaksion reduktimi
2I -1 − 2e → I 2 0 │ 1 reaksion oksidimi
N +3 (KNO 2) - agjent oksidues, I -1 (HI) - agjent reduktues
2KNO 2 + 2HI + H 2 SO 4 → I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + 2H 2 O
Detyra nr 16
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
Na 2 SO 3 + Cl 2 + … → Na 2 SO 4 + …
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
Cl 2 0 + 2e → 2Cl -1 │1 reaksion reduktimi
Cl 2 0 - agjent oksidues, S +4 (Na 2 SO 3) - agjent reduktues
Na 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O → Na 2 SO 4 + 2 HCl
Detyra nr 17
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
KMnO 4 + MnSO 4 + H 2 O→ MnO 2 + … + …
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 reaksion reduktimi
Mn +2 − 2e → Mn +4 │3 reaksion oksidimi
Mn +7 (KMnO 4) - agjent oksidues, Mn +2 (MnSO 4) - agjent reduktues
2KMnO 4 + 3MnSO 4 + 2H 2 O → 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4
Detyra nr 18
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
KNO 2 + … + H 2 O → MnO 2 + … + KOH
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 reaksion reduktimi
N +3 − 2e → N +5 │3 reaksion oksidimi
Mn +7 (KMnO 4) - agjent oksidues, N +3 (KNO 2) - agjent reduktues
3KNO 2 + 2KMnO 4 + H 2 O → 2MnO 2 + 3KNO 3 + 2KOH
Detyra nr 19
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
Cr 2 O 3 + … + KOH → KNO 2 + K 2 CrO 4 + …
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
N +5 + 2e → N +3 │3 reaksion reduktimi
2Cr +3 − 6e → 2Cr +6 │1 reaksion oksidimi
N +5 (KNO 3) - agjent oksidues, Cr +3 (Cr 2 O 3) - agjent reduktues
Cr 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH → 3KNO 2 +2K 2 CrO 4 + 2H 2 O
Detyra nr 20
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
I 2 + K 2 SO 3 + … → K 2 SO 4 + … + H 2 O
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
I 2 0 + 2e → 2I -1 │1 reaksion reduktimi
S +4 - 2e → S +6 │1 reaksion oksidimi
I 2 - agjent oksidues, S +4 (K 2 SO 3) - agjent reduktues
I 2 + K 2 SO 3 +2KOH → K 2 SO 4 +2KI + H 2 O
Detyra nr 21
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
KMnO 4 + NH 3 → MnO 2 + N 2 + … + …
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 reaksion reduktimi
2N -3 − 6e → N 2 0 │1 reaksion oksidimi
Mn +7 (KMnO 4) - agjent oksidues, N -3 (NH 3) - agjent reduktues
2KMnO 4 + 2NH 3 → 2MnO 2 +N 2 + 2KOH + 2H 2 O
Detyra nr 22
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
NO 2 + P 2 O 3 + … → JO + K 2 HPO 4 + …
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
N +4 + 2e → N +2 │2 reaksion reduktimi
2P +3 - 4e → 2P +5 │1 reaksion oksidimi
N +4 (NO 2) - agjent oksidues, P +3 (P 2 O 3) - agjent reduktues
2NO 2 + P 2 O 3 + 4KOH → 2NO + 2K 2 HPO 4 + H 2 O
Detyra nr 23
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
KI + H 2 SO 4 → I 2 + H 2 S + … + …
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
S +6 + 8e → S -2 │1 reaksion reduktimi
2I -1 − 2e → I 2 0 │4 reaksion oksidimi
S +6 (H 2 SO 4) - agjent oksidues, I -1 (KI) - agjent reduktues
8KI + 5H 2 SO 4 → 4I 2 + H 2 S + 4K 2 SO 4 + 4H 2 O
Detyra nr 24
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
FeSO 4 + ... + H 2 SO 4 → ... + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reaksion reduktimi
2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │5 reaksion oksidimi
Mn +7 (KMnO 4) - agjent oksidues, Fe +2 (FeSO 4) - agjent reduktues
10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 → 5Fe 2 (SO 4) 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
Detyra nr 25
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
Na 2 SO 3 + … + KOH → K 2 MnO 4 + … + H 2 O
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
Mn +7 + 1e → Mn +6 │2 reaksion reduktimi
S +4 − 2e → S +6 │1 reaksion oksidimi
Mn +7 (KMnO 4) - agjent oksidues, S +4 (Na 2 SO 3) - agjent reduktues
Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2KOH → 2K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O
Detyra nr 26
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
H 2 O 2 + … + H 2 SO 4 → O 2 + MnSO 4 + … + …
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reaksion reduktimi
2O -1 − 2e → O 2 0 │5 reaksion oksidimi
Mn +7 (KMnO 4) - agjent oksidues, O -1 (H 2 O 2) - agjent reduktues
5H 2 O 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
Detyra nr 27
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + … + …
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 reaksion reduktimi
S -2 − 2e → S 0 │3 reaksion oksidimi
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - agjent oksidues, S -2 (H 2 S) - agjent reduktues
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
Detyra nr 28
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
KMnO 4 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + … + …
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reaksion reduktimi
2Cl -1 − 2e → Cl 2 0 │5 reaksion oksidimi
Mn +7 (KMnO 4) – agjent oksidues, Cl-1 (HCl) – agjent reduktues
2KMnO 4 + 16HCl → 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 2KCl + 8H 2 O
Detyra nr 29
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
CrCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + … → CrCl 3 + … + H 2 O
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 reaksion reduktimi
Cr +2 − 1e → Cr +3 │6 reaksion oksidimi
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) - agjent oksidues, Cr +2 (CrCl 2) - agjent reduktues
6CrCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 8CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O
Detyra nr 30
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
K 2 CrO 4 + HCl → CrCl 3 + … + … + H 2 O
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
Cr +6 + 3e → Cr +3 │2 reaksion reduktimi
2Cl -1 − 2e → Cl 2 0 │3 reaksion oksidimi
Cr +6 (K 2 CrO 4) - agjent oksidues, Cl -1 (HCl) - agjent reduktues
2K 2 CrO 4 + 16HCl → 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 4KCl + 8H 2 O
Detyra nr. 31
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
KI + … + H 2 SO 4 → I 2 + MnSO 4 + … + H 2 O
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reaksion reduktimi
2l -1 − 2e → l 2 0 │5 reaksion oksidimi
Mn +7 (KMnO 4) - agjent oksidues, l -1 (Kl) - agjent reduktues
10KI + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 → 5I 2 + 2MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O
Detyra nr 32
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
FeSO 4 + KClO 3 + KOH → K 2 FeO 4 + KCl + K 2 SO 4 + H 2 O
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │2 reaksion reduktimi
Fe +2 − 4e → Fe +6 │3 reaksion oksidimi
3FeSO 4 + 2KClO 3 + 12KOH → 3K 2 FeO 4 + 2KCl + 3K 2 SO 4 + 6H 2 O
Detyra nr 33
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni ekuacionin e reaksionit:
FeSO 4 + KClO 3 + … → Fe 2 (SO 4) 3 + … + H 2 O
Identifikoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │1 reaksion reduktimi
2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │3 reaksion oksidimi
Cl +5 (KClO 3) - agjent oksidues, Fe +2 (FeSO 4) - agjent reduktues
6FeSO 4 + KClO 3 + 3H 2 SO 4 → 3Fe 2 (SO 4) 3 + KCl + 3H 2 O
Detyra nr 34
Duke përdorur metodën e bilancit elektronik, krijoni një ekuacion për reaksionin.
Po ngarkohet...