Uzdevums Nr.1
Si + HNO 3 + HF → H 2 SiF 6 + NO + …
N +5 + 3e → N +2 │4 reducēšanās reakcija
Si 0 − 4e → Si +4 │3 oksidācijas reakcija
N +5 (HNO 3) – oksidētājs, Si – reducētājs
3Si + 4HNO 3 + 18HF → 3H 2 SiF 6 + 4NO + 8H 2 O
Uzdevums Nr.2
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
B+ HNO 3 + HF → HBF 4 + NO 2 + …
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
N +5 + 1e → N +4 │3 reducēšanās reakcija
B 0 -3e → B +3 │1 oksidācijas reakcija
N +5 (HNO 3) – oksidētājs, B 0 – reducētājs
B+ 3HNO 3 + 4HF → HBF 4 + 3NO 2 + 3H 2 O
Uzdevums Nr.3
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
K 2 Cr 2 O 7 + HCl → Cl 2 + KCl + … + …
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
2Cl -1 -2e → Cl 2 0 │3 oksidācijas reakcija
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – oksidētājs, Cl -1 (HCl) – reducētājs
K 2Cr 2 O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O
Uzdevums Nr.4
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
Cr 2 (SO 4) 3 + … + NaOH → Na 2 CrO 4 + NaBr + … + H 2 O
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
Br 2 0 + 2e → 2Br -1 │3 reducēšanās reakcija
2Cr +3 - 6e → 2Cr +6 │1 oksidācijas reakcija
Br 2 – oksidētājs, Cr +3 (Cr 2 (SO 4) 3) – reducētājs
Cr 2 (SO 4) 3 + 3Br 2 + 16NaOH → 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 3Na 2 SO 4 + 8H 2 O
Uzdevums Nr.5
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
K 2 Cr 2 O 7 + … + H 2 SO 4 → l 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + … + H 2 O
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 reducēšanās reakcija
2I -1 -2e → l 2 0 │3 oksidācijas reakcija
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – oksidētājs, l -1 (Hl) – reducētājs
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
Uzdevums Nr.6
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
H 2 S + HMnO 4 → S + MnO 2 + …
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
3H2S + 2HMnO4 → 3S + 2MnO2 + 4H2O
Uzdevums Nr.7
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
H 2 S + HClO 3 → S + HCl + …
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
S -2 -2e → S 0 │3 oksidācijas reakcija
Mn +7 (HMnO 4) – oksidētājs, S -2 (H 2 S) – reducētājs
3H 2S + HClO 3 → 3S + HCl + 3H 2 O
Uzdevums Nr.8
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
NO + HClO 4 + … → HNO 3 + HCl
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
Cl +7 + 8e → Cl -1 │3 reducēšanās reakcija
N +2 -3e → N +5 │8 oksidācijas reakcija
Cl +7 (HClO 4) – oksidētājs, N +2 (NO) – reducētājs
8NO + 3HClO4 + 4H2O → 8HNO3 + 3HCl
Uzdevums Nr.9
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4 → MnSO 4 + S + … + …
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
S -2 -2e → S 0 │5 oksidācijas reakcija
Mn +7 (KMnO 4) – oksidētājs, S -2 (H 2 S) – reducētājs
2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5S + K2SO4 + 8H2O
10. uzdevums
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
KMnO 4 + KBr + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Br 2 + … + …
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reducēšanās reakcija
2Br -1 -2e → Br 2 0 │5 oksidācijas reakcija
Mn +7 (KMnO 4) – oksidētājs, Br -1 (KBr) – reducētājs
2KMnO4 + 10KBr + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5Br2 + 6K2SO4 + 8H2O
Uzdevums Nr.11
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
PH 3 + HClO 3 → HCl + …
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │4 reducēšanās reakcija
Cl +5 (HClO 3) – oksidētājs, P -3 (H 3 PO 4) – reducētājs
3PH 3 + 4HClO 3 → 4HCl + 3H 3 PO 4
12.uzdevums
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
PH 3 + HMnO 4 → MnO 2 + … + …
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │8 reducēšanas reakcija
P -3 − 8e → P +5 │3 oksidācijas reakcija
Mn +7 (HMnO 4) – oksidētājs, P -3 (H 3 PO 4) – reducētājs
3PH3 + 8HMnO4 → 8MnO2 + 3H3PO4 + 4H2O
Uzdevums Nr.13
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
NO + KClO + … → KNO 3 + KCl + …
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
Cl +1 + 2e → Cl -1 │3 reducēšanās reakcija
N +2 − 3e → N +5 │2 oksidācijas reakcija
Cl +1 (KClO) – oksidētājs, N +2 (NO) – reducētājs
2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO 3 + 3KCl + H2O
14.uzdevums
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
PH 3 + AgNO 3 + … → Ag + … + HNO 3
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
Ag +1 + 1e → Ag 0 │8 reducēšanas reakcija
P -3 - 8e → P +5 │1 oksidācijas reakcija
Ag +1 (AgNO 3) – oksidētājs, P -3 (PH 3) – reducētājs
PH 3 + 8AgNO 3 + 4H 2 O → 8Ag + H 3 PO 4 + 8HNO 3
15.uzdevums
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
KNO 2 + … + H 2 SO 4 → I 2 + NO + … + …
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
N +3 + 1e → N +2 │ 2 reducēšanās reakcija
2I -1 − 2e → I 2 0 │ 1 oksidācijas reakcija
N +3 (KNO 2) – oksidētājs, I -1 (HI) – reducētājs
2KNO 2 + 2HI + H 2 SO 4 → I 2 + 2 NO + K 2 SO 4 + 2H 2 O
16.uzdevums
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
Na 2 SO 3 + Cl 2 + … → Na 2 SO 4 + …
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
Cl 2 0 + 2e → 2Cl -1 │1 reducēšanās reakcija
Cl 2 0 – oksidētājs, S +4 (Na 2 SO 3) – reducētājs
Na 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O → Na 2 SO 4 + 2 HCl
17.uzdevums
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
KMnO 4 + MnSO 4 + H 2 O → MnO 2 + … + …
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 reducēšanās reakcija
Mn +2 − 2e → Mn +4 │3 oksidācijas reakcija
Mn +7 (KMnO 4) – oksidētājs, Mn +2 (MnSO 4) – reducētājs
2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O → 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4
18.uzdevums
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
KNO 2 + … + H 2 O → MnO 2 + … + KOH
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 reducēšanās reakcija
N +3 − 2e → N +5 │3 oksidācijas reakcija
Mn +7 (KMnO 4) – oksidētājs, N +3 (KNO 2) – reducētājs
3KNO2 + 2KMnO4 + H2O → 2MnO2 + 3KNO3 + 2KOH
19.uzdevums
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
Cr 2 O 3 + … + KOH → KNO 2 + K 2 CrO 4 + …
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
N +5 + 2e → N +3 │3 reducēšanās reakcija
2Cr +3 − 6e → 2Cr +6 │1 oksidācijas reakcija
N +5 (KNO 3) – oksidētājs, Cr +3 (Cr 2 O 3) – reducētājs
Cr 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH → 3KNO 2 + 2K 2 CrO 4 + 2H 2 O
20.uzdevums
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
I 2 + K 2 SO 3 + … → K 2 SO 4 + … + H 2 O
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
I 2 0 + 2e → 2I -1 │1 reducēšanās reakcija
S +4 - 2e → S +6 │1 oksidācijas reakcija
I 2 – oksidētājs, S +4 (K 2 SO 3) – reducētājs
I 2 + K 2 SO 3 + 2 KOH → K 2 SO 4 + 2 KI + H 2 O
21.uzdevums
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
KMnO 4 + NH 3 → MnO 2 + N 2 + … + …
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 reducēšanās reakcija
2N -3 − 6e → N 2 0 │1 oksidācijas reakcija
Mn +7 (KMnO 4) – oksidētājs, N -3 (NH 3) – reducētājs
2KMnO4 + 2NH3 → 2MnO2 +N2 + 2KOH + 2H2O
22.uzdevums
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
NO 2 + P 2 O 3 + … → NO + K 2 HPO 4 + …
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
N +4 + 2e → N +2 │2 reducēšanas reakcija
2P +3 - 4e → 2P +5 │1 oksidācijas reakcija
N +4 (NO 2) – oksidētājs, P +3 (P 2 O 3) – reducētājs
2NO 2 + P 2 O 3 + 4KOH → 2NO + 2K 2 HPO 4 + H 2 O
23.uzdevums
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
KI + H 2 SO 4 → I 2 + H 2 S + … + …
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
S +6 + 8e → S -2 │1 reducēšanās reakcija
2I -1 − 2e → I 2 0 │4 oksidācijas reakcija
S +6 (H 2 SO 4) – oksidētājs, I -1 (KI) – reducētājs
8KI + 5H 2 SO 4 → 4I 2 + H 2 S + 4K 2 SO 4 + 4 H 2 O
24.uzdevums
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
FeSO 4 + ... + H 2 SO 4 → ... + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reducēšanās reakcija
2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │5 oksidācijas reakcija
Mn +7 (KMnO 4) – oksidētājs, Fe +2 (FeSO 4) – reducētājs
10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
25.uzdevums
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
Na 2 SO 3 + … + KOH → K 2 MnO 4 + … + H 2 O
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
Mn +7 + 1e → Mn +6 │2 reducēšanās reakcija
S +4 − 2e → S +6 │1 oksidācijas reakcija
Mn +7 (KMnO 4) – oksidētājs, S +4 (Na 2 SO 3) – reducētājs
Na 2 SO 3 + 2 KMnO 4 + 2 KOH → 2K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O
26.uzdevums
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
H 2 O 2 + … + H 2 SO 4 → O 2 + MnSO 4 + … + …
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reducēšanās reakcija
2O -1 − 2e → O 2 0 │5 oksidācijas reakcija
Mn +7 (KMnO 4) – oksidētājs, O -1 (H 2 O 2) – reducētājs
5H 2 O 2 + 2 KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
27.uzdevums
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + … + …
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 reducēšanās reakcija
S -2 − 2e → S 0 │3 oksidācijas reakcija
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – oksidētājs, S -2 (H 2 S) – reducētājs
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
28.uzdevums
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
KMnO 4 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + … + …
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reducēšanās reakcija
2Cl -1 − 2e → Cl 2 0 │5 oksidācijas reakcija
Mn +7 (KMnO 4) – oksidētājs, Cl -1 (HCl) – reducētājs
2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O
29.uzdevums
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
CrCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + … → CrCl 3 + … + H 2 O
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 reducēšanās reakcija
Cr +2 − 1e → Cr +3 │6 oksidācijas reakcija
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – oksidētājs, Cr +2 (CrCl 2) – reducētājs
6CrCl2 + K2Cr2O7 + 14HCl → 8CrCl3 + 2KCl + 7H2O
30.uzdevums
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
K 2 CrO 4 + HCl → CrCl 3 + … + … + H 2 O
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
Cr +6 + 3e → Cr +3 │2 reducēšanās reakcija
2Cl -1 − 2e → Cl 2 0 │3 oksidācijas reakcija
Cr +6 (K 2 CrO 4) – oksidētājs, Cl -1 (HCl) – reducētājs
2K 2CrO 4 + 16HCl → 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 4KCl + 8H 2 O
31.uzdevums
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
KI + … + H 2 SO 4 → I 2 + MnSO 4 + … + H 2 O
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 reducēšanās reakcija
2l -1 − 2e → l 2 0 │5 oksidācijas reakcija
Mn +7 (KMnO 4) – oksidētājs, l -1 (Kl) – reducētājs
10KI + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5I2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O
32.uzdevums
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
FeSO 4 + KClO 3 + KOH → K 2 FeO 4 + KCl + K 2 SO 4 + H 2 O
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │2 reducēšanās reakcija
Fe +2 − 4e → Fe +6 │3 oksidācijas reakcija
3FeSO 4 + 2KClO 3 + 12KOH → 3K 2 FeO 4 + 2KCl + 3K 2 SO 4 + 6H 2 O
Uzdevums Nr.33
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu:
FeSO 4 + KClO 3 + … → Fe 2 (SO 4) 3 + … + H 2 O
Identificējiet oksidētāju un reducētāju.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │1 reducēšanās reakcija
2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │3 oksidācijas reakcija
Cl +5 (KClO 3) – oksidētājs, Fe +2 (FeSO 4) – reducētājs
6FeSO 4 + KClO 3 + 3H 2 SO 4 → 3Fe 2 (SO 4) 3 + KCl + 3H 2 O
34.uzdevums
Izmantojot elektronu līdzsvara metodi, izveidojiet reakcijas vienādojumu.
Vispārīgās un neorganiskās ķīmijas problēmu grāmata
2.2. Redoksreakcijas
Skaties uzdevumus >>>Teorētiskā daļa
Redoksreakcijās ietilpst ķīmiskas reakcijas, kuras pavada elementu oksidācijas stāvokļu izmaiņas. Šādu reakciju vienādojumos koeficientu atlase tiek veikta, apkopojot elektroniskais līdzsvars. Koeficientu izvēles metode, izmantojot elektronisko bilanci, sastāv no šādām darbībām:
a) pierakstiet reaģentu un produktu formulas un pēc tam atrodiet elementus, kas palielina un samazina to oksidācijas pakāpi, un pierakstiet tos atsevišķi:
MnCO 3 + KClO 3 ® MnO2+ KCl + CO2
Cl V¼ = Cl - es
Mn II¼ = Mn IV
b) sastāda vienādojumus reducēšanās un oksidēšanās pusreakcijām, ievērojot atomu skaita un lādiņa saglabāšanās likumus katrā pusreakcijā:
pusreakcija atveseļošanās Cl V + 6 e - = Cl - es
pusreakcija oksidēšanās Mn II- 2 e - = Mn IV
c) pusreakciju vienādojumam tiek izvēlēti papildu faktori tā, lai lādiņa nezūdamības likums būtu izpildīts reakcijai kopumā, kurai pieņemto elektronu skaits reducēšanas pusreakcijās ir vienāds ar elektroni, kas ziedoti oksidācijas pusreakcijā:
Cl V + 6 e - = Cl - Es 1
Mn II- 2 e - = Mn IV 3
d) reakcijas shēmā ievietojiet (izmantojot atrastos faktorus) stehiometriskos koeficientus (koeficients 1 tiek izlaists):
3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MnO 2 + KCl+CO2
d) izlīdzināt to elementu atomu skaitu, kuri reakcijas laikā nemaina savu oksidācijas pakāpi (ja ir divi šādi elementi, tad pietiek vienā no tiem izlīdzināt atomu skaitu un pārbaudīt otro). Tiek iegūts ķīmiskās reakcijas vienādojums:
3 MnCO 3 + KClO 3 = 3 MnO 2 + KCl+ 3 CO 2
3. piemērs. Redoksreakcijas vienādojumā izvēlieties koeficientus
Fe 2 O 3 + CO ® Fe + CO 2
Risinājums
Fe 2 O 3 + 3 CO = 2 Fe + 3 CO 2
Fe III + 3 e - = Fe 0 2
C II - 2 e - = C IV 3
Vienlaicīgi oksidējot (vai reducējot) vienas vielas divu elementu atomus, aprēķinu veic vienai šīs vielas formulas vienībai.
4. piemērs. Redoksreakcijas vienādojumā izvēlieties koeficientus
Fe (S ) 2 + O 2 = Fe 2 O 3 + SO 2
Risinājums
4Fe(S ) 2 + 11 O 2 = 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2
FeII- e - = Fe III
- 11 e - 4
2S - es - 10 e - = 2S IV
O 2 0 + 4 e - = 2O - II+4 e - 11
3. un 4. piemērā oksidētāja un reducētāja funkcijas ir sadalītas starp dažādām vielām, Fe2O3 un O2 - oksidētāji, CO un Fe(S)2 - reducējošie līdzekļi; Šādas reakcijas tiek klasificētas kā starpmolekulārais redoksreakcijas.
Kad intramolekulāri oksidēšanās-reducēšana, kad tajā pašā vielā tiek oksidēti viena elementa atomi un reducēti cita elementa atomi, aprēķinu veic uz vienu vielas formulas vienību.
5. piemērs. Izvēlieties koeficientus oksidācijas-reducēšanas reakcijas vienādojumā
(NH 4) 2 CrO 4 ® Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O + NH 3
Risinājums
2 (NH 4) 2 CrO 4 = Cr 2 O 3 + N 2 + 5 H 2 O + 2 NH 3
CrVI + 3 e - = Cr III 2
2N - III - 6 e - = N 2 0 1
Par reakcijām dismutācija (nesamērīgums, autoksidācija- pašdziedināšanās), kurā viena un tā paša elementa atomi reaģentā tiek oksidēti un reducēti, vienādojuma labajā pusē vispirms tiek pievienoti papildu faktori un pēc tam tiek atrasts reaģenta koeficients.
6. piemērs. Izvēlieties koeficientus dismutācijas reakcijas vienādojumā
H2O2 ® H2O+O2
Risinājums
2 H 2 O 2 = 2 H 2 O + O 2
O - I+ e - = O - II 2
2O - es - 2 e - = O 2 0 1
Komutācijas reakcijai ( sinproporcija), kurā dažādu reaģentu viena un tā paša elementa atomi to oksidēšanās un reducēšanās rezultātā iegūst vienādu oksidācijas pakāpi, vienādojuma kreisajā pusē vispirms tiek pievienoti papildu faktori.
7. piemērs. Komutācijas reakcijas vienādojumā atlasiet koeficientus:
H 2 S + SO 2 = S + H 2 O
Risinājums
2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
S - II - 2 e - = S 0 2
SIV+4 e - = S 0 1
Lai izvēlētos koeficientus redoksreakciju vienādojumos, kas notiek ūdens šķīdumā ar jonu piedalīšanos, tiek izmantota metode elektronu-jonu līdzsvars. Koeficientu atlases metode, izmantojot elektronu jonu līdzsvaru, sastāv no šādām darbībām:
a) pierakstiet šīs redoksreakcijas reaģentu formulas
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + H 2 S
un noteikt katra no tām ķīmisko funkciju (šeit K2Cr2O7 - oksidētājs, H2SO4 - skāba reakcijas vide, H2S - reducētājs);
b) pierakstiet (nākamajā rindā) reaģentu formulas jonu formā, norādot tikai tos jonus (spēcīgiem elektrolītiem), molekulas (vājiem elektrolītiem un gāzēm) un formulas vienības (cietām vielām), kas piedalīsies reakcija kā oksidētājs ( Cr2O72 - ), vide ( H+- precīzāk, oksonija katjons H3O+ ) un reducētājs ( H2S):
Cr2O72 - +H++H2S
c) nosaka oksidētāja reducēto formulu un reducētāja oksidēto formu, kas ir jāzina vai jāprecizē (piemēram, šeit dihromāta jons iziet cauri hroma katjoniem ( III) un sērūdeņradi - sērā); Šos datus pieraksta nākamajās divās rindās, sastāda elektronu jonu vienādojumus reducēšanās un oksidācijas pusreakcijām un izvēlas papildu faktorus pusreakcijas vienādojumiem:
pusreakcija Cr 2 O 7 samazināšana 2 - + 14 H + + 6 e - = 2 Cr 3+ + 7 H 2 O 1
pusreakcija H2S oksidēšana - 2 e - = S (t) + 2 H + 3
d) sastādiet, summējot pusreakcijas vienādojumus, dotās reakcijas jonu vienādojumu, t.i. papildinājuma ieraksts (b):
Cr2O72 - + 8 H + + 3 H 2 S = 2 Cr 3+ + 7 H 2 O + 3 S ( T )
d), pamatojoties uz jonu vienādojumu, izveido šīs reakcijas molekulāro vienādojumu, t.i. papildināt ierakstu (a), un katjonu un anjonu formulas, kas trūkst jonu vienādojumā, ir sagrupētas papildu produktu formulās ( K2SO4):
K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3H 2 S = Cr 2 (SO 4) 3 + 7H 2 O + 3S ( t ) + K 2 SO 4
f) pārbaudiet atlasītos koeficientus pēc elementu atomu skaita vienādojuma kreisajā un labajā pusē (parasti pietiek tikai pārbaudīt skābekļa atomu skaitu).
OksidētsUn atjaunota Oksidējošās un reducējošās formas bieži atšķiras pēc skābekļa satura (sal Cr2O72 - un Cr 3+ ). Tāpēc, sastādot pusreakcijas vienādojumus, izmantojot elektronu jonu līdzsvara metodi, tie ietver pārus H + / H 2 O (skābai videi) un OH - / H 2 O (sārmainai videi). Ja, pārejot no vienas formas uz citu, sākotnējā forma (parasti - oksidēts) zaudē savus oksīda jonus (parādīti zemāk kvadrātiekavās), tad pēdējie, jo tie nepastāv brīvā formā, ir jāapvieno ar ūdeņraža katjoniem skābā vidē un sārmainā vidē. - ar ūdens molekulām, kas noved pie ūdens molekulu veidošanās (skābā vidē) un hidroksīda jonu (sārmainā vidē)):
skāba vide[ O2 - ] + 2 H + = H 2 O
sārmaina vide [O 2 - ] + H 2 O = 2 OH -
Oksīda jonu trūkums to sākotnējā formā (parasti- reducētā veidā) salīdzinājumā ar galīgo formu tiek kompensēts, pievienojot ūdens molekulas (skābā vidē) vai hidroksīda jonus (sārmainā vidē):
skāba vide H 2 O = [ O 2 - ] + 2 H+
sārmaina vide2 OH - = [ O 2 - ] + H2O
8. piemērs. Redoksreakcijas vienādojumā izvēlieties koeficientus, izmantojot elektronu-jonu līdzsvara metodi:
® MnSO 4 + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼
Risinājums
2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 + 5 Na 2 SO 3 =
2 MnSO 4 + 3 H 2 O + 5 Na 2 SO 4 + + K 2 SO 4
2 MnO 4 - + 6 H + + 5 SO 3 2 - = 2 Mn 2+ + 3 H 2 O + 5 SO 4 2 -
MnO4 - + 8H + + 5 e - = Mn 2+ + 4 H 2 O2
SO 3 2 - +H2O - 2 e - = SO 4 2 - + 2 H + 5
9. piemērs. Redoksreakcijas vienādojumā izvēlieties koeficientus, izmantojot elektronu-jonu līdzsvara metodi:
Na 2 SO 3 + KOH + KMnO 4 ® Na 2 SO 4 + H 2 O + K 2 MnO 4
Risinājums
Na 2 SO 3 + 2 KOH + 2 KMnO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + 2 K 2 MnO 4
SO 3 2 - + 2 OH - + 2 MnO 4 - = SO 4 2 - + H 2 O + 2 MnO 4 2 -
MnO4 - + 1 e - = MnO 4 2 - 2
SO 3 2 - + 2 OH - - 2 e - = SO 4 2 - + H2O1
Ja permanganāta jonu izmanto kā oksidētāju vāji skābā vidē, tad reducēšanas pusreakcijas vienādojums ir:
MnO4 - + 4 H + + 3 e - = MnO 2( t) + 2 H2O
un ja nedaudz sārmainā vidē, tad
MnO 4 - + 2 H 2 O + 3 e - = MnO 2( t) + 4 OH -
Bieži vien vāji skābu un nedaudz sārmainu vidi parasti sauc par neitrālu, un pusreakcijas vienādojumos kreisajā pusē tiek ievadītas tikai ūdens molekulas. Šajā gadījumā, sastādot vienādojumu, (pēc papildu faktoru izvēles) jāpieraksta papildu vienādojums, kas atspoguļo ūdens veidošanos no H + un OH joniem. - .
10. piemērs. Izvēlieties koeficientus reakcijas vienādojumā, kas notiek neitrālā vidē:
KMnO 4 + H 2 O + Na 2 SO 3 ® Mn PAR 2( t) + Na2SO4 ¼
Risinājums
2 KMnO 4 + H 2 O + 3 Na 2 SO 3 = 2 MnO 2( t) + 3 Na 2 SO 4 + 2 KOH
MnO4 - + H 2 O + 3 SO 3 2 - = 2 MnO 2( t ) + 3 SO 4 2 - + 2 OH -
MnO 4 - + 2 H 2 O + 3 e - = MnO 2( t) + 4 OH -
SO 3 2 - +H2O - 2 e - = SO 4 2 - +2H+
8OH - + 6 H + = 6 H 2 O + 2 OH -
Tādējādi, ja reakciju no 10. piemēra veic, vienkārši apvienojot kālija permanganāta un nātrija sulfīta ūdens šķīdumus, tad tā notiek nosacīti neitrālā (un faktiski nedaudz sārmainā) vidē, jo veidojas kālija hidroksīds. Ja kālija permanganāta šķīdums ir nedaudz paskābināts, reakcija norisinās vāji skābā (nosacīti neitrālā) vidē.
11. piemērs. Izvēlieties koeficientus reakcijas vienādojumā, kas notiek vāji skābā vidē:
KMnO 4 + H 2 SO 4 + Na 2 SO 3 ® Mn PAR 2( t) + H 2 O + Na 2 SO 4 + ¼
Risinājums
2KMnO4 + H2SO4 + 3Na2SO3 = 2Mn O 2( T ) + H2O + 3Na2SO4 + K2SO4
2 MnO 4 - + 2 H + + 3 SO 3 2 - = 2 MnO 2( t ) + H 2 O + 3 SO 4 2 -
MnO4 - + 4H + + 3 e - = Mn O 2( t ) + 2 H 2 O2
SO 3 2 - +H2O - 2 e - = SO 4 2 - + 2 H + 3
Oksidētāju un reducētāju eksistences formas pirms un pēc reakcijas, t.i. to oksidētās un reducētās formas sauc redoksu pāri. Tādējādi no ķīmiskās prakses ir zināms (un tas ir jāatceras), ka permanganāta jons skābā vidē veido mangāna katjonu ( II) (pāris MnO 4 - +H+/ Mn 2+ + H2O ), viegli sārmainā vidē- mangāna (IV) oksīds (pāris MnO 4 - +H+ ¤ Mn O 2(t) + H 2 O vai MnO 4 - + H 2 O = Mn O 2(t) + OH - ). Oksidēto un reducēto formu sastāvu nosaka tātad dotā elementa ķīmiskās īpašības dažādos oksidācijas stāvokļos, t.i. specifisku formu nevienlīdzīga stabilitāte dažādās ūdens šķīduma vidēs. Visi šajā sadaļā izmantotie redokspāri ir doti 2.15. un 2.16. uzdevumā.
Pirms sniegt piemērus redoksreakcijām ar risinājumu, mēs izceļam galvenās definīcijas, kas saistītas ar šīm transformācijām.
Tos atomus vai jonus, kas mijiedarbības laikā maina oksidācijas pakāpi, samazinoties (akceptē elektronus), sauc par oksidētājiem. Starp vielām ar šādām īpašībām ir spēcīgas neorganiskās skābes: sērskābe, sālsskābe, slāpekļskābe.
Oksidētājs
Sārmu metālu permanganāti un hromāti ir arī spēcīgi oksidētāji.
Oksidētājs reakcijas laikā pieņem nepieciešamo pirms enerģijas līmeņa pabeigšanas (pabeigtās konfigurācijas izveidošanas).
Reducējošs līdzeklis
Jebkura redoksreakcijas shēma ietver reducējošā aģenta identificēšanu. Tas ietver jonus vai neitrālus atomus, kas mijiedarbības laikā var palielināt savu oksidācijas stāvokli (tie ziedo elektronus citiem atomiem).
Tipiski reducējošie aģenti ietver metālu atomus.
Procesi OVR
Kas vēl tām raksturīgas ar izejvielu oksidācijas pakāpju izmaiņām.
Oksidēšana ietver negatīvo daļiņu atbrīvošanas procesu. Reducēšana ietver to pieņemšanu no citiem atomiem (joniem).
Parsēšanas algoritms
Redoksreakciju piemēri ar šķīdumiem ir piedāvāti dažādos izziņas materiālos, kas izstrādāti, lai sagatavotu vidusskolēnus gala pārbaudījumiem ķīmijā.
Lai veiksmīgi tiktu galā ar OGE un vienotajā valsts eksāmenā piedāvātajiem uzdevumiem, ir svarīgi apgūt redoksprocesu apkopošanas un analīzes algoritmu.
- Pirmkārt, lādiņa vērtības tiek piešķirtas visiem diagrammā piedāvāto vielu elementiem.
- Tiek izrakstīti atomi (joni) no reakcijas kreisās puses, kas mijiedarbības laikā mainīja savus rādītājus.
- Palielinoties oksidācijas pakāpei, tiek izmantota zīme “-” un, kad oksidācijas pakāpe samazinās, “+”.
- Vismazākais kopīgais reizinājums (skaitlis, ar kuru tie tiek dalīti bez atlikuma) tiek noteikts starp dotajiem un pieņemtajiem elektroniem.
- Dalot NOC ar elektroniem, iegūstam stereoķīmiskos koeficientus.
- Mēs ievietojam tos vienādojuma formulu priekšā.
Pirmais piemērs no OGE
Devītajā klasē ne visi skolēni zina, kā risināt redoksreakcijas. Tāpēc viņi pieļauj daudz kļūdu un nesaņem augstus punktus par OGE. Darbību algoritms ir norādīts iepriekš, tagad mēģināsim to izstrādāt, izmantojot konkrētus piemērus.
Uzdevumu par koeficientu izkārtojumu piedāvātajā reakcijā, kas doti izglītības pamatpakāpes absolventiem, īpatnība ir tāda, ka ir dota gan vienādojuma kreisā, gan labā puse.
Tas ievērojami vienkāršo uzdevumu, jo jums nav patstāvīgi jāizgudro mijiedarbības produkti vai jāizvēlas trūkstošās izejvielas.
Piemēram, tiek ierosināts izmantot elektronisko līdzsvaru, lai identificētu reakcijas koeficientus:
No pirmā acu uzmetiena šai reakcijai nav nepieciešami stereoķīmiskie koeficienti. Bet, lai apstiprinātu savu viedokli, visiem elementiem ir jābūt uzlādes numuriem.
Bināros savienojumos, kas ietver vara oksīdu (2) un dzelzs oksīdu (2), oksidācijas pakāpju summa ir nulle, ņemot vērā, ka skābeklim tas ir -2, vara un dzelzs šis rādītājs ir +2. Vienkāršas vielas neatdod (nepieņem) elektronus, tāpēc tām raksturīgs nulles oksidācijas stāvoklis.
Sastādām elektronisko bilanci, ar "+" un "-" zīmi parādot mijiedarbības laikā saņemto un doto elektronu skaitu.
Fe 0 -2e=Fe 2+.
Tā kā mijiedarbības laikā pieņemto un nodoto elektronu skaits ir vienāds, nav jēgas atrast mazāko kopīgo daudzkārtni, nosakot stereoķīmiskos koeficientus un ievietot tos piedāvātajā mijiedarbības shēmā.
Lai iegūtu maksimālo punktu skaitu par uzdevumu, nepieciešams ne tikai pierakstīt redoksreakciju piemērus ar šķīdumiem, bet arī atsevišķi izrakstīt oksidētāja (CuO) un reducētāja (Fe) formulu.
Otrais piemērs ar OGE
Sniegsim vairāk redoksreakciju piemērus ar risinājumiem, ar kuriem var saskarties devītās klases skolēni, kuri par gala eksāmenu izvēlējušies ķīmiju.
Pieņemsim, ka vienādojumā ir ierosināts ievietot koeficientus:
Na+HCl=NaCl+H2.
Lai tiktu galā ar uzdevumu, vispirms ir svarīgi noteikt katras vienkāršas un sarežģītas vielas oksidācijas pakāpi. Nātrija un ūdeņraža gadījumā tie būs vienādi ar nulli, jo tās ir vienkāršas vielas.
Sālsskābē ūdeņradim ir pozitīvs oksidācijas stāvoklis, bet hloram - negatīvs. Pēc koeficientu sakārtošanas iegūstam reakciju ar koeficientiem.
Pirmais no vienotā valsts eksāmena
Kā papildināt redoksreakcijas? Piemēri ar risinājumiem, kas atrasti vienotajā valsts eksāmenā (11. klase), prasa aizpildīt nepilnības, kā arī ievietot koeficientus.
Piemēram, reakcija jāpapildina ar elektronisko svaru:
H 2 S+ HMnO 4 = S+ MnO 2 +…
Identificējiet reducētāju un oksidētāju ierosinātajā shēmā.
Kā iemācīties rakstīt redoksreakcijas? Paraugā tiek pieņemts, ka tiek izmantots īpašs algoritms.
Pirmkārt, visās vielās, kas norādītas atbilstoši problēmas apstākļiem, ir jāiestata oksidācijas pakāpes.
Tālāk jums jāanalizē, kura viela šajā procesā var kļūt par nezināmu produktu. Tā kā ir oksidētājs (savu lomu spēlē mangāns) un reducētājs (tā loma ir sēram), oksidācijas pakāpes vēlamajā produktā nemainās, tāpēc tas ir ūdens.
Apspriežot, kā pareizi atrisināt redoksreakcijas, mēs atzīmējam, ka nākamais solis būs elektronisku attiecību apkopošana:
Mn +7 ņem 3 e= Mn +4 ;
S -2 dod 2e= S 0 .
Mangāna katjons ir reducētājs, un sēra anjons ir tipisks oksidētājs. Tā kā mazākais reizinājums starp saņemtajiem un ziedotajiem elektroniem būs 6, mēs iegūstam koeficientus: 2, 3.
Pēdējais solis būs koeficientu ievietošana sākotnējā vienādojumā.
3H2S+2HMnO4=3S+2MnO2+4H2O.
Otrs OVR paraugs vienotajā valsts eksāmenā
Kā pareizi formulēt redoksreakcijas? Piemēri ar risinājumiem palīdzēs jums izstrādāt darbību algoritmu.
Reakcijā esošo nepilnību aizpildīšanai tiek ierosināts izmantot elektroniskā līdzsvara metodi:
PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…
Mēs sakārtojam visu elementu oksidācijas stāvokļus. Šajā procesā oksidējošās īpašības izpaužas mangānam, kas ir sastāva sastāvdaļa un reducētājam jābūt fosforam, mainot tā oksidācijas stāvokli uz pozitīvu fosforskābē.
Saskaņā ar izdarīto pieņēmumu iegūstam reakcijas shēmu, pēc tam sastādam elektronu bilances vienādojumu.
P -3 dod 8 e un pārvēršas par P +5;
Mn +7 paņem 3e, kļūstot par Mn +4.
LOC būs 24, tāpēc fosfora stereometriskajam koeficientam jābūt 3, bet mangānam -8.
Mēs ievietojam koeficientus iegūtajā procesā, mēs iegūstam:
3 PH 3 + 8 HMnO 4 = 8 MnO 2 + 4H 2 O + 3 H 3 PO 4.
Trešais piemērs no vienotā valsts eksāmena
Izmantojot elektronu-jonu līdzsvaru, jums ir jāizveido reakcija, jānorāda reducētājs un oksidētājs.
KMnO 4 + MnSO 4 +…= MnO 2 +…+ H2SO 4.
Saskaņā ar algoritmu mēs sakārtojam katra elementa oksidācijas pakāpes. Tālāk mēs nosakām tās vielas, kuras tiek izlaistas procesa labajā un kreisajā daļā. Šeit tiek dots reducētājs un oksidētājs, tāpēc trūkstošo savienojumu oksidācijas pakāpes nemainās. Zaudētais produkts būs ūdens, un izejas savienojums būs kālija sulfāts. Iegūstam reakcijas shēmu, kurai sastādīsim elektronisko bilanci.
Mn +2 -2 e= Mn +4 3 reducētājs;
Mn +7 +3e= Mn +4 2 oksidētājs.
Mēs ierakstām vienādojumā koeficientus, summējot mangāna atomus procesa labajā pusē, jo tas attiecas uz disproporcijas procesu.
2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O= 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4.
Secinājums
Redoksreakcijām ir īpaša nozīme dzīvo organismu funkcionēšanā. OVR piemēri ir puves, fermentācijas, nervu darbības, elpošanas un vielmaiņas procesi.
Oksidēšana un reducēšana ir aktuāla metalurģijas un ķīmiskajā rūpniecībā, pateicoties šādiem procesiem, ir iespējams atjaunot metālus no to savienojumiem, aizsargāt tos no ķīmiskās korozijas un apstrādāt.
Lai apkopotu redoksprocesu organiskajās vielās, ir jāizmanto noteikts darbību algoritms. Pirmkārt, piedāvātajā shēmā tiek iestatīti oksidācijas stāvokļi, pēc tam tiek noteikti tie elementi, kas palielināja (samazina) indikatoru, un tiek reģistrēts elektroniskais līdzsvars.
Ja sekojat iepriekš ieteiktajai darbību secībai, varat viegli tikt galā ar testos piedāvātajiem uzdevumiem.
Papildus elektroniskā bilances metodei koeficientu sakārtošana iespējama arī, sastādot pusreakcijas.
Krievijas Federācijas Izglītības un zinātnes ministrija
Federālā valsts budžeta augstākās profesionālās izglītības iestāde
"Sibīrijas Valsts rūpniecības universitāte"
Vispārējās un analītiskās ķīmijas katedra
Redoksreakcijas
Laboratorijas un praktisko vingrinājumu veikšanas vadlīnijas
disciplīnās "Ķīmija", "Neorganiskā ķīmija",
"Vispārējā un neorganiskā ķīmija"
Novokuzņecka
UDC 544.3(07)
Recenzents
Ķīmijas zinātņu kandidāts, asociētais profesors,
galvu Fizikālās ķīmijas katedra un TMP SibSIU
A.I. Poševņeva
O-504 Redoksreakcijas: metode. dekrēts. / Sib. Valsts rūpnieciski Universitāte; sast. : P.G. Permjakovs, R.M. Belkina, S.V. Zentsova. – Novokuzņecka: Izdevniecība. centrs SibGIU 2012. – 41 lpp.
Sniegta teorētiskā informācija un problēmu risināšanas piemēri par tēmu “Oksidācijas-reducēšanās reakcijas” disciplīnās “Ķīmija”, “Neorganiskā ķīmija”, “Vispārīgā un neorganiskā ķīmija”. Tiek prezentēti laboratorijas darbi un autoru kolektīva izstrādātie jautājumi paškontrolei, kontroles un pārbaudes uzdevumi kontroles un patstāvīgā darba veikšanai.
Paredzēts visu apmācību jomu pirmā kursa studentiem.
Priekšvārds
Ķīmijas vadlīnijas ir sastādītas saskaņā ar augstskolu tehnisko jomu programmu, kas paredzēta patstāvīgā darba organizēšanai par tēmu “Oksidācijas-reducēšanās reakcijas” par mācību materiālu mācību stundās un ārpusstundu laikā.
Patstāvīgais darbs, apgūstot tēmu “Oksidācijas-reducēšanās reakcijas”, sastāv no vairākiem elementiem: teorētiskā materiāla apguves, kontroles un ieskaites uzdevumu izpildes saskaņā ar šo metodisko norādījumu un individuālajām konsultācijām ar skolotāju.
Patstāvīgā darba rezultātā nepieciešams apgūt pamatjēdzienus, definīcijas, jēdzienus un apgūt ķīmisko aprēķinu tehniku. Kontroles un testa uzdevumus jāsāk pildīt tikai pēc teorētiskā materiāla padziļinātas izpētes un teorētiskajā sadaļā sniegto tipisko uzdevumu piemēru rūpīgas analīzes.
Autori cer, ka vadlīnijas ļaus skolēniem ne tikai veiksmīgi apgūt piedāvāto materiālu par tēmu “Oksidācijas-reducēšanās reakcijas”, bet arī noderēs izglītības procesā, apgūstot disciplīnas “Ķīmija” un “Neorganiskā ķīmija” .
Redoksreakcijas Termini, definīcijas, jēdzieni
Redoksreakcijas- tās ir reakcijas, ko pavada elektronu pārnešana no viena atoma vai jona uz otru, citiem vārdiem sakot, tās ir reakcijas, kuru rezultātā mainās elementu oksidācijas pakāpes.
Oksidācijas stāvoklis ir savienojumā esošā elementa atoma lādiņš, ko aprēķina no nosacītā pieņēmuma, ka visas molekulas saites ir jonas.
Oksidācijas stāvokli parasti norāda ar arābu cipariem virs elementa simbola ar plusa vai mīnusa zīmi cipara priekšā. Piemēram, ja saite HCl molekulā ir jonu, tad ūdeņraža un hlora joni ar lādiņiem (+1) un (–1), tāpēc 
.
Izmantojot iepriekš minētos noteikumus, mēs aprēķinām hroma oksidācijas pakāpes K 2 Cr 2 O 7, hlora saturu NaClO, sēru H 2 SO 4, slāpekli NH 4 NO 2:
2 (+1) + 2 x + 7 (–2) = 0, x = +6;
+1 + x + (–2) = 0, x = +1;
2 (+1) + x + 4 (–2) = 0, x = +6;
x+4(+1)=+1, y + 2(–2) = –1,
x = –3, y = +3.
Oksidācija un reducēšana. Oksidācija ir elektronu zudums, kā rezultātā palielinās elementa oksidācijas pakāpe. Reducēšana ir elektronu pievienošana, kā rezultātā elementa oksidācijas pakāpe samazinās.
Oksidācijas un reducēšanas procesi ir cieši saistīti viens ar otru, jo ķīmiskā sistēma var atdot elektronus tikai tad, kad cita sistēma tos pievieno ( redokssistēma). Elektronu iegūšanas sistēma ( oksidētājs) pati tiek reducēta (pārveidojas par atbilstošo reducētāju), un elektronu donoru sistēma ( reducētājs), pats oksidējas (pārvēršas par attiecīgo oksidētāju).
1. piemērs. Apsveriet reakciju:
Reducētāja (kālija) atomu atdoto elektronu skaits ir vienāds ar elektronu skaitu, ko pievieno oksidētāja (hlora) molekulas. Tāpēc viena hlora molekula var oksidēt divus kālija atomus. Izlīdzinot saņemto un doto elektronu skaitu, iegūstam:
Uz tipiskiem oksidētājiem ietver:
Elementārās vielas – Cl 2, Br 2, F 2, I 2, O, O 2.
Savienojumi, kuros elementiem ir visaugstākais oksidācijas līmenis (noteikts pēc grupas numura) –
Katjoni H + un metālu joni visaugstākajā oksidācijas pakāpē - Sn 4+, Cu 2+, Fe 3+ utt.
Tipiskiem reducētājiem ietver:
Redox dualitāte.Savienojumi ar visaugstāko oksidācijas pakāpi, kas piemīt konkrētam elementam, var darboties tikai kā oksidētāji redoksreakcijās; elementa oksidācijas pakāpe šajā gadījumā var tikai samazināties. Savienojumi ar zemāko oksidācijas pakāpi gluži pretēji, var būt tikai reducētāji; šeit elementa oksidācijas pakāpe var tikai palielināties. Ja elements ir vidējā oksidācijas stāvoklī, tad tā atomi atkarībā no apstākļiem var pieņemt elektronus, darbojoties kā oksidētājs, vai nodot elektronus, darbojoties kā reducētājs.
Piemēram, slāpekļa oksidācijas pakāpe savienojumos svārstās no (– 3) līdz (+5) (1. attēls):
Tikai NH 3 , NH 4 OH
reducējošie līdzekļi
HNO3, HNO3 sāļi
tikai oksidētāji
Savienojumi ar vidējiem slāpekļa oksidācijas stāvokļiem var darboties kā oksidētāji, kas tiek reducēti līdz zemākiem oksidācijas pakāpēm, vai kā reducētāji, oksidējoties līdz augstākiem oksidācijas stāvokļiem.
1. attēls – slāpekļa oksidācijas pakāpes izmaiņas
Elektroniskā bilances metode Redoksreakciju izlīdzināšana sastāv no šāda noteikuma izpildes: visu reducējošo vielu daļiņu nodoto elektronu skaits vienmēr ir vienāds ar elektronu skaitu, kas attiecīgajā reakcijā ir pievienots visām oksidētāju daļiņām.
2. piemērs.
Ilustrēsim elektroniskā līdzsvara metodi, izmantojot piemēru par dzelzs oksidēšanu ar skābekli: 
.
Fe 0 – 3ē = Fe +3 – oksidācijas process;
O 2 + 4ē = 2O –2 – reducēšanās process.
Reducējošā aģenta sistēmā (oksidācijas procesa pusreakcija) dzelzs atoms atdod 3 elektronus (A pielikums).
Oksidēšanas sistēmā (reducēšanas procesa pusreakcija) katrs skābekļa atoms pieņem 2 elektronus – kopā 4 elektronus.
Divu skaitļu 3 un 4 mazākais kopīgais reizinājums ir 12. Tādējādi dzelzs atdod 12 elektronus un skābeklis pieņem 12 elektronus:
Koeficientus 4 un 3, kas rakstīti pa kreisi no pusreakcijām sistēmu summēšanas laikā, reizina ar visām pusreakciju sastāvdaļām. Kopējais vienādojums parāda cik daudz molekulu vai jonu jāparādās vienādojumā. Vienādojums ir pareizs, ja katra elementa atomu skaits abās vienādojuma pusēs ir vienāds.
Pusreakcijas metode izmanto, lai izlīdzinātu reakcijas, kas notiek elektrolītu šķīdumos. Šādos gadījumos reakcijās piedalās ne tikai oksidētājs un reducētājs, bet arī vides daļiņas: ūdens molekulas (H 2 O), H + un OH – joni. Šādām reakcijām pareizāk ir izmantot elektronu jonu sistēmas (pusreakcijas). Veidojot pusreakcijas ūdens šķīdumos, nepieciešamības gadījumā, ņemot vērā reakcijas vidi, tiek ievadītas H 2 O molekulas un H + vai OH – joni. Vāji elektrolīti, slikti šķīstoši (B pielikums) un gāzveida savienojumi jonu sistēmās ir rakstīti molekulārā formā (C pielikums).
Apskatīsim kā piemērus kālija sulfāta un kālija permanganāta mijiedarbību skābā un sārmainā vidē.
3. piemērs. Reakcija starp kālija sulfātu un kālija permanganātu skābā vidē:
Noteiksim elementu oksidācijas pakāpes izmaiņas un norādīsim tās vienādojumā. Mangāna augstākais oksidācijas līmenis (+7) KMnO 4 norāda, ka KMnO 4 ir oksidētājs. Sēram K 2 SO 3 savienojumā ir oksidācijas pakāpe (+4) – tā ir reducēta forma attiecībā pret sēru (+6) K 2 SO 4 savienojumā. Tādējādi K 2 SO 3 ir reducētājs. Reāli joni, kas satur elementus, kas maina oksidācijas stāvokli, un to sākotnējās pusreakcijas izpaužas šādā formā:
Turpmāko darbību mērķis ir šajās pusreakcijās ievietot vienādības zīmes, nevis bultas, kas atspoguļo iespējamo reakcijas virzienu. To var izdarīt, ja elementu veidi, to atomu skaits un visu daļiņu kopējais lādiņš sakrīt katras pusreakcijas kreisajā un labajā daļā. Lai to panāktu, tiek izmantoti papildu barotnes joni vai molekulas. Parasti tie ir H + joni, OH - un ūdens molekulas. Pusreakcija 
mangāna atomu skaits ir vienāds, bet skābekļa atomu skaits nav vienāds, tāpēc pusreakcijas labajā pusē ievadām četras ūdens molekulas: . Līdzīgu darbību veikšana (skābekļa izlīdzināšana) sistēmā 
, saņemam 
. Ūdeņraža atomi parādījās abās pusreakcijās. To skaits tiek izlīdzināts ar atbilstošu saskaitījumu vienādojumu vienādojumu vienādojumu ūdeņraža jonu otrā daļā.
Tagad visi elementi, kas iekļauti pusreakcijas vienādojumos, ir izlīdzināti. Atliek izlīdzināt daļiņu lādiņus. Pirmās pusreakcijas labajā pusē visu lādiņu summa ir +2, savukārt kreisajā pusē lādiņš ir +7. Lādiņu vienādība tiek panākta, vienādojuma kreisajai pusei pievienojot piecus negatīvus lādiņus elektronu veidā (+5 ē). Tāpat otrās pusreakcijas vienādojumā no kreisās puses ir jāatņem 2 ē. Tagad abu pusreakciju vienādojumos varam likt vienādības zīmes:
-atveseļošanās process;
- oksidācijas process.
Apskatāmajā piemērā reducēšanas procesā pieņemto elektronu skaita attiecība pret oksidācijas laikā izdalīto elektronu skaitu ir vienāda ar 5 ׃ 2. Lai iegūtu kopējo reakcijas vienādojumu, ir jāņem vērā šī attiecība summējot reducēšanas un oksidācijas procesu vienādojumus - reducēšanas vienādojumu reiziniet ar 2, bet oksidācijas vienādojumu - ar 5.
Reizinot koeficientus ar visiem pusreakcijas vienādojumu dalībniekiem un summējot tikai to labo un tikai kreiso pusi, iegūstam galīgo reakcijas vienādojumu jonu molekulārā formā:
Samazinot līdzīgus vārdus, atņemot vienādu skaitu H + jonu un H 2 O molekulu, iegūstam:
Kopējais jonu vienādojums ir uzrakstīts pareizi, pastāv atbilstība starp barotni un molekulāro. Iegūtos koeficientus pārnesam uz molekulāro vienādojumu:
4. piemērs. Reakcijas starp kālija sulfātu un kālija permanganātu sārmainā vidē:
Nosakām oksidācijas pakāpi elementiem, kas maina oksidācijas pakāpi (Mn +7 → Mn +6, S +4 → S +6). Reāli joni, kas ietver šos elementus ( 
,
). Oksidācijas un reducēšanas procesi (pusreakcijas):
2
- atveseļošanās process
1 – oksidācijas process
Kopsavilkuma vienādojums:
Kopējā jonu vienādojumā ir vides atbilstība. Mēs pārnesam koeficientus uz molekulāro vienādojumu:
Oksidācijas-reducēšanas reakcijas ir sadalītas šādos veidos:
starpmolekulārā oksidēšanās-reducēšana;
pašoksidācija-pašdziedināšanās (disproporcija);
intramolekulārā oksidēšana - reducēšana.
Starpmolekulārās oksidācijas-reducēšanas reakcijas - tās ir reakcijas, kad oksidētājs atrodas vienā molekulā, bet reducētājs atrodas citā.
5. piemērs. Dzelzs hidroksīdam oksidējoties mitrā vidē, notiek šāda reakcija:
4Fe(OH) 2 + OH – – 1ē = Fe(OH) 3 – oksidācijas process;
1 O 2 + 2H 2 O + 4ē = 4OH – – reducēšanās process.
Lai elektronu jonu sistēmas būtu pareizi uzrakstītas, ir jāpārbauda: pusreakciju kreisajā un labajā daļā jābūt vienādam elementu atomu skaitam un lādiņam. Pēc tam, izlīdzinot pieņemto un nodoto elektronu skaitu, mēs apkopojam pusreakcijas:
4Fe(OH)2 + 4OH – + O2 +2H2O = 4Fe(OH)3 + 4OH –
4Fe(OH)2 + O2 +2H2O = 4Fe(OH)3
Autoksidācijas-pašatveseļošanās reakcijas (disproporcijas reakcijas) - tās ir reakcijas, kuru laikā daļa no kopējā elementa daudzuma tiek oksidēta, bet otra daļa tiek reducēta, raksturīgi elementiem ar vidēju oksidācijas pakāpi.
6. piemērs. Hloram reaģējot ar ūdeni, tiek iegūts sālsskābes un hipohlorskābes (HClO) maisījums:
Šeit hlors tiek oksidēts un reducēts:
1Cl 2 + 2H 2 O – 2ē = 2HClO +2H + – oksidācijas process;
1 Cl 2 + 2ē = 2Cl – – reducēšanās process.
2Cl 2 + 2H 2 O = 2HClO + 2HCl
7. piemērs . Slāpekļskābes disproporcija:
Šajā gadījumā notiek oksidēšana un reducēšana 
satur HNO2:
Kopsavilkuma vienādojums:
HNO 2 + 2HNO 2 + H 2 O + 2H + = NO 
+ 3H + + 2NO + 2H 2O
3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O
Intramolekulārās oksidācijas-reducēšanas reakcijas ir process, kurā viens molekulas komponents kalpo kā oksidētājs, bet otrs kā reducētājs. Intramolekulārās oksidācijas-reducēšanas piemēri ietver daudzus termiskās disociācijas procesus.
8. piemērs. NH 4 NO 2 termiskā disociācija:
Šeit jons ir NH 
ir oksidēts, un NO jons 
tiek reducēts līdz brīvam slāpeklim:
12NH 
– 6 ē = N2 + 8H+
12NĒ 
+ 8Н + + 6 ē = N 2 + 4H 2 O
2NH 
+2NĒ 
+ 8H+ = N2 + 8H+ + N2 + 4H2O
2NH4NO2 = 2N2 + 4H2O
9. piemērs . Amonija dihromāta sadalīšanās reakcija:
12NH 
– 6 ē = N2 + 8H+
1 Kr 2 O 
+ 8Н + + 6 ē = Cr 2 O 3 + 4H 2 O
2NH 
+ Cr 2 O 
+ 8H + = N2 + 8H + + Cr2O3 + 4H2O
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O
Redoksreakcijas, kurās iesaistīti vairāk nekā divi elementi, kas maina oksidācijas stāvokli.
10. piemērs. Piemērs ir dzelzs sulfīda reakcija ar slāpekļskābi, kur reakcijas laikā trīs elementi (Fe, S, N) maina oksidācijas pakāpi:
FeS 2 + HNO 3 
Fe 2 (SO 4) 3 + NO + ...
Vienādojums nav pilnībā uzrakstīts, un elektronu jonu sistēmu izmantošana (pusreakcijas) ļaus mums pabeigt vienādojumu. Ņemot vērā reakcijā iesaistīto elementu oksidācijas pakāpi, mēs nosakām, ka FeS 2 oksidējas divi elementi (Fe, S), un oksidētājs ir 
(
), kas ir samazināts līdz NO:
S –1 → 
(
)
Mēs rakstām FeS 2 oksidācijas pusreakciju:
FeS 2 → Fe 3++ 
Divu Fe 3+ jonu klātbūtne Fe 2 (SO 4) 3 liecina par dzelzs atomu skaita dubultošanu, turpinot rakstot pusreakciju:
2FeS 2 → 2Fe 3+ + 4 
Tajā pašā laikā mēs izlīdzinām sēra un skābekļa atomu skaitu, iegūstam:
2FeS2 + 16H2O → 2Fe 3+ + 4 
.
32 ūdeņraža atomi, vienādojuma kreisajā pusē ievadot 16 H 2 O molekulas, mēs izlīdzinām, vienādojuma labajā pusē pievienojot ekvivalentu ūdeņraža jonu skaitu (32 H +):
2FeS2 + 16H2O → 2Fe 3+ + 4 
+ 32H+
Lādiņa vienādojuma labajā pusē ir +30. Lai kreisajā pusē būtu tas pats (+30), ir jāatņem 30 ē:
1 2FeS 2 + 16Н 2 O – 30 ē = 2Fe 3+ + 4 
+ 32H + – oksidēšana;
10 NĒ 
+ 4Н + + 3 ē = NO + 2H 2 O – samazināšana.
2FeS 2 +16Н 2 O+10NO 
+40H+ = 2Fe3++4 
+ 32Н + + 10NO + 20H2O
2FeS 2 +10НNO 3 + 30Н + = Fe 2 (SO 4) 3 + 10NO + 
+ 32Н + + 4H 2O
H2SO4 +30H+
Mēs samazinām abas vienādojuma puses par tādu pašu jonu skaitu (30 H +), izmantojot atņemšanas metodi un iegūstam:
2FeS2 +10HNO3 = Fe2(SO4)3 + 10NO + H2SO4 + 4H2O
Redoksreakciju enerģija . Jebkura procesa spontānas rašanās nosacījums, ieskaitot redoksreakciju, ir nevienlīdzība ∆G< 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:
∆G = –n·F·ε,
kur n ir elektronu skaits, ko reducētājs pārnes uz oksidētāju elementārā oksidācijas-reducēšanas darbībā;
F – Faradeja skaitlis;
ε – redoksreakcijas elektromotora spēks (EMF).
Redoksreakcijas elektromotora spēku nosaka potenciālā starpība starp oksidētāju un reducētāju:
ε = E ok – E in,
Standarta apstākļos:
ε ° = E ° labi – E ° collas.
Tātad, ja procesa spontānas rašanās nosacījums ir nevienlīdzība ∆G °< 0, то это возможно, когда n·F·ε ° >0. Ja n un F ir pozitīvi skaitļi, tad ir nepieciešams, lai ε ° > 0, un tas ir iespējams, ja E ° ok > E ° in. No tā izriet, ka spontānas redoksreakcijas rašanās nosacījums ir nevienlīdzība E ° ok > E ° in.
11. piemērs. Nosakiet redoksreakcijas iespējamību:
Nosakot oksidācijas pakāpi elementiem, kas maina oksidācijas pakāpi, mēs pierakstām oksidētāja un reducētāja pusreakcijas, norādot to potenciālu:
Сu – 2ē = Сu 2+ Е ° в = +0,34 V
2H + + 2ē = H 2 E ° ok = 0,0 V
Pēc pusreakcijām ir skaidrs, ka E° ir ok< Е ° в, это говорит о том, что рассматриваемый процесс термодинамически невозможен (∆G ° >0). Šī reakcija ir iespējama tikai pretējā virzienā, kurai ∆G °< 0.
12. piemērs. Aprēķiniet Gibsa enerģiju un līdzsvara konstanti kālija permanganāta reducēšanai ar dzelzs (II) sulfātu.
Oksidētāja un reducētāja pusreakcijas:
2 E ° ok = +1,52V
5 2Fe 2+ – 2 ē = 2Fe 3+ E ° in = +0,77 V
∆G ° = –n·F·ε ° = –n·F(E ° labi – E ° iekšā),
kur n = 10, tā kā reducētājs atdod 10 e, oksidētājs elementārajā oksidēšanās-reducēšanas aktā pieņem 10 e.
∆G ° = –10·69500 (1,52–0,77) = –725 000 J,
∆G ° = –725 kJ.
Ņemot vērā, ka Gibsa enerģijas standarta izmaiņas ir saistītas ar tās līdzsvara konstanti (K c) ar attiecību:
∆G ° = –RTlnК s vai n·F·ε = RTlnК s,
kur R = 8,31 J mol –1 K –1,
F 
96500 C mol –1, T = 298 K.
Šīs reakcijas līdzsvara konstanti mēs nosakām, vienādojumā ievietojot nemainīgas vērtības, pārvēršot naturālo logaritmu decimāldaļā:
Kc = 10 127.
Iegūtie dati liecina, ka aplūkotā kālija permanganāta reducēšanās reakcija ir reaktīva (∆G ° = – 725 kJ), process norit no kreisās puses uz labo un praktiski neatgriezenisks (K c = 10,127).