Oksidasjonsreduksjonsreaksjoner som oppstår i nærvær av hydrogenperoksid (vandig løsning av hydrogenperoksid - H2O2 (aq)) utgjør et spesielt tilfelle som må analyseres separat, hovedsakelig når det gjelder balansen. Dette er fordi oksygene i hydrogenperoksid, som har Nox lik -1, enten kan oksidere eller redusere.
La oss for eksempel se på to tilfeller der den oppfører seg først som et oksidasjonsmiddel (reduksjonsmiddel) og deretter som et reduseringsmiddel (oksiderende):
- oksidasjonsmiddel: hver gang hydrogenperoksid reduseres og fungerer som et oksidasjonsmiddel, genererer det vann som et produkt.
Hvis vi tilfører en hydrogenperoksydløsning til en løsning som inneholder jodidioner (I-) i et surt medium, vil vi ha:
H2O2 (aq) + Jeg-(her) + H+(her) → H2O(1) + Jeg2 (r)
Se at det dannes vann og jod. Men for å sjekke om hydrogenperoksidet faktisk fungerte som et oksidasjonsmiddel og redusert, må du observere bestemmelsen av oksidasjonstallene (NOx): *
Oksygen Nox av hydrogenperoksid redusert fra -1 til -2, gitt at den mottok 1 elektron. Da vi imidlertid har to oksygener i hvert hydrogenperoksydmolekyl (H
2O2), vil Nox-variasjonen være lik 2.Så, som vist i teksten “Redox balansering”, Et nødvendig skritt for å balansere reaksjonene ved redoks-metoden, er å invertere verdiene til Nox-variasjonene med koeffisientene, i dette tilfellet, som følger:
* H2O2 = 2 (oxNox) = 2 → 2 vil være koeffisienten til jeg-;
* JEG-= ∆Nox = 1 → 1 vil være koeffisienten til H2O2.
Dermed har vi:
1 time2O2 (aq) + 2 jeg-(her) + H+(her) → H2O(1) + Jeg2 (r)
Å treffe de andre koeffisientene ved å balansere etter forsøk:
- Siden det er to oksygenatomer i det første medlemmet, må vannkoeffisienten i det andre elementet være lik 2. Og siden det også er to jodidioner i det første medlemmet, vil jodkoeffisienten i det andre medlemmet være 1. Ikke glem at vi må multiplisere indeksen med koeffisienten for å finne riktig mengde atomer og ioner i hvert medlem:
1 time2O2 (aq) + 2 jeg-(her) + H+(her) → 2 H2O(1) + 1 jeg2 (r)
Ikke stopp nå... Det er mer etter annonseringen;)
- Nå gjenstår det bare å balansere hydrogenkationen til det første medlemmet, og koeffisienten må være lik 2, fordi det i det andre medlemmet har 4 hydrogener og i det første medlemmet har det allerede to:
1 time2O2 (aq) + 2 jeg-(her) +2 H+(her) → 2 H2O(1) + 1 jeg2 (r)
- reduksjonsmiddel: når hydrogenperoksid oksyderer, fungerer det som et reduksjonsmiddel, genererer det oksygen (O2) som et produkt.
Et eksempel der hydrogenperoksid reduseres er når det kommer i kontakt med kaliumpermanganat (KMnO4). Dette stoffet har en veldig karakteristisk fiolett farge, men når det kommer i kontakt med hydrogenperoksid blir det fargeløst. Dette er fordi alt mangan som er tilstede i MnO-ionet4- av permanganatløsningen reduseres, noe som gir Mn-ionet2+, som vist under:
+1 -1 +7 -2 +1 0 +2 +1 -2
H2O2 + MnO4-+ H+ →2 + Mn2++ H2O
Når vi beregner Nox, ser vi at oksygenet i hydrogenperoksid faktisk oksyderer og forårsaker reduksjon av mangan:
Som i forrige eksempel vil ∆Nox av hydrogenperoksid være lik 2, da det er to oksygener og hver mister et elektron. Derfor har vi:
* O2 = 2 (oxNox) = 2 → 2 vil være koeffisienten til MnO4-;
* MnO4- = ∆Nox = 5 → 5 vil være koeffisienten til O2.
Og som alle O2 kommer fra hydrogenperoksid, de to stoffene har samme koeffisient:
5 H2O2 + 2MnO4-+ H+ → 5 O2 + Mn2++ H2O
Balansering etter prøvemetoden har vi:
5 timer2O2 + 2 MnO4-+ 6 H+ → 5 O2 + 2 Mn2++ 8 H2O
* For spørsmål om hvordan du beregner oksidasjonsnummeret (Nox) for atomer og ioner i en reaksjon, kan du lese teksten "Bestemmelse av oksidasjonsnummeret (Nox)".
Av Jennifer Fogaça
Uteksamen i kjemi
Vil du referere til denne teksten i et skole- eller akademisk arbeid? Se:
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Oksidasjonsreduksjonsreaksjoner som involverer hydrogenperoksid"; Brasilskolen. Tilgjengelig i: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/reacoes-oxirreducao-envolvendo-agua-oxigenada.htm. Tilgang 28. juni 2021.
