Disproporționare

Versiunea actuală a paginii nu a fost încă revizuită de colaboratori experimentați și poate diferi semnificativ de versiunea revizuită pe 28 octombrie 2016; verificările necesită 2 modificări .

Disproporționarea (dismutația) este o reacție chimică în care același element acționează atât ca agent oxidant, cât și ca agent reducător , iar în urma reacției se formează compuși care conțin același element în diferite stări de oxidare .

Un exemplu este reacția interacțiunii oxidului nitric (IV) cu apa:

2{\stackrel {+4}{{\mbox{N}}}}{\mbox{O}}_{{2}}+{\mbox{H}}{_{2}}{\mbox{O }}~\leftrightarrows ~{{\mbox{H}}}{\stackrel {+5}{{\mbox{N}}}}{\mbox{O}}_{{3}}+{{\mbox {H}}}{\stackrel {+3}{{\mbox{N}}}}{\mbox{O}}_{{2}}

sau reacția de descompunere a cloratului de potasiu :

4{{\mbox{K}}}{\stackrel {+5}{{\mbox{Cl}}}}{\mbox{O}}_{{3}}~{\stackrel {t^{\circ }}{\rightarrow }}~{{\mbox{K}}}{\stackrel {-1}{{\mbox{Cl}}}}+3{{\mbox{K}}}{\stackrel {+ 7}{{\mbox{Cl)))){\mbox{O}}_{{4}}

Unele reacții de disproporționare au loc numai la un anumit pH al mediului. De exemplu, iodul, ca și sulful, este disproporționat numai într-un mediu alcalin:

3{{\stackrel {0}{{\mbox{I}}}}}_{{2}}+6{\mbox{OH}}^{{{}-{}}}~\rightarrow ~{5 }{\stackrel {-1}{{\mbox{I}}}}{}^{{{}-{}}}+{}{\stackrel {+5}{{\mbox{I}}}} {\mbox{O}}_{{3}}^{{{}-{}}}+{3}{{\mbox{H}}_{{2}}}{\mbox{O}}

Reacția de disproporționare este inversul reacției de coproporționare . Pentru a înțelege în ce condiții este posibilă o reacție de disproporționare, puteți folosi diagrama Frost , diagrama Pourbaix sau tabelul potențialelor redox.

Link -uri

DISPROPORȚIONARE / Enciclopedie chimică
[unu]