Qeyri-üzvi və üzvi kimyada kimyəvi reaksiyaların təsnifatı. Redoks reaksiyaları və atomların oksidləşmə vəziyyətini dəyişmədən baş verən reaksiyalar Atomların oksidləşmə vəziyyətini dəyişdirmədən baş verən reaksiyalar

Oksidləşmə-reduksiya reaksiyaları (ORR) - elektronların bir atomdan digərinə keçməsi nəticəsində reaksiya verən maddələri təşkil edən atomların oksidləşmə vəziyyətinin dəyişməsi ilə baş verən reaksiyalar.

Oksidləşmə vəziyyəti – molekulun yalnız ionlardan ibarət olduğu fərziyyəsi əsasında hesablanan molekuldakı atomun formal yükü.

Mürəkkəbdə ən çox elektronmənfi elementlərin mənfi oksidləşmə dərəcələri, aşağı elektronmənfiliyi olan elementlərin atomları isə müsbət oksidləşmə dərəcələrinə malikdir.

Oksidləşmə vəziyyəti formal anlayışdır; bəzi hallarda oksidləşmə vəziyyəti valentliklə üst-üstə düşmür.

Məsələn: N 2 H 4 (hidrazin)

azotun oksidləşmə dərəcəsi – -2; azot valentliyi - 3.

Oksidləşmə vəziyyətinin hesablanması

Elementin oksidləşmə vəziyyətini hesablamaq üçün aşağıdakı müddəaları nəzərə almaq lazımdır:

1. Sadə maddələrdə atomların oksidləşmə dərəcələri sıfıra bərabərdir (Na 0; H 2 0).

2. Molekulu təşkil edən bütün atomların oksidləşmə dərəcələrinin cəbri cəmi həmişə sıfıra bərabərdir və kompleks ionda bu cəm ion yükünə bərabərdir.

3. Atomlar sabit oksidləşmə vəziyyətinə malikdirlər: qələvi metallar (+1), qələvi torpaq metalları (+2), hidrogen (+1) (hidridlər NaH, CaH 2 və s. istisna olmaqla, burada hidrogenin oksidləşmə vəziyyəti - 1), oksigen (-2 ) (F 2 -1 O +2 və oksigenin oksidləşmə vəziyyətinin -1 olduğu –O–O– qrupunu olan peroksidlər istisna olmaqla).

4. Elementlər üçün müsbət oksidləşmə vəziyyəti dövri sistemin qrup nömrəsinə bərabər olan qiymətdən çox ola bilməz.

V 2 +5 O 5 -2; Na 2 +1 B 4 +3 O 7 -2; K +1 Cl +7 O 4 -2 ; N -3 H 3 +1; K 2 +1 H +1 P +5 O 4 -2; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2

Oksidləşmə vəziyyətində dəyişiklik olan və olmayan reaksiyalar

Kimyəvi reaksiyaların iki növü var:

A Elementlərin oksidləşmə vəziyyətinin dəyişmədiyi reaksiyalar:

Əlavə reaksiyaları: SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3

Parçalanma reaksiyaları: Cu(OH) 2  CuO + H 2 O

Mübadilə reaksiyaları: AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O

B Reaksiyaya girən birləşmələri təşkil edən elementlərin atomlarının oksidləşmə dərəcələrində dəyişiklik baş verən reaksiyalar:

2Mg 0 + O 2 0 2Mg +2 O -2

2KCl +5 O 3 -2 – t  2KCl -1 + 3O 2 0

2KI -1 + Cl 2 0 2KCl -1 + I 2 0

Mn +4 O 2 + 4HCl -1 Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O

Belə reaksiyalara redoks reaksiyaları deyilir .

Oksidləşmə, reduksiya

Redoks reaksiyalarında elektronlar bir atomdan, molekuldan və ya iondan digərinə keçir. Elektronların itirilməsi prosesi oksidləşmədir. Oksidləşmə zamanı oksidləşmə vəziyyəti artır:

H 2 0 − 2ē 2H +

S -2 − 2ē S 0

Al 0 − 3ē Al +3

Fe +2 − ē Fe +3

2Br - − 2ē Br 2 0

Elektronların əlavə edilməsi prosesi reduksiyadır. Reduksiya zamanı oksidləşmə vəziyyəti azalır.

Mn +4 + 2ē Mn +2

Сr +6 +3ē Cr +3

Cl 2 0 +2ē 2Cl -

O 2 0 + 4ē 2O -2

Müəyyən bir reaksiyada elektron qazanan atomlar və ya ionlar oksidləşdirici maddələr, elektron verənlər isə azaldıcı maddələrdir.

Maddənin redoks xassələri və onu təşkil edən atomların oksidləşmə vəziyyəti

Maksimum oksidləşmə vəziyyəti olan elementlərin atomlarını ehtiva edən birləşmələr yalnız bu atomlara görə oksidləşdirici maddələr ola bilər, çünki onlar artıq bütün valentlik elektronlarından imtina ediblər və yalnız elektronları qəbul edə bilirlər. Element atomunun maksimum oksidləşmə vəziyyəti elementin aid olduğu dövri cədvəldəki qrupun sayına bərabərdir. Minimum oksidləşmə vəziyyəti olan elementlərin atomlarını ehtiva edən birləşmələr yalnız azaldıcı maddələr kimi xidmət edə bilər, çünki onlar yalnız elektronları bağışlamağa qadirdirlər, çünki belə atomların xarici enerji səviyyəsi səkkiz elektronla tamamlanır. Metal atomlarının minimum oksidləşmə vəziyyəti 0, qeyri-metallar üçün - (n–8) (burada n dövri cədvəldəki qrupun sayıdır). Aralıq oksidləşmə vəziyyətinə malik elementlərin atomlarını ehtiva edən birləşmələr qarşılıqlı təsirdə olduqları tərəfdaşdan və reaksiya şəraitindən asılı olaraq həm oksidləşdirici, həm də reduksiyaedici ola bilər.

REDOX REAKSİYASI

Oksidləşmə vəziyyəti

Oksidləşmə vəziyyəti molekuldakı atomun nominal yüküdür, molekulun ionlardan ibarət olduğu və ümumiyyətlə elektrik cəhətdən neytral olduğu fərziyyəsi ilə hesablanır.

Bir birləşmədəki ən elektronmənfi elementlərin mənfi oksidləşmə dərəcələri, daha az elektronmənfiliyi olan elementlərin atomları isə müsbət oksidləşmə dərəcələrinə malikdir.

Oksidləşmə vəziyyəti formal anlayışdır; bəzi hallarda oksidləşmə vəziyyəti valentliklə üst-üstə düşmür.

Misal üçün:

N2H4 (hidrazin)

azotun oksidləşmə dərəcəsi – -2; azot valentliyi - 3.

Oksidləşmə vəziyyətinin hesablanması

Elementin oksidləşmə vəziyyətini hesablamaq üçün aşağıdakı müddəaları nəzərə almaq lazımdır:

1. Sadə maddələrdə atomların oksidləşmə dərəcələri sıfıra bərabərdir (Na 0; H2 0).

2. Molekulu təşkil edən bütün atomların oksidləşmə dərəcələrinin cəbri cəmi həmişə sıfıra bərabərdir və kompleks ionda bu cəm ion yükünə bərabərdir.

3. Atomlar sabit oksidləşmə vəziyyətinə malikdirlər: qələvi metallar (+1), qələvi torpaq metalları (+2), hidrogen (+1) (hidridlər NaH, CaH2 və s. istisna olmaqla, burada hidrogenin oksidləşmə vəziyyəti -1 olur. ), oksigen (-2) (F 2 -1 O +2 və oksigenin oksidləşmə vəziyyətinin -1 olduğu –O–O– qrupunu olan peroksidlər istisna olmaqla).

4. Elementlər üçün müsbət oksidləşmə vəziyyəti dövri sistemin qrup nömrəsinə bərabər olan qiymətdən çox ola bilməz.

Nümunələr:

V 2 +5 O 5 -2 ;Na 2 +1 B 4 +3 O 7 -2 ;K +1 Cl +7 O 4 -2 ;N -3 H 3 +1 ;K2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ;Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2

Oksidləşmə vəziyyətinin dəyişməsi ilə reaksiyalar

Kimyəvi reaksiyaların iki növü var:

AElementlərin oksidləşmə vəziyyətinin dəyişmədiyi reaksiyalar:

Əlavə reaksiyalar

BELƏ Kİ 2 +Na 2 O → Na 2 BELƏ Kİ 3

Parçalanma reaksiyaları

Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O

Mübadilə reaksiyaları

AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O

Reaksiyaya girən birləşmələri təşkil edən elementlərin atomlarının oksidləşmə dərəcələrində dəyişiklik baş verən reaksiyalar:

2Mg 0 + O 2 0 → 2Mg +2 O -2

2KCl +5 O 3 -2 →2KCl -1 + 3O 2 0

2KI -1 + Cl 2 0 → 2KCl -1 + I 2 0

Mn +4 O 2 + 4HCl -1 ® Mn +2 Cl 2 + Cl +1 2 0 + 2H 2 O

Belə reaksiyalara redoks reaksiyaları deyilir

Redoks reaksiyaları atomların oksidləşmə dərəcələrinin dəyişdiyi reaksiyalardır. Redoks reaksiyaları çox yaygındır. Bütün yanma reaksiyaları redoksdur.
Redoks reaksiyası bir-birindən ayrı baş verə bilməyən iki prosesdən ibarətdir. Oksidləşmə vəziyyətinin yüksəldilməsi prosesi oksidləşmə adlanır. Oksidləşmə ilə eyni vaxtda reduksiya baş verir, yəni oksidləşmə vəziyyətinin azalması prosesi.

Oksidləşmə, reduksiya

Müvafiq olaraq, redoks reaksiyalarında iki əsas iştirakçı var: oksidləşdirici agent və azaldıcı agent. Elektronların itirilməsi prosesi oksidləşmədir. Oksidləşmə zamanı oksidləşmə vəziyyəti artır. Reaksiya zamanı oksidləşdirici maddə oksidləşmə vəziyyətini azaldır və azalır. Burada oksidləşdirici kimyəvi elementlə oksidləşdirici maddəni fərqləndirmək lazımdır.

N +5 - oksidləşdirici; HN +5 O3 və NaN +5 O 3 - oksidləşdirici maddələr.
Azot turşusu və onun duzlarının güclü oksidləşdirici maddələr olduğunu söyləsək, bununla oksidləşdirici maddənin bütövlükdə bütün maddəni deyil, oksidləşmə vəziyyəti +5 olan azot atomlarını nəzərdə tuturuq.
Redoks reaksiyasının ikinci məcburi iştirakçısına reduksiya agenti deyilir. Elektronların əlavə edilməsi prosesi reduksiyadır. Reduksiya zamanı oksidləşmə vəziyyəti azalır.

Azaldıcı agent reaksiya zamanı oksidləşərək oksidləşmə sayını artırır. Oksidləşdirici maddə vəziyyətində olduğu kimi, reduksiya edən maddə ilə azaldan kimyəvi elementi ayırd etmək lazımdır. Aldehidin spirtə azaldılması reaksiyasını həyata keçirərkən, oksidləşmə vəziyyəti -1 olan yalnız hidrogeni götürə bilmərik, ancaq bir növ hidrid, tercihen litium alüminium hidrid götürürük.

N -1 - azaldıcı agent; NaH -1 və LiAlH -1 4 - azaldıcı maddələr.
Redoks reaksiyalarında elektronların reduksiyaedicidən oksidləşdirici agentə tam ötürülməsi olduqca nadirdir, çünki ion bağları olan birləşmələr azdır. Amma əmsalları təşkil edərkən, belə bir keçidin baş verdiyi fərziyyəsindən çıxış edirik. Bu, oksidləşdirici maddənin və reduksiyaedicinin düsturları qarşısında əsas əmsalları düzgün təyin etməyə imkan verir.
5H 2 SO 3 + 2KMnO 4 = 2H 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
S +4 – 2e → S +6 5 - azaldıcı maddə, oksidləşmə
Mn +7 + 5e → Mn +2 2 - oksidləşdirici, reduksiya

Müəyyən bir reaksiyada elektron qazanan atomlar və ya ionlar oksidləşdirici maddələr, elektron verənlər isə azaldıcı maddələrdir.

Maddənin redoks xassələri və onu təşkil edən atomların oksidləşmə vəziyyəti

Maksimum oksidləşmə vəziyyəti olan elementlərin atomlarını ehtiva edən birləşmələr yalnız bu atomlara görə oksidləşdirici maddələr ola bilər, çünki onlar artıq bütün valentlik elektronlarından imtina ediblər və yalnız elektronları qəbul edə bilirlər. Element atomunun maksimum oksidləşmə vəziyyəti elementin aid olduğu dövri cədvəldəki qrupun sayına bərabərdir. Minimum oksidləşmə vəziyyəti olan elementlərin atomlarını ehtiva edən birləşmələr yalnız azaldıcı maddələr kimi xidmət edə bilər, çünki onlar yalnız elektronları bağışlamağa qadirdirlər, çünki belə atomların xarici enerji səviyyəsi səkkiz elektronla tamamlanır. Metal atomları üçün minimum oksidləşmə vəziyyəti 0, qeyri-metallar üçün - (n–8) (burada n dövri cədvəldəki qrupun sayıdır). Aralıq oksidləşmə vəziyyətinə malik elementlərin atomlarını ehtiva edən birləşmələr qarşılıqlı təsirdə olduqları tərəfdaşdan və reaksiya şəraitindən asılı olaraq həm oksidləşdirici, həm də reduksiyaedici ola bilər.

Ən əhəmiyyətli reduksiya və oksidləşdirici maddələr

Reduktorlar:

metallar,

hidrogen,

kömür.

Karbon (II) monoksid (CO).

Hidrogen sulfid (H 2 S);

kükürd oksidi (IV) (SO 2);

kükürd turşusu H 2 SO 3 və onun duzları.

Hidrohal turşuları və onların duzları.

Aşağı oksidləşmə vəziyyətində olan metal kationları: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3.

azot turşusu HNO 2;

ammonyak NH 3;

hidrazin NH 2 NH 2;

azot oksidi (II) (NO).

Elektroliz zamanı katod.

Oksidləşdirici maddələr

Halogenlər.

kalium permanganat (KMnO 4);

kalium manqanat (K 2 MnO 4);

manqan (IV) oksidi (MnO 2).

Kalium dikromatı (K 2 Cr 2 O 7);

kalium xromatı (K 2 CrO 4).

Azot turşusu (HNO 3).

Kükürd turşusu (H 2 SO 4) kons.

Mis (II) oksidi (CuO);

qurğuşun (IV) oksidi (PbO 2);

gümüş oksidi (Ag 2 O);

hidrogen peroksid (H 2 O 2).

Dəmir (III) xlorid (FeCl 3).

Bertolet duzu (KClO 3).

Elektroliz zamanı anod.

Hər bir belə yarım reaksiya standart redoks potensialı E 0 (ölçü - volt, V) ilə xarakterizə olunur. E0 nə qədər böyükdürsə, oksidləşdirici maddə kimi oksidləşdirici forma bir o qədər güclü, reduksiyaedici forma isə bir o qədər zəifdir və əksinə.

Yarım reaksiya potensiallar üçün istinad nöqtəsi kimi qəbul edilir: 2H + + 2ē ® H 2, bunun üçün E 0 =0

Yarım reaksiyalar üçün M n+ + nē ® M 0, E 0 standart elektrod potensialı adlanır. Bu potensialın böyüklüyünə əsaslanaraq, metallar adətən bir sıra standart elektrod potensiallarına (bir sıra metal gərginliklərə) yerləşdirilir:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

Bir sıra streslər metalların kimyəvi xassələrini xarakterizə edir:

1. Gərginlik sırasında metal nə qədər sola doğru yerləşərsə, onun reduksiya qabiliyyəti bir o qədər güclüdür və məhluldakı ionunun oksidləşmə qabiliyyəti bir o qədər zəifdir (yəni elektronları bir o qədər asan verir (oksidləşir) və bir o qədər çətin olur. ionlarının elektronları yenidən birləşdirməsi üçün).

2. Hər bir metal duz məhlullarından onun sağındakı gərginlik sırasında olan metalları sıxışdırmağa qadirdir, yəni. sonrakı metalların ionlarını elektrik cəhətdən neytral atomlara azaldır, elektronlar verir və ionların özünə çevrilir.

3. Yalnız hidrogenin (H) solunda olan gərginlik seriyasında olan metallar onu turşu məhlullarından (məsələn, Zn, Fe, Pb, lakin Cu, Hg, Ag deyil) yerindən çıxarmağa qadirdir.

Galvanik hüceyrələr

Elektrolitlə doldurulmuş sifon vasitəsilə bir-biri ilə əlaqə saxlayan duzlarının məhlullarına batırılan hər iki metal bir qalvanik element əmələ gətirir. Məhlullara batırılmış metal plitələrə elementin elektrodları deyilir.

Elektrodların xarici uclarını (elementin qütblərini) məftillə birləşdirsəniz, elektronlar daha aşağı potensiala malik olan metaldan daha yüksək potensiala malik olan metala (məsələn, Zn-dən Pb). Elektronların getməsi məhluldakı metal və onun ionları arasında mövcud olan tarazlığı pozur və məhlula yeni sayda ionların keçməsinə səbəb olur - metal tədricən əriyir. Eyni zamanda, başqa metala keçən elektronlar məhluldakı ionları onun səthində boşaldır - metal məhluldan ayrılır. Oksidləşmənin baş verdiyi elektroda anod deyilir. Reduksiyanın baş verdiyi elektroda katod deyilir. Qurğuşun-sink hüceyrəsində sink elektrod anod, qurğuşun elektrod isə katoddur.

Beləliklə, qapalı qalvanik hüceyrədə bir-biri ilə birbaşa təmasda olmayan bir metal və başqa bir metalın duz məhlulu arasında qarşılıqlı təsir baş verir. Birinci metalın atomları elektronlardan imtina edərək ionlara, ikinci metalın ionları isə elektron əlavə edərək atomlara çevrilir. Birinci metal ikincini öz duzunun məhlulundan sıxışdırır. Məsələn, müvafiq olaraq Zn(NO 3) 2 və Pb (NO 3) 2 məhlullarına batırılmış sink və qurğuşundan ibarət qalvanik elementin işləməsi zamanı elektrodlarda aşağıdakı proseslər baş verir:

Zn – 2ē → Zn 2+

Pb 2+ + 2ē → Pb

Hər iki prosesi yekunlaşdıraraq, elementdə baş verən reaksiyanı ion şəklində ifadə edən Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+ tənliyini əldə edirik. Eyni reaksiya üçün molekulyar tənlik belə olardı:

Zn + Pb(NO 3) 2 → Pb + Zn(NO 3) 2

Qalvanik elementin elektromotor qüvvəsi onun iki elektrodu arasındakı potensial fərqə bərabərdir. Onu təyin edərkən, daha kiçik olan həmişə böyük potensialdan çıxarılır. Məsələn, nəzərdən keçirilən elementin elektromotor qüvvəsi (EMF) bərabərdir:

E.m.f. =	-0,13		(-0,76)	0.63v
	E Pb		E Zn

Metalların ion konsentrasiyası 1 q-ion/l olan məhlullara batırılması şərti ilə bu qiymətə malik olacaqdır. Məhlulların digər konsentrasiyalarında elektrod potensialının dəyərləri bir qədər fərqli olacaqdır. Onları düsturla hesablamaq olar:

E = E 0 + (0,058/n) logC

burada E istənilən metal potensialıdır (voltla)

E 0 - onun normal potensialı

n - metal ionlarının valentliyi

C - məhlulda ionların konsentrasiyası (g-ion/l)

Misal

0,1 M-lik Zn(NO 3) 2 məhluluna batırılmış sink elektrod və 2 M-lik Pb(NO 3) 2 məhluluna batırılmış qurğuşun elektroddan əmələ gələn elementin (EMF) elektromotor qüvvəsini tapın.

Həll

Sink elektrodunun potensialını hesablayırıq:

E Zn = -0,76 + (0,058 / 2) log 0,1 = -0,76 + 0,029 (-1) = -0,79 v

Qurğuşun elektrodunun potensialını hesablayırıq:

E Pb = -0,13 + (0,058 / 2) log 2 = -0,13 + 0,029 0,3010 = -0,12 v

Elementin elektromotor qüvvəsini tapın:

E.m.f. = -0,12 – (-0,79) = 0,67 v

Elektroliz

Elektroliz Maddənin elektrik cərəyanı ilə parçalanması prosesi deyilir.

Elektrolizin mahiyyəti ondan ibarətdir ki, elektrolit məhlulundan (və ya ərimiş elektrolitdən) cərəyan keçirildikdə müsbət yüklü ionlar katoda, mənfi yüklü ionlar isə anoda keçir. Elektrodlara çatdıqdan sonra ionlar boşaldılır, bunun nəticəsində həll edilmiş elektrolitin komponentləri və ya hidrogen və sudan oksigen elektrodlarda sərbəst buraxılır.

Müxtəlif ionları neytral atomlara və ya atom qruplarına çevirmək üçün müxtəlif gərginlikli elektrik cərəyanı tələb olunur. Bəzi ionlar yüklərini daha asan itirir, bəziləri isə daha çətin olur. Metal ionlarının boşaldılması (elektron qazanması) asanlıq dərəcəsi metalların gərginlik seriyasındakı mövqeyi ilə müəyyən edilir. Bir metal gərginlik seriyasında nə qədər sola doğru olarsa, onun mənfi potensialı (və ya daha az müsbət potensial) nə qədər böyükdürsə, başqa şeylər bərabər olduqda, onun ionlarının boşaldılması bir o qədər çətindir (Au 3+, Ag + ionları ən asandır). boşaltmaq; ən çətinləri Li +, Rb +, K +).

Əgər məhlulda eyni vaxtda bir neçə metalın ionları varsa, onda ilk növbədə daha aşağı mənfi potensiala (və ya daha yüksək müsbət potensiala) malik olan metalın ionları boşaldılır. Məsələn, metal mis əvvəlcə Zn 2+ və Cu 2+ ionları olan məhluldan ayrılır. Lakin metalın potensialının böyüklüyü onun məhluldakı ionlarının konsentrasiyasından da asılıdır; hər bir metalın ionlarının boşaldılması asanlığı da onların konsentrasiyasından asılı olaraq dəyişir: konsentrasiyanın artması ionların boşalmasını asanlaşdırır, azalma isə çətinləşdirir. Buna görə də, bir neçə metalın ionları olan məhlulun elektrolizi zamanı daha aktiv bir metalın ayrılması daha az aktiv olanın ayrılmasından daha tez baş verə bilər (əgər birinci metalın ionlarının konsentrasiyası əhəmiyyətli olarsa və ikincinin konsentrasiyası çox azdır).

Duzların sulu məhlullarında duz ionlarına əlavə olaraq həmişə su ionları (H + və OH -) olur. Bunlardan hidrogen ionları gərginlik seriyasında hidrogendən əvvəlki bütün metalların ionlarından daha asan boşaldılacaq. Lakin ən aktiv metalların duzları istisna olmaqla, bütün duzların elektrolizi zamanı hidrogen ionlarının cüzi konsentrasiyası səbəbindən katodda hidrogen deyil, metal ayrılır. Yalnız alüminium daxil olmaqla natrium, kalsium və digər metalların duzlarının elektrolizi zamanı hidrogen ionları boşaldılır və hidrogen ayrılır.

Anodda ya turşu qalıqlarının ionları, ya da suyun hidroksil ionları boşaldıla bilər. Turşu qalıqlarının ionlarında oksigen yoxdursa (Cl -, S 2-, CN - və s.), Deməli, yüklərini daha çətin itirən hidroksillər deyil, ümumiyyətlə bu ionlar boşaldılır və Cl 2, S və s. anodda buraxılır .d. Əksinə, oksigen tərkibli turşunun duzu və ya turşunun özü elektrolizdən keçirsə, oksigen qalıqlarının ionları deyil, hidroksil ionları boşaldılır. Hidroksil ionlarının boşaldılması zamanı yaranan neytral OH qrupları dərhal tənliyə uyğun olaraq parçalanır:

4OH → 2H2O + O2

Nəticədə anodda oksigen buraxılır.

Nikel xlorid məhlulunun NiCl 2 elektrolizi

Məhlulda Ni 2+ və Cl - ionları, həmçinin H + və OH - ionları cüzi konsentrasiyalarda olur. Cərəyan keçdikdə Ni 2+ ionları katoda, Cl - ionları isə anoda keçir. Katoddan iki elektron alaraq Ni 2+ ionları məhluldan ayrılan neytral atomlara çevrilir. Katod tədricən nikellə örtülmüşdür.

Anoda çatan xlor ionları ona elektron verir və cüt-cüt birləşdikdə xlor molekullarını əmələ gətirən xlor atomlarına çevrilir. Anodda xlor buraxılır.

Beləliklə, katodda var bərpa prosesi, anodda - oksidləşmə prosesi.

Kalium yodid məhlulunun elektrolizi KI

Kalium yodid K + və I - ionları şəklində məhluldadır. Cərəyan keçdikdə K + ionları katoda, I - ionları anoda keçir. Lakin gərginlik silsiləsində kalium hidrogenin çox solunda yerləşdiyi üçün katodda atılan kalium ionları deyil, suyun hidrogen ionları atılır. Bu halda əmələ gələn hidrogen atomları H 2 molekullarına birləşir və beləliklə, hidrogen katodda sərbəst buraxılır.

Hidrogen ionları boşaldıqca getdikcə daha çox su molekulu dissosiasiya olunur, nəticədə katodda hidroksil ionları (su molekulundan ayrılır), həmçinin davamlı olaraq katodda hərəkət edən K + ionları toplanır. KOH məhlulu əmələ gəlir.

Anodda yod buraxılır, çünki I - ionları suyun hidroksil ionlarından daha asan boşaldılır.

Kalium sulfat məhlulunun elektrolizi

Məhlulda sudan K + ionları, SO 4 2- və H + və OH - ionları var. K + ionları H + ionlarından və SO 4 2- ionları OH - ionlarından daha çətin boşaldıldığı üçün elektrik cərəyanı keçdikdə katodda hidrogen ionları, anodda isə hidroksil qrupları boşaldılır. əslində, suyun elektrolizi. Eyni zamanda suyun hidrogen və hidroksil ionlarının boşaldılması və K+ ionlarının katoda, SO 4 2- ionlarının isə anoda davamlı hərəkəti nəticəsində katodda qələvi məhlulu (KOH) əmələ gəlir. və anodda sulfat turşusu məhlulu əmələ gəlir.

Mis sulfat məhlulunun mis anodla elektrolizi

Anod duzu məhlulda olan eyni metaldan hazırlandıqda elektroliz xüsusi bir şəkildə baş verir. Bu halda, anodda heç bir ion boşalmır, lakin anod özü tədricən həll olunur, ionları məhlula göndərir və cərəyan mənbəyinə elektron verir.

Bütün proses misin katodda boşaldılmasına və anodun tədricən əriməsinə qədər gedir. Məhluldakı CuSO 4 miqdarı dəyişməz qalır.

Elektroliz qanunları (M. Faraday)

1. Elektroliz zamanı ayrılan maddənin çəki miqdarı məhluldan keçən elektrikin miqdarına mütənasibdir və praktiki olaraq digər amillərdən asılı deyildir.

2. Ekvivalent miqdarda maddələrdə müxtəlif kimyəvi birləşmələrdən elektroliz zamanı bərabər miqdarda elektrik ayrılır.

3. Elektrolit məhlulundan hər hansı bir maddənin bir qram ekvivalentini təcrid etmək üçün məhluldan 96500 kulon elektrik cərəyanı keçmək lazımdır.

m (x) = ((I t) / F) (M (x) / n)

burada m (x) azalmış və ya oksidləşmiş maddənin miqdarıdır (g);

I - ötürülən cərəyanın gücü (a);

t - elektroliz vaxtı (s);

M(x) - molyar kütlə;

n - redoks reaksiyalarında alınan və ya verilən elektronların sayı;

F - Faraday sabiti (96500 sərin/mol).

Bu düstura əsasən elektroliz prosesi ilə bağlı bir sıra hesablamalar apara bilərsiniz, məsələn:

1. Müəyyən miqdarda elektrik enerjisi ilə ayrılan və ya parçalanan maddələrin miqdarını hesablayın;

2. Buraxılan maddənin miqdarına və onun buraxılmasına sərf olunan vaxta görə cari gücü tapın;

3. Müəyyən bir cərəyanda müəyyən miqdarda maddənin ayrılması üçün nə qədər vaxt lazım olduğunu müəyyənləşdirin.

Misal 1

Mis sulfat CuSO 4 məhlulundan 10 dəqiqə ərzində 5 amper cərəyan keçirdikdə katodda neçə qram mis ayrılacaq?

Həll

Məhluldan keçən elektrik miqdarını təyin edək:

Q = Bu,

harada I amperdə cərəyandır;

t - saniyə ilə vaxt.

Q = 5A 600 s = 3000 kulon

Misin ekvivalenti (kütləsi 63,54) 63,54: 2 = 31,77-dir. Beləliklə, 96500 kulon 31,77 q mis buraxır. Tələb olunan mis miqdarı:

m = (31,77 3000) / 96500 » 0,98 q

Misal 2

5,6 litr hidrogen əldə etmək üçün (normal şəraitdə) 10 amperlik cərəyanı turşu məhlulundan keçirmək üçün nə qədər vaxt lazımdır?

Həll

Məhluldan 5,6 litr hidrogenin ayrılması üçün ondan keçməli olan elektrik miqdarını tapırıq. 1 g-ekv. hidrogen n-də tutur. u. həcmi 11,2 l, sonra lazımi miqdarda elektrik enerjisi

Q = (96500 5,6) / 11,2 = 48250 kulon

Cari keçid vaxtını təyin edək:

t = Q / I = 48250 / 10 = 4825 s = 1 saat 20 dəq 25 s

Misal 3

Katodda gümüş duzunun məhlulundan cərəyan keçirərkən 10 dəqiqə ərzində sərbəst buraxıldı. 1 q gümüş. Cari gücü təyin edin.

Həll

1 g-ekv. gümüş 107,9 q-a bərabərdir.1 q gümüşü buraxmaq üçün məhluldan 96500 keçməlidir: 107,9 = 894 kulon. Beləliklə, cari güc

I = 894 / (10 60)" 1.5A

Misal 4

30 dəqiqə ərzində SnCl 2 məhlulundan 2,5 amper cərəyanda qalay ekvivalentini tapın. 2,77 q qalay buraxılır.

Həll

30 dəqiqə ərzində məhluldan keçən elektrik miqdarı.

Q = 2,5 30 60 = 4500 kulon

1 g-ekv buraxılması üçün ildən. 96.500 kulon tələb olunur, sonra qalay ekvivalenti.

E Sn = (2,77 96500) / 4500 = 59,4

Korroziya

Elektrokimya haqqında müzakirəmizi bitirməzdən əvvəl gəlin əldə etdiyimiz biliyi çox vacib bir problemin öyrənilməsinə tətbiq edək - korroziya metallar Korroziya oksidləşmə-reduksiya reaksiyaları nəticəsində yaranır ki, bu reaksiyalarda metalın ətraf mühitdəki bəzi maddələrlə qarşılıqlı təsiri nəticəsində arzuolunmaz birləşməyə çevrilir.

Ən çox tanınan korroziya proseslərindən biri dəmirin paslanmasıdır. İqtisadi baxımdan bu, çox mühüm prosesdir. ABŞ-da hər il istehsal olunan dəmirin 20%-nin paslanma səbəbindən yararsız hala düşmüş dəmir məmulatlarını əvəz etmək üçün istifadə edildiyi təxmin edilir.

Məlumdur ki, oksigen dəmirin paslanmasında iştirak edir; dəmir oksigen olmadıqda suda oksidləşmir. Paslanma prosesində su da iştirak edir; dəmir oksigenli yağda heç bir su izi olmadığı müddətcə korroziyaya uğramaz. Paslanmanı bir sıra amillər, məsələn, ətraf mühitin pH-ı, tərkibində duzların olması, dəmirin dəmirdən daha çətin oksidləşən metalla təması, həmçinin mexaniki gərginliyin təsiri altında sürətləndirir.

Dəmirin korroziyası prinsipcə elektrokimyəvi prosesdir. Dəmir səthinin bəzi sahələri onun oksidləşməsinin baş verdiyi anod rolunu oynayır:

Fe(bərk) → Fe 2+ (aq) + 2e - Eº oksid = 0,44 V

Bu halda yaranan elektronlar metal vasitəsilə səthin katod rolunu oynayan digər sahələrinə keçir. Onlarda oksigen azalması baş verir:

O 2 (g.) + 4H + (aq.) + 4e - → 2H 2 O (l.) Eº bərpa = 1.23 V

Qeyd edək ki, H + ionları O 2 reduksiya prosesində iştirak edir. H+ konsentrasiyası azalarsa (yəni pH artdıqca), O2 azaldılması çətinləşir. PH 9-10-dan yuxarı olan məhlulla təmasda olan dəmirin korroziyaya uğramadığı müşahidə edilmişdir. Korroziya prosesi zamanı anodda əmələ gələn Fe 2+ ionları Fe 3+ oksidləşir. Fe 3+ ionları nəmlənmiş dəmir (III) oksidi əmələ gətirir ki, bu da pas adlanır:

4Fe 2+ (aq.) + O 2 (g.) + 4H 2 O (l.) +2 X H 2 O (l.) → 2Fe 2 O 3 . x H2O( tv.) + 8H + (aq.)

Katodun rolunu adətən səthin oksigen axını ilə ən yaxşı şəkildə təmin olunan hissəsi oynadığından, pas ən çox bu ərazilərdə görünür. Bir müddət açıq, rütubətli havada dayanmış kürəyi bıçaqa kir yapışdırıb diqqətlə araşdırsanız, metalın səthində kirin altında çökəkliklərin əmələ gəldiyini və O2-nin keçə biləcəyi hər yerdə pasın əmələ gəldiyini görəcəksiniz. nüfuz etmək.

Duzların mövcudluğunda artan korroziyaya tez-tez qışda buzlu şəraitlə mübarizə aparmaq üçün yolların səxavətlə duz səpildiyi ərazilərdə motoristlər rastlaşır. Duzların təsiri onunla izah olunur ki, onların əmələ gətirdiyi ionlar qapalı elektrik dövrəsinin əmələ gəlməsi üçün lazım olan elektroliti yaradır.

Dəmirin səthində anodik və katod sahələrin olması onun üzərində iki müxtəlif kimyəvi mühitin yaranmasına səbəb olur. Onlar kristal qəfəsdə çirklərin və ya qüsurların olması səbəbindən yarana bilər (görünür, metal daxilindəki gərginliklərdən qaynaqlanır). Belə çirklərin və ya qüsurların mövcud olduğu yerlərdə müəyyən bir dəmir atomunun mikroskopik mühiti onun oksidləşmə vəziyyətinin kristal qəfəsdəki normal mövqelərdən bir qədər artmasına və ya azalmasına səbəb ola bilər. Buna görə də belə yerlər anod və ya katod rolunu oynaya bilər. Bu cür qüsurların sayı minimuma endirilən ultra təmiz dəmir, adi dəmirdən daha az korroziyaya məruz qalır.

Səthini korroziyadan qorumaq üçün dəmir tez-tez boya və ya qalay, sink və ya xrom kimi digər metallarla örtülür. "Tələbə" adlanan şey, təbəqə dəmiri nazik bir qalay təbəqəsi ilə örtməklə əldə edilir. Qalay yalnız qoruyucu təbəqə toxunulmaz qaldığı müddətcə dəmiri qoruyur. Zədələnən kimi hava və nəm dəmirə təsir etməyə başlayır; Kalay hətta dəmirin korroziyasını sürətləndirir, çünki o, elektrokimyəvi korroziya prosesində katod rolunu oynayır. Dəmir və qalayın oksidləşmə potensialının müqayisəsi dəmirin qalaydan daha asan oksidləşdiyini göstərir:

Fe (bərk) → Fe 2+ (aq.) + 2e - Eº oksid = 0,44 V

Sn (tv.) → Sn 2+ (aq.) + 2e - Eº oksid = 0,14 V

Buna görə də, dəmir bu halda anod kimi xidmət edir və oksidləşir.

"Sinklənmiş" (sinklənmiş) dəmir, dəmirin nazik bir sink təbəqəsi ilə örtülməsi ilə hazırlanır. Sink örtünün bütövlüyü pozulduqda belə dəmiri korroziyadan qoruyur. Bu vəziyyətdə dəmir korroziya prosesində katod rolunu oynayır, çünki sink dəmirdən daha asan oksidləşir:

Zn (bərk) → Zn 2+ (aq.) + 2e - Eº oksid = 0,76 V

Nəticədə, sink anod rolunu oynayır və dəmir əvəzinə korroziyaya uğrayır. Elektrokimyəvi korroziya prosesində katod rolunu oynadığı bu cür metal mühafizəsi adlanır. katodik müdafiə. Yeraltı döşənmiş borular, elektrokimyəvi elementin katoduna çevrilərək, tez-tez korroziyadan qorunur. Bunu etmək üçün, bəzi aktiv metal blokları, ən çox maqnezium, boru kəməri boyunca yerə basdırılır və borulara tel ilə bağlanır. Nəm torpaqda aktiv metal anod rolunu oynayır və dəmir boru katodik qoruma alır.

Baxmayaraq ki, bizim müzakirəmiz dəmir üzərində dayansa da, o, korroziyaya həssas olan yeganə metal deyil. Eyni zamanda, açıq havada ehtiyatsız qalmış alüminium qutunun dəmirdən ölçüyəgəlməz dərəcədə daha yavaş korroziyaya uğraması qəribə görünə bilər. Alüminiumun (Eº oksid = 1,66 V) və dəmirin (Eº oksid = 0,44 V) standart oksidləşmə potensialına əsasən, alüminiumun korroziyasının daha sürətli baş verəcəyini gözləmək lazımdır. Alüminiumun ləng korroziyaya uğraması onunla izah olunur ki, onun səthində nazik, sıx bir oksid təbəqəsi əmələ gəlir və əsas metalı sonrakı korroziyadan qoruyur. Yüksək oksidləşmə potensialına malik olan maqnezium eyni oksid filminin əmələ gəlməsi səbəbindən korroziyadan qorunur. Təəssüf ki, dəmirin səthindəki oksid filmi çox boş bir quruluşa malikdir və etibarlı qorunma yaratmağa qadir deyil. Bununla belə, dəmir-xrom ərintilərinin səthində yaxşı bir qoruyucu oksid filmi meydana gəlir. Belə ərintilərə paslanmayan polad deyilir.

Redoks prosesləri. Oksidləşmə-reduksiya reaksiyalarının (ORR) tərtibi. Elementlərin oksidləşmə dərəcələrinin dəyişməsini nəzərə alma üsulu. OVR növləri. OVR hazırlamaq üçün ion-elektron üsul. Standart elektrod potensialı anlayışı. Redoks prosesinin əsas mümkünlüyünü müəyyən etmək üçün standart redoks potensiallarından istifadə.

Mövzu 4.2.1. Oksidləşmə vəziyyəti

Oksidləşmə nömrəsi birləşmədəki hər bir atoma təyin edilmiş müsbət və ya mənfi nömrədir və birləşmədəki bütün kimyəvi bağların ion olduğunu fərz etsək, atomun yükünə bərabərdir. Sırf ion kimyəvi bağı olan birləşmələr mövcud olmadığı üçün atomlardakı faktiki yüklər heç vaxt oksidləşmə vəziyyətləri ilə üst-üstə düşmür. Bununla belə, oksidləşmə vəziyyətlərinin istifadəsi bir sıra kimyəvi problemləri həll etməyə imkan verir.

Birləşmələrdə elementin oksidləşmə dərəcəsi verilmiş elementin kimyəvi bağının yaranmasında iştirak edən valent elektronların sayı ilə müəyyən edilir. Lakin adətən elementlərin oksidləşmə dərəcələrini müəyyən etmək üçün onlar valent elektronların elektron konfiqurasiyasını təsvir etmir, bir sıra empirik qaydalardan istifadə edirlər:

1. Zərrəcikdəki atomların oksidləşmə dərəcələrinin cəmi onun elektrik yükünə bərabərdir.

2. Sadə maddələrdə (yalnız bir elementin atomlarından ibarətdir) elementin oksidləşmə vəziyyəti sıfırdır.

3. İkili birləşmələrdə (iki elementin atomlarından ibarətdir) elektronmənfiliyi daha yüksək olan atoma mənfi oksidləşmə vəziyyəti verilir. Tipik olaraq, kimyəvi birləşmələrin düsturları elə yazılır ki, daha çox elektronmənfi atom düsturda ikinci yerdə görünür, baxmayaraq ki, bəzi düsturlar fərqli şəkildə yazıla bilər:

Və ya (ümumi qeyd) və ya .

4. Kompleks birləşmələrdə müəyyən atomlara sabit oksidləşmə dərəcələri verilir:

– flüor həmişə -1 oksidləşmə vəziyyətinə malikdir;

– metal elementlər adətən müsbət oksidləşmə vəziyyətinə malikdir;

– hidrogen adətən +1 (,) oksidləşmə dərəcəsinə malikdir, lakin metallarla (hidridlərlə) birləşmələrdə oksidləşmə vəziyyəti -1 olur: , ;

– oksigen -2 oksidləşmə vəziyyəti ilə xarakterizə olunur, lakin daha çox elektronmənfi ftorla – , peroksid birləşmələrində isə – , , , (natrium superoksid);

– elementin maksimum müsbət oksidləşmə vəziyyəti adətən elementin yerləşdiyi qrupun sayı ilə üst-üstə düşür (Cədvəl 1).

İstisnalar:

1) maksimum oksidləşmə vəziyyəti qrup nömrəsindən azdır: F, O, He, Ne, Ar, kobalt altqrupu: Co(+2,+3); Rh, Ir (+3,+4,+6), nikel alt qrupu: Ni (+2, nadir hallarda +4); Pd, Pt (+2,+4, nadir hallarda +6);

2) maksimum oksidləşmə vəziyyəti qrup sayından yüksəkdir: mis alt qrupunun elementləri: Cu (+1, +2), Au (+1, +3).

– qeyri-metal elementlərin ən aşağı mənfi oksidləşmə vəziyyəti qrup nömrəsi mənfi 8 kimi müəyyən edilir (Cədvəl 4.1).

Cədvəl 4.1. Bəzi elementlərin oksidləşmə halları

Element	Qrup nömrəsi	Maksimum müsbət oksidləşmə vəziyyəti	Ən aşağı mənfi oksidləşmə vəziyyəti
Na
Al
N			5 – 8 = -3
S			6 – 8 = -2
Cl			7 – 8 = -1

Mürəkkəb birləşmələrdə - duzlarda oksidləşmə vəziyyətini təyin etməkdə tez-tez çətinliklər yaranır, onların formulunda müxtəlif oksidləşmə dərəcələri mümkün olan bir neçə atom var. Bu vəziyyətdə, qeyri-üzvi birləşmələrin əsas sinifləri arasındakı genetik əlaqəni, yəni törəmələri müəyyən duzlar olan turşuların düsturlarını bilmədən edə bilməzsiniz.

Məsələn: birləşmədəki elementlərin oksidləşmə vəziyyətini təyin edin Cr2(BELƏ Kİ 4 ) 3 . Bu vəziyyətdə tələbənin əsaslandırması aşağıdakı şəkildə qurula bilər: Cr2(BELƏ Kİ 4 ) 3 - bu elementlərin oksidləşmə vəziyyətini təşkil etmək olduqca sadə olan sulfat turşusunun orta duzudur. IN Cr2(BELƏ Kİ 4 ) 3 kükürd və oksigen eyni oksidləşmə vəziyyətinə malikdir, sulfat ionunun isə 2-: yükü var. Xromun oksidləşmə vəziyyətini təyin etmək asan olar: . Yəni bu duz xrom (III) sulfatdır: .

Mövzu 4.2.2. Redoks prosesləri

Oksidləşmə-reduksiya reaksiyaları (ORR) elementlərin oksidləşmə vəziyyətinin dəyişməsi ilə baş verən reaksiyalardır. Oksidləşmə vəziyyətlərində dəyişiklik elektronların bir hissəcikdən digərinə keçməsi səbəbindən baş verir.

Bir hissəciyin elektron itirməsi prosesi oksidləşmə adlanır və hissəcik özü oksidləşir. Zərrəciyin elektron əldə etməsi prosesi reduksiya adlanır və hissəcik özü reduksiya olunur. Yəni redoks reaksiyaları iki əks prosesin vəhdətidir.

Oksidləşdirici maddə, redoks reaksiyası zamanı elektronların əlavə edilməsi səbəbindən oksidləşmə vəziyyətini azaldan bir elementi ehtiva edən bir reagentdir. Azaldıcı maddə elektronları itirərək oksidləşmə vəziyyətini artıran bir elementi ehtiva edən bir reagentdir.

Misal üçün:

azaldıcı agent:

oksidləşdirici:

azaldıcı agent:

oksidləşdirici:

Bir çox redoks reaksiyaları məhlulun rənginin dəyişməsi ilə müşayiət olunur.

Misal üçün:

bənövşəyi	yaşıl	qəhvəyi	rəngsiz

Təcrübədə bir çox redoks reaksiyalarından geniş istifadə olunur.

ƏSAS NÖVLƏR

REDOX REAKSİYASI

1) Molekullararası (xarici kürə elektron köçürmə reaksiyaları) müxtəlif reagentlər arasında elektron ötürülməsinin baş verdiyi reaksiyalardır, yəni oksidləşdirici agent və reduksiya agenti müxtəlif maddələrin bir hissəsidir.

Tamam sssssssssssssssss

2) İntramolekulyar (sferadaxili elektron köçürmə reaksiyaları) - bu reaksiyalarda eyni maddənin müxtəlif elementlərinin atomları oksidləşdirici və reduksiyaedicidir.

3) Öz-özünə oksidləşmə reaksiyaları - özünü sağalma (disproporsiya) - bu reaksiyalarda eyni elementin oksidləşmə vəziyyəti həm artır, həm də azalır.

Mövzu 4.2.3. Tipik oksidləşdirici maddələr

1) kalium tetraoksomanganat (VII) -

İonun oksidləşdirici xüsusiyyətləri mühitin təbiətindən asılıdır:

Turşu mühit:

Neytral mühit:

Qələvi mühit:

2) kalium dikromat -

Oksidləşdirici xüsusiyyətlər ətraf mühitin təbiətindən də asılıdır:

Turşu mühit:

Neytral mühit:

Qələvi mühit:

3) Halogenlər.

4) Seyreltilmiş turşularda hidrogen.

5) Konsentratlı sulfat turşusu

Kükürdün azaldılması məhsulları reduksiyaedicinin təbiətindən asılıdır:

Aşağı aktiv metal:

Orta aktivlikli metal:

Aktiv metal:

6) Azot turşusu

İstənilən konsentrasiyanın azot turşusunda oksidləşdirici maddə protonlar deyil, oksidləşmə vəziyyəti +5 olan azotdur. Buna görə də bu reaksiyalarda hidrogen heç vaxt sərbəst buraxılmır. Azot müxtəlif oksidləşmə vəziyyətlərinə malik olduğundan, o, həm də çoxlu reduksiya məhsullarına malikdir. Azot turşusunun reduksiya məhsulları onun konsentrasiyasından və reduksiyaedicinin aktivliyindən asılıdır.

Konsentratlaşdırılmış azot turşusu metallarla reaksiyaya girdikdə adətən azot oksidi (IV), qeyri-metallarla isə azot oksidi (II) ayrılır:

Metal ilə qarşılıqlı əlaqə:

Qeyri-metal ilə qarşılıqlı əlaqə:

Seyreltilmiş nitrat turşusu metallarla reaksiya verdikdə məhsullar metalın fəaliyyətindən asılıdır:

Aşağı aktiv metal:

Aktiv metal:

- aktiv metal və çox seyreltilmiş turşu:

7) Onlar həmçinin oksidləşdirici maddələr kimi istifadə olunur PbO2 , MnO2 .

Mövzu 4.2.4. Tipik azaldıcı maddələr

1). Halid ionları.

Seriyada azaldıcı xüsusiyyətlər artır:

2). və onun duzları:

3). Ammonyak və ammonium kation duzları:

4). Törəmələri:

Sulu məhlullarda komplekslər asanlıqla komplekslərə çevrilir:

5). Bütün metallar, müxtəlif dərəcələrdə olsa da, azaldıcı xüsusiyyətlər nümayiş etdirməyə qadirdir.

6). Sənayedə hidrogen, karbon (kömür və ya koks şəklində) və CO .

Mövzu 4.2.5. Həm oksidləşdirici, həm də azaldıcı xüsusiyyətlər nümayiş etdirə bilən birləşmələr

Aralıq oksidləşmə vəziyyətlərində olan bəzi elementlər redoks ikiliyə malikdir, yəni. oksidləşdirici maddələrlə azaldıcı, azaldıcı maddələrlə isə oksidləşdirici maddələr kimi çıxış edə bilirlər.

NaNO3; Na 2 SO 4; S; NH 2 OH; H2O2 . Misal üçün:

H2O2 - azaldıcı agent:

H2O2 - oksidləşdirici:

Misal üçün , H2O2 disproporsional reaksiyalara məruz qala bilər:

Mövzu 4.2.3. Redoks reaksiyalarının tərkibi

OVR tərtib etmək üçün iki üsuldan istifadə olunur:

1) elektron balans üsulu:

Bu üsul oksidləşmə vəziyyətlərinin istifadəsinə əsaslanır.

Manqanın oksidləşmə vəziyyəti 5 vahid azalır,

bu halda xlorun oksidləşmə vəziyyəti 1 vahid artır, lakin nəticədə yaranan reaksiya məhsulu - tərkibində 2 mol xlor atomu olan sadə maddə nəzərə alınmaqla - 2 vahid artır.

Gəlin bu arqumentləri tarazlıq şəklində yazaq və artan rəqəmlər üçün ortaq çoxluq anlayışından istifadə edərək əsas əmsalları tapaq. yəni oksidləşmə vəziyyətlərinin azalması:

Alınan əmsalları tənliyə qoyaq. Nəzərə alaq ki, o, təkcə oksidləşdirici deyil, həm də reaksiya məhsullarını - manqan və kalium ionlarını bağlayır (bu halda oksidləşmə dərəcəsi dəyişmir), yəni əvvəlki əmsal ondan irəli gələndən daha böyük olacaqdır. balans.

Qalan əmsalları atomların balansını hesablayaraq tapırıq, sonra atomların balansından istifadə edərək əvvəlki son əmsalı tapırıq və atomların balansından istifadə edərək suyun mol sayını tapırıq.

Seçilmiş əmsalların düzgünlüyünü yoxlamaq üçün oksigen atomlarının mol balansını hesablayırıq. Son tənliyə görə, reaksiya üçün alınan 16 mol turşudan 10 molun reduksiyaya, 6 molunun isə reaksiya nəticəsində əmələ gələn manqan (II) və kalium ionlarının bağlanmasına sərf edildiyini görmək olar.

2) ion-elektron üsul (yarım reaksiya üsulu):

Oksidləşdirici maddə ionun bir hissəsi olan .

Atomların tarazlığı üçün reduksiya reaksiyasının qismən tənliyində, oksigen atomlarını suya bağlamaq üçün sol tərəfə hidrogen kationları əlavə edilməlidir,

və yükləri tarazlaşdırmaq üçün tənliyin eyni sol tərəfinə 5 mol elektron əlavə edin. Biz əldə edirik:

Azaldıcı agent ehtiva edən bir iondur.

Oksidləşmə reaksiyasının xüsusi tənliyində atomları tarazlaşdırmaq üçün, artıq oksigen atomlarını suya bağlamaq üçün sağ tərəfə hidrogen kationları əlavə edilməlidir; və yükləri tarazlaşdırmaq üçün tənliyin eyni sağ tərəfinə 2 mol elektron əlavə edin. Biz əldə edirik:

Beləliklə, iki yarım reaksiyamız var:

Bərabərləşdirmək üçün birinci yarım reaksiyanı 2-yə, ikincisini isə 5-ə vurun. İki yarım reaksiya əlavə edin.

Tam ion tənliyi:

Eyni şərtləri azaldaq:

Reduksiyadan sonra tam ion tənliyinin əmsalları molekulyar tənliyə köçürülə bilər.

Mövzu 4.2.4. Standart elektrod potensialı anlayışı

Redoks reaksiyasının baş vermə ehtimalı fərdi yarım reaksiyaların elektrod potensiallarının qiymətləri ilə qiymətləndirilir.

Əgər metal lövhə bu metalın ionlarını ehtiva edən məhlula batırılırsa, o zaman metal-məhlulun interfeysində potensial fərq yaranacaq ki, bu da adətən elektrod potensialı φ adlanır. Elektrod potensialları eksperimental olaraq müəyyən edilir. Standart şərtlər üçün (məhlulun konsentrasiyası 1 mol/l, T = 298 K) bu potensiallar standart adlanır, φ 0 ilə işarələnir. Standart elektrod potensialları adətən standart hidrogen elektroduna nisbətən ölçülür və istinad cədvəllərində verilmişdir.

2Н + + 2ē = Н 2 φ 0 = 0.

Standart elektrod potensialı Gibbsin sərbəst enerjisi ilə bağlıdır. Standart şəraitdə reaksiya üçün:

ΔG = - nFφ 0

Faradeyin F sabiti (F=96500 C/mol), n ötürülən elektronların sayıdır.

Elektrod potensialının dəyəri reagentlərin konsentrasiyası və temperaturdan asılıdır. Bu asılılıq Nernst tənliyi ilə ifadə edilir:

burada φ temperaturdan və konsentrasiyadan asılı olaraq elektrod potensialının qiymətidir.

NO 3 - + 2ē + H 2 O = NO 2 - + 2OH - , φ 0 = - 0.01V

Nəzərə alaq ki, = = 1 mol/l, pH + pH = 14, pH = -log, log = -log - 14.

Elektrod potensialı pH mühitinin turşuluğundan asılıdır. Məhlulun turşulaşdırılması ilə (pH azalması ilə) NO 3 - oksidləşdirici funksiyası artacaq.

Mövzu 4.2.5. OVR axınının istiqaməti

redoks reaksiyaları

Standart elektrod potensialının φ o dəyərinə görə sistemin azaldıcı xüsusiyyətlərini mühakimə etmək olar: φ o dəyəri nə qədər mənfi olarsa, azaldıcı xüsusiyyətlər bir o qədər güclü olar, və yarım reaksiya sağdan sola daha asan gedir.

Məsələn, sistemləri müqayisə edək:

Li + + e ─ = Li, φ 0 = -3,045 V; Bərpaedici

Ba 2+ + 2e ─ = Ba, φ 0 = - 2,91B metalların aktivliyi

Mg 2+ + 2e ─ = Mg, φ 0 = -2,363 V; artdıqca düşür

Zn 2+ + 2e – = Zn, φ о = -0,763 V standart qiymət

Fe 2+ + 2e ─ = Fe, φ 0 = -0,44 V; elektrod potensialı φ O

Cd 2+ + 2e ─ = Cd, φ 0 = - 0,403 V;

Pd 2+ + 2e – = Pd, φ о = 0,987 V

Pt 2+ + 2e – = Pt, φ о = 1,188 V

Au 3+ + 3e ─ = Au, φ 0 = 1,50 V.

Yuxarıda göstərilən sistemlər seriyasında φ o-nun azalan mənfi qiyməti sistemlərin bərpaedici qabiliyyətinin azalmasına uyğundur. Litium ən böyük reduksiya qabiliyyətinə malikdir, yəni litium təqdim olunan metalların ən aktividir, elektronlarını ən asanlıqla itirir və müsbət oksidləşmə vəziyyətinə keçir. Li - Ba - Mg - Zn - Fe - Cd - Pd - Pt - Au silsiləsində metalların reduksiya aktivliyi azalır.

N. N. Beketov elektrod potensialının böyüklüyünə əsaslanaraq, müqayisə nöqtəsi olaraq hidrogen elektrodunun elektrod potensialının qəbul edildiyi metalların elektrokimyəvi seriyasında metalları təşkil etdi.

Li Na K Mn Zn Cr Fe Co Ni H Cu Ag Pd Hg Pt Au

Metal aktivliyi azalır

1) Hidrogenə qədər gərginlik seriyasındakı metallar (aktiv metallar, bunun üçün φ 0 < 0), взаимодействуют с разбавленными кислотами с вытеснением водорода.

2) Hər bir sonrakı metal əvvəlki metalları öz duzundan sıxışdırır.

φ o dəyəri nə qədər böyük olarsa, sistemin oksidləşdirici xüsusiyyətləri bir o qədər güclü olar, və yarım reaksiya soldan sağa daha asan gedir.

Məsələn, sistemləri müqayisə edək:

Standart elektrod potensiallarının dəyərlərindən göründüyü kimi, F 2 ən güclü oksidləşdirici maddədir; F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2 seriyasında sadə halogen maddələrin oksidləşdirici xüsusiyyətləri azalır.

Müxtəlif sistemlərin standart elektrod potensiallarının qiymətlərini müqayisə edərək, bütövlükdə redoks reaksiyasının istiqamətini mühakimə etmək olar: φ o daha müsbət dəyəri olan bir sistem oksidləşdirici maddədir və daha az müsbət olan bir sistemdir. standart elektrod potensialının dəyəri azaldıcı maddədir.

Misal üçün:

a) Br ionlarının oksidləşməsi ilə Br 2 əldə etmək üçün Cl 2-dən istifadə edə bilərsiniz:

Cl 2 + 2e – = 2Cl – , φо = 1,359 V

Br 2 + 2e – = 2Br – , φо = 1,065 V

Ümumi reaksiya: Cl 2 + 2Br – = Br 2 + 2Cl –

Tam reaksiya: Cl 2 + 2 KBr = Br 2 + 2 KCl;

b) və F ionlarının oksidləşməsi ilə F 2 əldə etmək üçün Cl 2 istifadə edilə bilməz:

F 2 + 2e – = 2F – , φ о = 2,870 V

Cl 2 + 2e – = 2Cl – , φо = 1,359 V

Ümumi reaksiya: F 2 + 2 Cl – = Cl 2 + 2F –, yəni Cl 2 + 2 КF = reaksiyası baş verə bilməz.

Daha mürəkkəb redoks reaksiyalarının baş vermə istiqamətini də müəyyən etmək mümkündür.

Məsələn, suala cavab verək: turşu mühitdə MnO 4 – ionlarını Fe 3+ ionları ilə azaltmaq mümkündürmü? Yəni reaksiya davam edirmi:

MnO 4 – + H + + Fe 3+ = Mn 2+ + Fe 2+ + H 2 O ?

Əsas əmsal

MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ о 1 = 1.505 V, 1

φ o 1 > φ o 2 olduğundan birinci yarım reaksiya irəli istiqamətdə, ikincisi isə birinciyə nisbətən əks istiqamətdə gedir. Sonra oksidləşmə və reduksiya reaksiyalarında ötürülən elektronların sayını bərabərləşdirməklə aşağıdakı ümumi reaksiyanı əldə edirik:

Bu reaksiyada bütün birləşmələrin qarşısındakı əmsallar ion tənliyində əldə edilən əmsallarla müqayisədə ikiqat artır, çünki reaksiya məhsulları Fe 2 (SO 4) 3 formuluna malik və 2 mol Fe ehtiva edən dəmir (III) sulfat əmələ gətirir. (III) atomlar.

Təcrübə 4.2. Redoks reaksiyaları

1. Bir birləşmədə elementlərin oksidləşmə vəziyyətinin dəyişməsinə əsaslanan üsulla redoks reaksiyalarının tərtibi.

NÜMUNƏ 1.

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + ...

KMn +7 O 4 – oksidləşdirici maddə: turşulu mühitdə Mn +7 → Mn +2 oksidləşmə vəziyyəti 5 vahid azalır; Na 2 S +4 O 3 – reduksiyaedici: S +4 → S +6, oksidləşmə vəziyyəti 2 vahid artır. Reaksiya tənliyinə əmsalları qoymaq üçün oksidləşmə vəziyyətlərində artım və azalma göstərən ədədlər üçün çoxluğu tapırıq:

2 mol Mn(VII) atomu üçün 5 mol S(IV) atomu lazımdır:

2 Mn +7 + 5 S +4 = 2 Mn +2 + 5 S +6 – bunlar oksidləşdirici maddə və reduksiyaedici üçün əsas əmsallardır. Reaksiya məhsullarını əlavə edək, əsas əmsalları reaksiya tənliyinə əvəz edək, sonra digər elementlərin balansını hesablayaq: K, Na, S və H:

Seçilmiş əmsalların düzgünlüyünü yoxlamaq üçün oksigen atomlarının mol balansını hesablayırıq. Redoks reaksiyasının tənliyindəki əmsalların cəmi 21-dir.

NÜMUNƏ 2.

Redoks reaksiyasını əlavə edin və tarazlayın:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → MnO 2 +…

KMn +7 O 4 – oksidləşdirici maddə: neytral mühitdə Mn +7 → Mn +4, oksidləşmə vəziyyəti 3 vahid azalır; Na 2 S +4 O 3 – reduksiyaedici: S +4 → S +6, oksidləşmə vəziyyəti 2 vahid artır. Əmsalları reaksiya tənliyinə qoymaq üçün oksidləşmə vəziyyətlərində artım və azalma göstərən ədədlər üçün çoxluğu tapırıq:

2 mol Mn(VII) atomu üçün 3 mol S(IV) atomu lazımdır:

2 Mn +7 + 3 S +4 = 2 Mn +4 + 3 S +6 – bunlar oksidləşdirici və reduksiyaedici maddə üçün əsas əmsallardır. Reaksiya məhsullarını əlavə edək, əsas əmsalları reaksiya tənliyinə əvəz edək, sonra digər elementlərin balansını hesablayaq: K, Na və H:

Seçilmiş əmsalların düzgünlüyünü yoxlamaq üçün oksigen atomlarının mol balansını hesablayırıq. Redoks reaksiyasının tənliyindəki əmsalların cəmi 13-ə bərabərdir.

NÜMUNƏ 3

Redoks reaksiyasını əlavə edin və tarazlayın:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + KOH → K 2 MnO 4 +…

KMn +7 O 4 – oksidləşdirici maddə: qələvi mühitdə Mn +7 → Mn +6 oksidləşmə vəziyyəti 1 vahid azalır; Na 2 S +4 O 3 – reduksiyaedici: S +4 → S +6, oksidləşmə vəziyyəti 2 vahid artır. Əmsalları reaksiya tənliyinə qoymaq üçün oksidləşmə vəziyyətlərində artım və azalma göstərən ədədlər üçün çoxluğu tapırıq:

2 mol Mn(VII) atomu üçün 1 mol S(IV) atomu lazımdır:

2 Mn +7 + S +4 = 2 Mn +6 + S +6 – bunlar oksidləşdirici və reduksiyaedici üçün əsas əmsallardır. Reaksiya məhsullarını əlavə edək, əsas əmsalları reaksiya tənliyinə əvəz edək, sonra digər elementlərin balansını hesablayaq: K, Na və H:

Seçilmiş əmsalların düzgünlüyünü yoxlamaq üçün oksigen atomlarının mol balansını hesablayırıq.

Redoks reaksiyasının tənliyindəki əmsalların cəmi 9-dur.

NÜMUNƏ 4

Redoks reaksiyasını əlavə edin və tarazlayın:

K 2 Cr 2 O 7 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + ...

K 2 Cr 2 +6 O 7 – oksidləşdirici maddə: 2Cr +6 → 2Cr +3, oksidləşmə vəziyyəti 6 vahid azalır; Na 2 S +4 O 3 – reduksiyaedici: S +4 → S +6, oksidləşmə vəziyyəti 2 vahid artır. Reaksiya tənliyinə əmsalları qoymaq üçün oksidləşmə vəziyyətlərində artım və azalma göstərən ədədlər üçün çoxluğu tapırıq:

2 mol Cr(VI) atomu üçün 3 mol S(IV) atomu lazımdır:

2 Cr +6 + 3 S +4 = 2 Cr +3 + 3 S +6 – bunlar oksidləşdirici və reduksiyaedici maddə üçün əsas əmsallardır. Reaksiya məhsullarını əlavə edək, əsas əmsalları reaksiya tənliyinə əvəz edək, sonra digər elementlərin balansını hesablayaq: K, Na, S və H:

Seçilmiş əmsalların düzgünlüyünü yoxlamaq üçün oksigen atomlarının mol balansını hesablayırıq. Redoks reaksiyasının tənliyindəki əmsalların cəmi 17-dir.

NÜMUNƏ 5

Redoks reaksiyasının tənliyindəki əmsalların cəmi

K 2 MnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + ...

K 2 Mn +6 O 4 – oksidləşdirici maddə: turşulu mühitdə Mn +6 → Mn +2 oksidləşmə vəziyyəti 4 vahid azalır; Fe +2 SO 4 – reduksiyaedici: Fe +2 → Fe +3, oksidləşmə vəziyyəti 1 vahid artır. Reaksiya tənliyinə əmsalları qoymaq üçün oksidləşmə vəziyyətlərində artım və azalma göstərən ədədlər üçün çoxluğu tapırıq:

1 mol Mn(VII) atomu üçün 4 mol Fe(II) atomu lazımdır:

Mn +6 + 4 Fe +2 = Mn +2 + 4 Fe +3 – bunlar oksidləşdirici və reduksiyaedici üçün əsas əmsallardır. Reaksiya məhsullarını əlavə edək, əsas əmsalları reaksiya tənliyinə əvəz edək, sonra digər elementlərin balansını hesablayaq: K, S və H:

Seçilmiş əmsalların düzgünlüyünü yoxlamaq üçün oksigen atomlarının mol balansını hesablayırıq. Redoks reaksiyasının tənliyindəki əmsalların cəmi 17-dir.

2. Elektron balans metodundan istifadə etməklə redoks reaksiyalarının tərtibi

NÜMUNƏ 6

Əgər oksidləşdirici maddə kimi kalium tetraoksomanganatın (VII) turşulu məhlulu istifadə olunursa:

onda azaldıcı agent sistem ola bilər:

Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o = 0,771 V

Co 3+ + e – = Co 2+, φ o = 1,808 V

Standart redoks potensialının φ o dəyərinə görə sistemin redoks xüsusiyyətlərini mühakimə etmək olar. φ o dəyəri daha müsbət olan sistem oksidləşdirici, standart redoks potensialının φ o daha az müsbət dəyəri olan sistem isə reduksiyaedicidir. Buna görə də MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ o = 1,505 V sistemi üçün reduksiyaedici Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o = sistemi ola bilər. 0,771 V.

NÜMUNƏ 7

Rh 3+ + 3e – = Rh, φ о = 0,8 V

Bi 3+ + 3e – = Bi, φ о = 0,317 V

Ni 2+ + 2e – = Ni, φ о = -0,250 V

2H + + 2e – = H 2, φ o = 0,0 V

Hansı metal xlor turşusunda həll oluna bilər?

Standart elektrod potensialının φ o dəyərinə görə sistemin redoks xüsusiyyətlərini mühakimə etmək olar. φ o dəyərinin daha müsbət olduğu sistem oksidləşdirici, standart elektrod potensialının daha az müsbət dəyəri olan sistem isə reduksiyaedicidir. Xlorid turşusunda (HCl) H + kationları oksidləşdirici maddədir, elektronları qəbul edir və H 2-ə qədər azaldılır, bu reaksiya üçün φ o = 0 V. Buna görə də, HCl-də yalnız həmin metal həll olunur ki, bu da onların altında reduksiyaedici ola bilər. şərtlər, yəni bunun üçün φ O< 0, а именно никель:

Ni + 2 HCl = NiCl 2 + H 2

NÜMUNƏ 8

Yarım reaksiyaların standart elektrod potensiallarının qiymətlərinə əsasən:

Zn 2+ + 2e – = Zn, φ о = -0,763 V

Cd 2+ + 2e – = Cd, φ о = -0,403 V

Hansı metal ən aktivdir?

Metal nə qədər aktivdirsə, onun reduksiya xassələri bir o qədər böyük olur. Sistemin azaldıcı xassələri standart redoks potensialının φ o dəyəri ilə qiymətləndirilə bilər: φ o dəyəri nə qədər mənfi olarsa, sistemin azaldıcı xüsusiyyətləri bir o qədər güclüdür və yarım reaksiya sağdan sola daha asan keçir. . Nəticə etibarilə, sink ən böyük reduksiya qabiliyyətinə malikdir, yəni sink təqdim olunan metalların ən aktividir.

NÜMUNƏ 9

Dəmir (III) xloridin turşulu məhlulu oksidləşdirici vasitə kimi istifadə edilərsə:

onda hansı sistem azaldıcı agent ola bilər:

I 2 + 2e – = 2I – , φ о = 0,536 V

Br 2 + 2e – = 2Br – , φо = 1,065 V

Pb 4+ + 2e – = Pb 2+, φ o = 1,694 V?

Standart redoks potensialının φ o dəyərinə görə sistemin redoks xüsusiyyətlərini mühakimə etmək olar. φ o dəyərinin daha müsbət olduğu sistem oksidləşdirici, standart redoks potensialının daha az müsbət dəyəri olan sistem isə reduksiyaedicidir. Buna görə də Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o = 0,771 V sistemi üçün reduksiyaedici I 2 + 2e – = 2I –, φ o = 0,536 V sistemi ola bilər.

Əsas əmsal

Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o 1 = 0,771 V 2

I 2 + 2e – = 2I – , φ o 2 = 0,536 V 1

φ o 1 >-dən bəri

2 Fe 3+ + 2I – = 2 Fe 2+ + I 2

Əks işarəli ionları əlavə etməklə tam tənliyi əldə edirik:

2 FeCl 3 + 2 KI = 2 FeCl 2 + 2 KCl + I 2

NÜMUNƏ 10

Turşu mühitdə MnO 4 – ionlarını Fe 3+ ionları ilə azaltmaq mümkündürmü?

Sualı reaksiya tənliyi şəklində yazaq:

MnO 4 – + H + + Fe 3+ = Mn 2+ + Fe 2+ + H 2 O.

İstinad cədvəlindən uyğun yarım reaksiyaları seçək və onların standart elektrod potensiallarını təqdim edək:

Əsas əmsal

MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ о 1 = 1.505 V, 1

Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o 2 = 0,771 V 5

φ o 1 > φ o 2 olduğundan birinci yarım reaksiya irəli istiqamətdə, ikincisi isə birinciyə nisbətən əks istiqamətdə gedir. Sonra oksidləşmə və reduksiya reaksiyalarında ötürülən elektronların sayını bərabərləşdirməklə aşağıdakı ümumi reaksiyanı əldə edirik:

MnO 4 – + 8H + + 5 Fe 3+ = Mn 2+ + 5Fe 2+ + 4H 2 O

Yəni, turşu mühitdə MnO 4 – ionlarını Fe 3+ ionları ilə azaltmaq mümkündür. Tam reaksiya belə görünür:

Bu reaksiyada bütün birləşmələr üçün əmsallar ion tənliyində əldə edilən əmsallarla müqayisədə ikiqat artır, çünki reaksiya məhsulları Fe 2 (SO 4) 3 formuluna malik dəmir (III) sulfat əmələ gətirir.

MÜSTƏQİL HƏLL ÜÇÜN VƏZİFƏLƏR

1. Birləşmələrdə elementlərin oksidləşmə dərəcələrini təyin edin:

H 3 P.O. 4 , K 3 P.O. 4 , N 2 O 5 , N.H. 3 , Cl 2 , KCl, KClO 3 , Ca(ClO 4 ) 2 , N.H. 4 Cl, HNO 2 , Li, Li 3 N, Mg 3 N 2 , NF 3 , N 2 , N.H. 4 YOX 3 , H 2 O, H 2 O 2 , KOH, KH, K 2O 2 , BaO, BaO 2 , OF 2 , F 2 , NF 3 , Na 2 S, FeS, FeS 2 , NaHS, Na 2 BELƏ Kİ 4 , NaHSO 4 , BELƏ Kİ 2 , SOCl 2 , BELƏ Kİ 2 Cl 2 , MnO 2 , Mn(OH) 2 , KMnO 4 , K 2 MnO 4 , Cr, Cr(OH) 2 , Cr(OH) 3 , K 2 CrO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , (N.H. 4 ) 2 Cr 2 O 7 , K 3 [ Al(OH) 6 ], Na 2 [ Zn(OH) 4 ], K 2 [ ZnCl 4 ], H 2 BELƏ Kİ 3 , FeSO 3 , Fe 2 (BELƏ Kİ 3 ) 3 , H 3 P.O. 4 , Cu 3 P.O. 4 , Cu 3 (P.O. 4 ) 2 , Na 2 SiO 3 , MnSiO 3 , PbSO 4 , Al 2 (BELƏ Kİ 4 ) 3 , Fe 2 (BELƏ Kİ 4 ) 3 , N.H. 4 Cl, (N.H. 4 ) 2 BELƏ Kİ 4 , Cr 2 (BELƏ Kİ 4 ) 3 , CrSO 4 , NiSO 4 , [ Zn(OH 2 ) 6 ] BELƏ Kİ 4 , Fe(YOX 3 ) 2 , Fe(YOX 3 ) 3 , PbCO 3 , Bi 2 (CO 3 ) 3 , Ag 2 S, Hg 2 S, HgS, Fe 2 S 3 , FeS, SnSO 4 .

2. Oksidləşdirici maddəni və reduksiyanı göstərin, oksidləşmə dərəcələrinin dəyişməsinin diaqramlarını tərtib edin, əmsalları əlavə edin və reaksiya tənliyinə yerləşdirin:

A. MnO 2 + HCl(konc) →

b. KMnO 4 +H 2 S + H 2 SO 4 →

V. FeCl 3 + SnCl 2 →

məs.KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → O 2

d) Br 2 + KOH →

e. Zn + HNO 3 → NH 4 NO 3 +…

və. Cu + HNO 3 → NO 2 + …

h. K 2 MnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 →

Və. K 2 Cr 2 O 7 + (NH 4) 2 S + H 2 O → Cr(OH) 3 + …+ NH 3 +…

j.H 2 S + Cl 2 →

l. K 2 Cr 2 O 7 +HCl → CrCl 3 + ...

m FeCl 3 + H 2 S →

n. KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 SO 4 →

O. Cl 2 + KOH →

a) Elektrod potensialının standart qiymətlərinə əsaslanaraq, metalları azaldıcı xassələri artırmaq üçün sıralayın:

Ba 2+ + 2e ─ = Ba, φ 0 = -2,91 B;

Au 3+ + 3e ─ = Au, φ 0 = 1,50 V;

Fe 2+ + 2e ─ = Fe, φ 0 = -0,44 B.

Dəmir lövhə AuCl 3 məhluluna batırıldıqda nə baş verir

b) Yarım reaksiyaların elektrod potensiallarının standart qiymətlərinə əsasən

MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ о = 1.505 V,

Pb 4+ + 2e – = Pb 2+, φ o = 1,694 V

sualına ağlabatan cavab verin - Pb 4+ ionlarından istifadə edərək Mn 2+ ionlarını oksidləşdirmək mümkündürmü? Ümumi reaksiyanı verin, oksidləşdirici maddəni və reduksiyanı göstərin.

c) Yarım reaksiyaların elektrod potensialının standart qiymətlərinə əsaslanaraq suala ağlabatan cavab verin - Pb 4+ ionlarından istifadə edərək Fe 2+ ionlarını oksidləşdirmək mümkündürmü? Ümumi reaksiyanı verin, oksidləşdirici maddəni və reduksiyanı göstərin.

d) Elektrod potensialının standart qiymətlərinə əsaslanaraq, metalları azaldıcı xassələri artırmaq üçün sıralayın:

Mg 2+ + 2e ─ = Mg

Cd 2+ + 2e ─ = Cd

Сu 2+ + 2e ─ = Cu

Mis boşqab kadmium xlorid məhluluna batırıldıqda nə baş verir?

e) Yarım reaksiyaların elektrod potensiallarının standart qiymətləri əsasında

Ir 3+ + 3e – = Ir,

NO 3 - + 4H + + 3e – = NO + 2H 2 O,

Suala əsaslandırılmış cavab verin: iridium azot turşusunda həll olunurmu? Ümumi reaksiyanı verin, oksidləşdirici və azaldıcı agenti göstərin

f) Elektrod potensialının standart qiymətlərinə əsasən, halogenləri oksidləşdirici xassələrini artırmaq üçün sıralayın:

Cl 2 + 2e ─ = 2Cl ─ φ 0 = 1,359 V;

Br 2 + 2e ─ = 2Br ─ φ 0 = 1,065 V;

I 2 + 2e ─ = 2I ─ φ 0 = 0,536 V;

F 2 + 2e ─ = 2F ─ φ 0 = 2.87 V.

Sübut edin ki, brom hasil etmək üçün Br ionlarının ─ xlor Cl 2 oksidləşmə reaksiyasından istifadə etmək olarmı?

g) Yarım reaksiyaların elektrod potensialının standart qiymətləri əsasında

Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o = 0,771 V,

Br 2 + 2e – = 2Br – , φо = 1,065 V

sualına ağlabatan cavab verin - Br 2 istifadə edərək Fe 2+ ionlarını oksidləşdirmək mümkündürmü? Ümumi reaksiyanı verin, oksidləşdirici maddəni və reduksiyanı göstərin.

h) Elektrod potensialının standart qiymətlərinə əsaslanaraq, metalları azaldıcı xassələri artırmaq üçün sıralayın:

Zn 2+ + 2e – = Zn, φ о = - 0,763 V

Hg 2+ + 2e – = Hg, φо = 0,850 V

Cd 2+ + 2e – = Cd, φ o = - 0,403 V.

Kadmium boşqabını sink xlorid məhluluna batırdıqda nə baş verir?

Kimyəvi reaksiyaların baş verməsi ümumiyyətlə reaksiya verən maddələr arasında hissəciklərin mübadiləsi ilə müəyyən edilir. Çox vaxt mübadilə elektronların bir hissəcikdən digərinə ötürülməsi ilə müşayiət olunur. Beləliklə, sink mis (II) sulfat məhlulunda misi əvəz etdikdə:

Zn(lər) + CuSO 4 (p) = ZnSO 4 (p) + Cu(lar)

sink atomlarından elektronlar mis ionlarına keçir:

Zn 0 = Zn 2+ + 2 e,

Cu 2+ + 2 e= Cu 0,

və ya cəmi: Zn 0 + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu 0.

Bir hissəciyin elektron itirməsi prosesi deyilir oksidləşmə , və elektronların alınması prosesidir bərpa . Oksidləşmə və reduksiya eyni vaxtda baş verir, buna görə də elektronların bir hissəcikdən digərinə ötürülməsi ilə müşayiət olunan qarşılıqlı təsirlər adlanır. redoks reaksiyaları (ORR).

OVR-ni təsvir etmək rahatlığı üçün konsepsiyadan istifadə olunur oksidləşmə vəziyyətləri - elementin əldə etdiyi formal yükə ədədi olaraq bərabər dəyər, onun hər bir rabitəsindən bütün elektronların verilmiş birləşmənin daha elektronmənfi atomuna keçdiyi fərziyyəsinə əsaslanaraq. Redoks reaksiyasının baş verməsi maddələrin reaksiyasında iştirak edən elementlərin oksidləşmə dərəcələrinin dəyişməsi ilə müşayiət olunur. . Elementin oksidləşmə vəziyyəti azaldıqda azalır, oksidləşdikdə isə artır. . Tərkibində oksidləşmə vəziyyətini azaldan elementi olan maddə deyilir oksidləşdirici maddə ; tərkibində oksidləşmə vəziyyətini artıran elementi olan maddə deyilir azaldıcı agent .

Bir birləşmədə elementin oksidləşmə vəziyyəti aşağıdakı qaydalara uyğun olaraq müəyyən edilir:

1) sadə maddədə elementin oksidləşmə vəziyyəti sıfırdır;

2) molekuldakı atomların bütün oksidləşmə dərəcələrinin cəbri cəmi sıfıra bərabərdir;

3) mürəkkəb iondakı atomların bütün oksidləşmə dərəcələrinin, eləcə də sadə bir atomlu ionda elementin oksidləşmə vəziyyətinin cəbri cəmi ionun yükünə bərabərdir;

4) ən yüksək elektronmənfiliyə malik elementin atomları tərəfindən birləşmədə mənfi oksidləşmə vəziyyəti nümayiş etdirilir;

5) elementin maksimum mümkün (müsbət) oksidləşmə vəziyyəti D.İ. Dövri Cədvəldə elementin yerləşdiyi qrupun sayına uyğundur. Mendeleyev.

Birləşmələrdəki bir sıra elementlər sabit oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirir:

1) elementlər arasında ən yüksək elektronmənfiliyə malik olan flüorun bütün birləşmələrdə oksidləşmə dərəcəsi –1;

2) metal hidridləri (–1) istisna olmaqla, birləşmələrdə hidrogen +1 oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirir;

3) bütün birləşmələrdə IA yarımqrupunun metalları +1 oksidləşmə vəziyyətinə malikdir;

4) IIA yarımqrupunun metalları, eləcə də bütün birləşmələrdə sink və kadmium +2 oksidləşmə dərəcəsinə malikdir;

5) birləşmələrdə alüminiumun oksidləşmə vəziyyəti +3;

6) oksigenin molekulyar ionlar şəklində mövcud olduğu birləşmələr istisna olmaqla birləşmələrdə oksigenin oksidləşmə vəziyyəti –2-dir: O 2 +, O 2 -, O 2 2 -, O 3 -, həmçinin ftoridlər O x F 2.

Bir birləşmədəki elementlərin atomlarının oksidləşmə dərəcələri verilmiş elementin simvolunun üstündə yazılır, əvvəlcə oksidləşmə vəziyyətinin işarəsini, sonra isə onun ədədi dəyərini, məsələn, K +1 Mn +7 O 4 -2, sağda yazılan ion yükündən fərqli olaraq əvvəlcə yük nömrəsini, sonra işarəni göstərin: Fe 2+, SO 4 2–.

Müxtəlif elementlərin atomlarının redoks xassələri bir çox amillərdən asılı olaraq özünü büruzə verir ki, bunlardan ən mühümləri elementin elektron quruluşu, onun maddədəki oksidləşmə vəziyyəti və reaksiyanın digər iştirakçılarının xassələrinin xarakteridir.

Maksimum (müsbət) oksidləşmə vəziyyətində elementlərin atomlarını ehtiva edən birləşmələr, məsələn, K +1 Mn +7 O 4 -2, K 2 +1 Cr +6 2 O 7 -2, H + N +5 O 3 - 2, Pb +4 O 2 -2, yalnız oksidləşdirici maddələr kimi fəaliyyət göstərən azaldıla bilər.

Minimum oksidləşmə vəziyyətində olan elementləri ehtiva edən birləşmələr, məsələn, N -3 H 3, H 2 S -2, HI -1, yalnız oksidləşə bilər və reduksiyaedici kimi çıxış edə bilər.

Aralıq oksidləşmə vəziyyətində olan elementləri ehtiva edən maddələr, məsələn, H + N +3 O 2, H 2 O 2 -1, S 0, I 2 0, Cr +3 Cl 3, Mn +4 O 2 -2, redoks ikiliyi. Reaksiya partnyorundan asılı olaraq, bu cür maddələr həm elektron qəbul edə, həm də bağışlaya bilər. Reduksiya və oksidləşmə məhsullarının tərkibi həm də bir çox amillərdən, o cümlədən kimyəvi reaksiyanın baş verdiyi mühitdən, reagentlərin konsentrasiyasından və redoks prosesində partnyorun aktivliyindən asılıdır. Redoks reaksiyası üçün tənlik yaratmaq üçün elementlərin oksidləşmə dərəcələrinin necə dəyişdiyini və oksidləşdirici və reduksiya agentinin başqa hansı birləşmələrə çevrildiyini bilmək lazımdır.

Redoks reaksiyalarının təsnifatı. Redoks reaksiyalarının dörd növü var.

1. Molekullararası– oksidləşdirici və reduksiyaedicinin müxtəlif maddələr olduğu reaksiyalar: Zn 0 + Cu + 2 SO 4 = Zn + 2 SO 4 + Cu 0 .

2. Müxtəlif elementlərin atomları şəklində oksidləşdirici maddə və reduksiya agenti olan mürəkkəb birləşmələrin termik parçalanması zamanı oksidləşmə-qaytarma reaksiyaları baş verir, bunlara intramolekulyar: (N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 = N 2 0 + Cr +3 2 O 3 + 4H 2 O.

3. Reaksiyalar disproporsionallıq aralıq oksidləşmə vəziyyətində olan elementləri ehtiva edən birləşmələr qeyri-sabit olduğu şərtlərə (məsələn, yüksək temperaturda) məruz qaldıqda baş verə bilər. Bu elementin oksidləşmə vəziyyəti həm artır, həm də azalır: 2H 2 O 2 -1 = O 0 2 + 2 H 2 O -2.

4. Reaksiyalar əks mütənasiblik- bunlar müxtəlif oksidləşmə vəziyyətlərində eyni elementi ehtiva edən bir oksidləşdirici maddə ilə azaldıcı agent arasında qarşılıqlı təsir prosesləridir. Nəticədə, oksidləşmə məhsulu və reduksiya məhsulu müəyyən bir elementin atomlarının aralıq oksidləşmə vəziyyəti olan bir maddədir:

Na 2 S +4 O 3 + 2Na 2 S -2 + 6HCl = 3S 0 + 6NaCl + 3H 2 O.

Qarışıq reaksiyalar da var. Məsələn, molekuldaxili əks mütənasiblik reaksiyasına ammonium nitratın parçalanma reaksiyası daxildir: N -3 H 4 N +5 O 3 = N +1 2 O + 2H 2 O.

Redoks reaksiyalarının tənliklərinin tərtib edilməsi. Redoks reaksiyaları üçün tənlikləri tərtib etmək üçün elektron balans metodu və elektron-ion yarım reaksiya metodu ən çox istifadə olunur.

Elektron balans üsulu adətən qazlar, bərk cisimlər və ərimələrdə baş verən redoks reaksiyalarının tənliklərini tərtib etmək üçün istifadə olunur. Əməliyyatların ardıcıllığı aşağıdakı kimidir:

1. Molekulyar formada reagentlərin və reaksiya məhsullarının düsturlarını yazın: FeCl 3 + H 2 S → FeCl 2 + S + HCl;

2. Reaksiya zamanı onu dəyişən atomların oksidləşmə vəziyyətini təyin edin: Fe 3+ Cl 3 + H 2 S -2 → Fe 2+ Cl 2 + S 0 + HCl;

3. Oksidləşmə dərəcələrinin dəyişməsi əsasında reduksiyaedicinin verdiyi elektronların sayı və oksidləşdiricinin qəbul etdiyi elektronların sayı müəyyən edilir; verilən və qəbul edilən elektronların sayının bərabərliyi prinsipini nəzərə alaraq elektron balans tərtib edin:

Fe +3 +1 e= Fe +2 ½ ∙2

S -2 – 2 e= S 0 ½ ∙1

4. Elektron balans faktorları redoks reaksiya tənliyinə əsas stoxiometrik əmsallar kimi yazılır: 2FeCl 3 + H 2 S → 2FeCl 2 + S + HCl.

5. Reaksiyada qalan iştirakçıların stoxiometrik əmsallarını seçin: 2FeCl 3 + H 2 S = 2FeCl 2 + S + 2HCl.

Elektron-ion yarım reaksiya üsulu sulu məhlulda baş verən reaksiyalar, habelə elementlərin oksidləşmə dərəcələrini müəyyən etmək çətin olan maddələrlə əlaqəli reaksiyalar üçün tənliklərin tərtibində istifadə olunur. Bu üsula görə reaksiya tənliyinin qurulmasının aşağıdakı əsas mərhələləri fərqləndirilir:

1. Reduksiya edən reduksiyanı, oksidləşdirici maddəni və reaksiyanın baş verdiyi mühiti (turşu, neytral və ya qələvi) göstərməklə prosesin ümumi molekulyar diaqramını yazın. Misal üçün:

SO 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 (sulandırılmış) → ...

2. Sulu məhlulda elektrolitlərin dissosiasiyasını nəzərə alaraq, bu sxem molekulyar-ionik qarşılıqlı təsir şəklində təqdim olunur. H + və OH - ionları istisna olmaqla, atomların oksidləşmə vəziyyəti dəyişməyən ionlar diaqramda göstərilmir:

SO 2 + Cr 2 O 7 2– + H + → ...

3. Reduksiyaedici və oksidləşdirici maddənin oksidləşmə dərəcələrini, habelə onların qarşılıqlı təsir məhsullarını təyin edin:

4. Oksidləşmə və reduksiya yarımreaksiyalarının maddi balansını yazın:

5. Verilən və qəbul edilən elektronların bərabərliyi prinsipini nəzərə alaraq yarımreaksiyaları yekunlaşdırın:

SO 2 + 2H 2 O – 2 e= SO 4 2– + 4H + ½ ∙3

Cr 2 O 7 2– + 14H + + 6 e= 2Cr 3+ + 7H 2 O ½ ∙1

3SO 2 + 6H 2 O + Cr 2 O 7 2– + 14H + = 3SO 4 2– + 12H + + 2Cr 3+ + 7H 2 O

eyni adlı hissəcikləri ixtisar etməklə ümumi ion-molekulyar tənliyi əldə edirik:

3SO 2 + Cr 2 O 7 2– + 2H + = 3SO 4 2– + 2Cr 3+ + H 2 O.

6. Oksidləşmə-reduksiya prosesində iştirak etməmiş ionları əlavə edin, onların miqdarını sol və sağda bərabərləşdirin və reaksiyanın molekulyar tənliyini yazın:

3SO 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 (sulandırılmış) = Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

Oksidləşmə və reduksiyanın yarım reaksiyaları üçün material balansı tərtib edərkən, oksidləşdirici maddənin və reduksiyaedicinin hissəciklərinə daxil olan oksigen atomlarının sayı dəyişdikdə, sulu məhlullarda oksigenin bağlanması və ya əlavə edilməsinin baş verdiyini nəzərə almaq lazımdır. su molekullarının və mühitin ionlarının iştirakı ilə.

Oksidləşmə prosesi zamanı reduksiyaedici maddə hissəciyinə bağlanan bir oksigen atomu üçün turşu və neytral mühitlərdə bir molekul su sərf olunur və iki H+ ionu əmələ gəlir; qələvi mühitdə iki hidroksid ionu OH - istehlak edilir və bir molekul su əmələ gəlir.

Reduksiya prosesi zamanı oksidləşdirici maddə hissəciyinin bir oksigen atomunu turşu mühitdə bağlamaq üçün iki H + ionu sərf edilir və bir su molekulu əmələ gəlir; neytral və qələvi mühitlərdə bir H 2 O molekulu istehlak edilir və iki OH - ionu əmələ gəlir (Cədvəl 2).

cədvəl 2

Oksigen atomlarının balansı

redoks reaksiyalarında

Tənliklər tərtib edərkən nəzərə alınmalıdır ki, oksidləşdirici maddə (və ya azaldıcı maddə) yalnız əsas redoks reaksiyasında deyil, həm də nəticədə meydana gələn reaksiya məhsullarını bağlayarkən istehlak edilə bilər, yəni. orta və duz əmələ gətirici kimi çıxış edir. Bir oksidləşdirici maddənin mühitin rolunu oynadığı bir nümunə, bir metalın nitrat turşusunda oksidləşmə reaksiyasıdır:

3Cu + 2HNO3(oksidləşdirici) + 6HNO3(orta) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

və ya 3Cu + 8HNO 3(dil) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

Azaldıcı agentin reaksiyanın baş verdiyi mühit olduğuna misal olaraq xlorid turşusunun kalium dikromat ilə oksidləşməsini göstərmək olar: 6HCl (azaldıcı agent) + K 2 Cr 2 O 7 + 8HCl (orta) = 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 2KCl + 7H 2 O

və ya 14HCl + K 2 Cr 2 O 7 = 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 2KCl + 7H 2 O.

Redoks reaksiyalarının iştirakçılarının kəmiyyət, kütlə və həcm nisbətlərini hesablayarkən kimyanın əsas stoxiometrik qanunlarından və xüsusən də ekvivalentlər qanunundan istifadə olunur. ekvivalent sayı Oksidləşdirici maddənin ekvivalent nömrəsi oksidləşdirici maddənin bir düstur vahidinin qəbul etdiyi elektronların sayına, azaldıcı maddənin ekvivalent nömrəsi isə reduksiyaedicinin bir formula vahidinin imtina etdiyi elektronların sayına bərabərdir.

Əlaqədar məlumat.