Klasifikacija hemijskih reakcija u neorganskoj i organskoj hemiji. Redoks reakcije i reakcije koje se javljaju bez promjene oksidacijskog stanja atoma Reakcije bez promjene oksidacijskog stanja atoma

Oksidaciono-redukcione reakcije (ORR) – reakcije koje se javljaju s promjenom oksidacijskog stanja atoma koji čine reagirajuće tvari kao rezultat prijenosa elektrona s jednog atoma na drugi.

Oksidacijsko stanje – formalni naboj atoma u molekulu, izračunat pod pretpostavkom da se molekul sastoji samo od jona.

Najelektronegativniji elementi u jedinjenju imaju negativna oksidaciona stanja, a atomi elemenata sa nižom elektronegativnošću imaju pozitivna oksidaciona stanja.

Oksidacijsko stanje je formalni koncept; u nekim slučajevima, oksidaciono stanje se ne poklapa sa valencijom.

Na primjer: N 2 H 4 (hidrazin)

stepen oksidacije azota – -2; valencija azota – 3.

Proračun oksidacionog stanja

Za izračunavanje oksidacijskog stanja elementa treba uzeti u obzir sljedeće odredbe:

1. Oksidacijska stanja atoma u jednostavnim supstancama jednaka su nuli (Na 0; H 2 0).

2. Algebarski zbir oksidacionih stanja svih atoma koji čine molekul uvek je jednak nuli, a u kompleksnom jonu ovaj zbir je jednak naboju jona.

3. Atomi imaju konstantno oksidaciono stanje: alkalni metali (+1), zemnoalkalni metali (+2), vodonik (+1) (osim hidrida NaH, CaH 2 itd., gde je oksidaciono stanje vodonika - 1), kiseonik (-2 ) (osim F 2 -1 O +2 i peroksida koji sadrže –O–O– grupu, u kojima je oksidaciono stanje kiseonika -1).

4. Za elemente, pozitivno oksidaciono stanje ne može preći vrijednost jednaku broju grupe periodnog sistema.

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

Reakcije sa i bez promjena oksidacijskog stanja

Postoje dvije vrste hemijskih reakcija:

A Reakcije u kojima se oksidacijsko stanje elemenata ne mijenja:

Reakcije adicije: SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3

Reakcije raspadanja: Cu(OH) 2  CuO + H 2 O

Reakcije razmjene: AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O

B Reakcije u kojima dolazi do promjene oksidacijskih stanja atoma elemenata koji čine jedinjenja koja reaguju:

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

Takve reakcije se nazivaju redoks reakcije .

Oksidacija, redukcija

U redoks reakcijama, elektroni se prenose s jednog atoma, molekula ili jona na drugi. Proces gubitka elektrona je oksidacija. Tokom oksidacije, oksidaciono stanje se povećava:

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

Proces dodavanja elektrona je redukcija. Tokom redukcije, oksidaciono stanje se smanjuje.

Mn +4 + 2ē Mn +2

Sr +6 +3ē Cr +3

Cl 2 0 +2ē 2Cl -

O 2 0 + 4ē 2O -2

Atomi ili ioni koji dobijaju elektrone u datoj reakciji su oksidanti, a oni koji doniraju elektrone su redukcioni agensi.

Redox svojstva tvari i oksidacijsko stanje njenih sastavnih atoma

Jedinjenja koja sadrže atome elemenata sa maksimalnim oksidacionim stanjem mogu biti samo oksidanti zbog ovih atoma, jer već su se odrekli svih svojih valentnih elektrona i sposobni su da prihvate samo elektrone. Maksimalno oksidaciono stanje atoma elementa jednako je broju grupe u periodnoj tablici kojoj element pripada. Jedinjenja koja sadrže atome elemenata sa minimalnim oksidacionim stanjem mogu služiti samo kao redukcioni agensi, jer su sposobna da doniraju samo elektrone, jer vanjski energetski nivo takvih atoma upotpunjuje osam elektrona. Minimalno oksidaciono stanje atoma metala je 0, za nemetale - (n–8) (gde je n broj grupe u periodnom sistemu). Spojevi koji sadrže atome elemenata sa srednjim oksidacijskim stanjima mogu biti i oksidacijski i redukcijski agensi, ovisno o partneru s kojim stupaju u interakciju i uvjetima reakcije.

REDOX REAKCIJE

Oksidacijsko stanje

Oksidacijsko stanje je nazivni naboj atoma u molekuli, izračunat pod pretpostavkom da se molekula sastoji od jona i općenito je električno neutralna.

Najelektronegativniji elementi u jedinjenju imaju negativna oksidaciona stanja, a atomi elemenata sa manje elektronegativnosti imaju pozitivna oksidaciona stanja.

Oksidacijsko stanje je formalni koncept; u nekim slučajevima, oksidaciono stanje se ne poklapa sa valentnošću.

Na primjer:

N2H4 (hidrazin)

stepen oksidacije azota – -2; valencija azota – 3.

Proračun oksidacionog stanja

Za izračunavanje oksidacijskog stanja elementa treba uzeti u obzir sljedeće odredbe:

1. Oksidacijska stanja atoma u jednostavnim supstancama jednaka su nuli (Na 0; H2 0).

2. Algebarski zbir oksidacionih stanja svih atoma koji čine molekul je uvek jednak nuli, a u kompleksnom jonu ovaj zbir je jednak naboju jona.

3. Atomi imaju konstantno oksidaciono stanje: alkalni metali (+1), zemnoalkalni metali (+2), vodonik (+1) (osim hidrida NaH, CaH2 itd., gde je oksidaciono stanje vodonika -1 ), kiseonik (-2) (osim F 2 -1 O +2 i peroksida koji sadrže –O–O– grupu, u kojima je oksidaciono stanje kiseonika -1).

4. Za elemente, pozitivno oksidaciono stanje ne može preći vrijednost jednaku broju grupe periodnog sistema.

primjeri:

V 2 +5 O 5 -2 ;N / A 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 ;N / A 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2

Reakcije bez i sa promjenama oksidacijskog stanja

Postoje dvije vrste hemijskih reakcija:

Reakcije u kojima se oksidacijsko stanje elemenata ne mijenja:

Reakcije sabiranja

SO 2 +Na 2 O → Na 2 SO 3

Reakcije razgradnje

Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O

Reakcije razmjene

AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O

BReakcije u kojima dolazi do promjene oksidacijskih stanja atoma elemenata koji čine jedinjenja koja reaguju:

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

Takve reakcije se nazivaju redoks reakcije

Redoks reakcije su reakcije u kojima se mijenjaju oksidacijska stanja atoma. Redox reakcije su vrlo česte. Sve reakcije sagorevanja su redoks.
Redoks reakcija se sastoji od dva procesa koji se ne mogu odvijati odvojeno jedan od drugog. Proces povećanja oksidacionog stanja naziva se oksidacija. Istovremeno sa oksidacijom dolazi do redukcije, odnosno procesa smanjenja oksidacionog stanja.

Oksidacija, redukcija

Shodno tome, u redoks reakcijama postoje dva glavna učesnika: oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo. Proces gubitka elektrona je oksidacija. Tokom oksidacije, oksidaciono stanje se povećava. Tokom reakcije, oksidaciono sredstvo snižava svoje oksidaciono stanje i redukuje. Ovdje je potrebno razlikovati oksidirajući kemijski element i oksidirajuću supstancu.

N +5 - oksidant; HN +5 O3 i NaN +5 O 3 - oksidirajuća sredstva.
Ako kažemo da su dušična kiselina i njene soli jaka oksidacijska sredstva, onda pod tim podrazumijevamo da su oksidant atomi dušika s oksidacijskim stanjem +5, a ne cijela tvar u cjelini.
Drugi obavezni učesnik u redoks reakciji naziva se redukciono sredstvo. Proces dodavanja elektrona je redukcija. Tokom redukcije, oksidaciono stanje se smanjuje.

Redukciono sredstvo povećava svoj oksidacioni broj oksidacijom tokom reakcije. Kao iu slučaju oksidacijskog sredstva, treba razlikovati redukcijsku tvar i redukcijski kemijski element. Kada provodimo reakciju redukcije aldehida u alkohol, ne možemo uzeti samo vodik sa oksidacijskim stanjem od -1, već uzeti neku vrstu hidrida, po mogućnosti litij aluminij hidrid.

N -1 - redukciono sredstvo; NaH -1 i LiAlH -1 4 - redukcioni agensi.
U redoks reakcijama, potpuni prijenos elektrona iz redukcijskog agensa u oksidacijski agens je izuzetno rijedak, jer postoji malo spojeva s ionskim vezama. Ali kada sređujemo koeficijente, polazimo od pretpostavke da do takvog prijelaza ipak dolazi. Ovo omogućava pravilno određivanje glavnih koeficijenata ispred formula oksidacionog agensa i redukcionog sredstva.
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 - redukciono sredstvo, oksidacija
Mn +7 + 5e → Mn +2 2 - oksidant, redukcija

Atomi ili ioni koji dobijaju elektrone u datoj reakciji su oksidanti, a oni koji doniraju elektrone su redukcioni agensi.

Redox svojstva tvari i oksidacijsko stanje njenih sastavnih atoma

Jedinjenja koja sadrže atome elemenata sa maksimalnim oksidacionim stanjem mogu biti samo oksidanti zbog ovih atoma, jer već su se odrekli svih svojih valentnih elektrona i sposobni su da prihvate samo elektrone. Maksimalno oksidaciono stanje atoma elementa jednako je broju grupe u periodnoj tablici kojoj element pripada. Jedinjenja koja sadrže atome elemenata sa minimalnim oksidacionim stanjem mogu služiti samo kao redukcioni agensi, jer su sposobna da doniraju samo elektrone, jer vanjski energetski nivo takvih atoma upotpunjuje osam elektrona. Minimalno oksidaciono stanje za atome metala je 0, za nemetale - (n–8) (gde je n broj grupe u periodnom sistemu). Spojevi koji sadrže atome elemenata sa srednjim oksidacijskim stanjima mogu biti i oksidacijski i redukcijski agensi, ovisno o partneru s kojim stupaju u interakciju i uvjetima reakcije.

Najvažniji redukcijski i oksidacijski agensi

reduktori:

metali,

vodonik,

ugalj.

Ugljen (II) monoksid (CO).

Vodonik sulfid (H 2 S);

sumpor oksid (IV) (SO 2);

sumporna kiselina H 2 SO 3 i njene soli.

Halovodične kiseline i njihove soli.

Kationi metala u nižim oksidacionim stanjima: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3.

Dušična kiselina HNO 2;

amonijak NH 3;

hidrazin NH 2 NH 2 ;

dušikov oksid (II) (NO).

Katoda tokom elektrolize.

Oksidirajuća sredstva

Halogeni.

Kalijum permanganat (KMnO 4);

kalijum manganat (K 2 MnO 4);

mangan (IV) oksid (MnO 2).

Kalijum dihromat (K 2 Cr 2 O 7);

kalijum hromat (K 2 CrO 4).

Dušična kiselina (HNO 3).

Sumporna kiselina (H 2 SO 4) konc.

Bakar(II) oksid (CuO);

olovo(IV) oksid (PbO 2);

srebrni oksid (Ag 2 O);

vodonik peroksid (H 2 O 2).

Gvožđe(III) hlorid (FeCl 3).

Bertoletova so (KClO 3).

Anoda tokom elektrolize.

Svaku takvu polureakciju karakterizira standardni redoks potencijal E 0 (dimenzija - volti, V). Što je veći E0, jači je oksidirajući oblik kao oksidacijsko sredstvo, a slabiji reducirani oblik kao redukcijski agens, i obrnuto.

Polureakcija se uzima kao referentna tačka za potencijale: 2H + + 2ē ® H 2, za koje je E 0 =0

Za polureakcije M n+ + nē ® M 0, E 0 se naziva standardnim elektrodnim potencijalom. Na osnovu veličine ovog potencijala, metali se obično postavljaju u niz standardnih elektrodnih potencijala (niz metalnih napona):

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

Brojni naponi karakterišu hemijska svojstva metala:

1. Što se metal dalje nalazi u naponskom nizu, to je njegova redukciona sposobnost jača i slabija oksidaciona sposobnost njegovog jona u rastvoru (tj. lakše odustaje od elektrona (oksidira) i to je teže da bi njegovi joni ponovo vezali elektrone).

2. Svaki metal je sposoban da istisne iz rastvora soli one metale koji se nalaze u nizu napona desno od njega, tj. reducira ione naknadnih metala u električno neutralne atome, donirajući elektrone i pretvarajući se u same ione.

3. Samo metali koji su u naponskom nizu lijevo od vodonika (H) mogu ga istisnuti iz kiselih otopina (na primjer, Zn, Fe, Pb, ali ne i Cu, Hg, Ag).

Galvanske ćelije

Svaka dva metala, potopljena u otopine svojih soli, koje međusobno komuniciraju kroz sifon napunjen elektrolitom, formiraju galvansku ćeliju. Metalne ploče uronjene u otopine nazivaju se elektrodama elementa.

Ako spojite vanjske krajeve elektroda (polove elementa) žicom, tada se elektroni počinju kretati od metala, koji ima niži potencijal, do metala koji ima veći potencijal (na primjer, od Zn do Pb). Odlazak elektrona narušava ravnotežu koja postoji između metala i njegovih iona u otopini i uzrokuje prelazak novog broja jona u otopinu – metal se postepeno otapa. U isto vrijeme, elektroni koji prelaze na drugi metal ispuštaju ione u otopini na njegovoj površini - metal se oslobađa iz otopine. Elektroda na kojoj dolazi do oksidacije naziva se anoda. Elektroda na kojoj dolazi do redukcije naziva se katoda. U olovno-cink ćeliji, cinkova elektroda je anoda, a olovna elektroda je katoda.

Dakle, u zatvorenoj galvanskoj ćeliji dolazi do interakcije između metala i otopine soli drugog metala, koji nisu u direktnom kontaktu jedan s drugim. Atomi prvog metala, odustajući od elektrona, pretvaraju se u ione, a ioni drugog metala, dodajući elektrone, pretvaraju se u atome. Prvi metal istiskuje drugi iz otopine svoje soli. Na primjer, tokom rada galvanske ćelije sastavljene od cinka i olova, uronjenih u otopine Zn(NO 3) 2 i Pb(NO 3) 2, na elektrodama se dešavaju sljedeći procesi:

Zn – 2ē → Zn 2+

Pb 2+ + 2ē → Pb

Sumirajući oba procesa, dobijamo jednačinu Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+, koja izražava reakciju koja se dešava u elementu u jonskom obliku. Molekularna jednadžba za istu reakciju bi bila:

Zn + Pb(NO 3) 2 → Pb + Zn(NO 3) 2

Elektromotorna sila galvanske ćelije jednaka je razlici potencijala između njene dvije elektrode. Prilikom njegovog određivanja, manji se uvijek oduzima od većeg potencijala. Na primjer, elektromotorna sila (emf) razmatranog elementa jednaka je:

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

Imat će ovu vrijednost pod uvjetom da su metali uronjeni u otopine u kojima je koncentracija jona 1 g-ion/l. Kod drugih koncentracija otopina, vrijednosti elektrodnih potencijala bit će nešto drugačije. Mogu se izračunati pomoću formule:

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

gdje je E željeni metalni potencijal (u voltima)

E 0 - njegov normalan potencijal

n - valencija metalnih jona

C - koncentracija jona u rastvoru (g-ion/l)

Primjer

Odredite elektromotornu silu elementa (emf) formiranog od cinkove elektrode uronjene u 0,1 M rastvor Zn(NO 3) 2 i olovne elektrode uronjene u 2 M rastvor Pb(NO 3) 2.

Rješenje

Izračunavamo potencijal cinkove elektrode:

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

Izračunavamo potencijal olovne elektrode:

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

Pronađite elektromotornu silu elementa:

E.m.f. = -0,12 – (-0,79) = 0,67 v

Elektroliza

Elektroliza Proces razgradnje tvari električnom strujom naziva se.

Suština elektrolize je da kada se struja prođe kroz otopinu elektrolita (ili rastopljenog elektrolita), pozitivno nabijeni ioni se kreću ka katodi, a negativno nabijeni ioni kreću se prema anodi. Dolaskom do elektroda, ioni se ispuštaju, uslijed čega se komponente otopljenog elektrolita ili vodika i kisika iz vode oslobađaju na elektrodama.

Za pretvaranje različitih iona u neutralne atome ili grupe atoma, potrebni su različiti naponi električne struje. Neki joni gube naboj lakše, drugi teže. Stepen lakoće s kojom se metalni joni ispuštaju (dobijaju elektrone) određen je položajem metala u nizu napona. Što je metal dalje u naponskoj seriji, to je veći njegov negativni potencijal (ili manje pozitivan potencijal), teže je, pod jednakim uvjetima, njegove ione isprazniti (Au 3+, Ag + joni su najlakši za pražnjenje; najteži su Li +, Rb +, K +).

Ako se u otopini istovremeno nalaze joni nekoliko metala, tada se prvo ispuštaju ioni metala s nižim negativnim potencijalom (ili većim pozitivnim potencijalom). Na primjer, metalni bakar se prvo oslobađa iz otopine koja sadrži ione Zn 2+ i Cu 2+. Ali veličina potencijala metala također ovisi o koncentraciji njegovih iona u otopini; lakoća pražnjenja jona svakog metala također se mijenja ovisno o njihovoj koncentraciji: povećanje koncentracije olakšava pražnjenje iona, smanjenje otežava. Stoga se tokom elektrolize otopine koja sadrži ione nekoliko metala može dogoditi da do oslobađanja aktivnijeg metala dođe prije nego do oslobađanja manje aktivnog (ako je koncentracija iona prvog metala značajna i koncentracija drugog je vrlo mala).

U vodenim rastvorima soli, pored jona soli, uvek se nalaze i joni vode (H+ i OH-). Od njih će se ioni vodonika isprazniti lakše nego ioni svih metala koji prethode vodoniku u naponskom nizu. Međutim, zbog neznatne koncentracije vodikovih jona tokom elektrolize svih soli, osim soli najaktivnijih metala, na katodi se oslobađa metal, a ne vodonik. Samo tokom elektrolize soli natrijuma, kalcijuma i drugih metala do uključujući aluminijum, ioni vodonika se ispuštaju i oslobađa se vodonik.

Na anodi se mogu isprazniti ili ioni kiselih ostataka ili hidroksilni joni vode. Ako ioni kiselih ostataka ne sadrže kiseonik (Cl -, S 2-, CN - itd.), onda se obično ovi ioni, a ne hidroksilni, mnogo teže gube naboj, a Cl 2, S, itd. se oslobađaju na anodi .d. Naprotiv, ako se sol kiseline koja sadrži kisik ili sama kiselina podvrgne elektrolizi, tada se ispuštaju hidroksilni ioni, a ne ioni ostataka kisika. Neutralne OH grupe nastale tokom pražnjenja hidroksilnih jona odmah se razlažu prema jednačini:

4OH → 2H2O + O2

Kao rezultat, kisik se oslobađa na anodi.

Elektroliza rastvora nikl hlorida NiCl 2

Rastvor sadrži Ni 2+ i Cl - ione, kao i H + i OH - ione u zanemarljivim koncentracijama. Kada se struja prođe, ioni Ni 2+ kreću se do katode, a Cl - ioni se kreću ka anodi. Uzimajući dva elektrona s katode, ioni Ni 2+ pretvaraju se u neutralne atome koji se oslobađaju iz otopine. Katoda se postepeno oblaže niklom.

Ioni klora, došavši do anode, predaju joj elektrone i pretvaraju se u atome klora, koji, kada se spoje u parove, formiraju molekule klora. Klor se oslobađa na anodi.

Dakle, na katodi postoji proces oporavka, na anodi – proces oksidacije.

Elektroliza rastvora kalijum jodida KI

Kalijum jodid je u rastvoru u obliku K+ i I - jona. Kada se struja prođe, K+ joni se kreću ka katodi, I - joni se kreću ka anodi. Ali budući da je kalijum mnogo lijevo od vodonika u nizu napona, na katodi se ne ispuštaju joni kalija, već vodikovi joni vode. Atomi vodonika koji se formiraju u ovom slučaju spajaju se u molekule H 2 i tako se vodik oslobađa na katodi.

Kako se ioni vodika ispuštaju, sve više molekula vode se disocira, uslijed čega se na katodi akumuliraju hidroksilni ioni (oslobođeni iz molekula vode), kao i joni K+ koji se neprekidno kreću ka katodi. Formira se rastvor KOH.

Jod se oslobađa na anodi, jer se I - joni lakše ispuštaju od hidroksilnih jona vode.

Elektroliza rastvora kalijum sulfata

Rastvor sadrži jone K +, SO 4 2- i H + i OH - ione iz vode. Pošto se joni K+ teže isprazne od H+ jona, a SO 4 2- joni od OH - jona, onda će se pri prolasku električne struje isprazniti ioni vodonika na katodi, a hidroksilne grupe na anodi, tj. je, u stvari, elektroliza vode. Istovremeno, usled pražnjenja vodikovih i hidroksil iona vode i neprekidnog kretanja K+ iona ka katodi, i SO 4 2- iona ka anodi, na katodi nastaje rastvor alkalije (KOH), a na anodi se formira rastvor sumporne kiseline.

Elektroliza rastvora bakar sulfata sa bakrenom anodom

Elektroliza se događa na poseban način kada je anoda napravljena od istog metala čija se sol nalazi u otopini. U ovom slučaju se na anodi ne ispuštaju ioni, već se sama anoda postepeno otapa, šaljući ione u otopinu i donirajući elektrone izvoru struje.

Cijeli proces se svodi na oslobađanje bakra na katodi i postepeno otapanje anode. Količina CuSO 4 u rastvoru ostaje nepromenjena.

Zakoni elektrolize (M. Faraday)

1. Težina supstance koja se oslobađa tokom elektrolize je proporcionalna količini električne energije koja teče kroz rastvor i praktično ne zavisi od drugih faktora.

2. Jednake količine električne energije oslobađaju se tokom elektrolize iz različitih hemijskih jedinjenja u ekvivalentnim količinama supstanci.

3. Da bi se izolovao jedan gram ekvivalenta bilo koje supstance iz rastvora elektrolita, 96.500 kulona električne energije mora biti propušteno kroz rastvor.

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

gdje je m (x) količina reducirane ili oksidirane tvari (g);

I je jačina prenesene struje (a);

t - vrijeme elektrolize (s);

M(x) - molarna masa;

n je broj elektrona stečenih ili odbačenih u redoks reakcijama;

F - Faradejeva konstanta (96500 kul/mol).

Na osnovu ove formule možete napraviti niz proračuna vezanih za proces elektrolize, na primjer:

1. Izračunajte količine tvari koje se oslobađaju ili razlažu određenom količinom električne energije;

2. Odrediti jačinu struje prema količini oslobođene supstance i vremenu utrošenom na njeno oslobađanje;

3. Odredite koliko će vremena trebati da se oslobodi određena količina supstance pri datoj struji.

Primjer 1

Koliko grama bakra će se osloboditi na katodi kada se struja od 5 ampera propušta kroz rastvor bakar sulfata CuSO 4 tokom 10 minuta?

Rješenje

Odredimo količinu električne energije koja teče kroz rješenje:

Q = To,

gdje je I struja u amperima;

t – vrijeme u sekundama.

Q = 5A 600 s = 3000 kulona

Ekvivalent bakra (at. masa 63,54) je 63,54: 2 = 31,77. Dakle, 96500 kulona oslobađa 31,77 g bakra. Potrebna količina bakra:

m = (31,77 3000) / 96500 » 0,98 g

Primjer 2

Koliko je vremena potrebno da se struja od 10 ampera prođe kroz kiseli rastvor da se dobije 5,6 litara vodonika (u normalnim uslovima)?

Rješenje

Nalazimo količinu električne energije koja mora proći kroz otopinu da bi se iz njega oslobodilo 5,6 litara vodonika. Pošto je 1 g-ekv. vodonik zauzima na n. u. zapremina je 11,2 l, tada potrebna količina struje

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

Odredimo trenutno vrijeme prolaska:

t = Q / I = 48250 / 10 = 4825 s = 1 h 20 min 25 s

Primjer 3

Prilikom prolaska struje kroz otopinu srebrove soli na katodi, ona se oslobađa za 10 minuta. 1 g srebra. Odredite jačinu struje.

Rješenje

1 g-ekv. srebra je jednako 107,9 g. Da bi se oslobodio 1 g srebra, 96500 mora proći kroz rastvor: 107,9 = 894 kulona. Otuda i snaga struje

I = 894 / (10 60)" 1,5 A

Primjer 4

Nađite ekvivalent kalaja ako pri struji od 2,5 ampera iz otopine SnCl 2 za 30 minuta. Oslobađa se 2,77 g kalaja.

Rješenje

Količina električne energije koja prolazi kroz rastvor za 30 minuta.

Q = 2,5 30 60 = 4500 kulona

Budući da je za oslobađanje 1 g-ekv. Potrebno je 96.500 kulona, ​​dakle ekvivalent kalaja.

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

Korozija

Pre nego što završimo našu raspravu o elektrohemiji, primenimo stečeno znanje na proučavanje jednog veoma važnog problema - korozija metali Korozija je uzrokovana oksidaciono-redukcijskim reakcijama u kojima se metal, kao rezultat interakcije s nekom tvari u svom okruženju, pretvara u nepoželjno jedinjenje.

Jedan od najpoznatijih procesa korozije je rđanje gvožđa. Sa ekonomske tačke gledišta, ovo je veoma važan proces. Procjenjuje se da se 20% željeza koje se godišnje proizvede u Sjedinjenim Državama koristi za zamjenu proizvoda od željeza koji su postali neupotrebljivi zbog rđe.

Poznato je da kiseonik učestvuje u rđenju gvožđa; gvožđe ne oksidira u vodi u odsustvu kiseonika. Voda takođe učestvuje u procesu rđe; gvožđe ne korodira u oksigeniranom ulju sve dok u njemu nema tragova vode. Rđanje ubrzava niz faktora, kao što su pH okoline, prisustvo soli u njoj, kontakt gvožđa sa metalom koji se teže oksidira od gvožđa, kao i pod uticajem mehaničkog naprezanja.

Korozija gvožđa je u principu elektrohemijski proces. Neka područja površine željeza služe kao anoda na kojoj se događa njegova oksidacija:

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

Elektroni koji nastaju u ovom slučaju kreću se kroz metal u druge dijelove površine, koji igraju ulogu katode. Na njima dolazi do smanjenja kisika:

O 2 (g.) + 4H + (vod.) + 4e - → 2H 2 O (l.) Eº vraćanje = 1,23 V

Imajte na umu da H+ joni učestvuju u procesu redukcije O2. Ako se koncentracija H+ smanjuje (tj. kako se pH povećava), smanjenje O2 postaje teže. Uočeno je da gvožđe u kontaktu sa rastvorom čija je pH vrednost iznad 9-10 ne korodira. Tokom procesa korozije, ioni Fe 2+ formirani na anodi oksidiraju se u Fe 3+. Fe 3+ joni formiraju hidratizirani željezov (III) oksid, koji se naziva hrđa:

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

Budući da ulogu katode obično ima onaj dio površine koji je najbolje opskrbljen prilivom kisika, na tim područjima najčešće se javlja rđa. Ako pažljivo pregledate lopatu koja je neko vrijeme stajala na otvorenom, vlažnom zraku sa zalijepljenom prljavštinom za oštricu, primijetit ćete da su se ispod prljavštine na površini metala stvorile udubljenja, a rđa se pojavila svuda gdje bi O2 mogao penetrirati.

Vozači se često susreću sa povećanom korozijom u prisustvu soli u područjima gdje su putevi zimi obilno posipani solju kako bi se spriječili ledeni uslovi. Učinak soli objašnjava se činjenicom da ioni koje stvaraju stvaraju elektrolit neophodan za stvaranje zatvorenog električnog kruga.

Prisustvo anodnih i katodnih mesta na površini gvožđa dovodi do stvaranja dve različite hemijske sredine na njoj. Mogu nastati zbog prisutnosti nečistoća ili defekata u kristalnoj rešetki (očito uzrokovanih naprezanjima unutar metala). Na mjestima gdje postoje takve nečistoće ili defekti, mikroskopsko okruženje određenog atoma željeza može uzrokovati blago povećanje ili smanjenje njegovog oksidacijskog stanja u odnosu na normalne položaje u kristalnoj rešetki. Stoga takva mjesta mogu igrati ulogu anoda ili katoda. Izuzetno čisto gvožđe, u kojem je broj takvih defekata svedeno na minimum, mnogo manje korodira od običnog gvožđa.

Gvožđe je često premazano bojom ili nekim drugim metalom kao što je kalaj, cink ili hrom kako bi se njegova površina zaštitila od korozije. Takozvana „kalajna ploča“ se dobija prekrivanjem lima tankim slojem kalaja. Kalaj štiti željezo samo dok je zaštitni sloj netaknut. Čim se ošteti, zrak i vlaga počinju utjecati na željezo; Kositar čak ubrzava koroziju gvožđa jer služi kao katoda u procesu elektrohemijske korozije. Poređenje oksidacijskih potencijala željeza i kalaja pokazuje da se željezo oksidira lakše od kositra:

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

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

Stoga, željezo u ovom slučaju služi kao anoda i oksidira.

„Galvanizovano“ (pocinkovano) gvožđe se dobija premazivanjem gvožđa tankim slojem cinka. Cink štiti željezo od korozije čak i nakon što je narušen integritet premaza. U ovom slučaju, gvožđe igra ulogu katode tokom procesa korozije, jer cink oksidira lakše od gvožđa:

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

Posljedično, cink djeluje kao anoda i korodira umjesto željeza. Ova vrsta zaštite metala, u kojoj igra ulogu katode u procesu elektrohemijske korozije, naziva se katodna zaštita. Cijevi položene ispod zemlje često su zaštićene od korozije tako što ih čine katodom elektrohemijske ćelije. Da bi se to postiglo, blokovi nekog aktivnog metala, najčešće magnezija, zakopavaju se u zemlju duž cjevovoda i spajaju žicom s cijevima. U vlažnom tlu, aktivni metal djeluje kao anoda, a željezna cijev dobiva katodnu zaštitu.

Iako se naša rasprava fokusirala na željezo, to nije jedini metal podložan koroziji. Istovremeno, može izgledati čudno da aluminijumska limenka, nemarno ostavljena na otvorenom, korodira nemerljivo sporije od gvozdene. Sudeći po standardnim oksidacionim potencijalima aluminijuma (Eº oksid = 1,66 V) i gvožđa (Eº oksid = 0,44 V), onda treba očekivati ​​da će korozija aluminijuma nastupiti mnogo brže. Spora korozija aluminija objašnjava se činjenicom da se na njegovoj površini formira tanak, gusti film oksida, koji štiti osnovni metal od daljnje korozije. Magnezij, koji ima visok oksidacioni potencijal, zaštićen je od korozije zbog stvaranja istog oksidnog filma. Nažalost, oksidni film na površini željeza ima previše labavu strukturu i nije u stanju stvoriti pouzdanu zaštitu. Međutim, na površini legura željeza i kroma stvara se dobar zaštitni oksidni film. Takve legure nazivaju se nehrđajući čelik.

Redox procesi. Kompilacija oksidaciono-redukcionih reakcija (ORR). Metoda uzimanja u obzir promjena u oksidacijskim stanjima elemenata. Vrste OVR-a. Ion-elektronska metoda za pripremu OVR. Koncept standardnog potencijala elektrode. Korištenje standardnih redoks potencijala za određivanje osnovne mogućnosti redoks procesa.

Tema 4.2.1. Oksidacijsko stanje

Oksidacijski broj je pozitivan ili negativan broj koji se dodjeljuje svakom atomu u spoju i jednak je naboju atoma, pod pretpostavkom da su sve kemijske veze u spoju ionske. Pošto jedinjenja sa čisto jonskom hemijskom vezom ne postoje, stvarni naboji na atomima se nikada ne poklapaju sa oksidacionim stanjima. Međutim, korištenje oksidacijskih stanja omogućava nam rješavanje niza kemijskih problema.

Stupanj oksidacije elementa u spojevima određen je brojem valentnih elektrona uključenih u formiranje kemijske veze datog elementa. Ali obično, da bi se odredila oksidaciona stanja elemenata, oni ne opisuju elektronsku konfiguraciju valentnih elektrona, već koriste brojna empirijska pravila:

1. Zbir oksidacijskih stanja atoma u čestici jednak je njenom električnom naboju.

2. U jednostavnim supstancama (koje se sastoje od atoma samo jednog elementa), oksidacijsko stanje elementa je nula.

3. U binarnim jedinjenjima (sastoje se od atoma dva elementa), negativno oksidaciono stanje se pripisuje atomu veće elektronegativnosti. Obično se formule hemijskih jedinjenja pišu na način da se elektronegativniji atom pojavljuje kao drugi u formuli, iako se neke formule mogu napisati drugačije:

Ili (uobičajena notacija), ili .

4. U kompleksnim jedinjenjima, određenim atomima se dodeljuju konstantna oksidaciona stanja:

– fluor uvijek ima oksidacijsko stanje -1;

– metalni elementi obično imaju pozitivno oksidaciono stanje;

– vodonik obično ima oksidaciono stanje +1 (,), ali u jedinjenjima sa metalima (hidridima) njegovo oksidaciono stanje je -1: , ;

– kiseonik karakteriše oksidaciono stanje -2, ali sa više elektronegativnog fluora – , a u peroksidnim jedinjenjima – , , , (natrijum superoksid);

– maksimalno pozitivno oksidaciono stanje elementa obično se poklapa sa brojem grupe u kojoj se element nalazi (tablica 1).

Izuzeci:

1) maksimalno oksidaciono stanje je manje od broja grupe: F, O, He, Ne, Ar, podgrupa kobalta: Co(+2,+3); Rh, Ir (+3,+4,+6), podgrupa nikla: Ni (+2, rijetko +4); Pd, Pt (+2,+4, rijetko +6);

2) maksimalno oksidaciono stanje je veće od broja grupe: elementi podgrupe bakra: Cu (+1, +2), Au (+1, +3).

– najniže negativno oksidaciono stanje nemetalnih elemenata je definisano kao broj grupe minus 8 (tabela 4.1).

Tabela 4.1. Oksidacijska stanja nekih elemenata

Element	Broj grupe	Maksimalno pozitivno oksidaciono stanje	Najniže negativno oksidaciono stanje
N / A
Al
N			5 – 8 = -3
S			6 – 8 = -2
Cl			7 – 8 = -1

Često se javljaju poteškoće u određivanju oksidacijskih stanja u složenim spojevima - solima čija formula sadrži nekoliko atoma za koje su moguća različita oksidacijska stanja. U ovom slučaju ne može se bez poznavanja genetskog odnosa između glavnih klasa anorganskih spojeva, odnosno znanja o formulama kiselina, čiji su derivati ​​određene soli.

Na primjer: odredite oksidacijsko stanje elemenata u spoju Cr2(SO 4 ) 3 . Učenikovo rezonovanje u ovom slučaju može se konstruisati na sljedeći način: Cr2(SO 4 ) 3 - ovo je prosječna sol sumporne kiseline, u kojoj je oksidacijska stanja elemenata prilično jednostavno urediti. IN Cr2(SO 4 ) 3 sumpor i kiseonik imaju ista oksidaciona stanja, dok sulfatni jon ima naelektrisanje od 2-:. Odrediti oksidacijsko stanje hroma najlakše: . Odnosno, ova so je hrom (III) sulfat: .

Tema 4.2.2. Redox procesi

Reakcije oksidacije-redukcije (ORR) su reakcije koje se javljaju s promjenom oksidacijskog stanja elemenata. Promjena oksidacijskih stanja nastaje zbog prijenosa elektrona s jedne čestice na drugu.

Proces u kojem čestica gubi elektrone naziva se oksidacija, a sama čestica se oksidira. Proces u kojem čestica dobija elektrone naziva se redukcija, a sama čestica se reducira. To jest, redoks reakcije su jedinstvo dvaju suprotstavljenih procesa.

Oksidacijsko sredstvo je reagens koji sadrži element koji u toku redoks reakcije smanjuje svoje oksidacijsko stanje zbog dodavanja elektrona. Redukcijski agens je reagens koji sadrži element koji povećava njegovo oksidacijsko stanje gubitkom elektrona.

Na primjer:

redukciono sredstvo:

oksidant:

redukciono sredstvo:

oksidant:

Mnoge redoks reakcije su praćene promjenom boje otopine.

Na primjer:

ljubičasta	zeleno	braon	bezbojan

Mnoge redoks reakcije se široko koriste u praksi.

OSNOVNE VRSTE

REDOX REAKCIJE

1) Intermolekularne (reakcije prijenosa elektrona van sfere) su reakcije u kojima se odvija prijenos elektrona između različitih reagenasa, odnosno oksidacijski agens i redukcijski agens su dio različitih supstanci.

Ok sssssssssssssss

2) Intramolekularne (intrasferne reakcije prenosa elektrona) - u ovim reakcijama atomi različitih elemenata iste supstance su oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo.

3) Reakcije samooksidacije – samoizlječenje (disproporcionalnost) – u ovim reakcijama se oksidacijsko stanje istog elementa i povećava i smanjuje.

Tema 4.2.3. Tipični oksidanti

1) Kalijum tetraoksomanganat (VII) -

Oksidirajuća svojstva jona zavise od prirode medija:

kiselo okruženje:

Neutralno okruženje:

Alkalna sredina:

2) kalijum dihromat –

Oksidirajuća svojstva također zavise od prirode okoliša:

kiselo okruženje:

Neutralno okruženje:

Alkalna sredina:

3) Halogeni.

4) Vodonik u razblaženim kiselinama.

5) Koncentrovana sumporna kiselina

Proizvodi redukcije sumpora zavise od prirode redukcionog agensa:

Niskoaktivni metal:

Metal srednje aktivnosti:

aktivni metal:

6) Azotna kiselina

U dušičnoj kiselini bilo koje koncentracije, oksidacijski agens nisu protoni, već dušik, koji ima oksidacijsko stanje +5. Stoga se u ovim reakcijama nikada ne oslobađa vodonik. Budući da dušik ima širok raspon oksidacijskih stanja, on također ima širok raspon redukcijskih proizvoda. Produkti redukcije dušične kiseline zavise od njene koncentracije i aktivnosti redukcionog sredstva.

Kada koncentrirana dušična kiselina reagira s metalima, obično se oslobađa dušikov oksid (IV), a kod nemetala se obično oslobađa dušikov oksid (II):

Interakcija sa metalom:

Interakcija sa nemetalom:

Kada razrijeđena dušična kiselina reagira s metalima, proizvodi ovise o aktivnosti metala:

Niskoaktivni metal:

aktivni metal:

- aktivni metal i vrlo razrijeđena kiselina:

7) Koriste se i kao oksidanti PbO2 , MnO2 .

Tema 4.2.4. Tipični redukcioni agensi

1). Halogeni joni.

U seriji, svojstva redukcije se povećavaju:

2). i njegove soli:

3). Amonijak i amonijeve kationske soli:

4). derivati:

U vodenim rastvorima, kompleksi se lako transformišu u komplekse:

5). Svi metali su sposobni, iako u različitom stepenu, da pokažu redukciona svojstva.

6). Industrija koristi vodonik, ugljik (u obliku uglja ili koksa) i CO .

Tema 4.2.5. Jedinjenja sposobna da ispolje i oksidaciona i redukciona svojstva

Neki elementi u srednjim oksidacionim stanjima imaju redoks dualnost, tj. sa oksidantima mogu delovati kao redukcioni agensi, a sa redukcionim agensima se ponašaju kao oksidanti.

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

H2O2 - redukciono sredstvo:

H2O2 - oksidant:

Na primjer , H2O2 mogu biti podvrgnuti reakcijama disproporcionalnosti:

Tema 4.2.3. Sastav redoks reakcija

Za sastavljanje OVR-a koriste se dvije metode:

1) metoda elektronske ravnoteže:

Ova metoda se zasniva na upotrebi oksidacionih stanja.

Oksidacijsko stanje mangana se smanjuje za 5 jedinica,

u ovom slučaju, oksidacijsko stanje klora povećava se za 1 jedinicu, ali uzimajući u obzir rezultirajući proizvod reakcije - jednostavnu tvar koja sadrži 2 mola atoma klora - za 2 jedinice.

Zapišimo ove argumente u obliku ravnoteže i pronađimo glavne koeficijente koristeći koncept zajedničkog višekratnika za brojeve koji pokazuju povećanje i smanjenje oksidacionih stanja:

Dobijene koeficijente stavimo u jednačinu. Uzmimo u obzir da on nije samo oksidant, već i vezuje produkte reakcije - ione mangana i kalija (stupanj oksidacije u ovom slučaju se ne mijenja), odnosno koeficijent prije će biti veći nego što slijedi iz ravnoteža.

Preostale koeficijente nalazimo izračunavanjem ravnoteže atoma, zatim pomoću ravnoteže atoma nalazimo konačni koeficijent prije i pomoću ravnoteže atoma nalazimo broj molova vode.

Da bismo provjerili ispravnost odabranih koeficijenata, izračunavamo ravnotežu molova atoma kisika. Prema konačnoj jednadžbi, može se vidjeti da se od 16 molova kiseline uzetih za reakciju, 10 mola troši na redukciju, a 6 molova na vezivanje iona mangana (II) i kalija koji nastaju kao rezultat reakcije.

2) ionsko-elektronska metoda (metoda polureakcije):

Oksidacijsko sredstvo je , koji je dio jona.

U parcijalnoj jednadžbi redukcijske reakcije za ravnotežu atoma, na lijevu stranu se moraju dodati vodikovi kationi kako bi se atomi kisika vezali u vodu,

i da uravnotežite naboje, dodajte 5 molova elektrona na istu lijevu stranu jednačine. Dobijamo:

Redukcioni agens je jon koji sadrži .

U posebnoj jednadžbi reakcije oksidacije za balansiranje atoma, vodikovi kationi se moraju dodati na desnu stranu da vežu višak atoma kisika u vodu, i da uravnotežite naboje, dodajte 2 mola elektrona na istu desnu stranu jednačine. Dobijamo:

Tako imamo dvije polureakcije:

Da biste izjednačili, pomnožite prvu polu-reakciju sa 2, a drugu sa 5. Dodajte dvije polu-reakcije.

Potpuna jonska jednačina:

Smanjimo iste pojmove:

Nakon redukcije, koeficijenti pune jonske jednačine se mogu prenijeti u molekularnu jednačinu.

Tema 4.2.4. Koncept standardnog potencijala elektrode

Mogućnost nastanka redoks reakcije procjenjuje se prema vrijednostima elektrodnih potencijala pojedinih polureakcija.

Ako se metalna ploča uroni u otopinu koja sadrži ione ovog metala, tada će se pojaviti razlika potencijala na međumeđu metal-otopina, koja se obično naziva potencijalom elektrode φ. Potencijali elektroda određuju se eksperimentalno. Za standardne uslove (koncentracija rastvora 1 mol/l, T = 298 K), ovi potencijali se nazivaju standardnim, označeni kao φ 0. Standardni potencijali elektrode se obično mjere u odnosu na standardnu ​​vodoničnu elektrodu i daju se u referentnim tabelama.

2N + + 2ē = N 2 φ 0 = 0.

Standardni potencijal elektrode povezan je s Gibbsovom slobodnom energijom. Za reakciju pod standardnim uslovima:

ΔG = - nFφ 0

Faradejeva F konstanta (F=96500 C/mol), n je broj prenesenih elektrona.

Vrijednost elektrodnog potencijala ovisi o koncentraciji reagensa i temperaturi. Ova zavisnost je izražena Nernstom jednačinom:

gdje je φ vrijednost potencijala elektrode, ovisno o temperaturi i koncentraciji.

NO 3 - + 2ē + H 2 O = NO 2 - + 2OH - , φ 0 = - 0,01V

Uzmimo u obzir da je = = 1 mol/l, pH + pH = 14, pH = -log, log = -log - 14.

Potencijal elektrode zavisi od kiselosti pH sredine. Sa zakiseljavanjem otopine (sa smanjenjem pH), oksidativna funkcija NO 3 - će se povećati.

Tema 4.2.5. Smjer OVR toka

redoks reakcije

Po vrijednosti standardnog potencijala elektrode φ o može se suditi o redukcijskim svojstvima sistema: što je negativnija vrijednost φ o, to su jača svojstva redukcije, a polureakcija se lakše odvija s desna na lijevo.

Na primjer, uporedimo sisteme:

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

Ba 2+ + 2e ─ = Ba, φ 0 = - 2.91B aktivnost metala

Mg 2+ + 2e ─ = Mg, φ 0 = -2,363 V; pada kako se povećava

Zn 2+ + 2e – = Zn, φ o = -0,763 V standardna vrijednost

Fe 2+ + 2e ─ = Fe, φ 0 = -0,44 V; potencijal elektrode φ O

Cd 2+ + 2e ─ = Cd, φ 0 = - 0,403 V;

Pd 2+ + 2e – = Pd, φ o = 0,987 V

Pt 2+ + 2e – = Pt, φ o = 1,188 V

Au 3+ + 3e ─ = Au, φ 0 = 1,50 V.

U nizu navedenih sistema, opadajuća negativna vrijednost φ o odgovara smanjenju regenerativne sposobnosti sistema. Litijum ima najveću redukcionu sposobnost, odnosno litijum je najaktivniji od prisutnih metala, najlakše gubi svoje elektrone i prelazi u pozitivno oksidaciono stanje. Redukciona aktivnost metala opada u seriji Li - Ba - Mg - Zn - Fe - Cd - Pd - Pt - Au.

Na osnovu veličine elektrodnih potencijala, N. N. Beketov je rasporedio metale u takozvani elektrohemijski niz metala, u kojem se kao tačka poređenja uzima elektrodni potencijal vodonične elektrode.

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

Aktivnost metala se smanjuje

1) Metali u naponskom nizu do vodonika (aktivni metali, za koje je φ 0 < 0), взаимодействуют с разбавленными кислотами с вытеснением водорода.

2) Svaki sljedeći metal istiskuje prethodne metale iz svoje soli.

Što je veća vrijednost φ o, to su oksidacijska svojstva sistema jača, a polureakcija se lakše odvija s lijeva na desno.

Na primjer, uporedimo sisteme:

Kao što se vidi iz vrijednosti standardnih elektrodnih potencijala, F 2 je najjače oksidacijsko sredstvo; u seriji F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2 oksidirajuća svojstva jednostavnih halogenih tvari se smanjuju.

Upoređujući vrijednosti standardnih elektrodnih potencijala različitih sistema, može se suditi o smjeru redoks reakcije u cjelini: sistem s pozitivnijom vrijednošću φ o je oksidacijsko sredstvo, a sistem s manje pozitivnom. vrijednost standardnog potencijala elektrode je redukcijski agens.

Na primjer:

a) da biste dobili Br 2 oksidacijom Br iona, možete koristiti Cl 2:

Cl 2 + 2e – = 2Cl – , φo = 1,359 V

Br 2 + 2e – = 2Br – , φo = 1,065 V

Ukupna reakcija: Cl 2 + 2Br – = Br 2 + 2Cl –

Potpuna reakcija: Cl 2 + 2 KBr = Br 2 + 2 KCl;

b) i za dobijanje F 2 oksidacijom F jona, Cl 2 se ne može koristiti:

F 2 + 2e – = 2F – , φ o = 2,870 V

Cl 2 + 2e – = 2Cl – , φo = 1,359 V

Ukupna reakcija: F 2 + 2 Cl – = Cl 2 + 2F –, odnosno reakcija Cl 2 + 2 KF = ne može nastupiti.

Također je moguće odrediti smjer nastanka složenijih redoks reakcija.

Na primjer, odgovorimo na pitanje: da li je moguće reducirati jone MnO 4 – jonima Fe 3+ u kiseloj sredini? Odnosno, nastavlja li se reakcija:

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

Basic koeficijent

MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ o 1 = 1,505 V, 1

Kako je φ o 1 > φ o 2, prva polureakcija se odvija u smjeru naprijed, a druga, u odnosu na prvu, ide u suprotnom smjeru. Zatim, izjednačavanjem broja elektrona prenesenih u reakcijama oksidacije i redukcije, dobijamo sljedeću ukupnu reakciju:

U ovoj reakciji, koeficijenti ispred svih spojeva se udvostručuju u odnosu na koeficijente dobijene u ionskoj jednadžbi, budući da su produkti reakcije proizveli željezo (III) sulfat, formule Fe 2 (SO 4) 3 i koji sadrži 2 mola Fe (III) atomi.

Praksa 4.2. Redox reakcije

1. Kompilacija redoks reakcija metodom zasnovanom na promjenama oksidacijskog stanja elemenata u spoju.

PRIMJER 1.

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

KMn +7 O 4 – oksidaciono sredstvo: u kiseloj sredini Mn +7 → Mn +2, oksidaciono stanje se smanjuje za 5 jedinica; Na 2 S +4 O 3 – redukciono sredstvo: S +4 → S +6, oksidaciono stanje se povećava za 2 jedinice. Da bismo stavili koeficijente u jednadžbu reakcije, nalazimo umnožak za brojeve koji pokazuju povećanje i smanjenje oksidacijskih stanja:

Za 2 mola atoma Mn(VII) potrebno je 5 mola S(IV) atoma:

2 Mn +7 + 5 S +4 = 2 Mn +2 + 5 S +6 – ovo su glavni koeficijenti za oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo. Dodajmo produkte reakcije, zamijenimo glavne koeficijente u reakcijsku jednačinu, a zatim izračunamo ravnotežu ostalih elemenata: K, Na, S i H:

Da bismo provjerili ispravnost odabranih koeficijenata, izračunavamo ravnotežu molova atoma kisika. Zbir koeficijenata u jednadžbi redoks reakcije je 21.

PRIMJER 2.

Dodajte i uravnotežite redoks reakciju:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → MnO 2 +…

KMn +7 O 4 – oksidaciono sredstvo: u neutralnom okruženju Mn +7 → Mn +4, oksidaciono stanje se smanjuje za 3 jedinice; Na 2 S +4 O 3 – redukciono sredstvo: S +4 → S +6, oksidaciono stanje se povećava za 2 jedinice. Da bismo stavili koeficijente u jednadžbu reakcije, nalazimo umnožak za brojeve koji pokazuju povećanje i smanjenje oksidacijskih stanja:

Za 2 mola atoma Mn(VII) potrebna su 3 mola S(IV) atoma:

2 Mn +7 + 3 S +4 = 2 Mn +4 + 3 S +6 – ovo su glavni koeficijenti za oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo. Dodajmo produkte reakcije, zamjenimo glavne koeficijente u reakcijsku jednačinu, a zatim izračunamo ravnotežu ostalih elemenata: K, Na i H:

Da bismo provjerili ispravnost odabranih koeficijenata, izračunavamo ravnotežu molova atoma kisika. Zbir koeficijenata u jednadžbi redoks reakcije je 13.

PRIMJER 3

Dodajte i uravnotežite redoks reakciju:

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

KMn +7 O 4 – oksidaciono sredstvo: u alkalnoj sredini Mn +7 → Mn +6, oksidaciono stanje se smanjuje za 1 jedinicu; Na 2 S +4 O 3 – redukciono sredstvo: S +4 → S +6, oksidaciono stanje se povećava za 2 jedinice. Da bismo stavili koeficijente u jednadžbu reakcije, nalazimo umnožak za brojeve koji pokazuju povećanje i smanjenje oksidacijskih stanja:

Za 2 mola atoma Mn(VII) potreban je 1 mol S(IV) atoma:

2 Mn +7 + S +4 = 2 Mn +6 + S +6 – ovo su glavni koeficijenti za oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo. Dodajmo produkte reakcije, zamjenimo glavne koeficijente u reakcijsku jednačinu, a zatim izračunamo ravnotežu ostalih elemenata: K, Na i H:

Da bismo provjerili ispravnost odabranih koeficijenata, izračunavamo ravnotežu molova atoma kisika.

Zbir koeficijenata u jednadžbi redoks reakcije je 9.

PRIMJER 4

Dodajte i uravnotežite redoks reakciju:

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 – oksidaciono sredstvo: 2Cr +6 → 2Cr +3, oksidaciono stanje se smanjuje za 6 jedinica; Na 2 S +4 O 3 – redukciono sredstvo: S +4 → S +6, oksidaciono stanje se povećava za 2 jedinice. Da bismo stavili koeficijente u jednadžbu reakcije, nalazimo umnožak za brojeve koji pokazuju povećanje i smanjenje oksidacijskih stanja:

Za 2 mola Cr(VI) atoma potrebna su 3 mola S(IV) atoma:

2 Cr +6 + 3 S +4 = 2 Cr +3 + 3 S +6 – ovo su glavni koeficijenti za oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo. Dodajmo produkte reakcije, zamijenimo glavne koeficijente u reakcijsku jednačinu, a zatim izračunamo ravnotežu ostalih elemenata: K, Na, S i H:

Da bismo provjerili ispravnost odabranih koeficijenata, izračunavamo ravnotežu molova atoma kisika. Zbir koeficijenata u jednadžbi redoks reakcije je 17.

PRIMJER 5

Zbir koeficijenata u jednadžbi redoks reakcije

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

K 2 Mn +6 O 4 – oksidaciono sredstvo: u kiseloj sredini Mn +6 → Mn +2, oksidaciono stanje se smanjuje za 4 jedinice; Fe +2 SO 4 – redukciono sredstvo: Fe +2 → Fe +3, oksidaciono stanje se povećava za 1 jedinicu. Da bismo stavili koeficijente u jednadžbu reakcije, nalazimo umnožak za brojeve koji pokazuju povećanje i smanjenje oksidacijskih stanja:

Za 1 mol atoma Mn(VII) potrebno je 4 mola atoma Fe(II):

Mn +6 + 4 Fe +2 = Mn +2 + 4 Fe +3 – ovo su glavni koeficijenti za oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo. Dodajmo produkte reakcije, zamijenimo glavne koeficijente u reakcijsku jednačinu, a zatim izračunamo ravnotežu ostalih elemenata: K, S i H:

Da bismo provjerili ispravnost odabranih koeficijenata, izračunavamo ravnotežu molova atoma kisika. Zbir koeficijenata u jednadžbi redoks reakcije je 17.

2. Kompilacija redoks reakcija metodom elektronske ravnoteže

PRIMJER 6

Ako se kisela otopina kalijevog tetraoksomanganata (VII) koristi kao oksidacijsko sredstvo:

tada redukcijski agens može biti sistem:

Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o = 0,771 V

Co 3+ + e – = Co 2+, φ o = 1,808 V

Po vrijednosti standardnog redoks potencijala φ o može se suditi o redoks osobinama sistema. Sistem sa pozitivnijom vrednošću φ o je oksidaciono sredstvo, a sistem sa manje pozitivnom vrednošću standardnog redoks potencijala φ o je redukciono sredstvo. Dakle, za sistem MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ o = 1,505 V, redukcijski agens može biti sistem Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o = 0,771 V.

PRIMJER 7

Rh 3+ + 3e – = Rh, φ o = 0,8 V

Bi 3+ + 3e – = Bi, φ o = 0,317 V

Ni 2+ + 2e – = Ni, φ o = -0,250 V

2H + + 2e – = H 2, φ o = 0,0 V

Koji metal se može rastvoriti u hlorovodoničkoj kiselini?

Po vrijednosti standardnog potencijala elektrode φ o može se suditi o redoks osobinama sistema. Sistem sa pozitivnijom vrednošću φ o je oksidaciono sredstvo, a sistem sa manje pozitivnom vrednošću standardnog potencijala elektrode je redukciono sredstvo. U hlorovodoničnoj kiselini (HCl), H + kationi su oksidaciono sredstvo, prihvataju elektrone i redukuju se u H 2 , za ovu reakciju φ o = 0 V. Dakle, u HCl je otopljen samo onaj metal koji može biti redukciono sredstvo pod ovim uslove, odnosno za koje φ O< 0, а именно никель:

Ni + 2 HCl = NiCl 2 + H 2

PRIMJER 8

Na osnovu vrijednosti standardnih elektrodnih potencijala polureakcija:

Zn 2+ + 2e – = Zn, φ o = -0,763 V

Cd 2+ + 2e – = Cd, φ o = -0,403 V

Koji metal je najaktivniji?

Što je metal aktivniji, to su njegova redukciona svojstva veća. Redukciona svojstva sistema mogu se suditi po vrednosti standardnog redoks potencijala φ o: što je negativnija vrednost φ o, to su jača redukciona svojstva sistema, a polureakcija se lakše odvija s desna na levo. . Shodno tome, cink ima najveću redukcijsku sposobnost, odnosno cink je najaktivniji od prisutnih metala.

PRIMJER 9

Ako se kiseli rastvor gvožđe(III) hlorida koristi kao oksidaciono sredstvo:

onda koji sistem može biti redukcioni agens:

I 2 + 2e – = 2I – , φ o = 0,536 V

Br 2 + 2e – = 2Br – , φo = 1,065 V

Pb 4+ + 2e – = Pb 2+, φ o = 1,694 V?

Po vrijednosti standardnog redoks potencijala φ o može se suditi o redoks osobinama sistema. Sistem sa pozitivnijom vrednošću φ o je oksidaciono sredstvo, a sistem sa manje pozitivnom vrednošću standardnog redoks potencijala je redukciono sredstvo. Dakle, za sistem Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o = 0,771 V, redukciono sredstvo može biti sistem I 2 + 2e – = 2I –, φ o = 0,536 V.

Basic koeficijent

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

I 2 + 2e – = 2I – , φ o 2 = 0,536 V 1

Pošto je φ o 1 >

2 Fe 3+ + 2I – = 2 Fe 2+ + I 2

Dodavanjem jona suprotnog predznaka dobijamo kompletnu jednačinu:

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

PRIMJER 10

Da li je moguće reducirati jone MnO 4 – jonima Fe 3+ u kiseloj sredini?

Zapišimo pitanje u obliku jednadžbe reakcije:

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

Odaberimo odgovarajuće polureakcije iz referentne tabele i predstavimo njihove standardne elektrodne potencijale:

Basic koeficijent

MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ o 1 = 1,505 V, 1

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

Kako je φ o 1 > φ o 2, prva polureakcija se odvija u smjeru naprijed, a druga, u odnosu na prvu, ide u suprotnom smjeru. Zatim, izjednačavanjem broja elektrona prenesenih u reakcijama oksidacije i redukcije, dobijamo sljedeću ukupnu reakciju:

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

Odnosno, moguće je reducirati jone MnO 4 – jonima Fe 3+ u kiseloj sredini. Kompletna reakcija izgleda ovako:

U ovoj reakciji, koeficijenti za sva jedinjenja se udvostručuju u odnosu na koeficijente dobijene u jonskoj jednačini, jer su produkti reakcije proizveli željezo (III) sulfat, formule Fe 2 (SO 4) 3.

ZADACI ZA SAMOSTALNO RJEŠENJE

1. Odredite oksidaciona stanja elemenata u jedinjenjima:

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 NO 3 , H 2 O, H 2 O 2 , KOH, KH, K 2O 2 , BaO, BaO 2 , OF 2 , F 2 , NF 3 , N / A 2 S, FeS, FeS 2 , NaHS, N / A 2 SO 4 , NaHSO 4 , SO 2 , SOCl 2 , SO 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 ], N / A 2 [ Zn(OH) 4 ], K 2 [ ZnCl 4 ], H 2 SO 3 , FeSO 3 , Fe 2 (SO 3 ) 3 , H 3 P.O. 4 , Cu 3 P.O. 4 , Cu 3 (P.O. 4 ) 2 , N / A 2 SiO 3 , MnSiO 3 , PbSO 4 , Al 2 (SO 4 ) 3 , Fe 2 (SO 4 ) 3 , N.H. 4 Cl, (N.H. 4 ) 2 SO 4 , Cr 2 (SO 4 ) 3 , CrSO 4 , NiSO 4 , [ Zn(OH 2 ) 6 ] SO 4 , Fe(NO 3 ) 2 , Fe(NO 3 ) 3 , PbCO 3 , Bi 2 (CO 3 ) 3 , Ag 2 S, Hg 2 S, HgS, Fe 2 S 3 , FeS, SnSO 4 .

2. Označiti oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo, sastaviti dijagrame promena oksidacionih stanja, dodati i staviti koeficijente u jednačinu reakcije:

A. MnO 2 + HCl(konc) →

b. KMnO 4 +H 2 S + H 2 SO 4 →

V. FeCl 3 + SnCl 2 →

npr. KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → O 2

d. Br 2 + KOH →

e. Zn + HNO 3 → NH 4 NO 3 +…

i. Cu + HNO 3 → NO 2 + …

h. K 2 MnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 →

I. 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) Na osnovu standardnih vrijednosti elektrodnih potencijala, rasporedite metale prema rastućim redukcijskim svojstvima:

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.

Šta se događa kada se željezna ploča uroni u otopinu AuCl 3

b) Na osnovu standardnih vrijednosti elektrodnih potencijala polureakcija

MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ o = 1,505 V,

Pb 4+ + 2e – = Pb 2+, φ o = 1,694 V

dati razuman odgovor na pitanje - da li je moguće oksidirati ione Mn 2+ pomoću jona Pb 4+? Navedite ukupnu reakciju, navedite oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo.

c) Na osnovu standardnih vrijednosti elektrodnih potencijala polureakcija, dati razuman odgovor na pitanje - da li je moguće oksidirati Fe 2+ jone pomoću jona Pb 4+? Navedite ukupnu reakciju, navedite oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo.

d) Na osnovu standardnih vrijednosti elektrodnih potencijala, rasporedite metale po reducirajućim svojstvima:

Mg 2+ + 2e ─ = Mg

Cd 2+ + 2e ─ = Cd

Su 2+ + 2e ─ = Cu

Šta se dešava kada se bakarna ploča uroni u rastvor kadmijum hlorida?

e) Na osnovu standardnih vrijednosti elektrodnih potencijala polureakcija

Ir 3+ + 3e – = Ir,

NO 3 - + 4H + + 3e – = NO + 2H 2 O,

Dajte obrazložen odgovor na pitanje: da li je iridijum rastvorljiv u azotnoj kiselini? Navedite ukupnu reakciju, navedite oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo

f) Na osnovu standardnih vrijednosti elektrodnih potencijala, rasporedite halogene po redoslijedu povećanja njihovih oksidacijskih svojstava:

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.

Dokažite da li je moguće upotrijebiti reakciju oksidacije Br jona ─ klora Cl 2 za proizvodnju broma?

g) Na osnovu standardnih vrijednosti elektrodnih potencijala polureakcija

Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o = 0,771 V,

Br 2 + 2e – = 2Br – , φo = 1,065 V

dati razuman odgovor na pitanje - da li je moguće oksidirati Fe 2+ jone pomoću Br 2? Navedite ukupnu reakciju, navedite oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo.

h) Na osnovu standardnih vrijednosti elektrodnih potencijala, rasporedite metale po rastućem redukcionom svojstvu:

Zn 2+ + 2e – = Zn, φ o = - 0,763 V

Hg 2+ + 2e – = Hg, φo = 0,850 V

Cd 2+ + 2e – = Cd, φ o = - 0,403 V.

Šta se dešava kada se kadmijumska ploča uroni u rastvor cink hlorida?

Pojava hemijskih reakcija općenito je određena razmjenom čestica između supstanci koje reaguju. Često je razmjena praćena prijenosom elektrona s jedne čestice na drugu. Dakle, kada cink zamijeni bakar u otopini bakar (II) sulfata:

Zn(s) + CuSO 4 (p) = ZnSO 4 (p) + Cu(s)

elektroni iz atoma cinka prelaze u jone bakra:

Zn 0 = Zn 2+ + 2 e,

Cu 2+ + 2 e= Cu 0 ,

ili ukupno: Zn 0 + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu 0.

Proces u kojem čestica gubi elektrone naziva se oksidacija , a proces sticanja elektrona je restauracija . Oksidacija i redukcija se odvijaju istovremeno, pa se interakcije praćene prijenosom elektrona s jedne čestice na drugu nazivaju redoks reakcije (ORR).

Za praktičnost opisivanja OVR-a, koristi se koncept oksidaciona stanja - vrijednost numerički jednaka formalnom naboju koji element dobija, na osnovu pretpostavke da su svi elektroni iz svake njegove veze prešli na elektronegativniji atom datog spoja. Pojava redoks reakcije je praćena promjenom oksidacijskih stanja elemenata koji sudjeluju u reakciji tvari. . Kada se reducira, oksidacijsko stanje elementa se smanjuje; kada se oksidira, ono se povećava. . Tvar koja sadrži element koji smanjuje njegovo oksidacijsko stanje naziva se oksidaciono sredstvo ; tvar koja sadrži element koji povećava oksidacijsko stanje naziva se redukciono sredstvo .

Oksidacijsko stanje elementa u spoju određuje se u skladu sa sljedećim pravilima:

1) oksidaciono stanje elementa u jednostavnoj supstanci je nula;

2) algebarski zbir svih oksidacionih stanja atoma u molekulu jednak je nuli;

3) algebarski zbir svih oksidacionih stanja atoma u složenom jonu, kao i oksidaciono stanje elementa u jednostavnom monoatomskom jonu, jednak je naelektrisanju jona;

4) negativno oksidaciono stanje u jedinjenju pokazuju atomi elementa koji imaju najveću elektronegativnost;

5) maksimalno moguće (pozitivno) stanje oksidacije elementa odgovara broju grupe u kojoj se element nalazi u periodnom sistemu D.I. Mendeljejev.

Brojni elementi u spojevima pokazuju konstantno stanje oksidacije:

1) fluor, koji ima najveću elektronegativnost među elementima, ima oksidaciono stanje –1 u svim jedinjenjima;

2) vodonik u jedinjenjima ima oksidaciono stanje +1, osim metalnih hidrida (–1);

3) metali podgrupe IA u svim jedinjenjima imaju oksidaciono stanje +1;

4) metali podgrupe IIA, kao i cink i kadmijum u svim jedinjenjima imaju oksidaciono stanje +2;

5) oksidaciono stanje aluminijuma u jedinjenjima +3;

6) oksidaciono stanje kiseonika u jedinjenjima je –2, sa izuzetkom jedinjenja u kojima je kiseonik prisutan u obliku molekularnih jona: O 2 +, O 2 -, O 2 2 -, O 3 -, kao i fluoridi O x F 2.

Oksidaciona stanja atoma elemenata u jedinjenju ispisuju se iznad simbola datog elementa, prvo označavajući znak oksidacionog stanja, a zatim njegovu brojčanu vrijednost, na primjer, K +1 Mn +7 O 4 -2, u kontrast naboju jona, koji je napisan desno, označavajući prvo broj naboja, a zatim znak: Fe 2+, SO 4 2–.

Redox svojstva atoma različitih elemenata manifestiraju se ovisno o mnogim faktorima, od kojih su najvažniji elektronska struktura elementa, njegovo oksidacijsko stanje u tvari i priroda svojstava drugih sudionika u reakciji.

Jedinjenja koja sadrže atome elemenata u njihovom maksimalnom (pozitivnom) stanju oksidacije, na primjer, 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, može se samo reducirati, djelujući kao oksidant.

Jedinjenja koja sadrže elemente u minimalnom oksidacionom stanju, na primjer, N -3 H 3, H 2 S -2, HI -1, mogu se oksidirati samo i djeluju kao redukcijski agensi.

Tvari koje sadrže elemente u srednjim oksidacionim stanjima, na primjer H + N +3 O 2, H 2 O 2 -1, S 0, I 2 0, Cr +3 Cl 3, Mn +4 O 2 -2, imaju redoks dualnost. Ovisno o partneru u reakciji, takve tvari mogu i prihvatiti i donirati elektrone. Sastav produkata redukcije i oksidacije također ovisi o mnogim faktorima, uključujući okruženje u kojem se odvija kemijska reakcija, koncentraciju reagensa i aktivnost partnera u redoks procesu. Da biste napravili jednadžbu za redoks reakciju, morate znati kako se mijenjaju oksidacijska stanja elemenata i u koja se druga jedinjenja pretvaraju oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo.

Klasifikacija redoks reakcija. Postoje četiri vrste redoks reakcija.

1. Intermolekularni– reakcije u kojima su oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo različite supstance: Zn 0 + Cu + 2 SO 4 = Zn + 2 SO 4 + Cu 0 .

2. Prilikom termičke razgradnje kompleksnih jedinjenja, koja uključuju oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo u obliku atoma različitih elemenata, nastaju redoks reakcije tzv. intramolekularno: (N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 = N 2 0 + Cr +3 2 O 3 + 4H 2 O.

3. Reakcije disproporcionalnost može nastati ako su spojevi koji sadrže elemente u srednjim oksidacijskim stanjima izloženi uvjetima u kojima su nestabilni (na primjer, na povišenim temperaturama). Oksidacijsko stanje ovog elementa raste i opada: 2H 2 O 2 -1 = O 0 2 + 2 H 2 O -2.

4. Reakcije kontraproporcija- to su procesi interakcije između oksidacionog agensa i redukcionog agensa, koji uključuju isti element u različitim oksidacionim stanjima. Kao rezultat toga, proizvod oksidacije i redukcijski proizvod je tvar sa srednjim oksidacijskim stanjem atoma datog elementa:

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

Postoje i mješovite reakcije. Na primjer, reakcija intramolekularne kontraproporcije uključuje reakciju razgradnje amonijum nitrata: N -3 H 4 N +5 O 3 = N +1 2 O + 2H 2 O.

Sastavljanje jednadžbi redoks reakcija. Za sastavljanje jednadžbi za redoks reakcije najčešće se koriste metoda ravnoteže elektrona i metoda polureakcije elektrona iona.

Metoda elektronske ravnoteže obično se koristi za sastavljanje jednadžbi za redoks reakcije koje se javljaju između gasova, čvrstih materija i talina. Redoslijed operacija je sljedeći:

1. Zapišite formule reagensa i produkta reakcije u molekularnom obliku: FeCl 3 + H 2 S → FeCl 2 + S + HCl;

2. Odrediti oksidaciono stanje atoma koji ga menjaju tokom reakcije: Fe 3+ Cl 3 + H 2 S -2 → Fe 2+ Cl 2 + S 0 + HCl;

3. Na osnovu promene oksidacionih stanja, određuju se broj elektrona koje redukuje sredstvo i broj elektrona koje oksidaciono sredstvo prihvata; sastaviti elektronsku ravnotežu uzimajući u obzir princip jednakosti broja datih i primljenih elektrona:

Fe +3 +1 e= Fe +2 ½ ∙2

S -2 – 2 e= S 0 ½ ∙1

4. Faktori elektronske ravnoteže su upisani u jednačinu redoks reakcije kao osnovni stehiometrijski koeficijenti: 2FeCl 3 + H 2 S → 2FeCl 2 + S + HCl.

5. Odaberite stehiometrijske koeficijente preostalih učesnika u reakciji: 2FeCl 3 + H 2 S = 2FeCl 2 + S + 2HCl.

Elektronsko-jonska metoda polureakcije koristi se u sastavljanju jednadžbi za reakcije koje se odvijaju u vodenoj otopini, kao i reakcije u kojima sudjeluju supstance u kojima je teško odrediti oksidaciona stanja elemenata. Prema ovoj metodi razlikuju se sljedeće glavne faze sastavljanja jednadžbe reakcije:

1. Zapišite opći molekularni dijagram procesa, navodeći redukcijsko sredstvo, oksidant i medij u kojem se reakcija odvija (kisela, neutralna ili alkalna). Na primjer:

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

2. Uzimajući u obzir disocijaciju elektrolita u vodenom rastvoru, ova šema je predstavljena u obliku molekularno-jonske interakcije. Joni čija se oksidaciona stanja atoma ne mijenjaju nisu prikazani na dijagramu, s izuzetkom H + i OH - jona:

SO 2 + Cr 2 O 7 2– + H + → ...

3. Odrediti oksidaciona stanja redukcionog agensa i oksidacionog agensa, kao i produkte njihove interakcije:

4. Zapišite materijalnu ravnotežu polureakcija oksidacije i redukcije:

5. Zbrojite polureakcije, uzimajući u obzir princip jednakosti datih i primljenih elektrona:

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

skraćivanjem istoimenih čestica dobijamo opštu ionsko-molekularnu jednačinu:

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

6. Dodajte jone koji nisu učestvovali u oksidaciono-redukcionom procesu, izjednačite njihove količine lijevo i desno i zapišite molekularnu jednačinu reakcije:

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

Prilikom sastavljanja materijalne bilance za polureakcije oksidacije i redukcije, kada se promijeni broj atoma kisika uključenih u čestice oksidacijskog agensa i redukcionog sredstva, treba uzeti u obzir da u vodenim otopinama dolazi do vezivanja ili dodavanja kisika. uz učešće molekula vode i jona medija.

Tokom procesa oksidacije, za jedan atom kiseonika koji se veže za česticu redukcionog sredstva, u kiseloj i neutralnoj sredini, troši se jedan molekul vode i formiraju se dva H+ jona; u alkalnoj sredini troše se dva hidroksidna jona OH - i formira se jedan molekul vode.

Tokom procesa redukcije, da bi se vezao jedan atom kiseonika čestice oksidacionog sredstva u kiseloj sredini, troše se dva H+ jona i formira se jedan molekul vode; u neutralnom i alkalnom okruženju troši se jedna molekula H 2 O i formiraju se dva OH - jona (tabela 2).

tabela 2

Ravnoteža atoma kiseonika

u redoks reakcijama

Prilikom sastavljanja jednadžbi treba uzeti u obzir da se oksidaciono sredstvo (ili redukciono sredstvo) može potrošiti ne samo u glavnoj redoks reakciji, već i pri vezivanju nastalih produkta reakcije, tj. djeluju kao medij i stvaraju soli. Primjer kada ulogu medija igra oksidacijsko sredstvo je reakcija oksidacije metala u dušičnoj kiselini:

3Cu + 2HNO3 (oksidant) + 6HNO3 (medij) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

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

Primjer kada je sredstvo za redukciju medij u kojem se odvija reakcija je oksidacija hlorovodonične kiseline sa kalijevim dihromatom: 6HCl (reduktor) + K 2 Cr 2 O 7 + 8HCl (medij) = 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 2KCl + 7H 2 O

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

Prilikom izračunavanja kvantitativnih, masenih i volumnih odnosa učesnika u redoks reakcijama koriste se osnovni stehiometrijski zakoni hemije, a posebno zakon ekvivalenata, uzimajući u obzir da ekvivalentni broj Ekvivalentni broj oksidacionog agensa jednak je broju elektrona koje jedna formula jedinica oksidacionog agensa prihvata, a ekvivalentni broj redukcionog agensa jednak je broju elektrona koje jedna formula jedinica redukcionog agensa daje.

Povezane informacije.