طبقه بندی واکنش های شیمیایی در شیمی معدنی و آلی. واکنش های ردوکس و واکنش هایی که بدون تغییر حالت اکسیداسیون اتم ها رخ می دهد واکنش های بدون تغییر حالت اکسیداسیون اتم ها

واکنش‌های کاهش اکسیداسیون (ORR) –واکنش هایی که با تغییر در حالت اکسیداسیون اتم هایی که مواد واکنش دهنده را تشکیل می دهند در نتیجه انتقال الکترون ها از یک اتم به اتم دیگر رخ می دهد.

حالت اکسیداسیون – بار رسمی یک اتم در یک مولکول، با این فرض محاسبه می شود که مولکول فقط از یون تشکیل شده است.

الکترونگاتیوترین عناصر موجود در یک ترکیب حالت اکسیداسیون منفی دارند و اتمهای عناصر با الکترونگاتیوی کمتر دارای حالت اکسیداسیون مثبت هستند.

حالت اکسیداسیون یک مفهوم رسمی است. در برخی موارد، حالت اکسیداسیون با ظرفیت منطبق نیست.

به عنوان مثال: N 2 H 4 (هیدرازین)

درجه اکسیداسیون نیتروژن - -2؛ ظرفیت نیتروژن - 3.

محاسبه حالت اکسیداسیون

برای محاسبه حالت اکسیداسیون یک عنصر، باید مقررات زیر را در نظر گرفت:

1. حالت های اکسیداسیون اتم ها در مواد ساده برابر با صفر است (Na 0; H 2 0).

2. مجموع جبری حالت های اکسیداسیون تمام اتم های تشکیل دهنده یک مولکول همیشه برابر با صفر است و در یک یون مختلط این مجموع برابر با بار یون است.

3. اتم ها حالت اکسیداسیون ثابت دارند: فلزات قلیایی (+1)، فلزات قلیایی خاکی (+2)، هیدروژن (+1) (به جز هیدریدهای NaH، CaH 2 و غیره، که در آن حالت اکسیداسیون هیدروژن است - 1)، اکسیژن (-2) (به جز F 2 -1 O +2 و پراکسیدهای حاوی گروه –O–O– که در آن حالت اکسیداسیون اکسیژن -1 است).

4. برای عناصر، حالت اکسیداسیون مثبت نمی تواند از مقداری برابر با شماره گروه سیستم تناوبی تجاوز کند.

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

واکنش با و بدون تغییر در حالت اکسیداسیون

دو نوع واکنش شیمیایی وجود دارد:

واکنش هایی که در آن حالت اکسیداسیون عناصر تغییر نمی کند:

واکنش های افزایشی: SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3

واکنش های تجزیه: Cu(OH) 2  CuO + H 2 O

واکنش های تبادلی: AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O

B واکنش هایی که در آنها تغییری در حالت اکسیداسیون اتم های عناصر تشکیل دهنده ترکیبات واکنش دهنده ایجاد می شود:

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

چنین واکنش هایی را واکنش های ردوکس می نامند .

کاهش اکسیداسیون

در واکنش های ردوکس، الکترون ها از یک اتم، مولکول یا یون به اتم دیگر منتقل می شوند. فرآیند از دست دادن الکترون ها اکسیداسیون است. در طول اکسیداسیون، حالت اکسیداسیون افزایش می یابد:

H 2 0 - 2± 2H +

S -2 − 2ē S 0

Al 0 − 3ē Al +3

Fe +2 − ē Fe +3

2Br - − 2ē Br 2 0

فرآیند افزودن الکترون ها کاهش است. در طول کاهش، حالت اکسیداسیون کاهش می یابد.

Mn +4 + 2± Mn +2

Сr +6 +3ē Cr +3

Cl 2 0 + 2± 2Cl -

O 2 0 + 4ē 2O -2

اتم ها یا یون هایی که در یک واکنش معین الکترون به دست می آورند، عوامل اکسید کننده هستند و آنهایی که الکترون اهدا می کنند، عوامل کاهنده هستند.

خواص ردوکس یک ماده و حالت اکسیداسیون اتم های تشکیل دهنده آن

ترکیبات حاوی اتم های عناصر با حداکثر حالت اکسیداسیون تنها به واسطه این اتم ها می توانند عامل اکسید کننده باشند، زیرا آنها قبلاً تمام الکترون های ظرفیت خود را رها کرده اند و فقط قادر به پذیرش الکترون هستند. حداکثر حالت اکسیداسیون اتم یک عنصر برابر است با تعداد گروهی در جدول تناوبی که عنصر به آن تعلق دارد. ترکیبات حاوی اتم های عناصر با حداقل حالت اکسیداسیون تنها می توانند به عنوان عوامل کاهنده عمل کنند، زیرا آنها فقط قادر به اهدای الکترون هستند، زیرا سطح انرژی بیرونی چنین اتمی توسط هشت الکترون تکمیل می شود. حداقل حالت اکسیداسیون اتم های فلز 0 است، برای غیر فلزات - (n-8) (که در آن n تعداد گروه در جدول تناوبی است). ترکیبات حاوی اتم‌های عناصر با حالت‌های اکسیداسیون میانی، بسته به شریکی که با آن تعامل دارند و شرایط واکنش، می‌توانند هم عامل اکسیدکننده و هم عامل کاهنده باشند.

واکنش های ردوکس

حالت اکسیداسیون

حالت اکسیداسیون، بار اسمی یک اتم در یک مولکول است که با این فرض محاسبه می شود که مولکول از یون تشکیل شده و عموماً از نظر الکتریکی خنثی است.

الکترونگاتیوترین عناصر موجود در یک ترکیب حالت اکسیداسیون منفی دارند و اتمهای عناصر با الکترونگاتیوی کمتر حالت اکسیداسیون مثبت دارند.

حالت اکسیداسیون یک مفهوم رسمی است. در برخی موارد، حالت اکسیداسیون با ظرفیت منطبق نیست.

مثلا:

N2H4 (هیدرازین)

درجه اکسیداسیون نیتروژن - -2؛ ظرفیت نیتروژن - 3.

محاسبه حالت اکسیداسیون

برای محاسبه حالت اکسیداسیون یک عنصر، باید مقررات زیر را در نظر گرفت:

1. حالت های اکسیداسیون اتم ها در مواد ساده برابر با صفر است (Na 0; H2 0).

3. اتم ها حالت اکسیداسیون ثابت دارند: فلزات قلیایی (+1)، فلزات قلیایی خاکی (+2)، هیدروژن (+1) (به جز هیدریدهای NaH، CaH2 و غیره، که در آن حالت اکسیداسیون هیدروژن 1- است. )، اکسیژن (-2) (به جز F 2 -1 O +2 و پراکسیدهای حاوی گروه –O–O– که در آن حالت اکسیداسیون اکسیژن -1 است).

4. برای عناصر، حالت اکسیداسیون مثبت نمی تواند از مقداری برابر با شماره گروه سیستم تناوبی تجاوز کند.

مثال ها:

V 2 +5 O 5 -2 ؛ نه 2 +1 ب 4 +3 O 7 -2 ؛ ک +1 Cl +7 O 4 -2 ؛ ن -3 اچ 3 +1 K2 +1 اچ +1 پ +5 O 4 -2 ؛ نه 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2

واکنش های بدون و با تغییر در حالت اکسیداسیون

دو نوع واکنش شیمیایی وجود دارد:

واکنش هایی که در آنها حالت اکسیداسیون عناصر تغییر نمی کند:

واکنش های افزایشی

بنابراین 2 +نا 2 O → Na 2 بنابراین 3

واکنش های تجزیه

مس (OH) 2 → CuO + H 2 O

واکنش های مبادله ای

AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O

B-واکنش هایی که در آن حالت های اکسیداسیون اتم های عناصر تشکیل دهنده ترکیبات واکنش دهنده تغییر می کند:

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

چنین واکنش هایی را واکنش های ردوکس می نامند

واکنش های ردوکس واکنش هایی هستند که در آن حالت های اکسیداسیون اتم ها تغییر می کند. واکنش های ردوکس بسیار رایج هستند. تمام واکنش های احتراق ردوکس هستند.
واکنش ردوکس شامل دو فرآیند است که نمی توانند جدا از یکدیگر رخ دهند. فرآیند افزایش حالت اکسیداسیون را اکسیداسیون می گویند. همزمان با اکسیداسیون، کاهش رخ می دهد، یعنی فرآیند کاهش حالت اکسیداسیون.

کاهش اکسیداسیون

بر این اساس، در واکنش های ردوکس دو شرکت کننده اصلی وجود دارد: یک عامل اکسید کننده و یک عامل کاهنده. فرآیند از دست دادن الکترون ها اکسیداسیون است. در طول اکسیداسیون، حالت اکسیداسیون افزایش می یابد. در طی واکنش، عامل اکسید کننده حالت اکسیداسیون خود را کاهش داده و کاهش می یابد. در اینجا لازم است بین یک عنصر شیمیایی اکسید کننده و یک ماده اکسید کننده تمایز قائل شد.

ن +5 - اکسید کننده؛ HN +5 O3 و NaN +5 O 3 - عوامل اکسید کننده.
اگر بگوییم که اسید نیتریک و نمک های آن عوامل اکسید کننده قوی هستند، منظور ما این است که عامل اکسید کننده اتم های نیتروژن با حالت اکسیداسیون +5 هستند و نه کل ماده به عنوان یک کل.
دومین شرکت کننده واجب در واکنش ردوکس، عامل کاهنده نامیده می شود. فرآیند افزودن الکترون ها کاهش است. در طول کاهش، حالت اکسیداسیون کاهش می یابد.

عامل احیا کننده با اکسید شدن در طی واکنش، تعداد اکسیداسیون خود را افزایش می دهد. همانطور که در مورد یک عامل اکسید کننده، باید بین یک ماده کاهنده و یک عنصر شیمیایی کاهنده تمایز قائل شد. هنگام انجام واکنش احیای یک آلدهید به الکل، نمی‌توانیم فقط هیدروژن را با حالت اکسیداسیون 1- مصرف کنیم، بلکه نوعی هیدرید، ترجیحاً هیدرید آلومینیوم لیتیوم مصرف کنیم.

ن -1 - عامل کاهنده؛ NaH -1 و LiAlH -1 4- عوامل کاهنده.
در واکنش های ردوکس، انتقال کامل الکترون ها از یک عامل کاهنده به یک عامل اکسید کننده بسیار نادر است، زیرا ترکیبات کمی با پیوند یونی وجود دارد. اما هنگام تنظیم ضرایب، از این فرض پیش می‌رویم که چنین انتقالی اتفاق می‌افتد. این امکان تعیین صحیح ضرایب اصلی در مقابل فرمول های عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را فراهم می کند.
5H 2 SO 3 + 2KMnO 4 = 2H 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
اس +4 – 2e → S +6 5- عامل کاهنده، اکسیداسیون
منگنز +7 + 5e → Mn +2 2- اکسید کننده، احیا کننده

خواص ردوکس یک ماده و حالت اکسیداسیون اتم های تشکیل دهنده آن

ترکیبات حاوی اتم های عناصر با حداکثر حالت اکسیداسیون تنها به واسطه این اتم ها می توانند عامل اکسید کننده باشند، زیرا آنها قبلاً تمام الکترون های ظرفیت خود را رها کرده اند و فقط قادر به پذیرش الکترون هستند. حداکثر حالت اکسیداسیون اتم یک عنصر برابر است با تعداد گروهی در جدول تناوبی که عنصر به آن تعلق دارد. ترکیبات حاوی اتم های عناصر با حداقل حالت اکسیداسیون تنها می توانند به عنوان عوامل کاهنده عمل کنند، زیرا آنها فقط قادر به اهدای الکترون هستند، زیرا سطح انرژی بیرونی چنین اتمی توسط هشت الکترون تکمیل می شود. حداقل حالت اکسیداسیون برای اتم های فلز 0 است، برای غیر فلزات - (n-8) (که در آن n تعداد گروه در جدول تناوبی است). ترکیبات حاوی اتم‌های عناصر با حالت‌های اکسیداسیون میانی، بسته به شریکی که با آن تعامل دارند و شرایط واکنش، می‌توانند هم عامل اکسیدکننده و هم عامل کاهنده باشند.

مهمترین عوامل کاهنده و اکسید کننده

کاهنده ها:

فلزات،

هیدروژن،

زغال سنگ

مونوکسید کربن (II) (CO).

سولفید هیدروژن (H 2 S);

اکسید گوگرد (IV) (SO 2);

اسید سولفوردار H 2 SO 3 و نمک های آن.

اسیدهای هیدروهالیک و نمکهای آنها

کاتیون های فلزی در حالت های اکسیداسیون کمتر: SnCl 2، FeCl 2، MnSO 4، Cr 2 (SO 4) 3.

اسید نیتروژن HNO 2;

آمونیاک NH 3؛

هیدرازین NH 2 NH 2 ;

اکسید نیتریک (II) (NO).

کاتد در حین الکترولیز

عوامل اکسید کننده

هالوژن ها

پرمنگنات پتاسیم (KMnO 4)؛

منگنات پتاسیم (K2MnO4)؛

اکسید منگنز (IV) (MnO 2).

دی کرومات پتاسیم (K 2 Cr 2 O 7 )؛

کرومات پتاسیم (K2CrO4).

اسید نیتریک (HNO 3).

اسید سولفوریک (H 2 SO 4 ) conc.

اکسید مس (II) (CuO)؛

اکسید سرب (IV) (PbO2)؛

اکسید نقره (Ag 2 O)؛

پراکسید هیدروژن (H 2 O 2).

کلرید آهن (III) (FeCl 3).

نمک برتوله (KClO 3).

آند در حین الکترولیز

هر نیمه واکنشی با پتانسیل ردوکس استاندارد E 0 (بعد - ولت، V) مشخص می شود. هرچه E0 بیشتر باشد، فرم اکسید کننده به عنوان یک عامل اکسید کننده قوی تر و فرم احیا شده به عنوان یک عامل احیا کننده ضعیف تر است و بالعکس.

نیمه واکنش به عنوان نقطه مرجع برای پتانسیل ها در نظر گرفته می شود: 2H + + 2± ® H 2، که برای آن E 0 = 0

برای نیمه واکنش های M n+ + nē ® M 0، E 0 پتانسیل الکترود استاندارد نامیده می شود. بر اساس بزرگی این پتانسیل، فلزات معمولاً در یک سری پتانسیل الکترود استاندارد (یک سری ولتاژ فلزی) قرار می گیرند:

Li، Rb، K، Ba، Sr، Ca، Na، Mg، Al، منگنز، روی، کروم، آهن، کادمیوم،

Co، Ni، Sn، Pb، اچ, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

تعدادی تنش خصوصیات شیمیایی فلزات را مشخص می کند:

1. هر چه یک فلز در سمت چپ در سری ولتاژ قرار گیرد، توانایی کاهش آن قوی تر و توانایی اکسیداسیون یون آن در محلول ضعیف تر است (یعنی راحت تر الکترون ها را از دست می دهد (اکسید می شود) و دشوارتر است. برای اینکه یون های آن دوباره الکترون ها را بچسبانند).

2. هر فلزی قادر است فلزاتی را که در سری تنش سمت راست آن قرار دارند، از محلول های نمکی جابجا کند، یعنی. یون‌های فلزات بعدی را به اتم‌های خنثی الکتریکی کاهش می‌دهد، الکترون اهدا می‌کند و خود به یون تبدیل می‌شود.

3. فقط فلزاتی که در سری ولتاژ سمت چپ هیدروژن (H) هستند قادر به جابجایی آن از محلول های اسیدی هستند (مثلاً روی، آهن، سرب، اما نه مس، جیوه، نقره).

سلول های گالوانیکی

هر دو فلز با غوطه ور شدن در محلول های نمک های خود که از طریق سیفون پر از الکترولیت با یکدیگر ارتباط برقرار می کنند، یک سلول گالوانیکی را تشکیل می دهند. صفحات فلزی غوطه ور در محلول ها را الکترود عنصر می نامند.

اگر انتهای بیرونی الکترودها (قطب های عنصر) را با سیم وصل کنید، الکترون ها از فلزی که پتانسیل کمتری دارد به سمت فلزی که پتانسیل بالاتری دارد (مثلاً از روی تا روی) شروع به حرکت می کنند. سرب). خروج الکترون‌ها تعادلی را که بین فلز و یون‌های آن در محلول وجود دارد برهم می‌زند و باعث می‌شود تعداد جدیدی از یون‌ها وارد محلول شوند - فلز به تدریج حل می‌شود. در همان زمان، الکترون هایی که به فلز دیگری می روند، یون های موجود در محلول را در سطح آن تخلیه می کنند - فلز از محلول آزاد می شود. الکترودی که در آن اکسیداسیون اتفاق می افتد آند نامیده می شود. الکترودی که در آن کاهش اتفاق می افتد کاتد نامیده می شود. در یک سلول سرب روی، الکترود روی آند و الکترود سرب کاتد است.

بنابراین، در یک سلول گالوانیکی بسته، برهمکنش بین یک فلز و محلول نمکی فلز دیگری که در تماس مستقیم با یکدیگر نیستند، رخ می دهد. اتم های فلز اول که الکترون ها را رها می کنند به یون تبدیل می شوند و یون های فلز دوم با افزودن الکترون ها به اتم تبدیل می شوند. فلز اول فلز دوم را از محلول نمک خود جابجا می کند. به عنوان مثال، در حین کار یک سلول گالوانیکی متشکل از روی و سرب که به ترتیب در محلول های Zn(NO 3) 2 و Pb (NO 3) 2 غوطه ور شده اند، فرآیندهای زیر در الکترودها رخ می دهد:

Zn – 2ē → Zn 2+

Pb 2+ + 2ē → Pb

با جمع‌بندی هر دو فرآیند، معادله Zn + Pb 2 + → Pb + Zn 2+ را به دست می‌آوریم که واکنش رخ داده در عنصر را به شکل یونی بیان می‌کند. معادله مولکولی برای واکنش یکسان خواهد بود:

Zn + Pb (NO 3) 2 → Pb + Zn (NO 3) 2

نیروی حرکتی یک سلول گالوانیکی برابر با اختلاف پتانسیل بین دو الکترود آن است. هنگام تعیین آن، کوچکتر همیشه از پتانسیل بزرگتر کم می شود. به عنوان مثال، نیروی الکتروموتور (emf) عنصر مورد نظر برابر است با:

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

این مقدار را خواهد داشت به شرطی که فلزات در محلول هایی غوطه ور شوند که غلظت یون در آنها 1 گرم یون در لیتر باشد. در غلظت های دیگر محلول ها، مقادیر پتانسیل های الکترود تا حدودی متفاوت خواهد بود. آنها را می توان با استفاده از فرمول محاسبه کرد:

E = E 0 + (0.058/n) logC

که در آن E پتانسیل فلزی مورد نظر است (به ولت)

E 0 - پتانسیل طبیعی آن

n - ظرفیت یون های فلزی

ج - غلظت یونها در محلول (g-ion/l)

مثال

نیروی حرکتی عنصر (emf) را که توسط یک الکترود روی غوطه ور در محلول 0.1 مولار روی (NO 3) 2 و یک الکترود سربی غوطه ور در محلول 2 M سرب (NO 3) 2 ایجاد شده است، پیدا کنید.

راه حل

ما پتانسیل الکترود روی را محاسبه می کنیم:

E Zn = -0.76 + (0.058 / 2) log 0.1 = -0.76 + 0.029 (-1) = -0.79 v

ما پتانسیل الکترود سرب را محاسبه می کنیم:

E Pb = -0.13 + (0.058 / 2) log 2 = -0.13 + 0.029 0.3010 = -0.12 v

نیروی حرکتی عنصر را پیدا کنید:

E.m.f. = 0.12 - (-0.79) = 0.67 v

الکترولیز

الکترولیز فرآیند تجزیه یک ماده توسط جریان الکتریکی نامیده می شود.

ماهیت الکترولیز این است که وقتی جریان از یک محلول الکترولیت (یا الکترولیت مذاب) عبور می‌کند، یون‌های دارای بار مثبت به سمت کاتد و یون‌های دارای بار منفی به سمت آند حرکت می‌کنند. پس از رسیدن به الکترودها، یون ها تخلیه می شوند، در نتیجه اجزای الکترولیت محلول یا هیدروژن و اکسیژن از آب در الکترودها آزاد می شوند.

برای تبدیل یون های مختلف به اتم های خنثی یا گروه هایی از اتم ها، ولتاژهای مختلف جریان الکتریکی مورد نیاز است. برخی از یون ها شارژ خود را راحت تر از دست می دهند، برخی دیگر سخت تر. درجه سهولت تخلیه یونهای فلزی (الکترونهای به دست آوردن) با موقعیت فلزات در سری ولتاژ تعیین می شود. هرچه یک فلز در سری ولتاژ به سمت چپ تر باشد، پتانسیل منفی آن بیشتر است (یا پتانسیل مثبت کمتر)، تخلیه یون های آن دشوارتر است، با مساوی بودن سایر چیزها، تخلیه یون های آن (Au 3+، یون های Ag + ساده ترین هستند. برای تخلیه؛ سخت ترین آنها Li +، Rb +، K + هستند.

اگر همزمان یون های چند فلز در یک محلول وجود داشته باشد، ابتدا یون های فلز با پتانسیل منفی کمتر (یا پتانسیل مثبت بالاتر) تخلیه می شوند. به عنوان مثال، مس فلزی ابتدا از محلولی حاوی یون های Zn 2+ و Cu 2+ آزاد می شود. اما بزرگی پتانسیل فلز به غلظت یون های آن در محلول نیز بستگی دارد. سهولت تخلیه یون های هر فلز نیز بسته به غلظت آنها تغییر می کند: افزایش غلظت تخلیه یون ها را تسهیل می کند، کاهش آن را دشوارتر می کند. بنابراین، در حین الکترولیز محلولی حاوی یون های چند فلز، ممکن است اتفاق بیفتد که آزاد شدن فلز فعال تر زودتر از آزاد شدن فلز کم فعال تر اتفاق بیفتد (اگر غلظت یون های فلز اول قابل توجه باشد و غلظت دوم بسیار کم است).

در محلول های آبی نمک ها، علاوه بر یون های نمک، همیشه یون های آب (H + و OH -) نیز وجود دارد. از این میان، یون‌های هیدروژن راحت‌تر از یون‌های تمام فلزات قبل از هیدروژن در سری ولتاژ تخلیه می‌شوند. با این حال، به دلیل غلظت ناچیز یون های هیدروژن در طول الکترولیز همه نمک ها، به جز نمک های فعال ترین فلزات، فلز، نه هیدروژن، در کاتد آزاد می شود. تنها در حین الکترولیز نمک های سدیم، کلسیم و سایر فلزات تا آلومینیوم، یون های هیدروژن تخلیه شده و هیدروژن آزاد می شود.

در آند، یون‌های باقی‌مانده اسیدی یا یون‌های هیدروکسیل آب می‌توانند تخلیه شوند. اگر یون‌های باقی‌مانده اسیدی حاوی اکسیژن نباشند (Cl -، S 2-، CN - و غیره)، معمولاً این یون‌ها هستند که تخلیه می‌شوند و نه هیدروکسیل‌ها که بار خود را بسیار سخت‌تر از دست می‌دهند و Cl. 2، S و غیره در آند .d آزاد می شوند. برعکس، اگر نمک یک اسید حاوی اکسیژن یا خود اسید تحت الکترولیز قرار گیرد، یون های هیدروکسیل تخلیه می شوند و نه یون های باقی مانده اکسیژن. گروه‌های OH خنثی که در حین تخلیه یون‌های هیدروکسیل تشکیل می‌شوند، بلافاصله طبق معادله تجزیه می‌شوند:

4OH → 2H2O + O2

در نتیجه، اکسیژن در آند آزاد می شود.

الکترولیز محلول کلرید نیکل NiCl 2

محلول حاوی یون های Ni 2+ و Cl - و همچنین یون های H + و OH - در غلظت های ناچیز است. با عبور جریان، یون های Ni 2+ به سمت کاتد و یون های Cl- به سمت آند حرکت می کنند. با گرفتن دو الکترون از کاتد، یون های Ni 2+ به اتم های خنثی تبدیل می شوند که از محلول آزاد می شوند. کاتد به تدریج با نیکل پوشانده می شود.

یون‌های کلر با رسیدن به آند، الکترون‌ها را به آن می‌دهند و به اتم‌های کلر تبدیل می‌شوند که وقتی جفت با هم ترکیب می‌شوند، مولکول‌های کلر را تشکیل می‌دهند. کلر در آند آزاد می شود.

بنابراین، در کاتد وجود دارد روند بازیابی، در آند - فرآیند اکسیداسیون.

الکترولیز محلول یدید پتاسیم KI

یدید پتاسیم در محلول به شکل یون های K + و I - است. هنگامی که جریان عبور می کند، یون های K + به سمت کاتد، یون های I - به سمت آند حرکت می کنند. اما از آنجایی که پتاسیم بسیار در سمت چپ هیدروژن در سری ولتاژ قرار دارد، این یون‌های پتاسیم نیستند که در کاتد تخلیه می‌شوند، بلکه یون‌های هیدروژن آب هستند. اتم های هیدروژن تشکیل شده در این مورد به مولکول های H 2 ترکیب می شوند و بنابراین هیدروژن در کاتد آزاد می شود.

با تخلیه یون های هیدروژن، مولکول های آب بیشتر و بیشتر از هم جدا می شوند، در نتیجه یون های هیدروکسیل (رها شده از مولکول آب) و همچنین یون های K + که به طور مداوم به سمت کاتد حرکت می کنند، در کاتد تجمع می یابند. محلول KOH تشکیل می شود.

ید در آند آزاد می شود، زیرا یون های I - راحت تر از یون های هیدروکسیل آب تخلیه می شوند.

الکترولیز محلول سولفات پتاسیم

محلول حاوی یون های K +، یون های SO 4 2- و H + و OH - از آب است. از آنجایی که تخلیه یون های K + از یون های H + و یون های SO 4 2- از یون های OH - دشوارتر است، پس با عبور جریان الکتریکی، یون های هیدروژن در کاتد و گروه های هیدروکسیل در آند تخلیه می شوند. در واقع است الکترولیز آب. در همان زمان، به دلیل تخلیه یون های هیدروژن و هیدروکسیل آب و حرکت مداوم یون های K + به کاتد و یون های SO 4 2- به آند، یک محلول قلیایی (KOH) در کاتد تشکیل می شود. و محلول اسید سولفوریک در آند تشکیل می شود.

الکترولیز محلول سولفات مس با آند مس

هنگامی که آند از همان فلزی که نمک آن در محلول است ساخته شده باشد، الکترولیز به روش خاصی اتفاق می افتد. در این حالت، هیچ یونی در آند تخلیه نمی شود، اما خود آند به تدریج حل می شود و یون ها را به محلول می فرستد و الکترون ها را به منبع جریان می دهد.

کل فرآیند به آزاد شدن مس در کاتد و انحلال تدریجی آند ختم می شود. مقدار CuSO 4 در محلول بدون تغییر باقی می ماند.

قوانین الکترولیز (M. Faraday)

1. مقدار وزن ماده آزاد شده در جریان الکترولیز متناسب با مقدار الکتریسیته ای است که از محلول عبور می کند و عملاً به عوامل دیگر بستگی ندارد.

2. مقدار مساوی الکتریسیته در جریان الکترولیز از ترکیبات شیمیایی مختلف در مقادیر معادل مواد آزاد می شود.

3. برای جداسازی یک گرم معادل هر ماده از محلول الکترولیت، باید 96500 کولن برق از محلول عبور داده شود.

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

که در آن m (x) مقدار ماده احیا یا اکسید شده (g) است.

I قدرت جریان ارسالی (a) است.

t - زمان الکترولیز (s)؛

M (x) - جرم مولی؛

n تعداد الکترون هایی است که در واکنش های ردوکس به دست می آیند یا از بین می روند.

F - ثابت فارادی (96500 خنک/مول).

بر اساس این فرمول، می توانید تعدادی محاسبات مربوط به فرآیند الکترولیز را انجام دهید، به عنوان مثال:

1. محاسبه مقدار مواد آزاد شده یا تجزیه شده توسط مقدار معینی الکتریسیته.

2. قدرت فعلی را با مقدار ماده آزاد شده و زمان صرف شده برای آزادسازی آن بیابید.

3. تعیین کنید که چقدر طول می کشد تا مقدار معینی از یک ماده در یک جریان معین آزاد شود.

مثال 1

با عبور جریان 5 آمپر از محلول سولفات مس CuSO 4 به مدت 10 دقیقه، چند گرم مس در کاتد آزاد می شود؟

راه حل

اجازه دهید مقدار الکتریسیته ای که از محلول عبور می کند را تعیین کنیم:

Q = آن،

جایی که I جریان بر حسب آمپر است.

t - زمان بر حسب ثانیه.

Q = 5A 600 s = 3000 کولن

معادل مس (با جرم 63.54) 63.54 است: 2 = 31.77. بنابراین 96500 کولن 31.77 گرم مس آزاد می کند. مقدار مس مورد نیاز:

m = (31.77 3000) / 96500 » 0.98 گرم

مثال 2

چه مدت طول می کشد تا یک جریان 10 آمپری از محلول اسید عبور کند تا 5.6 لیتر هیدروژن (در شرایط عادی) به دست آید؟

راه حل

مقدار الکتریسیته ای را که باید از محلول عبور کند تا 6/5 لیتر هیدروژن از آن خارج شود، پیدا می کنیم. از آنجایی که 1 گرم eq. هیدروژن در n را اشغال می کند. تو حجم 11.2 لیتر است، سپس مقدار مورد نیاز برق است

Q = (96500 5.6) / 11.2 = 48250 کولن

اجازه دهید زمان عبور فعلی را تعیین کنیم:

t = Q / I = 48250 / 10 = 4825 s = 1 ساعت 20 دقیقه و 25 ثانیه

مثال 3

هنگام عبور جریان از محلول نمک نقره در کاتد، در 10 دقیقه آزاد شد. 1 گرم نقره قدرت فعلی را تعیین کنید.

راه حل

1 گرم معادله نقره برابر است با 107.9 گرم برای آزاد کردن 1 گرم نقره، 96500 باید از محلول عبور کند: 107.9 = 894 کولن. از این رو قدرت فعلی

I = 894 / (10 60)" 1.5A

مثال 4

معادل قلع را در جریان 2.5 آمپر از محلول SnCl 2 در 30 دقیقه بیابید. 2.77 گرم قلع آزاد می شود.

راه حل

مقدار برق عبوری از محلول در 30 دقیقه.

Q = 2.5 30 60 = 4500 کولن

از آنجایی که برای انتشار 1 g-eq. 96500 کولن مورد نیاز است، سپس معادل قلع.

E Sn = (2.77 96500) / 4500 = 59.4

خوردگی

قبل از پایان بحث خود در مورد الکتروشیمی، اجازه دهید دانشی را که به دست آورده ایم در مطالعه یک مسئله بسیار مهم به کار ببریم - خوردگیفلزات خوردگی در اثر واکنش‌های اکسیداسیون-کاهشی ایجاد می‌شود که در آن یک فلز در اثر برهمکنش با ماده‌ای در محیط خود به یک ترکیب نامطلوب تبدیل می‌شود.

یکی از شناخته شده ترین فرآیندهای خوردگی، زنگ زدگی آهن است. از نظر اقتصادی، این یک فرآیند بسیار مهم است. تخمین زده می شود که 20 درصد آهن تولیدی سالانه در ایالات متحده برای جایگزینی محصولات آهنی که به دلیل زنگ زدگی غیرقابل استفاده شده اند استفاده می شود.

مشخص است که اکسیژن در زنگ زدن آهن نقش دارد. آهن در غیاب اکسیژن در آب اکسید نمی شود. آب همچنین در فرآیند زنگ زدگی شرکت می کند. آهن در روغن اکسیژن دار خورده نمی شود تا زمانی که اثری از آب در آن نباشد. زنگ زدگی توسط عوامل متعددی از جمله pH محیط، وجود املاح در آن، تماس آهن با فلز که اکسید شدن آن دشوارتر از آهن است و همچنین تحت تأثیر تنش مکانیکی تسریع می شود.

خوردگی آهن در اصل یک فرآیند الکتروشیمیایی است. برخی از نواحی سطح آهن به عنوان یک آند عمل می کنند که اکسیداسیون روی آن اتفاق می افتد:

Fe(جامد) → Fe 2+ (aq) + 2e - اکسید Eº = 0.44 ولت

الکترون های تولید شده در این حالت از طریق فلز به مناطق دیگر سطح حرکت می کنند که نقش کاتد را بازی می کنند. کاهش اکسیژن در آنها رخ می دهد:

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

توجه داشته باشید که یون های H + در فرآیند کاهش O 2 شرکت می کنند. اگر غلظت H+ کاهش یابد (به عنوان مثال، با افزایش pH)، کاهش O2 دشوارتر می شود. مشاهده شده است که آهن در تماس با محلولی که PH آن بالاتر از 9-10 است، خورده نمی شود. در طی فرآیند خوردگی، یون های Fe 2+ تشکیل شده در آند به Fe 3+ اکسید می شوند. یون های Fe 3+ اکسید آهن هیدراته (III) را تشکیل می دهند که به آن زنگ می گویند:

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

از آنجایی که نقش کاتد معمولاً توسط قسمتی از سطح ایفا می شود که به بهترین وجه با جریان اکسیژن تامین می شود، زنگ زدگی اغلب در این مناطق ظاهر می شود. اگر بیل را که مدتی در هوای باز و مرطوب با خاک چسبیده به تیغه ایستاده است را به دقت بررسی کنید، متوجه خواهید شد که فرورفتگی هایی در زیر خاک روی سطح فلز ایجاد شده است و زنگ زدگی در هر جایی که O2 می تواند ظاهر شود. نفوذ کند.

افزایش خوردگی در حضور نمک ها اغلب توسط رانندگان در مناطقی که جاده ها در زمستان سخاوتمندانه با نمک پاشیده می شوند برای مقابله با شرایط یخبندان مواجه می شوند. تأثیر نمک ها با این واقعیت توضیح داده می شود که یون هایی که آنها تشکیل می دهند الکترولیت لازم برای تشکیل یک مدار الکتریکی بسته را ایجاد می کنند.

وجود جایگاه های آندی و کاتدی روی سطح آهن منجر به ایجاد دو محیط شیمیایی متفاوت بر روی آن می شود. آنها می توانند به دلیل وجود ناخالصی ها یا نقص در شبکه کریستالی (ظاهراً ناشی از تنش های درون فلز) ایجاد شوند. در مکان‌هایی که چنین ناخالصی‌ها یا نقص‌هایی وجود دارد، محیط میکروسکوپی یک اتم آهن خاص ممکن است باعث شود که حالت اکسیداسیون آن از موقعیت‌های معمولی در شبکه بلوری کمی افزایش یا کاهش یابد. بنابراین چنین مکان هایی می توانند نقش آند یا کاتد را ایفا کنند. آهن فوق خالص که در آن تعداد چنین عیوبی به حداقل می رسد، احتمال خوردگی بسیار کمتری نسبت به آهن معمولی دارد.

آهن اغلب با رنگ یا برخی فلزات دیگر مانند قلع، روی یا کروم پوشانده می شود تا از سطح آن در برابر خوردگی محافظت شود. به اصطلاح "قلع ورق" از پوشاندن ورق آهن با یک لایه نازک قلع به دست می آید. قلع فقط تا زمانی که لایه محافظ دست نخورده باقی بماند از آهن محافظت می کند. به محض اینکه آسیب ببیند، هوا و رطوبت شروع به تأثیر بر آهن می کنند. قلع حتی خوردگی آهن را تسریع می کند زیرا به عنوان کاتد در فرآیند خوردگی الکتروشیمیایی عمل می کند. مقایسه پتانسیل های اکسیداسیون آهن و قلع نشان می دهد که آهن راحت تر از قلع اکسید می شود:

Fe (جامد) → Fe 2+ (aq.) + 2e - اکسید Eº = 0.44 V

Sn (تلویزیون) → Sn 2+ (aq.) + 2e - اکسید Eº = 0.14 V

بنابراین، آهن در این مورد به عنوان آند عمل می کند و اکسید می شود.

آهن "گالوانیزه" (گالوانیزه) از پوشاندن آهن با لایه نازکی از روی ساخته می شود. روی حتی پس از به خطر افتادن یکپارچگی پوشش از آهن در برابر خوردگی محافظت می کند. در این حالت، آهن در طول فرآیند خوردگی نقش کاتد را بازی می‌کند، زیرا روی راحت‌تر از آهن اکسید می‌شود:

روی (جامد) → Zn 2+ (aq.) + 2e - اکسید Eº = 0.76 V

در نتیجه روی به عنوان آند عمل می کند و به جای آهن خورده می شود. این نوع محافظ فلزی که در آن نقش کاتد را در فرآیند خوردگی الکتروشیمیایی ایفا می کند، نامیده می شود. حفاظت کاتدیلوله هایی که در زیر زمین قرار می گیرند اغلب با تبدیل شدن به کاتد یک سلول الکتروشیمیایی از خوردگی محافظت می شوند. برای انجام این کار، بلوک هایی از برخی فلزات فعال، اغلب منیزیم، در امتداد خط لوله در زمین دفن می شوند و با سیم به لوله ها متصل می شوند. در خاک مرطوب، فلز فعال به عنوان آند عمل می کند و لوله آهنی محافظت کاتدی دریافت می کند.

اگرچه بحث ما روی آهن متمرکز شده است، اما این تنها فلزی نیست که در برابر خوردگی حساس است. در عین حال، ممکن است عجیب به نظر برسد که یک قوطی آلومینیومی که بدون احتیاط در هوای آزاد رها شده است، بسیار کندتر از یک قوطی آهنی خورده می شود. با قضاوت بر اساس پتانسیل اکسیداسیون استاندارد آلومینیوم (Eº اکسید = 1.66 V) و آهن (Eº اکسید = 0.44 V)، باید انتظار داشت که خوردگی آلومینیوم بسیار سریعتر رخ دهد. خوردگی آهسته آلومینیوم با این واقعیت توضیح داده می شود که یک لایه نازک و متراکم از اکسید روی سطح آن تشکیل می شود که از فلز زیرین در برابر خوردگی بیشتر محافظت می کند. منیزیم که پتانسیل اکسیداسیون بالایی دارد به دلیل تشکیل همان فیلم اکسید از خوردگی محافظت می شود. متأسفانه، لایه اکسید روی سطح آهن دارای ساختار بیش از حد شل است و قادر به ایجاد محافظت قابل اعتماد نیست. با این حال، یک فیلم اکسید محافظ خوب روی سطح آلیاژهای آهن-کروم تشکیل می شود. به چنین آلیاژهایی فولاد ضد زنگ می گویند.

فرآیندهای ردوکس تلفیقی از واکنش های اکسیداسیون کاهش (ORR). روشی برای در نظر گرفتن تغییرات در حالت اکسیداسیون عناصر. انواع OVR. روش یونی-الکترونیکی برای تهیه OVR. مفهوم پتانسیل الکترود استاندارد استفاده از پتانسیل های ردوکس استاندارد برای تعیین امکان اساسی فرآیند ردوکس.

مبحث 4.2.1. حالت اکسیداسیون

عدد اکسیداسیون یک عدد مثبت یا منفی است که به هر اتم در یک ترکیب نسبت داده می شود و برابر با بار اتم است، با فرض اینکه تمام پیوندهای شیمیایی موجود در ترکیب یونی هستند. از آنجایی که ترکیبات با پیوند شیمیایی کاملا یونی وجود ندارند، بارهای واقعی روی اتم ها هرگز با حالت های اکسیداسیون منطبق نمی شوند. با این حال، استفاده از حالت های اکسیداسیون به ما اجازه می دهد تا تعدادی از مشکلات شیمیایی را حل کنیم.

درجه اکسیداسیون یک عنصر در ترکیبات با تعداد الکترون های ظرفیتی که در تشکیل پیوند شیمیایی یک عنصر معین نقش دارند تعیین می شود. اما معمولاً برای تعیین حالت‌های اکسیداسیون عناصر، پیکربندی الکترونیکی الکترون‌های ظرفیت را توصیف نمی‌کنند، بلکه از تعدادی قوانین تجربی استفاده می‌کنند:

1. مجموع حالت های اکسیداسیون اتم ها در یک ذره برابر با بار الکتریکی آن است.

2. در مواد ساده (متشکل از اتم های تنها یک عنصر)، حالت اکسیداسیون عنصر صفر است.

3. در ترکیبات دوتایی (متشکل از اتم های دو عنصر)، حالت اکسیداسیون منفی به اتم با الکترونگاتیوی بالاتر نسبت داده می شود. به طور معمول، فرمول های ترکیبات شیمیایی به گونه ای نوشته می شوند که اتم الکترونگاتیو بیشتر در فرمول دوم ظاهر شود، اگرچه برخی از فرمول ها را می توان متفاوت نوشت:

یا (نماد رایج)، یا .

4. در ترکیبات پیچیده، به اتم های خاصی حالت اکسیداسیون ثابت داده می شود:

- فلوئور همیشه حالت اکسیداسیون -1 دارد.

- عناصر فلزی معمولاً حالت اکسیداسیون مثبت دارند.

– هیدروژن معمولاً حالت اکسیداسیون 1+ (،) دارد، اما در ترکیبات با فلزات (هیدریدها) حالت اکسیداسیون آن -1 است: , ;

- اکسیژن با حالت اکسیداسیون -2 مشخص می شود، اما با فلوئور الکترونگاتیو بیشتر - و در ترکیبات پراکسید - , , , (سوپراکسید سدیم).

- حداکثر حالت اکسیداسیون مثبت یک عنصر معمولاً با تعداد گروهی که عنصر در آن قرار دارد منطبق است (جدول 1).

استثناها:

1) حداکثر حالت اکسیداسیون کمتر از تعداد گروه است: F, O, He, Ne, Ar, زیر گروه کبالت: Co(+2,+3); Rh، Ir (+3،+4،+6)، زیر گروه نیکل: Ni (+2، به ندرت +4); Pd، Pt (+2،+4، به ندرت +6)؛

2) حداکثر حالت اکسیداسیون بالاتر از تعداد گروه است: عناصر زیر گروه مس: مس (+1، +2)، طلا (+1، +3).

- کمترین حالت اکسیداسیون منفی عناصر غیر فلزی به عنوان عدد گروه منهای 8 تعریف می شود (جدول 4.1).

جدول 4.1. حالت های اکسیداسیون برخی از عناصر

عنصر	شماره گروه	حداکثر حالت اکسیداسیون مثبت	کمترین حالت اکسیداسیون منفی
Na
ال
ن			5 – 8 = -3
اس			6 – 8 = -2
Cl			7 – 8 = -1

مشکلات اغلب در تعیین حالت های اکسیداسیون در ترکیبات پیچیده - نمک ها، که فرمول آنها حاوی چندین اتم است که حالت های اکسیداسیون متفاوتی برای آنها امکان پذیر است، ایجاد می شود. در این مورد، نمی توان بدون آگاهی از رابطه ژنتیکی بین کلاس های اصلی ترکیبات معدنی، یعنی دانش فرمول اسیدها، که مشتقات آن نمک های خاصی هستند، انجام داد.

به عنوان مثال: وضعیت اکسیداسیون عناصر موجود در ترکیب را تعیین کنید Cr2(بنابراین 4 ) 3 . استدلال دانش آموز در این مورد را می توان به صورت زیر ساخت: Cr2(بنابراین 4 ) 3 - این یک نمک متوسط از اسید سولفوریک است که در آن حالت اکسیداسیون عناصر بسیار ساده است. که در Cr2(بنابراین 4 ) 3 گوگرد و اکسیژن حالت های اکسیداسیون یکسانی دارند، در حالی که یون سولفات دارای بار 2-: است. تعیین وضعیت اکسیداسیون کروم آسان است: یعنی این نمک سولفات کروم (III) است: .

مبحث 4.2.2. فرآیندهای ردوکس

واکنش‌های اکسیداسیون – احیا (ORR) واکنش‌هایی هستند که با تغییر در حالت اکسیداسیون عناصر رخ می‌دهند. تغییر در حالت های اکسیداسیون به دلیل انتقال الکترون ها از یک ذره به ذره دیگر اتفاق می افتد.

فرآیند از دست دادن الکترون ذره اکسیداسیون نامیده می شود و خود ذره اکسید می شود. فرآیند به دست آوردن الکترون توسط ذره کاهش نامیده می شود و خود ذره کاهش می یابد. یعنی واکنش های ردوکس وحدت دو فرآیند متضاد هستند.

عامل اکسید کننده معرف حاوی عنصری است که در طی واکنش ردوکس، به دلیل افزودن الکترون، حالت اکسیداسیون خود را کاهش می دهد. عامل احیا کننده، معرفی است که حاوی عنصری است که با از دست دادن الکترون، حالت اکسیداسیون خود را افزایش می دهد.

مثلا:

عامل کاهنده:

اکسید کننده:

عامل کاهنده:

اکسید کننده:

بسیاری از واکنش های ردوکس با تغییر رنگ محلول همراه هستند.

مثلا:


بنفش	سبز	رنگ قهوه ای	بی رنگ

بسیاری از واکنش های ردوکس به طور گسترده در عمل استفاده می شوند.

انواع پایه

واکنش های ردوکس

1) بین مولکولی (واکنش های انتقال الکترون به کره بیرونی) واکنش هایی هستند که در آنها انتقال الکترون بین معرف های مختلف رخ می دهد، یعنی عامل اکسید کننده و عامل احیا کننده بخشی از مواد مختلف هستند.

باشه ssssssssssssssss

2) درون مولکولی (واکنش های انتقال الکترون درون کره) - در این واکنش ها، اتم های عناصر مختلف یک ماده عامل اکسید کننده و عامل احیا کننده هستند.

3) واکنش های خود اکسیداسیون - خود ترمیمی (عدم تناسب) - در این واکنش ها حالت اکسیداسیون همان عنصر هم افزایش می یابد و هم کاهش می یابد.

مبحث 4.2.3. عوامل اکسید کننده معمولی

1) تترااکسومنگنات پتاسیم (VII) -

خواص اکسید کننده یون به ماهیت محیط بستگی دارد:

محیط اسیدی:

محیط خنثی:

محیط قلیایی:

2) دی کرومات پتاسیم -

خواص اکسید کننده نیز به ماهیت محیط بستگی دارد:

محیط اسیدی:

محیط خنثی:

محیط قلیایی:

3) هالوژن ها

4) هیدروژن در اسیدهای رقیق.

5) اسید سولفوریک غلیظ

محصولات کاهش گوگرد به ماهیت عامل کاهنده بستگی دارد:

فلز کم فعال:

فلز با فعالیت متوسط:

فلز فعال:

6) اسید نیتریک

در اسید نیتریک با هر غلظتی، عامل اکسید کننده پروتون نیست، بلکه نیتروژن است که حالت اکسیداسیون 5+ دارد. بنابراین در این واکنش ها هیدروژن هرگز آزاد نمی شود. از آنجایی که نیتروژن دارای طیف گسترده ای از حالت های اکسیداسیون است، همچنین دارای طیف گسترده ای از محصولات احیا است. محصولات احیا اسید نیتریک به غلظت آن و فعالیت عامل احیا کننده بستگی دارد.

هنگامی که اسید نیتریک غلیظ با فلزات واکنش می دهد، اکسید نیتریک (IV) معمولا آزاد می شود و با غیر فلزات، اکسید نیتریک (II) معمولا آزاد می شود:

تعامل با فلز:

تعامل با غیر فلزات:

هنگامی که اسید نیتریک رقیق با فلزات واکنش می دهد، محصولات به فعالیت فلز بستگی دارد:

فلز کم فعال:

فلز فعال:

- فلز فعال و اسید بسیار رقیق:

7) به عنوان اکسید کننده نیز استفاده می شود PbO2 , MnO2 .

مبحث 4.2.4. عوامل کاهنده معمولی

1). یون های هالید

در این سری، خواص کاهنده افزایش می یابد:

2). و املاح آن:

3). آمونیاک و نمک های کاتیونی آمونیوم:

4). مشتقات:

در محلول های آبی، کمپلکس ها به راحتی به کمپلکس تبدیل می شوند:

5). همه فلزات، اگرچه به درجات مختلف، قادر به نشان دادن خواص کاهشی هستند.

6). در صنعت از هیدروژن، کربن (به شکل زغال سنگ یا کک) و CO .

مبحث 4.2.5. ترکیباتی که می توانند هم خاصیت اکسید کننده و هم خاصیت کاهنده را از خود نشان دهند

برخی از عناصر در حالت های اکسیداسیون میانی دارای دوگانگی ردوکس هستند، به عنوان مثال. با عوامل اکسید کننده می توانند به عنوان عوامل کاهنده عمل کنند و با عوامل کاهنده به عنوان عوامل اکسید کننده عمل می کنند.

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

H2O2 - عامل کاهنده:

H2O2 - اکسید کننده:

مثلا ، H2O2 ممکن است دچار واکنش های نامتناسب شود:

مبحث 4.2.3. ترکیب واکنش های ردوکس

برای کامپایل OVR از دو روش استفاده می شود:

1) روش تراز الکترونیکی:

این روش مبتنی بر استفاده از حالت های اکسیداسیون است.

حالت اکسیداسیون منگنز 5 واحد کاهش می یابد.

در این حالت ، حالت اکسیداسیون کلر 1 واحد افزایش می یابد ، اما با در نظر گرفتن محصول واکنش حاصل - یک ماده ساده حاوی 2 مول اتم کلر - 2 واحد افزایش می یابد.

بیایید این آرگومان ها را به صورت تعادل بنویسیم و ضرایب اصلی را با استفاده از مفهوم مضرب مشترک برای اعدادی که افزایش نشان می دهند پیدا کنیم. یعنی و کاهش حالت های اکسیداسیون:

اجازه دهید ضرایب به دست آمده را در معادله قرار دهیم. اجازه دهید در نظر بگیریم که این نه تنها یک عامل اکسید کننده است، بلکه محصولات واکنش - یون های منگنز و پتاسیم را نیز متصل می کند (درجه اکسیداسیون در این مورد تغییر نمی کند)، یعنی ضریب قبل از آن بیشتر خواهد بود. تعادل.

ضرایب باقیمانده را با محاسبه تعادل اتم ها می یابیم، سپس با استفاده از تراز اتم ها ضریب نهایی را قبل و با استفاده از تراز اتم ها تعداد مول های آب را می یابیم.

برای بررسی صحت ضرایب انتخاب شده، تعادل مول های اتم های اکسیژن را محاسبه می کنیم. با توجه به معادله نهایی، مشاهده می شود که از 16 مول اسید گرفته شده برای واکنش، 10 مول صرف احیاء و 6 مول برای اتصال یون های منگنز (II) و پتاسیم تشکیل شده در نتیجه واکنش صرف می شود.

2) روش یون-الکترونیک (روش نیمه واکنش):

عامل اکسید کننده است که بخشی از یون است.

در معادله جزئی واکنش کاهش برای تعادل اتم‌ها، کاتیون‌های هیدروژن باید به سمت چپ اضافه شوند تا اتم‌های اکسیژن به آب متصل شوند.

و برای متعادل کردن بارها، 5 مول الکترون به همان سمت چپ معادله اضافه کنید. ما گرفتیم:

عامل کاهنده یونی است که حاوی .

در معادله خاص واکنش اکسیداسیون برای متعادل کردن اتم‌ها، کاتیون‌های هیدروژن باید به سمت راست اضافه شوند تا اتم‌های اکسیژن اضافی به آب متصل شوند. و برای متعادل کردن بارها، 2 مول الکترون را به همان سمت راست معادله اضافه کنید. ما گرفتیم:

بنابراین ما دو نیمه واکنش داریم:

برای مساوی کردن، نیمه واکنش اول را در 2 و دومی را در 5 ضرب کنید. دو نیمه واکنش را اضافه کنید.

معادله یونی کامل:

بیایید همان اصطلاحات را کاهش دهیم:

پس از کاهش می توان ضرایب معادله یونی کامل را به معادله مولکولی منتقل کرد.

مبحث 4.2.4. مفهوم پتانسیل الکترود استاندارد

احتمال وقوع یک واکنش ردوکس با مقادیر پتانسیل های الکترود نیمه واکنش های فردی قضاوت می شود.

اگر یک صفحه فلزی در محلولی حاوی یون های این فلز غوطه ور شود، آنگاه اختلاف پتانسیل در سطح مشترک فلز-محلول ایجاد می شود که معمولاً پتانسیل الکترود φ نامیده می شود. پتانسیل های الکترود به صورت تجربی تعیین می شوند. برای شرایط استاندارد (غلظت محلول 1 mol/l، T = 298 K)، این پتانسیل‌ها استاندارد نامیده می‌شوند که φ 0 نشان داده می‌شود. پتانسیل الکترود استاندارد معمولاً نسبت به الکترود هیدروژن استاندارد اندازه گیری می شود و در جداول مرجع آورده شده است.

2Н + + 2ē = Н 2 φ 0 = 0.

پتانسیل الکترود استاندارد مربوط به انرژی آزاد گیبس است. برای واکنش در شرایط استاندارد:

ΔG = - nFφ 0

ثابت F فارادی (F=96500 C/mol)، n تعداد الکترون های منتقل شده است.

مقدار پتانسیل الکترود به غلظت معرف ها و دما بستگی دارد. این وابستگی با معادله نرنست بیان می شود:

که در آن φ مقدار پتانسیل الکترود بسته به دما و غلظت است.

NO 3 - + 2ē + H 2 O = NO 2 - + 2OH - ، φ 0 = - 0.01 ولت

بیایید در نظر بگیریم که = = 1 mol/l، pH + pH = 14، pH = -log، log = -log - 14.

پتانسیل الکترود به اسیدیته pH محیط بستگی دارد. با اسیدی شدن محلول (با کاهش pH)، عملکرد اکسیداتیو NO 3 - افزایش می یابد.

مبحث 4.2.5. جهت جریان OVR

واکنش های ردوکس

با مقدار پتانسیل الکترود استاندارد φ o می توان خواص کاهشی سیستم را قضاوت کرد: هرچه مقدار φ o منفی تر باشد، خواص کاهنده قوی تر است.و نیمه واکنش راحت تر از راست به چپ پیش می رود.

به عنوان مثال، بیایید سیستم ها را با هم مقایسه کنیم:

Li + + e ─ = Li، φ 0 = -3.045 V; مقوی

Ba 2 + + 2e ─ = Ba، φ 0 = - 2.91B فعالیت فلزات

Mg 2 + + 2e ─ = Mg، φ 0 = -2.363 V. با افزایش آن سقوط می کند

Zn 2+ + 2e – = Zn، φ о = -0.763 V مقدار استاندارد

Fe 2+ + 2e ─ = Fe، φ 0 = -0.44 V. پتانسیل الکترود 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.

در سری سیستم های فوق، کاهش مقدار منفی φ o مربوط به کاهش توانایی بازسازی سیستم ها است. لیتیوم بیشترین توانایی احیا را دارد، یعنی لیتیوم فعال ترین فلزات ارائه شده است؛ الکترون های خود را به راحتی از دست می دهد و به حالت اکسیداسیون مثبت می رود. فعالیت احیایی فلزات در سری Li - Ba - Mg - Zn - Fe - Cd - Pd - Pt - Au کاهش می یابد.

بر اساس بزرگی پتانسیل های الکترود، N. N. Beketov فلزات را در سری فلزات به اصطلاح الکتروشیمیایی مرتب کرد که در آن پتانسیل الکترود الکترود هیدروژن به عنوان نقطه مقایسه در نظر گرفته می شود.

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

فعالیت فلز کاهش می یابد

1) فلزات در سری ولتاژ تا هیدروژن (فلزات فعال، که φ 0 < 0), взаимодействуют с разбавленными кислотами с вытеснением водорода.

2) هر فلز بعدی فلزات قبلی را از نمک خود جابجا می کند.

هر چه مقدار φ o بیشتر باشد، خواص اکسید کننده سیستم قوی تر است، و نیمه واکنش راحت تر از چپ به راست انجام می شود.

به عنوان مثال، بیایید سیستم ها را با هم مقایسه کنیم:

همانطور که از مقادیر پتانسیل های الکترود استاندارد مشاهده می شود، F 2 قوی ترین عامل اکسید کننده است؛ در سری F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2، خواص اکسید کننده مواد هالوژن ساده کاهش می یابد.

با مقایسه مقادیر پتانسیل های استاندارد الکترود سیستم های مختلف، می توان جهت واکنش ردوکس را به طور کلی قضاوت کرد: یک سیستم با مقدار مثبت تر φ o یک عامل اکسید کننده است و یک سیستم با مثبت کمتر. مقدار پتانسیل الکترود استاندارد یک عامل کاهنده است.

مثلا:

الف) برای به دست آوردن Br 2 با اکسیداسیون یون های Br، می توانید از Cl 2 استفاده کنید:

Cl 2 + 2e – = 2Cl – , fo = 1.359 V

Br 2 + 2e – = 2Br – , fo = 1.065 V

کل واکنش: Cl 2 + 2Br – = Br 2 + 2Cl –

واکنش کامل: Cl 2 + 2 KBr = Br 2 + 2 KCl.

ب) و برای به دست آوردن F 2 با اکسیداسیون یون های F، نمی توان از Cl 2 استفاده کرد:

F 2 + 2e – = 2F – , φ о = 2.870 V

Cl 2 + 2e – = 2Cl – , fo = 1.359 V

کل واکنش: F 2 + 2 Cl – = Cl 2 + 2F – یعنی واکنش Cl 2 + 2 KF = نمی تواند رخ دهد.

همچنین می توان جهت وقوع واکنش های ردوکس پیچیده تر را تعیین کرد.

به عنوان مثال، اجازه دهید به این سوال پاسخ دهیم: آیا می توان یون های MnO 4 – را با یون های Fe 3+ در یک محیط اسیدی کاهش داد؟ یعنی آیا واکنش ادامه دارد:

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

پایه ای ضریب

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

از آنجایی که φ o 1 > φ o 2، نیمه واکنش اول در جهت رو به جلو و دوم، نسبت به اول، در جهت مخالف پیش می رود. سپس با یکسان سازی تعداد الکترون های منتقل شده در واکنش های اکسیداسیون و احیا، کل واکنش زیر را به دست می آوریم:

در این واکنش ضرایب جلوی همه ترکیبات در مقایسه با ضرایب به دست آمده در معادله یونی دو برابر می شود، زیرا محصولات واکنش سولفات آهن (III) با فرمول Fe 2 (SO 4) 3 و حاوی 2 مول آهن تولید می کنند. (III) اتم ها.

تمرین 4.2. واکنش های ردوکس

1. تلفیقی از واکنش های ردوکس با استفاده از روشی مبتنی بر تغییرات در حالت اکسیداسیون عناصر در یک ترکیب.

مثال 1.

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

KMn +7 O 4 - عامل اکسید کننده: در یک محیط اسیدی Mn +7 → Mn +2، حالت اکسیداسیون 5 واحد کاهش می یابد. Na 2 S +4 O 3 – عامل کاهنده: S +4 → S +6، حالت اکسیداسیون 2 واحد افزایش می یابد. برای قرار دادن ضرایب در معادله واکنش، مضربی را برای اعدادی که افزایش و کاهش حالت‌های اکسیداسیون را نشان می‌دهند، پیدا می‌کنیم:

برای 2 مول اتم منگنز(VII)، 5 مول اتم S(IV) مورد نیاز است:

2 Mn + 7 + 5 S + 4 = 2 Mn + 2 + 5 S + 6 - اینها ضرایب اصلی برای عامل اکسید کننده و عامل کاهنده هستند. بیایید محصولات واکنش را اضافه کنیم، ضرایب اصلی را جایگزین معادله واکنش کنیم، سپس تعادل عناصر دیگر را محاسبه کنیم: K، Na، S و H:

برای بررسی صحت ضرایب انتخاب شده، تعادل مول های اتم های اکسیژن را محاسبه می کنیم. مجموع ضرایب در معادله واکنش ردوکس 21 است.

مثال 2.

واکنش ردوکس را اضافه و متعادل کنید:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → MnO 2 +…

KMn +7 O 4 - عامل اکسید کننده: در یک محیط خنثی Mn +7 → Mn +4، حالت اکسیداسیون 3 واحد کاهش می یابد. Na 2 S +4 O 3 – عامل کاهنده: S +4 → S +6، حالت اکسیداسیون 2 واحد افزایش می یابد. برای قرار دادن ضرایب در معادله واکنش، مضربی را برای اعدادی که افزایش و کاهش حالت‌های اکسیداسیون را نشان می‌دهند، پیدا می‌کنیم:

برای 2 مول اتم منگنز (VII)، 3 مول اتم S (IV) مورد نیاز است:

2 Mn +7 + 3 S +4 = 2 Mn +4 + 3 S +6 - اینها ضرایب اصلی برای عامل اکسید کننده و عامل کاهنده هستند. بیایید محصولات واکنش را اضافه کنیم، ضرایب اصلی را جایگزین معادله واکنش کنیم، سپس تعادل سایر عناصر را محاسبه کنیم: K، Na و H:

برای بررسی صحت ضرایب انتخاب شده، تعادل مول های اتم های اکسیژن را محاسبه می کنیم. مجموع ضرایب در معادله واکنش ردوکس 13 است.

مثال 3

واکنش ردوکس را اضافه و متعادل کنید:

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

KMn +7 O 4 - عامل اکسید کننده: در یک محیط قلیایی Mn +7 → Mn +6، حالت اکسیداسیون 1 واحد کاهش می یابد. Na 2 S +4 O 3 – عامل کاهنده: S +4 → S +6، حالت اکسیداسیون 2 واحد افزایش می یابد. برای قرار دادن ضرایب در معادله واکنش، مضربی را برای اعدادی که افزایش و کاهش حالت‌های اکسیداسیون را نشان می‌دهند، پیدا می‌کنیم:

برای 2 مول اتم منگنز(VII)، 1 مول اتم S(IV) مورد نیاز است:

2 Mn + 7 + S + 4 = 2 Mn + 6 + S + 6 - اینها ضرایب اصلی برای عامل اکسید کننده و عامل کاهنده هستند. بیایید محصولات واکنش را اضافه کنیم، ضرایب اصلی را جایگزین معادله واکنش کنیم، سپس تعادل سایر عناصر را محاسبه کنیم: K، Na و H:

برای بررسی صحت ضرایب انتخاب شده، تعادل مول های اتم های اکسیژن را محاسبه می کنیم.

مجموع ضرایب در معادله واکنش ردوکس 9 است.

مثال 4

واکنش ردوکس را اضافه و متعادل کنید:

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 - عامل اکسید کننده: 2Cr +6 → 2Cr +3، حالت اکسیداسیون 6 واحد کاهش می یابد. Na 2 S +4 O 3 – عامل کاهنده: S +4 → S +6، حالت اکسیداسیون 2 واحد افزایش می یابد. برای قرار دادن ضرایب در معادله واکنش، مضربی را برای اعدادی که افزایش و کاهش حالت‌های اکسیداسیون را نشان می‌دهند، پیدا می‌کنیم:

برای 2 مول اتم کروم(VI)، 3 مول اتم S(IV) مورد نیاز است:

2 Cr + 6 + 3 S + 4 = 2 Cr + 3 + 3 S + 6 - اینها ضرایب اصلی برای عامل اکسید کننده و عامل کاهنده هستند. بیایید محصولات واکنش را اضافه کنیم، ضرایب اصلی را جایگزین معادله واکنش کنیم، سپس تعادل عناصر دیگر را محاسبه کنیم: K، Na، S و H:

برای بررسی صحت ضرایب انتخاب شده، تعادل مول های اتم های اکسیژن را محاسبه می کنیم. مجموع ضرایب در معادله واکنش ردوکس 17 است.

مثال 5

مجموع ضرایب در معادله واکنش ردوکس

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

K 2 Mn + 6 O 4 - عامل اکسید کننده: در یک محیط اسیدی Mn +6 → Mn +2، حالت اکسیداسیون 4 واحد کاهش می یابد. Fe +2 SO 4 – عامل کاهنده: Fe +2 → Fe +3، حالت اکسیداسیون 1 واحد افزایش می یابد. برای قرار دادن ضرایب در معادله واکنش، مضربی را برای اعدادی که افزایش و کاهش حالت‌های اکسیداسیون را نشان می‌دهند، پیدا می‌کنیم:

برای 1 مول اتم منگنز (VII)، 4 مول اتم آهن (II) مورد نیاز است:

Mn + 6 + 4 Fe + 2 = Mn + 2 + 4 Fe + 3 - اینها ضرایب اصلی برای عامل اکسید کننده و عامل کاهنده هستند. بیایید محصولات واکنش را اضافه کنیم، ضرایب اصلی را جایگزین معادله واکنش کنیم، سپس تعادل سایر عناصر را محاسبه کنیم: K، S و H:

2. تدوین واکنش های ردوکس با استفاده از روش تعادل الکترونیکی

مثال 6

اگر از محلول اسیدی تترااکسومنگنات پتاسیم (VII) به عنوان یک عامل اکسید کننده استفاده شود:

سپس عامل کاهنده می تواند سیستم باشد:

Fe 3+ + e – = Fe 2+، φ o = 0.771 V

Co 3+ + e – = Co 2+، φ o = 1.808 V

با مقدار پتانسیل ردوکس استاندارد φ o می توان خواص ردوکس سیستم را قضاوت کرد. سیستمی با مقدار مثبتتر φ o یک عامل اکسید کننده است و سیستمی با مقدار مثبت کمتر پتانسیل ردوکس استاندارد φ o یک عامل کاهنده است. بنابراین، برای سیستم MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O، φ o = 1.505 V، عامل کاهنده می تواند سیستم Fe 3+ + e – = Fe 2+، φ o = باشد. 0.771 V.

مثال 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

کدام فلز می تواند در اسید کلریدریک حل شود؟

با مقدار پتانسیل الکترود استاندارد φ o می توان خواص ردوکس سیستم را قضاوت کرد. سیستمی با مقدار مثبتتر φ o یک عامل اکسید کننده است و سیستمی با مقدار مثبت کمتر پتانسیل الکترود استاندارد یک عامل کاهنده است. در اسید کلریدریک (HCl)، کاتیون های H + یک عامل اکسید کننده هستند، الکترون ها را می پذیرند و به H 2 کاهش می یابند، برای این واکنش φ o = 0 V. بنابراین، تنها آن فلز در HCl حل می شود که می تواند یک عامل احیا کننده باشد. شرایطی که برای آنها φ O< 0, а именно никель:

Ni + 2 HCl = NiCl 2 + H 2

مثال 8

بر اساس مقادیر پتانسیل الکترود استاندارد نیمه واکنش:

Zn 2+ + 2e – = Zn، φ о = -0.763 V

Cd 2 + + 2e – = Cd، φ о = -0.403 V

کدام فلز فعال ترین است؟

هر چه فلز فعال تر باشد، خاصیت کاهشی آن بیشتر می شود. خواص کاهشی سیستم را می توان با مقدار پتانسیل ردوکس استاندارد φ o قضاوت کرد: هرچه مقدار φ o منفی تر باشد، خواص کاهشی سیستم قوی تر است و نیمه واکنش راحت تر از راست به چپ انجام می شود. . در نتیجه، روی دارای بیشترین توانایی احیایی است، یعنی روی فعال ترین فلزات ارائه شده است.

مثال 9

اگر از محلول اسیدی کلرید آهن (III) به عنوان یک عامل اکسید کننده استفاده شود:

پس چه سیستمی می تواند عامل کاهنده باشد:

I 2 + 2e – = 2I – , φ о = 0.536 V

Br 2 + 2e – = 2Br – , fo = 1.065 V

Pb 4+ + 2e – = Pb 2+، φ o = 1.694 V؟

با مقدار پتانسیل ردوکس استاندارد φ o می توان خواص ردوکس سیستم را قضاوت کرد. سیستمی با مقدار مثبتتر φ o یک عامل اکسید کننده است و سیستمی با مقدار مثبت کمتر پتانسیل ردوکس استاندارد یک عامل کاهنده است. بنابراین، برای سیستم Fe 3+ + e – = Fe 2+، φ o = 0.771 V، عامل کاهنده می تواند سیستم I 2 + 2e – = 2I –، φ o = 0.536 V باشد.

پایه ای ضریب

Fe 3+ + e – = Fe 2+، φ o 1 = 0.771 V 2

I 2 + 2e – = 2I – , φ o 2 = 0.536 V 1

از آنجایی که φ o 1 >

2 Fe 3+ + 2I – = 2 Fe 2+ + I 2

با اضافه کردن یونهای علامت مخالف، معادله کامل را بدست می آوریم:

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

مثال 10

آیا می توان یون های MnO 4 – را با یون های Fe 3+ در محیط اسیدی کاهش داد؟

بیایید سوال را به شکل یک معادله واکنش بنویسیم:

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

اجازه دهید نیمه واکنش های مناسب را از جدول مرجع انتخاب کرده و پتانسیل الکترود استاندارد آنها را ارائه کنیم:

پایه ای ضریب

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

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

یعنی می توان یون های MnO 4 – را با یون های Fe 3+ در محیط اسیدی کاهش داد. واکنش کامل به نظر می رسد:

در این واکنش، ضرایب برای همه ترکیبات در مقایسه با ضرایب به دست آمده در معادله یونی دو برابر می شود، زیرا محصولات واکنش سولفات آهن (III) با فرمول Fe 2 (SO 4) 3 تولید می کنند.

وظایف برای راه حل مستقل

1. تعیین حالت اکسیداسیون عناصر در ترکیبات:

اچ 3 P.O. 4 , ک 3 P.O. 4 , ن 2 O 5 , N.H. 3 , Cl 2 , KCl, KClO 3 , حدود(ClO 4 ) 2 , N.H. 4 Cl, HNO 2 , لی, لی 3 ن, Mg 3 ن 2 , NF 3 , ن 2 , N.H. 4 نه 3 , اچ 2 O, اچ 2 O 2 , KOH، KH، K 2O 2 , BaO, BaO 2 , از 2 , اف 2 , NF 3 , Na 2 اس, FeS, FeS 2 , NaHS, Na 2 بنابراین 4 , NaHSO 4 , بنابراین 2 , SOCl 2 , بنابراین 2 Cl 2 , MnO 2 , منگنز(اوه) 2 , KMnO 4 , ک 2 MnO 4 , Cr, Cr(اوه) 2 , Cr(اوه) 3 , ک 2 CrO 4 , ک 2 Cr 2 O 7 , (N.H. 4 ) 2 Cr 2 O 7 , ک 3 [ ال(اوه) 6 ], Na 2 [ روی(اوه) 4 ], ک 2 [ ZnCl 4 ], اچ 2 بنابراین 3 , FeSO 3 , Fe 2 (بنابراین 3 ) 3 , اچ 3 P.O. 4 , مس 3 P.O. 4 , مس 3 (P.O. 4 ) 2 , Na 2 SiO 3 , MnSiO 3 , PbSO 4 , ال 2 (بنابراین 4 ) 3 , Fe 2 (بنابراین 4 ) 3 , N.H. 4 Cl, (N.H. 4 ) 2 بنابراین 4 , Cr 2 (بنابراین 4 ) 3 , CrSO 4 , NiSO 4 , [ روی(اوه 2 ) 6 ] بنابراین 4 , Fe(نه 3 ) 2 , Fe(نه 3 ) 3 , PbCO 3 , بی 2 (CO 3 ) 3 , Ag 2 اس, HG 2 اس, HgS, Fe 2 اس 3 , FeS, SnSO 4 .

2. عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را مشخص کنید، نمودارهای تغییرات حالت های اکسیداسیون را ترسیم کنید، ضرایب را اضافه کنید و در معادله واکنش قرار دهید:

آ. MnO 2 + HCl (conc) →

ب KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4 →

V. FeCl 3 + SnCl 2 →

گرم KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → O 2

د. Br 2 + KOH →

ه. روی + HNO 3 → NH 4 NO 3 +…

و Cu + HNO 3 → NO 2 + …

ساعت K 2 MnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 →

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

j. H 2 S + Cl 2 →

ل 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 →

الف) بر اساس مقادیر استاندارد پتانسیل های الکترود، فلزات را به ترتیب افزایش خواص کاهشی مرتب کنید:

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.

وقتی یک صفحه آهن در محلول AuCl 3 غوطه ور می شود چه اتفاقی می افتد

ب) بر اساس مقادیر استاندارد پتانسیل الکترود نیمه واکنش

MnO 4 - + 8H + + 5e - = Mn 2 + + 4H 2 O، φ о = 1.505 V،

Pb 4+ + 2e – = Pb 2+، φ o = 1.694 V

به این سوال پاسخ منطقی بدهید - آیا می توان یون های Mn 2+ را با استفاده از یون های Pb 4+ اکسید کرد؟ کل واکنش را بیاورید، عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را نشان دهید.

ج) بر اساس مقادیر استاندارد پتانسیل های الکترود نیمه واکنش ها، به این سوال پاسخ منطقی بدهید - آیا می توان یون های Fe 2+ را با استفاده از یون های Pb 4+ اکسید کرد؟ کل واکنش را بیاورید، عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را نشان دهید.

د) بر اساس مقادیر استاندارد پتانسیل های الکترود، فلزات را به ترتیب افزایش خواص کاهشی مرتب کنید:

Mg 2 + + 2e ─ = Mg

سی دی 2+ + 2e ─ = سی دی

Сu 2+ + 2e ─ = Cu

وقتی یک صفحه مسی در محلول کلرید کادمیوم غوطه ور می شود چه اتفاقی می افتد؟

ه) بر اساس مقادیر استاندارد پتانسیل الکترود نیمه واکنش

Ir 3+ + 3e – = Ir،

NO 3 - + 4H + + 3e – = NO + 2H 2 O,

به این سوال پاسخ مستدل بدهید: آیا ایریدیوم در اسید نیتریک محلول است؟ کل واکنش را نشان دهید، عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را نشان دهید

و) بر اساس مقادیر استاندارد پتانسیل های الکترود، هالوژن ها را به ترتیب افزایش خاصیت اکسید کنندگی آنها ترتیب دهید:

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.

ثابت کنید که آیا می توان از واکنش اکسیداسیون یون های Br ─ کلر Cl 2 برای تولید برم استفاده کرد؟

ز) بر اساس مقادیر استاندارد پتانسیل الکترود نیمه واکنش

Fe 3+ + e – = Fe 2+، φ o = 0.771 ولت،

Br 2 + 2e – = 2Br – , fo = 1.065 V

به این سوال پاسخ منطقی بدهید - آیا می توان یون های Fe 2+ را با استفاده از Br 2 اکسید کرد؟ کل واکنش را بیاورید، عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را نشان دهید.

ح) بر اساس مقادیر استاندارد پتانسیل های الکترود، فلزات را به ترتیب افزایش خواص کاهشی مرتب کنید:

Zn 2+ + 2e – = Zn، φ о = - 0.763 V

جیوه 2+ + 2e – = جیوه، فو = 0.850 ولت

Cd 2 + + 2e – = Cd، φ o = - 0.403 V.

وقتی صفحه کادمیوم در محلول کلرید روی غوطه ور می شود چه اتفاقی می افتد؟

وقوع واکنش های شیمیایی به طور کلی با تبادل ذرات بین مواد واکنش دهنده تعیین می شود. اغلب این تبادل با انتقال الکترون از یک ذره به ذره دیگر همراه است. بنابراین، هنگامی که روی جایگزین مس در محلول سولفات مس (II) می شود:

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

الکترون های اتم های روی به سمت یون های مس می روند:

Zn 0 = Zn 2 + + 2 ه,

مس 2 + + 2 ه= مس 0،

یا در مجموع: Zn 0 + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu 0.

فرآیند از دست دادن الکترون ذره نامیده می شود اکسیداسیون , و فرآیند کسب الکترون است مرمت . اکسیداسیون و کاهش همزمان اتفاق می‌افتند، بنابراین فعل و انفعالات همراه با انتقال الکترون از یک ذره به ذره دیگر نامیده می‌شوند. واکنش های ردوکس (ORR).

برای سهولت در توصیف OVR، از مفهوم استفاده می شود حالت های اکسیداسیون - مقدار عددی برابر با بار رسمی که یک عنصر به دست می آورد، بر اساس این فرض که تمام الکترون های هر یک از پیوندهای آن به اتم الکترونگاتیوتری از ترکیب داده شده منتقل شده اند. وقوع واکنش ردوکس با تغییر در حالت اکسیداسیون عناصر درگیر در واکنش مواد همراه است. . هنگامی که کاهش می یابد، حالت اکسیداسیون یک عنصر کاهش می یابد، زمانی که اکسید می شود، افزایش می یابد. . ماده ای که حاوی عنصری باشد که حالت اکسیداسیون آن را کاهش دهد نامیده می شود عامل اکسید کننده ; ماده ای که حاوی عنصری باشد که حالت اکسیداسیون را افزایش می دهد نامیده می شود عامل کاهنده .

حالت اکسیداسیون یک عنصر در یک ترکیب طبق قوانین زیر تعیین می شود:

1) حالت اکسیداسیون یک عنصر در یک ماده ساده صفر است.

2) مجموع جبری تمام حالت های اکسیداسیون اتم ها در یک مولکول برابر با صفر است.

3) مجموع جبری همه حالات اکسیداسیون اتم ها در یک یون مختلط، و همچنین حالت اکسیداسیون یک عنصر در یک یون تک اتمی ساده، برابر با بار یون است.

4) حالت اکسیداسیون منفی در ترکیب توسط اتم های عنصر دارای بالاترین الکترونگاتیوی به نمایش گذاشته می شود.

5) حداکثر حالت اکسیداسیون ممکن (مثبت) یک عنصر مربوط به تعداد گروهی است که عنصر در آن در جدول تناوبی D.I قرار دارد. مندلیف.

تعدادی از عناصر موجود در ترکیبات حالت اکسیداسیون ثابتی دارند:

1) فلوئور که بیشترین الکترونگاتیوی را در بین عناصر دارد، در همه ترکیبات حالت اکسیداسیون -1 دارد.

2) هیدروژن در ترکیبات حالت اکسیداسیون 1+ را نشان می دهد، به جز هیدریدهای فلزی (-1).

3) فلزات زیر گروه IA در همه ترکیبات دارای حالت اکسیداسیون +1 هستند.

4) فلزات زیر گروه IIA و همچنین روی و کادمیوم در همه ترکیبات دارای حالت اکسیداسیون +2 هستند.

5) حالت اکسیداسیون آلومینیوم در ترکیبات +3.

6) حالت اکسیداسیون اکسیژن در ترکیبات -2 است، به استثنای ترکیباتی که در آنها اکسیژن به شکل یون های مولکولی وجود دارد: O 2 +، O 2 -، O 2 2 -، O 3 -، و همچنین فلوراید O x F 2.

حالت های اکسیداسیون اتم های عناصر در یک ترکیب در بالای نماد یک عنصر داده شده نوشته می شود، ابتدا علامت حالت اکسیداسیون و سپس مقدار عددی آن را نشان می دهد، به عنوان مثال، K +1 Mn +7 O 4 -2، در برخلاف بار یون که در سمت راست نوشته شده است، ابتدا عدد بار را نشان می دهد و سپس علامت: Fe 2+، SO 4 2–.

خواص اکسیداسیون و کاهش اتم های عناصر مختلف بسته به عوامل زیادی خود را نشان می دهد که مهمترین آنها ساختار الکترونیکی عنصر، حالت اکسیداسیون آن در ماده و ماهیت خواص سایر شرکت کنندگان در واکنش است.

ترکیباتی که حاوی اتم های عناصر در حداکثر حالت اکسیداسیون (مثبت) خود هستند، به عنوان مثال، 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، فقط می تواند کاهش یابد، به عنوان عوامل اکسید کننده عمل می کند.

ترکیبات حاوی عناصر در حداقل حالت اکسیداسیون خود، به عنوان مثال، N -3 H 3، H 2 S -2، HI -1، فقط می توانند اکسید شوند و به عنوان عوامل کاهنده عمل کنند.

مواد حاوی عناصر در حالت های اکسیداسیون میانی، به عنوان مثال H + N + 3 O 2، H 2 O 2 - 1، S 0، I 2 0، Cr + 3 Cl 3، Mn + 4 O 2 - 2، دارای دوگانگی ردوکس. بسته به شریک واکنش، چنین موادی می توانند هم الکترون بپذیرند و هم الکترون اهدا کنند. ترکیب محصولات احیا و اکسیداسیون نیز به عوامل زیادی بستگی دارد، از جمله محیطی که واکنش شیمیایی در آن رخ می دهد، غلظت معرف ها و فعالیت شریک در فرآیند ردوکس. برای ایجاد یک معادله برای واکنش ردوکس، باید بدانید که حالت اکسیداسیون عناصر چگونه تغییر می کند و عامل اکسید کننده و عامل کاهنده به چه ترکیبات دیگری تبدیل می شوند.

طبقه بندی واکنش های ردوکسچهار نوع واکنش ردوکس وجود دارد.

1. بین مولکولی– واکنش هایی که در آن عامل اکسید کننده و عامل احیا کننده مواد مختلف هستند: Zn 0 + Cu + 2 SO 4 = Zn + 2 SO 4 + Cu 0 .

2. در هنگام تجزیه حرارتی ترکیبات پیچیده که شامل یک عامل اکسید کننده و یک عامل احیا کننده به شکل اتم های عناصر مختلف است، واکنش های ردوکس رخ می دهد که به نام درون مولکولی: (N -3 H 4) 2 Cr + 6 2 O 7 = N 2 0 + Cr + 3 2 O 3 + 4H 2 O.

3. واکنش ها عدم تناسباگر ترکیبات حاوی عناصر در حالت اکسیداسیون متوسط در معرض شرایطی قرار گیرند که در آن ناپایدار هستند (مثلاً در دماهای بالا). حالت اکسیداسیون این عنصر هم افزایش می یابد و هم کاهش می یابد: 2H 2 O 2 -1 = O 0 2 + 2 H 2 O -2.

4. واکنش ها ضد تناسب- اینها فرآیندهای تعامل بین یک عامل اکسید کننده و یک عامل کاهنده هستند که شامل یک عنصر در حالت های مختلف اکسیداسیون می شوند. در نتیجه، محصول اکسیداسیون و محصول احیا ماده ای با حالت اکسیداسیون متوسط اتم های یک عنصر معین است:

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

واکنش های متفاوتی نیز وجود دارد. به عنوان مثال، واکنش ضد تناسبی درون مولکولی شامل واکنش تجزیه نیترات آمونیوم است: N -3 H 4 N + 5 O 3 = N + 1 2 O + 2H 2 O.

ترسیم معادلات واکنش های ردوکس.برای تهیه معادلات واکنش های ردوکس، از روش تعادل الکترون و روش نیمه واکنش الکترون-یون بیشتر استفاده می شود.

روش تراز الکترونیکیمعمولاً برای ترسیم معادلات واکنش‌های ردوکس که بین گازها، جامدات و در مذاب‌ها رخ می‌دهند، استفاده می‌شود. ترتیب عملیات به شرح زیر است:

1. فرمول معرف ها و محصولات واکنش را به شکل مولکولی بنویسید: FeCl 3 + H 2 S → FeCl 2 + S + HCl.

2. تعیین وضعیت اکسیداسیون اتم هایی که در طی واکنش آن را تغییر می دهند: Fe 3 + Cl 3 + H 2 S -2 → Fe 2 + Cl 2 + S 0 + HCl.

3. بر اساس تغییر در حالت های اکسیداسیون، تعداد الکترون هایی که عامل احیا کننده داده می شود و تعداد الکترون های پذیرفته شده توسط عامل اکسید کننده تعیین می شود. با در نظر گرفتن اصل برابری تعداد الکترون های داده شده و دریافتی، یک تراز الکترونیکی ایجاد کنید:

Fe +3 +1 ه= Fe +2 ½ ∙2

S -2 – 2 ه= S 0 ½ ∙1

4. عوامل تعادل الکترونیکی در معادله واکنش ردوکس به عنوان ضرایب استوکیومتری پایه نوشته شده است: 2FeCl 3 + H 2 S → 2FeCl 2 + S + HCl.

5. ضرایب استوکیومتری بقیه شرکت کنندگان در واکنش را انتخاب کنید: 2FeCl 3 + H 2 S = 2FeCl 2 + S + 2HCl.

روش نیمه واکنش الکترون یوندر ترسیم معادلات واکنش‌هایی که در یک محلول آبی رخ می‌دهند، و همچنین واکنش‌هایی که شامل موادی می‌شوند که در آنها تعیین حالت اکسیداسیون عناصر دشوار است، استفاده می‌شود. بر اساس این روش، مراحل اصلی تشکیل معادله واکنش زیر مشخص می شود:

1. نمودار مولکولی کلی فرآیند را بنویسید که نشان دهنده عامل کاهنده، عامل اکسید کننده و محیطی است که واکنش در آن انجام می شود (اسیدی، خنثی یا قلیایی). مثلا:

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

2. با در نظر گرفتن تفکیک الکترولیت ها در یک محلول آبی، این طرح به شکل برهمکنش مولکولی-یونی ارائه شده است. یون هایی که حالت اکسیداسیون اتم های آنها تغییر نمی کند در نمودار نشان داده نشده اند، به استثنای یون های H + و OH -:

SO 2 + Cr 2 O 7 2– + H + → ...

3. حالت های اکسیداسیون عامل کاهنده و اکسید کننده و همچنین محصولات متقابل آنها را تعیین کنید:

4. تعادل مواد نیمه واکنش های اکسیداسیون و کاهش را بنویسید:

5. نیمه واکنش ها را با در نظر گرفتن اصل برابری الکترون های داده شده و دریافتی جمع کنید:

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

Cr 2 O 7 2– + 14H + + 6 ه= 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

با مخفف کردن ذرات به همین نام، معادله کلی یونی - مولکولی را به دست می آوریم:

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

6. یون هایی را که در فرآیند اکسیداسیون- احیا شرکت نکرده اند اضافه کنید، مقدار آنها را در سمت چپ و راست برابر کنید و معادله مولکولی واکنش را یادداشت کنید:

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

هنگام تهیه تعادل مواد برای نیمه واکنش های اکسیداسیون و احیا، هنگامی که تعداد اتم های اکسیژن موجود در ذرات عامل اکسید کننده و عامل کاهنده تغییر می کند، باید در نظر داشت که در محلول های آبی اتصال یا افزودن اکسیژن رخ می دهد. با مشارکت مولکول های آب و یون های محیط.

در طی فرآیند اکسیداسیون، برای یک اتم اکسیژن که به یک ذره عامل کاهنده متصل می شود، در محیط های اسیدی و خنثی، یک مولکول آب مصرف می شود و دو یون H + تشکیل می شود. در یک محیط قلیایی، دو یون هیدروکسید OH - مصرف می شود و یک مولکول آب تشکیل می شود.

در طی فرآیند احیا، برای اتصال یک اتم اکسیژن از یک ذره عامل اکسید کننده در یک محیط اسیدی، دو یون H + مصرف می شود و یک مولکول آب تشکیل می شود. در محیط های خنثی و قلیایی، یک مولکول H 2 O مصرف می شود و دو یون OH - تشکیل می شود (جدول 2).

جدول 2

تعادل اتم های اکسیژن

در واکنش های ردوکس

هنگام ترسیم معادلات، باید در نظر گرفت که عامل اکسید کننده (یا عامل کاهنده) می تواند نه تنها در واکنش ردوکس اصلی، بلکه در هنگام اتصال محصولات واکنش حاصل، به عنوان مثال، مصرف شود. به عنوان ماده تشکیل دهنده و نمک عمل می کند. یک مثال زمانی که نقش محیط توسط یک عامل اکسید کننده ایفا می شود، واکنش اکسیداسیون یک فلز در اسید نیتریک است:

3Cu + 2HNO3 (اکسیدکننده) + 6HNO3 (متوسط) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

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

یک مثال زمانی که عامل احیا کننده محیطی است که در آن واکنش رخ می دهد، اکسیداسیون اسید کلریدریک با دی کرومات پتاسیم است: 6HCl (عامل کاهنده) + K 2 Cr 2 O 7 + 8HCl (محیط) = 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 2KCl + 7H 2 O

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

هنگام محاسبه نسبت های کمی، جرمی و حجمی شرکت کنندگان در واکنش های ردوکس، از قوانین پایه استوکیومتری شیمی استفاده می شود، و به ویژه از قانون معادل ها، با در نظر گرفتن اینکه عدد معادلعدد هم ارزی یک عامل اکسید کننده برابر است با تعداد الکترون هایی که یک واحد فرمول عامل اکسید کننده می پذیرد و عدد هم ارزی یک عامل احیا کننده برابر است با تعداد الکترون هایی که یک واحد فرمول عامل احیا کننده از آن خارج می شود.

اطلاعات مربوطه.