Klassifisering av kjemiske reaksjoner i uorganisk og organisk kjemi. Redoksreaksjoner og reaksjoner som skjer uten å endre oksidasjonstilstanden til atomer Reaksjoner uten å endre oksidasjonstilstanden til atomer

Oksidasjonsreduksjonsreaksjoner (ORR) – reaksjoner som oppstår med en endring i oksidasjonstilstanden til atomene som utgjør de reagerende stoffene som følge av overføring av elektroner fra ett atom til et annet.

Oksidasjonstilstand – den formelle ladningen til et atom i et molekyl, beregnet ut fra en antagelse om at molekylet kun består av ioner.

De mest elektronegative elementene i en forbindelse har negative oksidasjonstilstander, og atomene til elementer med lavere elektronegativitet har positive oksidasjonstilstander.

Oksidasjonstilstand er et formelt begrep; i noen tilfeller faller ikke oksidasjonstilstanden sammen med valensen.

For eksempel: N 2 H 4 (hydrazin)

nitrogenoksidasjonsgrad – -2; nitrogenvalens - 3.

Beregning av oksidasjonstilstand

For å beregne oksidasjonstilstanden til et grunnstoff, bør følgende bestemmelser tas i betraktning:

1. Oksydasjonstilstandene til atomer i enkle stoffer er lik null (Na 0; H 2 0).

2. Den algebraiske summen av oksidasjonstilstandene til alle atomene som utgjør et molekyl er alltid lik null, og i et komplekst ion er denne summen lik ladningen til ionet.

3. Atomene har en konstant oksidasjonstilstand: alkalimetaller (+1), jordalkalimetaller (+2), hydrogen (+1) (unntatt hydrider NaH, CaH 2 osv., hvor oksidasjonstilstanden til hydrogen er - 1), oksygen (-2 ) (bortsett fra F 2 -1 O +2 og peroksider som inneholder –O–O–-gruppen, hvor oksidasjonstilstanden til oksygen er -1).

4. For grunnstoffer kan den positive oksidasjonstilstanden ikke overstige en verdi lik gruppenummeret til det periodiske systemet.

V2+505-2; Na2+1B4+307-2; K+1 Cl+704-2; N-3H3+1; K2+1 H+1P+504-2; Na2+1 Cr2+607-2

Reaksjoner med og uten endringer i oksidasjonstilstand

Det er to typer kjemiske reaksjoner:

A Reaksjoner der oksidasjonstilstanden til elementene ikke endres:

Addisjonsreaksjoner: SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3

Dekomponeringsreaksjoner: Cu(OH) 2  CuO + H 2 O

Utvekslingsreaksjoner: AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O

B Reaksjoner der det er en endring i oksidasjonstilstandene til atomene til elementene som utgjør de reagerende forbindelsene:

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

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

2KI-1 + Cl20 2KCl-1 + I20

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

Slike reaksjoner kalles redoksreaksjoner .

Oksidasjon, reduksjon

I redoksreaksjoner overføres elektroner fra ett atom, molekyl eller ion til et annet. Prosessen med å miste elektroner er oksidasjon. Under oksidasjon øker oksidasjonstilstanden:

H20 - 2ē 2H+

S -2 − 2ē S 0

Al 0 − 3ē Al +3

Fe +2 − ē Fe +3

2Br - − 2ē Br 2 0

Prosessen med å legge til elektroner er reduksjon. Under reduksjon avtar oksidasjonstilstanden.

Mn +4 + 2ē Mn +2

Сr +6 +3ē Cr +3

Cl 2 0 +2ē 2Cl -

O 2 0 + 4ē 2O -2

Atomer eller ioner som får elektroner i en gitt reaksjon er oksidasjonsmidler, og de som donerer elektroner er reduksjonsmidler.

Redoksegenskaper til et stoff og oksidasjonstilstanden til dets atomer

Forbindelser som inneholder atomer av elementer med maksimal oksidasjonstilstand kan bare være oksidasjonsmidler på grunn av disse atomene, fordi de har allerede gitt opp alle valenselektronene sine og er bare i stand til å akseptere elektroner. Den maksimale oksidasjonstilstanden til et grunnstoffs atom er lik tallet på gruppen i det periodiske systemet som grunnstoffet tilhører. Forbindelser som inneholder atomer av elementer med en minimal oksidasjonstilstand kan bare tjene som reduksjonsmidler, siden de bare er i stand til å donere elektroner, fordi det ytre energinivået til slike atomer fullføres av åtte elektroner. Minste oksidasjonstilstand for metallatomer er 0, for ikke-metaller - (n–8) (hvor n er nummeret på gruppen i det periodiske systemet). Forbindelser som inneholder atomer av grunnstoffer med mellomliggende oksidasjonstilstander kan være både oksiderende og reduserende midler, avhengig av partneren de samhandler med og reaksjonsbetingelsene.

REDOX REAKSJONER

Oksidasjonstilstand

Oksydasjonstilstanden er den nominelle ladningen til et atom i et molekyl, beregnet under antagelsen om at molekylet består av ioner og generelt er elektrisk nøytralt.

De mest elektronegative elementene i en forbindelse har negative oksidasjonstilstander, og atomene til elementer med mindre elektronegativitet har positive oksidasjonstilstander.

Oksidasjonstilstand er et formelt begrep; i noen tilfeller faller ikke oksidasjonstilstanden sammen med valensen.

For eksempel:

N2H4 (hydrazin)

nitrogenoksidasjonsgrad – -2; nitrogenvalens - 3.

Beregning av oksidasjonstilstand

For å beregne oksidasjonstilstanden til et grunnstoff, bør følgende bestemmelser tas i betraktning:

1. Oksydasjonstilstandene til atomer i enkle stoffer er lik null (Na 0; H2 0).

2. Den algebraiske summen av oksidasjonstilstandene til alle atomene som utgjør et molekyl er alltid lik null, og i et komplekst ion er denne summen lik ladningen til ionet.

3. Atomene har en konstant oksidasjonstilstand: alkalimetaller (+1), jordalkalimetaller (+2), hydrogen (+1) (unntatt hydrider NaH, CaH2 osv., hvor oksidasjonstilstanden til hydrogen er -1 ), oksygen (-2) (bortsett fra F 2 -1 O +2 og peroksider som inneholder –O–O–-gruppen, hvor oksidasjonstilstanden til oksygen er -1).

4. For grunnstoffer kan den positive oksidasjonstilstanden ikke overstige en verdi lik gruppenummeret til det periodiske systemet.

Eksempler:

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

Reaksjoner uten og med endringer i oksidasjonstilstand

Det er to typer kjemiske reaksjoner:

AReaksjoner der oksidasjonstilstanden til elementene ikke endres:

Tilleggsreaksjoner

SÅ 2 +Na 2 O → Na 2 SÅ 3

Nedbrytningsreaksjoner

Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O

Utveksle reaksjoner

AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3

NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O

BReaksjoner der det er en endring i oksidasjonstilstandene til atomene til elementene som utgjør de reagerende forbindelsene:

2Mg0 + O20 -> 2Mg +20-2

2KCl +5 O3-2 →2KCl-1 + 3O2 0

2KI-1 + Cl20 → 2KCl-1 + I20

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

Slike reaksjoner kalles redoksreaksjoner

Redoksreaksjoner er reaksjoner der oksidasjonstilstandene til atomene endres. Redoksreaksjoner er svært vanlige. Alle forbrenningsreaksjoner er redoks.
Redoksreaksjonen består av to prosesser som ikke kan skje adskilt fra hverandre. Prosessen med å øke oksidasjonstilstanden kalles oksidasjon. Samtidig med oksidasjon skjer reduksjon, det vil si prosessen med å redusere oksidasjonstilstanden.

Oksidasjon, reduksjon

Følgelig er det to hoveddeltakere i redoksreaksjoner: et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel. Prosessen med å miste elektroner er oksidasjon. Under oksidasjon øker oksidasjonstilstanden. Under reaksjonen senker oksidasjonsmidlet sin oksidasjonstilstand og reduseres. Her er det nødvendig å skille mellom et oksiderende kjemisk element og et oksiderende stoff.

N +5 - oksidasjonsmiddel; HN +5 O3 og NaN +5 O 3 - oksidasjonsmidler.
Hvis vi sier at salpetersyre og dens salter er sterke oksidasjonsmidler, så mener vi med dette at oksidasjonsmidlet er nitrogenatomer med en oksidasjonstilstand på +5, og ikke hele stoffet som helhet.
Den andre obligatoriske deltakeren i redoksreaksjonen kalles reduksjonsmidlet. Prosessen med å legge til elektroner er reduksjon. Under reduksjon avtar oksidasjonstilstanden.

Reduksjonsmidlet øker oksidasjonstallet ved å bli oksidert under reaksjonen. Akkurat som ved et oksidasjonsmiddel bør man skille mellom et reduserende stoff og et reduserende kjemisk grunnstoff. Når vi utfører reaksjonen med å redusere et aldehyd til alkohol, kan vi ikke ta bare hydrogen med en oksidasjonstilstand på -1, men ta en slags hydrid, fortrinnsvis litiumaluminiumhydrid.

N -1 - reduksjonsmiddel; NaH -1 og LiAlH -1 4 - reduksjonsmidler.
I redoksreaksjoner er en fullstendig overføring av elektroner fra et reduksjonsmiddel til et oksidasjonsmiddel ekstremt sjelden, siden det er få forbindelser med ioniske bindinger. Men når vi arrangerer koeffisientene, går vi ut fra antakelsen om at en slik overgang forekommer. Dette gjør det mulig å riktig bestemme hovedkoeffisientene foran formlene for oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel.
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 - reduksjonsmiddel, oksidasjon
Mn +7 + 5e → Mn +2 2 - oksidasjonsmiddel, reduksjon

Atomer eller ioner som får elektroner i en gitt reaksjon er oksidasjonsmidler, og de som donerer elektroner er reduksjonsmidler.

Redoksegenskaper til et stoff og oksidasjonstilstanden til dets atomer

Forbindelser som inneholder atomer av elementer med maksimal oksidasjonstilstand kan bare være oksidasjonsmidler på grunn av disse atomene, fordi de har allerede gitt opp alle valenselektronene sine og er bare i stand til å akseptere elektroner. Den maksimale oksidasjonstilstanden til et grunnstoffs atom er lik tallet på gruppen i det periodiske systemet som grunnstoffet tilhører. Forbindelser som inneholder atomer av elementer med en minimal oksidasjonstilstand kan bare tjene som reduksjonsmidler, siden de bare er i stand til å donere elektroner, fordi det ytre energinivået til slike atomer fullføres av åtte elektroner. Minste oksidasjonstilstand for metallatomer er 0, for ikke-metaller - (n–8) (hvor n er tallet på gruppen i det periodiske systemet). Forbindelser som inneholder atomer av grunnstoffer med mellomliggende oksidasjonstilstander kan være både oksiderende og reduserende midler, avhengig av partneren de samhandler med og reaksjonsbetingelsene.

De viktigste reduksjons- og oksidasjonsmidlene

Redusere:

Metaller,

hydrogen,

kull.

Karbon(II)monoksid (CO).

Hydrogensulfid (H2S);

svoveloksid (IV) (SO 2);

svovelsyrling H 2 SO 3 og dens salter.

Hydrohalogensyrer og deres salter.

Metallkationer i lavere oksidasjonstilstander: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3.

Salpetersyre HNO 2;

ammoniakk NH3;

hydrazin NH2NH2;

nitrogenoksid (II) (NO).

Katode under elektrolyse.

Oksidasjonsmidler

Halogener.

Kaliumpermanganat (KMnO 4);

kaliummanganat (K2MnO4);

mangan (IV) oksid (MnO 2).

Kaliumdikromat (K2Cr207);

kaliumkromat (K 2 CrO 4).

Salpetersyre (HNO 3).

Svovelsyre (H 2 SO 4) kons.

kobber(II)oksid (CuO);

bly(IV)oksid (PbO2);

sølvoksid (Ag20);

hydrogenperoksid (H 2 O 2).

Jern(III)klorid (FeCl 3).

Berthollets salt (KClO 3).

Anode under elektrolyse.

Hver slik halvreaksjon er preget av et standard redokspotensial E 0 (dimensjon - volt, V). Jo større E0, desto sterkere er den oksiderende formen som oksidasjonsmiddel og desto svakere er den reduserte formen som reduksjonsmiddel, og omvendt.

Halvreaksjonen tas som referansepunkt for potensialer: 2H + + 2ē ® H 2, for hvilke E 0 =0

For halvreaksjoner M n+ + nē ® M 0 kalles E 0 standard elektrodepotensial. Basert på størrelsen på dette potensialet, plasseres metaller vanligvis i en serie standard elektrodepotensialer (en serie metallspenninger):

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

En rekke påkjenninger karakteriserer de kjemiske egenskapene til metaller:

1. Jo lenger til venstre et metall befinner seg i spenningsserien, desto sterkere er dets reduksjonsevne og jo svakere oksidasjonsevne til ionet i løsning (dvs. jo lettere gir det fra seg elektroner (oksiderer) og jo vanskeligere er det for ionene til å feste elektroner igjen).

2. Hvert metall er i stand til å fortrenge fra saltløsninger de metallene som er i spenningsserien til høyre for det, dvs. reduserer ioner av påfølgende metaller til elektrisk nøytrale atomer, donerer elektroner og blir til ioner selv.

3. Bare metaller som er i spenningsserien til venstre for hydrogen (H) er i stand til å fortrenge det fra sure løsninger (for eksempel Zn, Fe, Pb, men ikke Cu, Hg, Ag).

Galvaniske celler

Hvert annet metall, som er nedsenket i løsninger av deres salter, som kommuniserer med hverandre gjennom en sifon fylt med en elektrolytt, danner en galvanisk celle. Metallplater nedsenket i løsninger kalles elektroder av elementet.

Hvis du kobler de ytre endene av elektrodene (elementets poler) med en ledning, begynner elektronene å bevege seg fra metallet, som har et lavere potensial, til metallet, som har et høyere potensial (for eksempel fra Zn til Pb). Avgangen av elektroner forstyrrer likevekten som eksisterer mellom metallet og dets ioner i løsningen og fører til at et nytt antall ioner passerer inn i løsningen - metallet løses gradvis opp. Samtidig lader elektroner som går til et annet metall ut ionene i løsningen på overflaten - metallet frigjøres fra løsningen. Elektroden der oksidasjon skjer kalles anoden. Elektroden der reduksjonen skjer kalles katoden. I en bly-sinkcelle er sinkelektroden anoden og blyelektroden er katoden.

I en lukket galvanisk celle oppstår altså interaksjon mellom et metall og en saltløsning av et annet metall, som ikke er i direkte kontakt med hverandre. Atomer av det første metallet, som gir fra seg elektroner, blir til ioner, og ioner av det andre metallet, som legger til elektroner, blir til atomer. Det første metallet fortrenger det andre fra løsningen av saltet. For eksempel, under driften av en galvanisk celle sammensatt av sink og bly, nedsenket i henholdsvis løsninger av Zn(NO 3) 2 og Pb(NO 3) 2, skjer følgende prosesser ved elektrodene:

Zn – 2ē → Zn 2+

Pb 2+ + 2ē → Pb

Ved å summere opp begge prosessene får vi ligningen Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+, som uttrykker reaksjonen som skjer i elementet i ionisk form. Den molekylære ligningen for samme reaksjon vil være:

Zn + Pb(NO 3) 2 → Pb + Zn(NO 3) 2

Den elektromotoriske kraften til en galvanisk celle er lik potensialforskjellen mellom de to elektrodene. Når du bestemmer det, trekkes den minste alltid fra det større potensialet. For eksempel er den elektromotoriske kraften (emf) til det betraktede elementet lik:

E.m.f. =	-0,13		(-0,76)	0,63v
	E Pb		E Zn

Den vil ha denne verdien forutsatt at metallene er nedsenket i løsninger der ionekonsentrasjonen er 1 g-ion/l. Ved andre konsentrasjoner av løsninger vil verdiene til elektrodepotensialene være noe annerledes. De kan beregnes ved hjelp av formelen:

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

hvor E er ønsket metallpotensial (i volt)

E 0 - dets normale potensial

n - valens av metallioner

C - konsentrasjon av ioner i løsning (g-ion/l)

Eksempel

Finn den elektromotoriske kraften til elementet (emf) dannet av en sinkelektrode nedsenket i en 0,1 M løsning av Zn(NO 3) 2 og en blyelektrode nedsenket i en 2 M løsning av Pb(NO 3) 2.

Løsning

Vi beregner potensialet til sinkelektroden:

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

Vi beregner potensialet til blyelektroden:

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

Finn den elektromotoriske kraften til elementet:

E.m.f. = -0,12 – (-0,79) = 0,67 v

Elektrolyse

Elektrolyse Prosessen med nedbrytning av et stoff ved elektrisk strøm kalles.

Essensen av elektrolyse er at når strøm føres gjennom en elektrolyttløsning (eller smeltet elektrolytt), beveger positivt ladede ioner seg til katoden, og negativt ladede ioner beveger seg til anoden. Etter å ha nådd elektrodene, blir ionene utladet, som et resultat av at komponentene i den oppløste elektrolytten eller hydrogen og oksygen fra vannet frigjøres ved elektrodene.

For å konvertere forskjellige ioner til nøytrale atomer eller grupper av atomer, kreves det forskjellige spenninger av elektrisk strøm. Noen ioner mister ladningen lettere, andre vanskeligere. Graden av letthet hvormed metallioner utlades (forsterkningselektroner) bestemmes av plasseringen av metallene i spenningsserien. Jo lenger til venstre et metall er i spenningsserien, jo større er dets negative potensial (eller mindre positivt potensial), desto vanskeligere er det, alt annet likt, dets ioner å utlade (Au 3+, Ag + ioner er de enkleste å slippe ut; de vanskeligste er Li +, Rb +, K +).

Hvis det er ioner av flere metaller i en løsning samtidig, blir ionene av metallet med et lavere negativt potensial (eller et høyere positivt potensial) utladet først. For eksempel frigjøres metallisk kobber først fra en løsning som inneholder Zn 2+ og Cu 2+ ioner. Men størrelsen på metallets potensial avhenger også av konsentrasjonen av dets ioner i løsningen; den enkle utslipp av ioner av hvert metall endres også avhengig av deres konsentrasjon: en økning i konsentrasjonen letter utslippet av ioner, en reduksjon gjør det vanskeligere. Derfor, under elektrolysen av en løsning som inneholder ioner av flere metaller, kan det skje at frigjøringen av et mer aktivt metall vil skje tidligere enn frigjøringen av et mindre aktivt (hvis konsentrasjonen av ioner av det første metallet er betydelig og konsentrasjonen av den andre er veldig liten).

I vandige løsninger av salter er det i tillegg til saltioner alltid også vannioner (H + og OH -). Av disse vil hydrogenioner løses ut lettere enn ionene til alle metaller som går foran hydrogen i spenningsserien. På grunn av den ubetydelige konsentrasjonen av hydrogenioner under elektrolysen av alle salter, bortsett fra saltene av de mest aktive metallene, frigjøres imidlertid metall, ikke hydrogen, ved katoden. Bare under elektrolysen av salter av natrium, kalsium og andre metaller opp til aluminium blir hydrogenioner sluppet ut og hydrogen frigjort.

Ved anoden kan enten ioner av sure rester eller hydroksylioner av vann slippes ut. Hvis ionene av sure rester ikke inneholder oksygen (Cl -, S 2-, CN -, etc.), så er det vanligvis disse ionene som slippes ut, og ikke hydroksylene, som mister ladningen mye vanskeligere, og Cl 2, S osv. frigjøres ved anoden .d. Tvert imot, hvis et salt av en oksygenholdig syre eller selve syren gjennomgår elektrolyse, utlades hydroksylioner, og ikke ioner av oksygenrester. De nøytrale OH-gruppene som dannes under utslipp av hydroksylioner, brytes umiddelbart ned i henhold til ligningen:

4OH → 2H20 + O2

Som et resultat frigjøres oksygen ved anoden.

Elektrolyse av nikkelkloridløsning NiCl 2

Løsningen inneholder Ni 2+ og Cl - ioner, samt H + og OH - ioner i ubetydelige konsentrasjoner. Når strøm passerer, beveger Ni 2+ ioner seg til katoden, og Cl - ioner beveger seg til anoden. Ved å ta to elektroner fra katoden, blir Ni 2+ ioner til nøytrale atomer som frigjøres fra løsningen. Katoden blir gradvis belagt med nikkel.

Klorioner, når anoden, gir fra seg elektroner til den og blir til kloratomer, som, når de kombineres i par, danner klormolekyler. Klor frigjøres ved anoden.

Således er det ved katoden gjenopprettingsprosess, ved anoden – oksidasjonsprosess.

Elektrolyse av kaliumjodidløsning KI

Kaliumjodid er i løsning i form av K + og I - ioner. Når strøm passerer, beveger K + ioner seg til katoden, I - ioner beveger seg til anoden. Men siden kalium er mye til venstre for hydrogen i spenningsserien, er det ikke kaliumionene som slippes ut ved katoden, men hydrogenionene til vann. Hydrogenatomene som dannes i dette tilfellet kombineres til H 2 -molekyler, og dermed frigjøres hydrogen ved katoden.

Etter hvert som hydrogenionene slippes ut, dissosieres flere og flere vannmolekyler, som et resultat av at hydroksylioner (frigitt fra vannmolekylet) samler seg ved katoden, samt K+-ioner, som kontinuerlig beveger seg til katoden. Det dannes en KOH-løsning.

Jod frigjøres ved anoden, siden I-ioner slippes ut lettere enn hydroksylioner av vann.

Elektrolyse av kaliumsulfatløsning

Løsningen inneholder K + ioner, SO 4 2- og H + og OH - ioner fra vann. Siden K + ioner er vanskeligere å utlade enn H + ioner, og SO 4 2- ioner enn OH - ioner, vil hydrogenioner bli utladet ved katoden og hydroksylgrupper ved anoden når en elektrisk strøm passerer. er faktisk elektrolyse av vann. På samme tid, på grunn av utslipp av hydrogen og hydroksylioner av vann og den kontinuerlige bevegelsen av K + ioner til katoden, og SO 4 2- ioner til anoden, dannes en alkaliløsning (KOH) ved katoden, og en svovelsyreløsning dannes ved anoden.

Elektrolyse av kobbersulfatløsning med en kobberanode

Elektrolyse skjer på en spesiell måte når anoden er laget av det samme metallet hvis salt er i løsning. I dette tilfellet blir ingen ioner utladet ved anoden, men selve anoden løses gradvis opp, og sender ioner inn i løsningen og donerer elektroner til strømkilden.

Hele prosessen kommer ned til frigjøring av kobber ved katoden og gradvis oppløsning av anoden. Mengden CuSO 4 i løsningen forblir uendret.

Elektrolyseloven (M. Faraday)

1. Vektmengden av stoffet som frigjøres under elektrolyse er proporsjonal med mengden elektrisitet som strømmer gjennom løsningen og er praktisk talt ikke avhengig av andre faktorer.

2. Like mengder elektrisitet frigjøres ved elektrolyse fra ulike kjemiske forbindelser i tilsvarende mengder stoffer.

3. For å isolere ett gramekvivalent av ethvert stoff fra en elektrolyttløsning, må 96 500 coulombs elektrisitet føres gjennom løsningen.

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

hvor m (x) er mengden redusert eller oksidert stoff (g);

I er styrken til den overførte strømmen (a);

t - elektrolysetid (s);

M(x) - molar masse;

n er antall elektroner tilegnet eller gitt opp i redoksreaksjoner;

F - Faradays konstant (96500 kjølig/mol).

Basert på denne formelen kan du gjøre en rekke beregninger knyttet til elektrolyseprosessen, for eksempel:

1. Beregn mengdene av stoffer som frigjøres eller dekomponeres av en viss mengde elektrisitet;

2. Finn strømstyrken ved mengden stoff som frigjøres og tiden brukt på frigjøringen;

3. Bestem hvor lang tid det vil ta å frigjøre en viss mengde av et stoff ved en gitt strøm.

Eksempel 1

Hvor mange gram kobber vil frigjøres ved katoden når en strøm på 5 ampere føres gjennom en løsning av kobbersulfat CuSO 4 i 10 minutter?

Løsning

La oss bestemme mengden elektrisitet som strømmer gjennom løsningen:

Q = Det,

hvor I er strømmen i ampere;

t – tid i sekunder.

Q = 5A 600 s = 3000 coulombs

Ekvivalenten til kobber (ved masse 63,54) er 63,54: 2 = 31,77. Derfor frigjør 96500 coulombs 31,77 g kobber. Nødvendig mengde kobber:

m = (31,77 3000) / 96500 » 0,98 g

Eksempel 2

Hvor lang tid tar det å føre en strøm på 10 ampere gjennom en sur løsning for å få 5,6 liter hydrogen (ved normale forhold)?

Løsning

Vi finner mengden elektrisitet som må passere gjennom løsningen for at 5,6 liter hydrogen skal frigjøres fra den. Siden 1 g-ekv. hydrogen opptar ved n. u. volum er 11,2 l, deretter den nødvendige mengden elektrisitet

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

La oss bestemme gjeldende passasjetid:

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

Eksempel 3

Når en strøm ble ført gjennom en løsning av sølvsalt ved katoden, ble den frigjort på 10 minutter. 1 g sølv. Bestem strømstyrken.

Løsning

1 g-ekv. sølv er lik 107,9 g. For å frigjøre 1 g sølv må 96500 passere gjennom løsningen: 107,9 = 894 coulombs. Derav den nåværende styrken

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

Eksempel 4

Finn ekvivalenten til tinn hvis du har en strøm på 2,5 ampere fra en løsning av SnCl 2 på 30 minutter. 2,77 g tinn frigjøres.

Løsning

Mengden elektrisitet som passerer gjennom løsningen på 30 minutter.

Q = 2,5 30 60 = 4500 coulombs

Siden for utgivelsen av 1 g-eq. Det kreves 96 500 coulombs, deretter tilsvarende tinn.

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

Korrosjon

Før vi avslutter vår diskusjon om elektrokjemi, la oss bruke kunnskapen vi har tilegnet oss til studiet av et veldig viktig problem - korrosjon metaller Korrosjon er forårsaket av oksidasjons-reduksjonsreaksjoner der et metall, som et resultat av interaksjon med et stoff i miljøet, forvandles til en uønsket forbindelse.

En av de mest kjente korrosjonsprosessene er rusting av jern. Fra et økonomisk synspunkt er dette en svært viktig prosess. Det er anslått at 20 % av jernet som produseres årlig i USA brukes til å erstatte jernprodukter som har blitt ubrukelige på grunn av rust.

Det er kjent at oksygen er involvert i rusten av jern; jern oksiderer ikke i vann i fravær av oksygen. Vann deltar også i rustprosessen; jern korroderer ikke i oksygenholdig olje så lenge det ikke er spor av vann i det. Rusting akselereres av en rekke faktorer, for eksempel miljøets pH, tilstedeværelsen av salter i det, kontakten av jern med metall, som er vanskeligere å oksidere enn jern, samt under påvirkning av mekanisk stress.

Korrosjon av jern er i prinsippet en elektrokjemisk prosess. Noen områder av overflaten av jern fungerer som en anode der oksidasjonen skjer:

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

Elektronene som genereres i dette tilfellet beveger seg gjennom metallet til andre områder av overflaten, som spiller rollen som en katode. Oksygenreduksjon skjer på dem:

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

Merk at H + -ioner deltar i prosessen med O 2 -reduksjon. Hvis H+-konsentrasjonen synker (dvs. når pH øker), blir O2-reduksjon vanskeligere. Det har blitt lagt merke til at jern i kontakt med en løsning hvis pH er over 9-10 ikke korroderer. Under korrosjonsprosessen blir Fe 2+ ioner dannet ved anoden oksidert til Fe 3+. Fe 3+ ioner danner hydrert jern(III)oksid, som kalles rust:

4Fe 2+ (vandig) + O 2 (g.) + 4H 2 O (l.) +2 X H 2 O (l.) → 2Fe203. x H2O( tv.) + 8H + (aq.)

Siden katodens rolle vanligvis spilles av den delen av overflaten som er best forsynt med oksygentilstrømning, oppstår rust oftest i disse områdene. Hvis du nøye undersøker en spade som har stått en stund i åpen, fuktig luft med smuss festet til bladet, vil du legge merke til at det har dannet seg fordypninger under smuss på overflaten av metallet, og rust har dukket opp overalt der O2 kunne trenge.

Økt korrosjon i nærvær av salter oppleves ofte av bilister i områder der veiene er sjenerøst drysset med salt om vinteren for å bekjempe isete forhold. Effekten av salter forklares av det faktum at ionene de danner skaper elektrolytten som er nødvendig for dannelsen av en lukket elektrisk krets.

Tilstedeværelsen av anodiske og katodiske steder på overflaten av jern fører til dannelsen av to forskjellige kjemiske miljøer på den. De kan oppstå på grunn av tilstedeværelsen av urenheter eller defekter i krystallgitteret (tilsynelatende forårsaket av spenninger i metallet). På steder hvor slike urenheter eller defekter eksisterer, kan det mikroskopiske miljøet til et bestemt jernatom føre til at dets oksidasjonstilstand øker litt eller reduseres fra normale posisjoner i krystallgitteret. Derfor kan slike steder spille rollen som anoder eller katoder. Ultrarent jern, hvor antallet slike defekter er redusert til et minimum, er mye mindre sannsynlig å korrodere enn vanlig jern.

Jern er ofte belagt med maling eller annet metall som tinn, sink eller krom for å beskytte overflaten mot korrosjon. Den såkalte "blikkplaten" oppnås ved å dekke platejern med et tynt lag tinn. Tinn beskytter jern bare så lenge det beskyttende laget forblir intakt. Så snart det er skadet, begynner luft og fuktighet å påvirke jernet; Tinn akselererer til og med korrosjonen av jern fordi det fungerer som en katode i den elektrokjemiske korrosjonsprosessen. En sammenligning av oksidasjonspotensialene til jern og tinn viser at jern oksideres lettere enn tinn:

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

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

Derfor fungerer jern som en anode i dette tilfellet og oksideres.

"Galvanisert" (galvanisert) jern lages ved å belegge jernet med et tynt lag sink. Sink beskytter jern mot korrosjon selv etter at beleggets integritet har blitt kompromittert. I dette tilfellet spiller jern rollen som en katode under korrosjonsprosessen, fordi sink oksiderer lettere enn jern:

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

Følgelig fungerer sink som en anode og korroderer i stedet for jern. Denne typen metallbeskyttelse, der den spiller rollen som en katode i prosessen med elektrokjemisk korrosjon, kalles katodisk beskyttelse. Rør lagt under jorden er ofte beskyttet mot korrosjon ved å gjøre dem til katoden til en elektrokjemisk celle. For å gjøre dette blir blokker av noe aktivt metall, oftest magnesium, begravd i bakken langs rørledningen og koblet med ledning til rørene. I fuktig jord fungerer det aktive metallet som en anode, og jernrøret får katodisk beskyttelse.

Selv om diskusjonen vår har fokusert på jern, er det ikke det eneste metallet som er utsatt for korrosjon. Samtidig kan det virke rart at en aluminiumsboks, uforsiktig etterlatt i friluft, korroderer umåtelig langsommere enn en jern. Å dømme etter standard oksidasjonspotensialer for aluminium (Eº oksid = 1,66 V) og jern (Eº oksid = 0,44 V), så bør det forventes at korrosjon av aluminium skal skje mye raskere. Den langsomme korrosjonen av aluminium forklares av det faktum at det dannes en tynn, tett film av oksid på overflaten, som beskytter det underliggende metallet mot ytterligere korrosjon. Magnesium, som har et høyt oksidasjonspotensial, er beskyttet mot korrosjon på grunn av dannelsen av den samme oksidfilmen. Dessverre har oksidfilmen på overflaten av jern en for løs struktur og er ikke i stand til å skape pålitelig beskyttelse. Imidlertid dannes en god beskyttende oksidfilm på overflaten av jern-krom-legeringer. Slike legeringer kalles rustfritt stål.

Redoks prosesser. Sammenstilling av oksidasjons-reduksjonsreaksjoner (ORR). Metode for å ta hensyn til endringer i oksidasjonstilstander til grunnstoffer. Typer OVR. Ione-elektronisk metode for å forberede OVR. Konseptet med standard elektrodepotensial. Bruke standard redokspotensialer for å bestemme den grunnleggende muligheten for redoksprosessen.

Emne 4.2.1. Oksidasjonstilstand

Oksydasjonstallet er et positivt eller negativt tall tildelt hvert atom i en forbindelse og er lik ladningen til atomet, forutsatt at alle kjemiske bindinger i forbindelsen er ioniske. Siden forbindelser med en rent ionisk kjemisk binding ikke eksisterer, faller de faktiske ladningene på atomene aldri sammen med oksidasjonstilstandene. Imidlertid lar bruken av oksidasjonstilstander oss løse en rekke kjemiske problemer.

Graden av oksidasjon av et grunnstoff i forbindelser bestemmes av antall valenselektroner som er involvert i dannelsen av en kjemisk binding til et gitt grunnstoff. Men vanligvis, for å bestemme oksidasjonstilstandene til elementer, beskriver de ikke den elektroniske konfigurasjonen av valenselektronene, men bruker en rekke empiriske regler:

1. Summen av oksidasjonstilstandene til atomene i en partikkel er lik dens elektriske ladning.

2. I enkle stoffer (bestående av atomer av kun ett grunnstoff) er oksidasjonstilstanden til grunnstoffet null.

3. I binære forbindelser (bestående av atomer av to elementer) tildeles en negativ oksidasjonstilstand til atomet med høyere elektronegativitet. Typisk er formler for kjemiske forbindelser skrevet på en slik måte at det mer elektronegative atomet vises på andreplass i formelen, selv om noen formler kan skrives annerledes:

Eller (vanlig notasjon), eller .

4. I komplekse forbindelser er visse atomer tildelt konstante oksidasjonstilstander:

– fluor har alltid en oksidasjonstilstand på -1;

– metallelementer har vanligvis en positiv oksidasjonstilstand;

– hydrogen har vanligvis en oksidasjonstilstand på +1 (,), men i forbindelser med metaller (hydrider) er oksidasjonstilstanden -1: , ;

– oksygen er karakterisert ved en oksidasjonstilstand på -2, men med mer elektronegativ fluor – , og i peroksidforbindelser – , , , (natriumsuperoksid);

– den maksimale positive oksidasjonstilstanden til et grunnstoff faller vanligvis sammen med nummeret på gruppen der grunnstoffet befinner seg (tabell 1).

Unntak:

1) den maksimale oksidasjonstilstanden er mindre enn gruppetallet: F, O, He, Ne, Ar, kobolt undergruppe: Co(+2,+3); Rh, Ir (+3,+4,+6), nikkelundergruppe: Ni (+2, sjelden +4); Pd, Pt (+2,+4, sjelden +6);

2) den maksimale oksidasjonstilstanden er høyere enn gruppetallet: elementer i kobberundergruppen: Cu (+1, +2), Au (+1, +3).

– den laveste negative oksidasjonstilstanden til ikke-metalliske grunnstoffer er definert som gruppetallet minus 8 (tabell 4.1).

Tabell 4.1. Oksidasjonstilstander for noen grunnstoffer

Element	Gruppenummer	Maksimal positiv oksidasjonstilstand	Laveste negative oksidasjonstilstand
Na
Al
N			5 – 8 = -3
S			6 – 8 = -2
Cl			7 – 8 = -1

Det oppstår ofte vanskeligheter med å bestemme oksidasjonstilstander i komplekse forbindelser - salter, hvis formel inneholder flere atomer som forskjellige oksidasjonstilstander er mulige for. I dette tilfellet kan man ikke klare seg uten kunnskap om det genetiske forholdet mellom hovedklassene av uorganiske forbindelser, nemlig kunnskap om formlene til syrer, hvis derivater er visse salter.

For eksempel: Bestem oksidasjonstilstanden til elementene i forbindelsen Cr2(SÅ 4 ) 3 . Studentens resonnement i dette tilfellet kan konstrueres på følgende måte: Cr2(SÅ 4 ) 3 - dette er et gjennomsnittssalt av svovelsyre, der oksidasjonstilstandene til elementene er ganske enkle å ordne. I Cr2(SÅ 4 ) 3 svovel og oksygen har samme oksidasjonstilstander, mens sulfationet har en ladning på 2-:. Tar det så enkelt å bestemme oksidasjonstilstanden til krom: . Det vil si at dette saltet er krom(III)sulfat: .

Tema 4.2.2. Redoks prosesser

Oksidasjon-reduksjonsreaksjoner (ORR) er reaksjoner som oppstår med en endring i oksidasjonstilstanden til grunnstoffer. En endring i oksidasjonstilstander oppstår på grunn av overføring av elektroner fra en partikkel til en annen.

Prosessen med at en partikkel mister elektroner kalles oksidasjon, og selve partikkelen oksideres. Prosessen med at en partikkel får elektroner kalles reduksjon, og selve partikkelen reduseres. Det vil si at redoksreaksjoner er enheten av to motstridende prosesser.

Et oksidasjonsmiddel er et reagens som inneholder et grunnstoff som under redoksreaksjon reduserer oksidasjonstilstanden på grunn av tilsetning av elektroner. Et reduksjonsmiddel er et reagens som inneholder et element som øker oksidasjonstilstanden ved å miste elektroner.

For eksempel:

reduksjonsmiddel:

oksidasjonsmiddel:

reduksjonsmiddel:

oksidasjonsmiddel:

Mange redoksreaksjoner er ledsaget av en endring i fargen på løsningen.

For eksempel:


fiolett	grønn	brun	fargeløs

Mange redoksreaksjoner er mye brukt i praksis.

GRUNNLEGGENDE TYPER

REDOX REAKSJONER

1) Intermolekylære (elektronoverføringsreaksjoner i ytre sfære) er reaksjoner der elektronoverføring skjer mellom ulike reagenser, det vil si at oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet er en del av ulike stoffer.

Ok ssssssssssssssss

2) Intramolekylære (intrasfære elektronoverføringsreaksjoner) - i disse reaksjonene er atomer av forskjellige elementer av samme stoff oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel.

3) Selvoksidasjonsreaksjoner – selvhelbredende (disproporsjonering) – i disse reaksjonene både øker og avtar oksidasjonstilstanden til samme grunnstoff.

Tema 4.2.3. Typiske oksidasjonsmidler

1) Kaliumtetraoksomanganat (VII) -

De oksiderende egenskapene til ionet avhenger av mediets natur:

Surt miljø:

Nøytralt miljø:

Alkalisk miljø:

2) Kaliumdikromat –

Oksiderende egenskaper avhenger også av naturen til miljøet:

Surt miljø:

Nøytralt miljø:

Alkalisk miljø:

3) Halogener.

4) Hydrogen i fortynnede syrer.

5) Konsentrert svovelsyre

Produktene av svovelreduksjon avhenger av reduksjonsmidlets natur:

Lavaktivt metall:

Middels aktivitet metall:

Aktivt metall:

6) Salpetersyre

I salpetersyre uansett konsentrasjon er oksidasjonsmidlet ikke protoner, men nitrogen, som har en oksidasjonstilstand på +5. Derfor frigjøres aldri hydrogen i disse reaksjonene. Fordi nitrogen har et bredt utvalg av oksidasjonstilstander, har det også et bredt utvalg av reduksjonsprodukter. Reduksjonsproduktene av salpetersyre avhenger av dens konsentrasjon og aktiviteten til reduksjonsmidlet.

Når konsentrert salpetersyre reagerer med metaller, frigjøres vanligvis nitrogenoksid (IV), og med ikke-metaller frigjøres vanligvis nitrogenoksid (II):

Interaksjon med metall:

Interaksjon med ikke-metall:

Når fortynnet salpetersyre reagerer med metaller, avhenger produktene av aktiviteten til metallet:

Lavaktivt metall:

Aktivt metall:

- aktivt metall og svært fortynnet syre:

7) De brukes også som oksidasjonsmidler PbO2 , MnO2 .

Tema 4.2.4. Typiske reduksjonsmidler

1). Halogenidioner.

I serien øker de reduserende egenskapene:

2). og dets salter:

3). Ammoniakk og ammoniumkationsalter:

4). Derivater:

I vandige løsninger forvandles kompleksene lett til komplekser:

5). Alle metaller er i stand til, men i varierende grad, til å utvise reduserende egenskaper.

6). Industrien bruker hydrogen, karbon (i form av kull eller koks) og CO .

Tema 4.2.5. Forbindelser som er i stand til å utvise både oksiderende og reduserende egenskaper

Noen grunnstoffer i mellomliggende oksidasjonstilstander har redoksdualitet, dvs. med oksidasjonsmidler kan de virke som reduksjonsmidler, og med reduksjonsmidler oppfører de seg som oksidasjonsmidler.

NaNO3; Na2SO4; S; NH20H; H2O2 . For eksempel:

H2O2 - reduksjonsmiddel:

H2O2 - oksidasjonsmiddel:

For eksempel , H2O2 kan få uforholdsmessige reaksjoner:

Tema 4.2.3. Sammensetning av redoksreaksjoner

For å kompilere OVR, brukes to metoder:

1) elektronisk balansemetode:

Denne metoden er basert på bruk av oksidasjonstilstander.

Oksydasjonstilstanden til mangan reduseres med 5 enheter,

i dette tilfellet øker oksidasjonstilstanden til klor med 1 enhet, men med tanke på det resulterende reaksjonsproduktet - et enkelt stoff som inneholder 2 mol kloratomer - med 2 enheter.

La oss skrive disse argumentene i form av en balanse og finne hovedkoeffisientene ved å bruke konseptet med et felles multiplum for tall som viser økt dvs. og reduksjon i oksidasjonstilstander:

La oss sette de oppnådde koeffisientene inn i ligningen. La oss ta i betraktning at det ikke bare er et oksidasjonsmiddel, men også binder reaksjonsprodukter - mangan- og kaliumioner (oksidasjonsgraden i dette tilfellet endres ikke), det vil si at koeffisienten før vil være større enn den følger av balansen.

Vi finner de gjenværende koeffisientene ved å beregne atombalansen, så finner vi ved hjelp av atombalansen den endelige koeffisienten før og ved hjelp av atombalansen finner vi antall mol vann.

For å kontrollere riktigheten av de valgte koeffisientene, beregner vi balansen mellom mol oksygenatomer. I følge den endelige ligningen kan man se at av 16 mol syre som tas til reaksjonen, brukes 10 mol på reduksjon, og 6 mol på å binde mangan (II) og kaliumioner som dannes som et resultat av reaksjonen.

2) ione-elektronisk metode (halvreaksjonsmetode):

Oksydasjonsmidlet er , som er en del av ionet.

I den partielle ligningen av reduksjonsreaksjonen for balansen av atomer, må hydrogenkationer tilsettes på venstre side for å binde oksygenatomer til vann,

og for å balansere ladningene, legg til 5 mol elektroner til samme venstre side av ligningen. Vi får:

Et reduksjonsmiddel er et ion som inneholder .

I den spesielle ligningen for oksidasjonsreaksjonen for å balansere atomene må hydrogenkationer tilsettes på høyre side for å binde overflødige oksygenatomer til vann, og for å balansere ladningene, legg til 2 mol elektroner på samme høyre side av ligningen. Vi får:

Dermed har vi to halvreaksjoner:

For å utligne, gang den første halvreaksjonen med 2 og den andre med 5. Legg til de to halvreaksjonene.

Full ionisk ligning:

La oss redusere de samme begrepene:

Etter reduksjon kan koeffisientene til den fulle ioniske ligningen overføres til den molekylære ligningen.

Emne 4.2.4. Konseptet med standard elektrodepotensial

Muligheten for at en redoksreaksjon oppstår, bedømmes av verdiene til elektrodepotensialene til individuelle halvreaksjoner.

Hvis en metallplate er nedsenket i en løsning som inneholder ioner av dette metallet, vil det oppstå en potensialforskjell ved grensesnittet mellom metall og løsning, som vanligvis kalles elektrodepotensialet φ. Elektrodepotensialer bestemmes eksperimentelt. For standardforhold (løsningskonsentrasjon 1 mol/l, T = 298 K), kalles disse potensialene standard, betegnet φ 0. Standard elektrodepotensialer måles vanligvis i forhold til en standard hydrogenelektrode og er gitt i referansetabeller.

2Н + + 2ē = Н 2 φ 0 = 0.

Standardelektrodepotensialet er relatert til Gibbs frie energi. For reaksjon under standardbetingelser:

ΔG = - nFφ 0

Faradays F-konstant (F=96500 C/mol), n er antall overførte elektroner.

Verdien av elektrodepotensialet avhenger av konsentrasjonen av reagensene og temperaturen. Denne avhengigheten er uttrykt av Nernst-ligningen:

hvor φ er verdien av elektrodepotensialet, avhengig av temperatur og konsentrasjon.

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

La oss ta i betraktning at = = 1 mol/l, pH + pH = 14, pH = -log, log = -log - 14.

Elektrodepotensialet avhenger av surheten til pH-miljøet. Med surgjøring av løsningen (med en reduksjon i pH), vil den oksidative funksjonen til NO 3 - øke.

Tema 4.2.5. Retning av OVR-strøm

redoksreaksjoner

Ved verdien av standardelektrodepotensialet φ o kan man bedømme de reduserende egenskapene til systemet: jo mer negativ verdien av φ o er, jo sterkere er de reduserende egenskapene, og halvreaksjonen går lettere fra høyre til venstre.

La oss for eksempel sammenligne systemene:

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

Ba 2+ + 2e ─ = Ba, φ 0 = - 2,91B aktivitet av metaller

Mg 2+ + 2e ─ = Mg, φ 0 = -2,363 V; faller når den øker

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

Fe 2+ + 2e ─ = Fe, φ 0 = -0,44 V; elektrodepotensial 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.

I rekken av de ovennevnte systemene tilsvarer den avtagende negative verdien av φ o en reduksjon i regenerasjonsevnen til systemene. Litium har den største reduserende evnen, det vil si at litium er det mest aktive av metallene som presenteres; det mister lettest elektronene sine og går inn i en positiv oksidasjonstilstand. Reduksjonsaktiviteten til metaller avtar i seriene Li - Ba - Mg - Zn - Fe - Cd - Pd - Pt - Au.

Basert på størrelsen på elektrodepotensialene, arrangerte N. N. Beketov metaller i den såkalte elektrokjemiske serien av metaller, der elektrodepotensialet til en hydrogenelektrode tas som sammenligningspunkt

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

Metallaktiviteten avtar

1) Metaller i spenningsserien opp til hydrogen (aktive metaller, for hvilke φ 0 < 0), взаимодействуют с разбавленными кислотами с вытеснением водорода.

2) Hvert etterfølgende metall fortrenger de tidligere metallene fra saltet.

Jo større verdien av φ o, jo sterkere er systemets oksiderende egenskaper, og halvreaksjonen fortsetter lettere fra venstre til høyre.

La oss for eksempel sammenligne systemene:

Som man kan se fra verdiene til standard elektrodepotensialer, er F 2 det sterkeste oksidasjonsmidlet; i serien F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2 reduseres oksidasjonsegenskapene til enkle halogenstoffer.

Ved å sammenligne verdiene til standardelektrodepotensialene til forskjellige systemer, kan man bedømme retningen til redoksreaksjonen som helhet: et system med en mer positiv verdi på φ o er et oksidasjonsmiddel, og et system med en mindre positiv verdi. verdien av standardelektrodepotensialet er et reduksjonsmiddel.

For eksempel:

a) for å oppnå Br 2 ved oksidasjon av Br-ioner, kan du bruke Cl 2:

Cl 2 + 2e – = 2Cl – , φо = 1,359 V

Br 2 + 2e – = 2Br – , φо = 1,065 V

Total reaksjon: Cl 2 + 2Br – = Br 2 + 2Cl –

Fullstendig reaksjon: Cl 2 + 2 KBr = Br 2 + 2 KCl;

b) og for å oppnå F 2 ved oksidasjon av F-ioner, kan Cl 2 ikke brukes:

F 2 + 2e – = 2F – , φ о = 2,870 V

Cl 2 + 2e – = 2Cl – , φо = 1,359 V

Totalreaksjon: F 2 + 2 Cl – = Cl 2 + 2F –, det vil si at reaksjonen Cl 2 + 2 КF = ikke kan skje.

Det er også mulig å bestemme retningen for forekomsten av mer komplekse redoksreaksjoner.

La oss for eksempel svare på spørsmålet: er det mulig å redusere MnO 4 – ioner med Fe 3+ ioner i et surt miljø? Det vil si at reaksjonen fortsetter:

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

Grunnleggende koeffisient

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

Siden φ o 1 > φ o 2, fortsetter den første halvreaksjonen i foroverretningen, og den andre, i forhold til den første, fortsetter i motsatt retning. Deretter, ved å utjevne antall elektroner som overføres i oksidasjons- og reduksjonsreaksjonene, får vi følgende totale reaksjon:

I denne reaksjonen er koeffisientene foran alle forbindelsene doblet sammenlignet med koeffisientene oppnådd i den ioniske ligningen, siden reaksjonsproduktene produserte jern(III)sulfat, med formelen Fe 2 (SO 4) 3 og inneholder 2 mol Fe (III) atomer.

Øvelse 4.2. Redoksreaksjoner

1. Sammenstilling av redoksreaksjoner ved hjelp av en metode basert på endringer i oksidasjonstilstanden til grunnstoffer i en forbindelse.

EKSEMPEL 1.

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

KMn +7 O 4 – oksidasjonsmiddel: i et surt miljø Mn +7 → Mn +2 synker oksidasjonstilstanden med 5 enheter; Na 2 S +4 O 3 – reduksjonsmiddel: S +4 → S +6, oksidasjonstilstanden øker med 2 enheter. For å sette koeffisientene i reaksjonsligningen, finner vi multiplumet for tallene som viser økningen og reduksjonen i oksidasjonstilstander:

For 2 mol Mn(VII)-atomer kreves det 5 mol S(IV)-atomer:

2 Mn +7 + 5 S +4 = 2 Mn +2 + 5 S +6 – dette er hovedkoeffisientene for oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet. La oss legge til reaksjonsproduktene, erstatte hovedkoeffisientene i reaksjonsligningen, og deretter beregne balansen mellom andre elementer: K, Na, S og H:

For å kontrollere riktigheten av de valgte koeffisientene, beregner vi balansen mellom mol oksygenatomer. Summen av koeffisientene i ligningen for redoksreaksjonen er 21.

EKSEMPEL 2.

Legg til og balanser redoksreaksjonen:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → MnO 2 +…

KMn +7 O 4 – oksidasjonsmiddel: i et nøytralt miljø Mn +7 → Mn +4, reduseres oksidasjonstilstanden med 3 enheter; Na 2 S +4 O 3 – reduksjonsmiddel: S +4 → S +6, oksidasjonstilstanden øker med 2 enheter. For å sette koeffisientene i reaksjonsligningen, finner vi multiplumet for tallene som viser økningen og reduksjonen i oksidasjonstilstander:

For 2 mol Mn(VII)-atomer kreves det 3 mol S(IV)-atomer:

2 Mn +7 + 3 S +4 = 2 Mn +4 + 3 S +6 – dette er hovedkoeffisientene for oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet. La oss legge til reaksjonsproduktene, erstatte hovedkoeffisientene i reaksjonsligningen, og deretter beregne balansen mellom andre elementer: K, Na og H:

For å kontrollere riktigheten av de valgte koeffisientene, beregner vi balansen mellom mol oksygenatomer. Summen av koeffisientene i ligningen for redoksreaksjonen er 13.

EKSEMPEL 3

Legg til og balanser redoksreaksjonen:

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

KMn +7 O 4 – oksidasjonsmiddel: i et alkalisk miljø Mn +7 → Mn +6, reduseres oksidasjonstilstanden med 1 enhet; Na 2 S +4 O 3 – reduksjonsmiddel: S +4 → S +6, oksidasjonstilstanden øker med 2 enheter. For å sette koeffisientene i reaksjonsligningen, finner vi multiplumet for tallene som viser økningen og reduksjonen i oksidasjonstilstander:

For 2 mol Mn(VII)-atomer kreves 1 mol S(IV)-atomer:

2 Mn +7 + S +4 = 2 Mn +6 + S +6 – dette er hovedkoeffisientene for oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet. La oss legge til reaksjonsproduktene, erstatte hovedkoeffisientene i reaksjonsligningen, og deretter beregne balansen mellom andre elementer: K, Na og H:

For å kontrollere riktigheten av de valgte koeffisientene, beregner vi balansen mellom mol oksygenatomer.

Summen av koeffisientene i ligningen for redoksreaksjonen er 9.

EKSEMPEL 4

Legg til og balanser redoksreaksjonen:

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 – oksidasjonsmiddel: 2Cr +6 → 2Cr +3, oksidasjonstilstanden avtar med 6 enheter; Na 2 S +4 O 3 – reduksjonsmiddel: S +4 → S +6, oksidasjonstilstanden øker med 2 enheter. For å sette koeffisientene i reaksjonsligningen, finner vi multiplumet for tallene som viser økningen og reduksjonen i oksidasjonstilstander:

For 2 mol Cr(VI)-atomer kreves 3 mol S(IV)-atomer:

2 Cr +6 + 3 S +4 = 2 Cr +3 + 3 S +6 – dette er hovedkoeffisientene for oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet. La oss legge til reaksjonsproduktene, erstatte hovedkoeffisientene i reaksjonsligningen, og deretter beregne balansen mellom andre elementer: K, Na, S og H:

For å kontrollere riktigheten av de valgte koeffisientene, beregner vi balansen mellom mol oksygenatomer. Summen av koeffisientene i ligningen for redoksreaksjonen er 17.

EKSEMPEL 5

Summen av koeffisientene i ligningen for redoksreaksjonen

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

K 2 Mn +6 O 4 – oksidasjonsmiddel: i et surt miljø Mn +6 → Mn +2 synker oksidasjonstilstanden med 4 enheter; Fe +2 SO 4 – reduksjonsmiddel: Fe +2 → Fe +3, oksidasjonstilstanden øker med 1 enhet. For å sette koeffisientene i reaksjonsligningen, finner vi multiplumet for tallene som viser økningen og reduksjonen i oksidasjonstilstander:

For 1 mol Mn(VII)-atomer kreves det 4 mol Fe(II)-atomer:

Mn +6 + 4 Fe +2 = Mn +2 + 4 Fe +3 – dette er hovedkoeffisientene for oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet. La oss legge til reaksjonsproduktene, erstatte hovedkoeffisientene i reaksjonsligningen, og deretter beregne balansen mellom andre elementer: K, S og H:

For å kontrollere riktigheten av de valgte koeffisientene, beregner vi balansen mellom mol oksygenatomer. Summen av koeffisientene i ligningen for redoksreaksjonen er 17.

2. Sammenstilling av redoksreaksjoner ved bruk av elektronisk balansemetode

EKSEMPEL 6

Hvis en sur løsning av kaliumtetraoksomanganat (VII) brukes som oksidasjonsmiddel:

da kan reduksjonsmidlet være systemet:

Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o = 0,771 V

Co 3+ + e – = Co 2+, φ o = 1,808 V

Ut fra verdien av standard redokspotensial φ o kan man bedømme redoksegenskapene til systemet. Et system med en mer positiv verdi på φ o er et oksidasjonsmiddel, og et system med en mindre positiv verdi av standard redokspotensiale φ o er et reduksjonsmiddel. Derfor, for systemet MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ o = 1,505 V, kan reduksjonsmidlet være systemet Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o = 0,771 V.

EKSEMPEL 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

Hvilket metall kan løses opp i saltsyre?

Ved verdien av standardelektrodepotensialet φ o kan man bedømme redoksegenskapene til systemet. Et system med en mer positiv verdi på φ o er et oksidasjonsmiddel, og et system med en mindre positiv verdi av standard elektrodepotensial er et reduksjonsmiddel. I saltsyre (HCl) er H + kationer et oksidasjonsmiddel, aksepterer elektroner og reduseres til H 2, for denne reaksjonen φ o = 0 V. Derfor er det kun det metallet som er oppløst i HCl som kan være et reduksjonsmiddel under disse forhold, det vil si for hvilke φ O< 0, а именно никель:

Ni + 2 HCl = NiCl 2 + H 2

EKSEMPEL 8

Basert på verdiene til standard elektrodepotensialer for halvreaksjoner:

Zn 2+ + 2e – = Zn, φ о = -0,763 V

Cd 2+ + 2e – = Cd, φ о = -0,403 V

Hvilket metall er det mest aktive?

Jo mer aktivt metallet er, jo større er dets reduserende egenskaper. De reduserende egenskapene til systemet kan bedømmes ut fra verdien av standard redokspotensial φ o: jo mer negativ verdien av φ o er, desto sterkere er de reduserende egenskapene til systemet, og halvreaksjonen fortsetter lettere fra høyre til venstre . Følgelig har sink den største reduserende evnen, det vil si at sink er den mest aktive av metallene som presenteres.

EKSEMPEL 9

Hvis en sur løsning av jern(III)klorid brukes som oksidasjonsmiddel:

så hvilket system kan være et reduksjonsmiddel:

I 2 + 2e – = 2I – , φ о = 0,536 V

Br 2 + 2e – = 2Br – , φо = 1,065 V

Pb 4+ + 2e – = Pb 2+, φ o = 1,694 V?

Ut fra verdien av standard redokspotensial φ o kan man bedømme redoksegenskapene til systemet. Et system med en mer positiv verdi på φ o er et oksidasjonsmiddel, og et system med en mindre positiv verdi av standard redokspotensial er et reduksjonsmiddel. Derfor, for systemet Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o = 0,771 V, kan reduksjonsmidlet være systemet I 2 + 2e – = 2I –, φ o = 0,536 V.

Grunnleggende koeffisient

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

I 2 + 2e – = 2I – , φ o 2 = 0,536 V 1

Siden φ o 1 >

2 Fe 3+ + 2I – = 2 Fe 2+ + I 2

Ved å legge til ioner med motsatt fortegn får vi den komplette ligningen:

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

EKSEMPEL 10

Er det mulig å redusere MnO 4 – ioner med Fe 3+ ioner i et surt miljø?

La oss skrive spørsmålet i form av en reaksjonsligning:

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

La oss velge passende halvreaksjoner fra referansetabellen og presentere deres standard elektrodepotensialer:

Grunnleggende koeffisient

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

Det vil si at det er mulig å redusere MnO 4 – ioner med Fe 3+ ioner i et surt miljø. Den fullstendige reaksjonen ser slik ut:

I denne reaksjonen er koeffisientene for alle forbindelser doblet sammenlignet med koeffisientene oppnådd i den ioniske ligningen, siden reaksjonsproduktene produserte jern(III)sulfat, med formelen Fe 2 (SO 4) 3.

OPPGAVER FOR UAVHENGIG LØSNING

1. Bestem oksidasjonstilstandene til grunnstoffer i forbindelser:

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 NEI 3 , H 2 O, H 2 O 2 , KOH, KH, K 2O 2 , BaO, BaO 2 , AV 2 , F 2 , NF 3 , Na 2 S, FeS, FeS 2 , NaHS, Na 2 SÅ 4 , NaHSO 4 , SÅ 2 , SOCl 2 , SÅ 2 Cl 2 , MnO 2 , Mn(ÅH) 2 , KMnO 4 , K 2 MnO 4 , Cr, Cr(ÅH) 2 , Cr(ÅH) 3 , K 2 CrO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , (N.H. 4 ) 2 Cr 2 O 7 , K 3 [ Al(ÅH) 6 ], Na 2 [ Zn(ÅH) 4 ], K 2 [ ZnCl 4 ], H 2 SÅ 3 , FeSO 3 , Fe 2 (SÅ 3 ) 3 , H 3 P.O. 4 , Cu 3 P.O. 4 , Cu 3 (P.O. 4 ) 2 , Na 2 SiO 3 , MnSiO 3 , PbSO 4 , Al 2 (SÅ 4 ) 3 , Fe 2 (SÅ 4 ) 3 , N.H. 4 Cl, (N.H. 4 ) 2 SÅ 4 , Cr 2 (SÅ 4 ) 3 , CrSO 4 , NiSO 4 , [ Zn(ÅH 2 ) 6 ] SÅ 4 , Fe(NEI 3 ) 2 , Fe(NEI 3 ) 3 , PbCO 3 , Bi 2 (CO 3 ) 3 , Ag 2 S, Hg 2 S, HgS, Fe 2 S 3 , FeS, SnSO 4 .

2. Angi oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel, lag diagrammer over endringer i oksidasjonstilstander, legg til og plasser koeffisientene i reaksjonsligningen:

EN. Mn02 + HCl(kons.) →

b. KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4 →

V. FeCl3 + SnCl2 →

g. KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → O 2

d. Br 2 + KOH →

e. Zn + HNO 3 → NH 4 NO 3 +…

og. Cu + HNO 3 → NO 2 + …

h. K 2 MnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 →

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

j. H2S + Cl2 →

l. K 2 Cr 2 O 7 + HCl → CrCl 3 + ...

m. FeCl3 + H2S →

n. KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 SO 4 →

O. Cl2 + KOH →

a) Basert på standardverdier for elektrodepotensialer, ordne metallene i rekkefølge med økende reduserende egenskaper:

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.

Hva skjer når en jernplate senkes ned i en løsning av AuCl 3

b) Basert på standardverdier for elektrodepotensialer for halvreaksjoner

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

Pb 4+ + 2e – = Pb 2+, φ o = 1,694 V

gi et fornuftig svar på spørsmålet - er det mulig å oksidere Mn 2+ ioner ved hjelp av Pb 4+ ioner? Oppgi den totale reaksjonen, angi oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel.

c) Basert på standardverdier for elektrodepotensialer for halvreaksjoner, gi et rimelig svar på spørsmålet - er det mulig å oksidere Fe 2+ ioner ved å bruke Pb 4+ ioner? Gi den totale reaksjonen, angi oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel.

d) Basert på standardverdier for elektrodepotensialer, ordne metallene i rekkefølge med økende reduserende egenskaper:

Mg 2+ + 2e ─ = Mg

Cd 2+ + 2e ─ = Cd

Сu 2+ + 2e ─ = Cu

Hva skjer når en kobberplate senkes i en løsning av kadmiumklorid?

e) Basert på standardverdier for elektrodepotensialer for halvreaksjoner

Ir 3+ + 3e – = Ir,

NO 3 - + 4H + + 3e – = NO + 2H 2 O,

Gi et begrunnet svar på spørsmålet: er iridium løselig i salpetersyre? Oppgi den totale reaksjonen, angi oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel

f) Basert på standardverdier for elektrodepotensialer, ordne halogenene i rekkefølge for å øke deres oksiderende egenskaper:

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.

Bevis om det er mulig å bruke oksidasjonsreaksjonen til Br ioner ─ klor Cl 2 for å produsere brom?

g) Basert på standardverdier for elektrodepotensialer for halvreaksjoner

Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o = 0,771 V,

Br 2 + 2e – = 2Br – , φо = 1,065 V

gi et fornuftig svar på spørsmålet - er det mulig å oksidere Fe 2+ ioner ved hjelp av Br 2? Oppgi den totale reaksjonen, angi oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel.

h) Basert på standardverdier for elektrodepotensialer, ordne metallene i rekkefølge med økende reduserende egenskaper:

Zn 2+ + 2e – = Zn, φ о = - 0,763 V

Hg 2+ + 2e – = Hg, φо = 0,850 V

Cd 2+ + 2e – = Cd, φ o = - 0,403 V.

Hva skjer når en kadmiumplate senkes i en løsning av sinkklorid?

Forekomsten av kjemiske reaksjoner bestemmes vanligvis av utveksling av partikler mellom reagerende stoffer. Ofte er utvekslingen ledsaget av overføring av elektroner fra en partikkel til en annen. Når sink erstatter kobber i en løsning av kobber(II)sulfat:

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

elektroner fra sinkatomer går til kobberioner:

Zn 0 = Zn 2+ + 2 e,

Cu 2+ + 2 e= Cu 0 ,

eller totalt: Zn 0 + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu 0.

Prosessen med at en partikkel mister elektroner kalles oksidasjon , og prosessen med å skaffe elektroner er restaurering . Oksidasjon og reduksjon skjer samtidig, derfor kalles interaksjoner ledsaget av overføring av elektroner fra en partikkel til en annen. redoksreaksjoner (ORR).

For å gjøre det lettere å beskrive OVR, brukes konseptet oksidasjonstilstander - en verdi numerisk lik den formelle ladningen som et grunnstoff får, basert på antakelsen om at alle elektronene fra hver av dets bindinger har overført til et mer elektronegativt atom i den gitte forbindelsen. Forekomsten av redoksreaksjon er ledsaget av en endring i oksidasjonstilstandene til elementene som er involvert i reaksjonen av stoffer . Når den reduseres, reduseres oksidasjonstilstanden til et grunnstoff; når den oksideres, øker den. . Et stoff som inneholder et grunnstoff som reduserer oksidasjonstilstanden kalles oksidasjonsmiddel ; et stoff som inneholder et grunnstoff som øker oksidasjonstilstanden kalles reduksjonsmiddel .

Oksydasjonstilstanden til et grunnstoff i en forbindelse bestemmes i henhold til følgende regler:

1) oksidasjonstilstanden til et grunnstoff i et enkelt stoff er null;

2) den algebraiske summen av alle oksidasjonstilstander til atomer i et molekyl er lik null;

3) den algebraiske summen av alle oksidasjonstilstander til atomer i et komplekst ion, samt oksidasjonstilstanden til et element i et enkelt monoatomisk ion, er lik ladningen til ionet;

4) en negativ oksidasjonstilstand vises i forbindelsen av atomene til elementet som har høyest elektronegativitet;

5) den maksimalt mulige (positive) oksidasjonstilstanden til et grunnstoff tilsvarer nummeret på gruppen der grunnstoffet befinner seg i det periodiske systemet D.I. Mendeleev.

En rekke elementer i forbindelser viser en konstant oksidasjonstilstand:

1) fluor, som har den høyeste elektronegativiteten blant grunnstoffene, har en oksidasjonstilstand på –1 i alle forbindelser;

2) hydrogen i forbindelser viser en oksidasjonstilstand på +1, bortsett fra metallhydrider (–1);

3) metaller fra undergruppe IA i alle forbindelser har en oksidasjonstilstand på +1;

4) metaller fra undergruppe IIA, samt sink og kadmium i alle forbindelser har en oksidasjonstilstand på +2;

5) oksidasjonstilstand for aluminium i forbindelser +3;

6) oksidasjonstilstanden til oksygen i forbindelser er –2, med unntak av forbindelser hvor oksygen er tilstede i form av molekylære ioner: O 2 +, O 2 -, O 2 2 -, O 3 -, samt fluorider O x F 2.

Oksydasjonstilstandene til atomene til elementene i en forbindelse er skrevet over symbolet til et gitt grunnstoff, som først indikerer tegnet på oksidasjonstilstanden, og deretter dens numeriske verdi, for eksempel K +1 Mn +7 O 4 -2, i i motsetning til ladningen til ionet, som er skrevet til høyre, og angir først ladningsnummeret og deretter tegn: Fe 2+, SO 4 2–.

Redoksegenskapene til atomer til forskjellige elementer manifesterer seg avhengig av mange faktorer, hvorav de viktigste er den elektroniske strukturen til elementet, dets oksidasjonstilstand i stoffet og naturen til egenskapene til andre deltakere i reaksjonen.

Forbindelser som inneholder atomer av grunnstoffer i deres maksimale (positive) oksidasjonstilstand, for eksempel 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, kan bare reduseres, og fungerer som oksidasjonsmidler.

Forbindelser som inneholder grunnstoffer i deres minste oksidasjonstilstand, for eksempel N -3 H 3, H 2 S -2, HI -1, kan bare oksideres og fungere som reduksjonsmidler.

Stoffer som inneholder grunnstoffer i mellomliggende oksidasjonstilstander, for eksempel H + N +3 O 2, H 2 O 2 -1, S 0, I 2 0, Cr +3 Cl 3, Mn +4 O 2 -2, har redoksdualitet. Avhengig av reaksjonspartneren kan slike stoffer både ta imot og donere elektroner. Sammensetningen av reduksjons- og oksidasjonsprodukter avhenger også av mange faktorer, inkludert miljøet der den kjemiske reaksjonen skjer, konsentrasjonen av reagenser og aktiviteten til partneren i redoksprosessen. For å lage en ligning for en redoksreaksjon, må du vite hvordan oksidasjonstilstandene til grunnstoffene endres og hvilke andre forbindelser oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet omdannes til.

Klassifisering av redoksreaksjoner. Det er fire typer redoksreaksjoner.

1. Intermolekylær– reaksjoner der oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet er forskjellige stoffer: Zn 0 + Cu + 2 SO 4 = Zn + 2 SO 4 + Cu 0 .

2. Under termisk dekomponering av komplekse forbindelser, som inkluderer et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel i form av atomer av forskjellige grunnstoffer, oppstår det redoksreaksjoner, kalt intramolekylært: (N -3 H 4) 2 Cr + 6 2 O 7 = N 2 0 + Cr + 3 2 O 3 + 4H 2 O.

3. Reaksjoner misforhold kan oppstå hvis forbindelser som inneholder grunnstoffer i mellomliggende oksidasjonstilstander, utsettes for forhold der de er ustabile (for eksempel ved forhøyede temperaturer). Oksydasjonstilstanden til dette grunnstoffet både øker og avtar: 2H 2 O 2 -1 = O 0 2 + 2 H 2 O -2.

4. Reaksjoner motproporsjonering- dette er prosesser for interaksjon mellom et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel, som inkluderer det samme elementet i forskjellige oksidasjonstilstander. Som et resultat er oksidasjonsproduktet og reduksjonsproduktet et stoff med en mellomliggende oksidasjonstilstand for atomene til et gitt element:

Na2S +4O3 + 2Na2S-2 + 6HCl = 3S0 + 6NaCl + 3H2O.

Det er også blandede reaksjoner. For eksempel inkluderer den intramolekylære motproporsjoneringsreaksjonen nedbrytningsreaksjonen av ammoniumnitrat: N -3 H 4 N +5 O 3 = N +1 2 O + 2H 2 O.

Tegne ligninger for redoksreaksjoner. For å sette sammen ligninger for redoksreaksjoner brukes oftest elektronbalansemetoden og elektron-ion halvreaksjonsmetoden.

Elektronisk balansemetode vanligvis brukt til å utarbeide ligninger for redoksreaksjoner som oppstår mellom gasser, faste stoffer og i smelter. Sekvensen av operasjoner er som følger:

1. Skriv ned formlene for reagensene og reaksjonsproduktene i molekylform: FeCl 3 + H 2 S → FeCl 2 + S + HCl;

2. Bestem oksidasjonstilstanden til atomer som endrer den under reaksjonen: Fe 3+ Cl 3 + H 2 S -2 → Fe 2+ Cl 2 + S 0 + HCl;

3. Basert på endringen i oksidasjonstilstander bestemmes antall elektroner som gis opp av reduksjonsmidlet og antall elektroner akseptert av oksidasjonsmidlet; lag en elektronisk balanse som tar hensyn til prinsippet om likhet mellom antall gitte og mottatte elektroner:

Fe +3 +1 e= Fe +2 ½ ∙2

S -2 – 2 e= S 0 ½ ∙1

4. Elektroniske balansefaktorer skrives inn i redoksreaksjonsligningen som grunnleggende støkiometriske koeffisienter: 2FeCl 3 + H 2 S → 2FeCl 2 + S + HCl.

5. Velg de støkiometriske koeffisientene til de gjenværende deltakerne i reaksjonen: 2FeCl 3 + H 2 S = 2FeCl 2 + S + 2HCl.

Elektron-ion halvreaksjonsmetode brukes til å utarbeide likninger for reaksjoner som skjer i en vandig løsning, samt reaksjoner som involverer stoffer der det er vanskelig å bestemme oksidasjonstilstandene til grunnstoffene. I henhold til denne metoden skilles følgende hovedstadier for å komponere reaksjonsligningen:

1. Skriv ned det generelle molekyldiagrammet for prosessen, og angi reduksjonsmiddel, oksidasjonsmiddel og mediet der reaksjonen skjer (surt, nøytralt eller alkalisk). For eksempel:

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

2. Tatt i betraktning dissosiasjonen av elektrolytter i en vandig løsning, presenteres dette skjemaet i form av molekylær-ionisk interaksjon. Ioner hvis oksidasjonstilstander til atomene ikke endres, er ikke angitt i diagrammet, med unntak av H + og OH - ioner:

SO 2 + Cr 2 O 7 2– + H + → ...

3. Bestem oksidasjonstilstandene til reduksjonsmidlet og oksidasjonsmidlet, samt produktene av deres interaksjon:

4. Skriv ned materialbalansen til oksidasjons- og reduksjonshalvreaksjonene:

5. Oppsummer halvreaksjonene, og tar i betraktning prinsippet om likhet for elektroner gitt og mottatt:

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

Cr 2 O 7 2– + 14H + + 6 e= 2Cr3+ + 7H20 ½ ∙1

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

ved å forkorte partiklene med samme navn får vi den generelle ionisk-molekylære ligningen:

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

6. Legg til ioner som ikke deltok i oksidasjons-reduksjonsprosessen, utjevn mengdene deres til venstre og høyre, og skriv ned den molekylære ligningen for reaksjonen:

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

Ved utarbeidelse av en materialbalanse for halvreaksjoner av oksidasjon og reduksjon, når antall oksygenatomer som er inkludert i partiklene av oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel endres, bør det tas i betraktning at i vandige løsninger skjer binding eller tilsetning av oksygen med deltakelse av vannmolekyler og ioner i mediet.

Under oksidasjonsprosessen, for ett oksygenatom som fester seg til en reduksjonsmiddelpartikkel, i sure og nøytrale miljøer, forbrukes ett molekyl vann og to H+-ioner dannes; i et alkalisk miljø forbrukes to hydroksidioner OH - og det dannes ett molekyl vann.

Under reduksjonsprosessen, for å binde ett oksygenatom av en oksidasjonsmiddelpartikkel i et surt miljø, forbrukes to H+-ioner og ett vannmolekyl dannes; i nøytrale og alkaliske miljøer forbrukes ett H 2 O-molekyl og det dannes to OH - ioner (tabell 2).

tabell 2

Balanse av oksygenatomer

i redoksreaksjoner

Ved oppstilling av ligninger bør det tas i betraktning at oksidasjonsmidlet (eller reduksjonsmidlet) ikke bare kan konsumeres i hovedredoksreaksjonen, men også når de resulterende reaksjonsproduktene bindes, dvs. fungere som medium og saltdanner. Et eksempel når mediets rolle spilles av et oksidasjonsmiddel er oksidasjonsreaksjonen til et metall i salpetersyre:

3Cu + 2HNO3(oksidasjonsmiddel) + 6HNO3(medium) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

eller 3Cu + 8HNO3(dil) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

Et eksempel når reduksjonsmidlet er mediet som reaksjonen skjer i er oksidasjon av saltsyre med kaliumdikromat: 6HCl (reduksjonsmiddel) + K 2 Cr 2 O 7 + 8HCl (medium) = 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 2KCl + 7H2O

eller 14HCl + K2Cr2O7 = 2CrCl3 + 3Cl2 + 2KCl + 7H2O.

Ved beregning av kvantitative, masse- og volumforhold for deltakere i redoksreaksjoner, brukes de grunnleggende støkiometriske lovene for kjemi, og spesielt loven om ekvivalenter, med tanke på at ekvivalensnummer Ekvivalenstallet til et oksidasjonsmiddel er lik antallet elektroner som en formelenhet av oksidasjonsmidlet aksepterer, og ekvivalenstallet til et reduksjonsmiddel er lik antallet elektroner som en formelenhet av reduksjonsmidlet gir fra seg.

Relatert informasjon.