Noorganik va organik kimyoda kimyoviy reaksiyalarning tasnifi. Oksidlanish-qaytarilish reaktsiyalari va atomlarning oksidlanish darajasini o'zgartirmasdan sodir bo'ladigan reaktsiyalar.

Oksidlanish-qaytarilish reaktsiyalari (ORR) - elektronlarning bir atomdan ikkinchisiga o'tishi natijasida reaksiyaga kirishuvchi moddalarni tashkil etuvchi atomlarning oksidlanish darajasining o'zgarishi bilan sodir bo'ladigan reaktsiyalar.

Oksidlanish holati – molekuladagi atomning formal zaryadi, molekula faqat ionlardan iborat degan faraz asosida hisoblanadi.

Murakkab tarkibidagi eng elektron manfiy elementlar manfiy oksidlanish darajalariga ega, elektron manfiyligi past bo'lgan elementlarning atomlari esa ijobiy oksidlanish darajalariga ega.

Oksidlanish holati rasmiy tushunchadir; ba'zi hollarda oksidlanish darajasi valentlik bilan mos kelmaydi.

Masalan: N 2 H 4 (gidrazin)

azotning oksidlanish darajasi – -2; azotning valentligi - 3.

Oksidlanish darajasini hisoblash

Elementning oksidlanish darajasini hisoblash uchun quyidagi qoidalarni hisobga olish kerak:

1. Oddiy moddalardagi atomlarning oksidlanish darajalari nolga teng (Na 0; H 2 0).

2. Molekulani tashkil etuvchi barcha atomlarning oksidlanish darajalarining algebraik yig’indisi doimo nolga teng, kompleks ionda esa bu yig’indi ion zaryadiga teng bo’ladi.

3. Atomlar doimiy oksidlanish darajasiga ega: ishqoriy metallar (+1), ishqoriy tuproq metallar (+2), vodorod (+1) (NaH, CaH 2 va boshqalar gidridlaridan tashqari, bu erda vodorodning oksidlanish darajasi - 1), kislorod (-2 ) (F 2 -1 O +2 va kislorodning oksidlanish darajasi -1 bo'lgan –O–O– guruhini o'z ichiga olgan peroksidlardan tashqari).

4. Elementlar uchun musbat oksidlanish darajasi davriy tizimning guruh raqamiga teng qiymatdan oshmasligi kerak.

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

Oksidlanish darajasi o'zgarmaydigan va o'zgarmaydigan reaksiyalar

Kimyoviy reaksiyalarning ikki turi mavjud:

A Elementlarning oksidlanish darajasi o'zgarmaydigan reaksiyalar:

Qo'shilish reaksiyalari: SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3

Parchalanish reaksiyalari: Cu(OH) 2  CuO + H 2 O

Almashinuv reaksiyalari: AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O

B Reaksiyaga kiruvchi birikmalarni tashkil etuvchi elementlar atomlarining oksidlanish darajalari o'zgarishi kuzatiladigan reaksiyalar:

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

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

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

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

Bunday reaksiyalar oksidlanish-qaytarilish reaksiyalari deyiladi .

Oksidlanish, qaytarilish

Oksidlanish-qaytarilish reaktsiyalarida elektronlar bir atom, molekula yoki iondan boshqasiga o'tadi. Elektronlarni yo'qotish jarayoni oksidlanishdir. Oksidlanish jarayonida oksidlanish darajasi oshadi:

H 2 0 - 2ē 2H +

S -2 − 2ē S 0

Al 0 − 3ē Al +3

Fe +2 − ē Fe +3

2Br - − 2ē Br 2 0

Elektronlarni qo'shish jarayoni qisqarishdir. Qaytarilish vaqtida oksidlanish darajasi pasayadi.

Mn +4 + 2ē Mn +2

Sr +6 +3ē Cr +3

Cl 2 0 +2ē 2Cl -

O 2 0 + 4ē 2O -2

Berilgan reaksiyada elektron oladigan atomlar yoki ionlar oksidlovchi moddalar, elektron beruvchilar esa qaytaruvchi moddalardir.

Moddaning oksidlanish-qaytarilish xossalari va uning tarkibidagi atomlarning oksidlanish darajasi

Maksimal oksidlanish darajasiga ega bo'lgan elementlarning atomlarini o'z ichiga olgan birikmalar faqat shu atomlar tufayli oksidlovchi moddalar bo'lishi mumkin, chunki ular allaqachon barcha valentlik elektronlaridan voz kechgan va faqat elektronlarni qabul qilishga qodir. Element atomining maksimal oksidlanish darajasi element tegishli bo'lgan davriy jadvaldagi guruh soniga teng. Minimal oksidlanish darajasiga ega bo'lgan elementlarning atomlarini o'z ichiga olgan birikmalar faqat qaytaruvchi vosita bo'lib xizmat qilishi mumkin, chunki ular faqat elektronlarni berishga qodir, chunki bunday atomlarning tashqi energiya darajasi sakkiz elektron bilan yakunlanadi. Metall atomlarining minimal oksidlanish darajasi 0 ga teng, metall bo'lmaganlar uchun - (n–8) (bu erda n - davriy jadvaldagi guruh soni). Oraliq oksidlanish darajasiga ega boʻlgan elementlarning atomlarini oʻz ichiga olgan birikmalar ular bilan oʻzaro taʼsirlashgan sherigiga va reaksiya sharoitiga qarab ham oksidlovchi, ham qaytaruvchi boʻlishi mumkin.

REDOX REAKSIYALARI

Oksidlanish holati

Oksidlanish darajasi molekuladagi atomning nominal zaryadi bo'lib, molekula ionlardan iborat va odatda elektr neytral hisoblanadi.

Murakkab tarkibidagi eng elektromanfiy elementlar manfiy oksidlanish darajalariga ega, elektron manfiyligi kamroq elementlarning atomlari esa ijobiy oksidlanish darajalariga ega.

Oksidlanish holati rasmiy tushunchadir; ba'zi hollarda oksidlanish darajasi valentlik bilan mos kelmaydi.

Masalan:

N2H4 (gidrazin)

azotning oksidlanish darajasi – -2; azotning valentligi - 3.

Oksidlanish darajasini hisoblash

Elementning oksidlanish darajasini hisoblash uchun quyidagi qoidalarni hisobga olish kerak:

1. Oddiy moddalardagi atomlarning oksidlanish darajalari nolga teng (Na 0; H2 0).

2. Molekulani tashkil etuvchi barcha atomlarning oksidlanish darajalarining algebraik yig’indisi doimo nolga teng, kompleks ionda esa bu yig’indi ion zaryadiga teng bo’ladi.

3. Atomlar doimiy oksidlanish darajasiga ega: ishqoriy metallar (+1), ishqoriy tuproq metallari (+2), vodorod (+1) (vodorodning oksidlanish darajasi -1 bo'lgan NaH, CaH2 va boshqalar gidridlaridan tashqari). ), kislorod (-2) (F 2 -1 O +2 va kislorodning oksidlanish darajasi -1 bo'lgan –O–O– guruhini o'z ichiga olgan peroksidlardan tashqari).

4. Elementlar uchun musbat oksidlanish darajasi davriy tizimning guruh raqamiga teng qiymatdan oshmasligi kerak.

Misollar:

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

Oksidlanish darajasi o'zgarmagan va o'zgarmaydigan reaksiyalar

Kimyoviy reaksiyalarning ikki turi mavjud:

Elementlarning oksidlanish darajasi o'zgarmaydigan reaksiyalar:

Qo'shilish reaktsiyalari

SO 2 +Na 2 O → Na 2 SO 3

Parchalanish reaksiyalari

Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O

Almashinuv reaktsiyalari

AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O

Reaksiyaga kiruvchi birikmalarni tashkil etuvchi elementlar atomlarining oksidlanish darajalari o‘zgargan reaksiyalar:

2Mg 0 + O 2 0 → 2Mg +2 O -2

2KCl +5 O 3 -2 →2KCl -1 + 3O 2 0

2KI -1 + Cl 2 0 → 2KCl -1 + I 2 0

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

Bunday reaksiyalar oksidlanish-qaytarilish reaksiyalari deyiladi

Oksidlanish-qaytarilish reaktsiyalari - bu atomlarning oksidlanish darajalari o'zgargan reaktsiyalar. Redoks reaktsiyalari juda keng tarqalgan. Barcha yonish reaktsiyalari oksidlanish-qaytarilishdir.
Oksidlanish-qaytarilish reaktsiyasi bir-biridan alohida sodir bo'lmaydigan ikkita jarayondan iborat. Oksidlanish darajasini oshirish jarayoni oksidlanish deb ataladi. Oksidlanish bilan bir vaqtda qaytarilish, ya'ni oksidlanish darajasini pasaytirish jarayoni sodir bo'ladi.

Oksidlanish, qaytarilish

Shunga ko'ra, oksidlanish-qaytarilish reaktsiyalarida ikkita asosiy ishtirokchi mavjud: oksidlovchi va qaytaruvchi. Elektronlarni yo'qotish jarayoni oksidlanishdir. Oksidlanish jarayonida oksidlanish darajasi ortadi. Reaksiya jarayonida oksidlovchi vosita oksidlanish darajasini pasaytiradi va kamayadi. Bu erda oksidlovchi kimyoviy element va oksidlovchi moddani farqlash kerak.

N +5 - oksidlovchi; HN +5 O3 va NaN +5 O 3 - oksidlovchi moddalar.
Agar nitrat kislota va uning tuzlarini kuchli oksidlovchi moddalar desak, bu bilan oksidlovchi modda butun moddani emas, balki oksidlanish darajasi +5 bo'lgan azot atomlari ekanligini tushunamiz.
Oksidlanish-qaytarilish reaksiyasining ikkinchi majburiy ishtirokchisi qaytaruvchi deyiladi. Elektronlarni qo'shish jarayoni qisqarishdir. Qaytarilish vaqtida oksidlanish darajasi pasayadi.

Qaytaruvchi vosita reaksiya jarayonida oksidlanib, oksidlanish sonini oshiradi. Xuddi oksidlovchi moddada bo'lgani kabi, qaytaruvchi modda va qaytaruvchi kimyoviy elementni farqlash kerak. Aldegidni alkogolga qaytarish reaktsiyasini amalga oshirayotganda, biz faqat oksidlanish darajasi -1 bo'lgan vodorodni ololmaymiz, balki qandaydir gidridni, yaxshisi lityum alyuminiy gidridni olamiz.

N -1 - kamaytiruvchi vosita; NaH -1 va LiAlH -1 4 - kamaytiruvchi moddalar.
Oksidlanish-qaytarilish reaktsiyalarida elektronlarning qaytaruvchidan oksidlovchiga to'liq o'tishi juda kam uchraydi, chunki ion bog'lari bo'lgan birikmalar kam. Ammo koeffitsientlarni tartibga solishda biz bunday o'tish sodir bo'ladi degan taxmindan kelib chiqamiz. Bu oksidlovchi va qaytaruvchi vosita formulalari oldida asosiy koeffitsientlarni to'g'ri aniqlash imkonini beradi.
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 - qaytaruvchi vosita, oksidlanish
Mn +7 + 5e → Mn +2 2 - oksidlovchi, qaytaruvchi

Berilgan reaksiyada elektron oladigan atomlar yoki ionlar oksidlovchi moddalar, elektron beruvchilar esa qaytaruvchi moddalardir.

Moddaning oksidlanish-qaytarilish xossalari va uning tarkibidagi atomlarning oksidlanish darajasi

Maksimal oksidlanish darajasiga ega bo'lgan elementlarning atomlarini o'z ichiga olgan birikmalar faqat shu atomlar tufayli oksidlovchi moddalar bo'lishi mumkin, chunki ular allaqachon barcha valentlik elektronlaridan voz kechgan va faqat elektronlarni qabul qilishga qodir. Element atomining maksimal oksidlanish darajasi element tegishli bo'lgan davriy jadvaldagi guruh soniga teng. Minimal oksidlanish darajasiga ega bo'lgan elementlarning atomlarini o'z ichiga olgan birikmalar faqat qaytaruvchi vosita bo'lib xizmat qilishi mumkin, chunki ular faqat elektronlarni berishga qodir, chunki bunday atomlarning tashqi energiya darajasi sakkiz elektron bilan yakunlanadi. Metall atomlari uchun minimal oksidlanish darajasi 0, metall bo'lmaganlar uchun - (n–8) (bu erda n - davriy jadvaldagi guruh soni). Oraliq oksidlanish darajasiga ega boʻlgan elementlarning atomlarini oʻz ichiga olgan birikmalar ular bilan oʻzaro taʼsirlashgan sherigiga va reaksiya sharoitiga qarab ham oksidlovchi, ham qaytaruvchi boʻlishi mumkin.

Eng muhim qaytaruvchi va oksidlovchi moddalar

Reduktorlar:

metallar,

vodorod,

ko'mir.

Uglerod (II) oksidi (CO).

Vodorod sulfidi (H 2 S);

oltingugurt oksidi (IV) (SO 2);

oltingugurt kislotasi H 2 SO 3 va uning tuzlari.

Gidrogal kislotalar va ularning tuzlari.

Pastroq oksidlanish darajasidagi metall kationlari: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3.

Azot kislotasi HNO 2;

ammiak NH 3;

hidrazin NH 2 NH 2;

azot oksidi (II) (NO).

Elektroliz paytida katod.

Oksidlovchi moddalar

Galogenlar.

Kaliy permanganat (KMnO 4);

kaliy manganat (K 2 MnO 4);

marganets (IV) oksidi (MnO 2).

Kaliy dixromat (K 2 Cr 2 O 7);

kaliy xromati (K 2 CrO 4).

Azot kislotasi (HNO 3).

Sulfat kislota (H 2 SO 4) kons.

Mis (II) oksidi (CuO);

qo'rg'oshin (IV) oksidi (PbO 2);

kumush oksidi (Ag 2 O);

vodorod periks (H 2 O 2).

Temir (III) xlorid (FeCl 3).

Bertolet tuzi (KClO 3).

Elektroliz paytida anod.

Har bir bunday yarim reaksiya standart redoks potentsiali E 0 (o'lcham - volt, V) bilan tavsiflanadi. E0 qanchalik katta bo'lsa, oksidlovchi modda sifatida oksidlovchi shakl shunchalik kuchli va qaytaruvchi sifatida qaytarilgan shakl kuchsiz bo'ladi va aksincha.

Yarim reaksiya potentsiallar uchun mos yozuvlar nuqtasi sifatida olinadi: 2H + + 2ē ® H 2, bu uchun E 0 =0

Yarim reaksiyalar uchun M n+ + nē ® M 0, E 0 standart elektrod potensiali deb ataladi. Ushbu potentsialning kattaligiga asoslanib, metallar odatda bir qator standart elektrod potentsiallariga (metall kuchlanishlar seriyasiga) joylashtiriladi:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd,

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

Bir qator stresslar metallarning kimyoviy xossalarini tavsiflaydi:

1. Metall kuchlanish qatorida qanchalik chap tomonda joylashgan bo'lsa, uning qaytarilish qobiliyati shunchalik kuchli va eritmadagi ionining oksidlanish qobiliyati shunchalik zaif bo'ladi (ya'ni, elektronlarni qanchalik oson beradi (oksidlanadi) va shunchalik qiyin bo'ladi). uning ionlari elektronlarni qayta biriktirishi uchun).

2. Har bir metall tuz eritmalaridan uning o'ng tomonidagi kuchlanish qatorida joylashgan metallarni siqib chiqarishga qodir, ya'ni. keyingi metallarning ionlarini elektr neytral atomlarga kamaytiradi, elektronlarni beradi va ionlarning o'ziga aylanadi.

3. Faqat vodorodning (H) chap tomonidagi kuchlanish qatorida joylashgan metallar uni kislota eritmalaridan siqib chiqarishga qodir (masalan, Zn, Fe, Pb, lekin Cu, Hg, Ag emas).

Galvanik hujayralar

Elektrolitlar bilan to'ldirilgan sifon orqali bir-biri bilan aloqa qiladigan har ikki metall o'z tuzlarining eritmalariga botirilib, galvanik elementni hosil qiladi. Eritmalarga botirilgan metall plitalar elementning elektrodlari deb ataladi.

Agar siz elektrodlarning tashqi uchlarini (element qutblarini) sim bilan ulasangiz, u holda elektronlar potentsial past bo'lgan metalldan yuqori potentsialga ega bo'lgan metallga (masalan, Zn dan) o'ta boshlaydi. Pb). Elektronlarning ketishi eritmadagi metall va uning ionlari o'rtasida mavjud bo'lgan muvozanatni buzadi va eritmaga yangi ionlar sonining o'tishiga olib keladi - metall asta-sekin eriydi. Shu bilan birga, boshqa metallga o'tadigan elektronlar eritmadagi ionlarni uning yuzasida chiqaradi - metall eritmadan chiqariladi. Oksidlanish sodir bo'ladigan elektrodga anod deyiladi. Qaytarilish sodir bo'ladigan elektrodga katod deyiladi. Qo'rg'oshin-sink xujayrasida sink elektrod anod, qo'rg'oshin elektrod esa katoddir.

Shunday qilib, yopiq galvanik elementda bir-biri bilan bevosita aloqada bo'lmagan metall va boshqa metallning tuz eritmasi o'rtasida o'zaro ta'sir sodir bo'ladi. Birinchi metallning atomlari elektronlardan voz kechib, ionlarga, ikkinchi metallning ionlari esa elektron qo'shib, atomlarga aylanadi. Birinchi metall ikkinchisini tuzining eritmasidan siqib chiqaradi. Masalan, mos ravishda Zn(NO 3) 2 va Pb (NO 3) 2 eritmalariga botirilgan rux va qo'rg'oshindan tashkil topgan galvanik elementning ishlashi paytida elektrodlarda quyidagi jarayonlar sodir bo'ladi:

Zn – 2ē → Zn 2+

Pb 2+ + 2ē → Pb

Ikkala jarayonni umumlashtirib, elementda sodir bo'ladigan reaktsiyani ion shaklida ifodalovchi Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+ tenglamasini olamiz. Xuddi shu reaksiya uchun molekulyar tenglama quyidagicha bo'ladi:

Zn + Pb(NO 3) 2 → Pb + Zn(NO 3) 2

Galvanik elementning elektromotor kuchi uning ikkita elektrodi orasidagi potentsial farqga teng. Uni aniqlashda har doim katta potentsialdan kichiki ayiriladi. Masalan, ko'rib chiqilayotgan elementning elektromotor kuchi (EMF) quyidagilarga teng:

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

Agar metallar ion konsentratsiyasi 1 g-ion/l bo'lgan eritmalarga botirilsa, u shunday qiymatga ega bo'ladi. Eritmalarning boshqa kontsentratsiyasida elektrod potentsiallarining qiymatlari biroz boshqacha bo'ladi. Ularni quyidagi formula bo'yicha hisoblash mumkin:

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

Bu erda E - kerakli metall potentsiali (voltda)

E 0 - uning normal potentsiali

n - metall ionlarining valentligi

C - eritmadagi ionlar konsentratsiyasi (g-ion/l)

Misol

Zn(NO 3) 2 ning 0,1 M eritmasiga botirilgan rux elektrod va 2 M Pb(NO 3) 2 eritmasiga botirilgan qo’rg’oshin elektroddan hosil bo’lgan elementning (EMF) elektr harakatlantiruvchi kuchini toping.

Yechim

Biz sink elektrodning potentsialini hisoblaymiz:

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

Qo'rg'oshin elektrodning potentsialini hisoblaymiz:

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

Elementning elektr harakatlantiruvchi kuchini toping:

E.m.f. = -0,12 - (-0,79) = 0,67 v

Elektroliz

Elektroliz Moddaning elektr toki bilan parchalanish jarayoni deyiladi.

Elektrolizning mohiyati shundan iboratki, elektrolit eritmasidan (yoki erigan elektrolitdan) oqim o'tkazilganda musbat zaryadlangan ionlar katodga, manfiy zaryadlangan ionlar esa anodga o'tadi. Elektrodlarga etib borgach, ionlar chiqariladi, buning natijasida erigan elektrolitning tarkibiy qismlari yoki suvdan vodorod va kislorod elektrodlarda chiqariladi.

Turli ionlarni neytral atomlarga yoki atomlar guruhiga aylantirish uchun elektr tokining turli kuchlanishlari talab qilinadi. Ba'zi ionlar o'z zaryadlarini osonroq yo'qotadi, boshqalari esa qiyinroq. Metall ionlarining zaryadsizlanishi (elektronlarni olish) osonlik darajasi metallarning kuchlanish qatoridagi joylashuvi bilan belgilanadi. Metall kuchlanish qatorida qanchalik chap tomonda bo'lsa, uning salbiy potentsiali (yoki kamroq musbat potentsial) qanchalik katta bo'lsa, boshqa narsalar teng bo'lganda, uning ionlarini chiqarish qiyinroq bo'ladi (Au 3+, Ag + ionlari eng oson tushirish; eng qiyinlari Li +, Rb +, K +).

Agar eritmada bir vaqtning o'zida bir nechta metallarning ionlari bo'lsa, u holda metallning manfiy potensiali pastroq (yoki yuqori musbat potentsial) bo'lgan ionlari birinchi navbatda chiqariladi. Masalan, metall mis birinchi bo'lib tarkibida Zn 2+ va Cu 2+ ionlari bo'lgan eritmadan chiqariladi. Ammo metall potentsialining kattaligi uning eritmadagi ionlarining konsentratsiyasiga ham bog'liq; har bir metalning ionlarini tushirish qulayligi ham ularning konsentratsiyasiga qarab o'zgaradi: konsentratsiyaning oshishi ionlarning chiqishini osonlashtiradi, kamayishi qiyinlashtiradi. Shuning uchun, bir nechta metallarning ionlarini o'z ichiga olgan eritmani elektroliz qilish paytida, faolroq metalning ajralib chiqishi kamroq faol bo'lganidan ko'ra ertaroq sodir bo'lishi mumkin (agar birinchi metall ionlarining konsentratsiyasi sezilarli bo'lsa va ikkinchisining konsentratsiyasi juda kichik).

Tuzlarning suvli eritmalarida tuz ionlaridan tashqari har doim suv ionlari (H + va OH -) mavjud. Ulardan vodorod ionlari kuchlanish seriyasida vodoroddan oldingi barcha metallarning ionlariga qaraganda osonroq zaryadsizlanadi. Biroq, eng faol metallarning tuzlaridan tashqari barcha tuzlarning elektrolizi jarayonida vodorod ionlarining ahamiyatsiz konsentratsiyasi tufayli katodda vodorod emas, balki metall ajralib chiqadi. Faqat natriy, kaltsiy va boshqa metallarning tuzlarini elektroliz qilish jarayonida alyuminiy, jumladan, vodorod ionlari chiqariladi va vodorod ajralib chiqadi.

Anodda kislotali qoldiqlarning ionlari yoki suvning gidroksil ionlari chiqarilishi mumkin. Agar kislotali qoldiqlarning ionlarida kislorod (Cl -, S 2-, CN - va boshqalar) bo'lmasa, odatda bu ionlar chiqariladi, gidroksil emas, balki zaryadini ancha qiyinlashtiradi va Cl. 2, S va boshqalar anodda chiqariladi .d. Aksincha, agar kislorodli kislota tuzi yoki kislotaning o'zi elektrolizga uchrasa, u holda kislorod qoldiqlari ionlari emas, balki gidroksil ionlari chiqariladi. Gidroksil ionlarining chiqishi paytida hosil bo'lgan neytral OH guruhlari darhol tenglama bo'yicha parchalanadi:

4OH → 2H2O + O2

Natijada anodda kislorod chiqariladi.

Nikel xlorid eritmasining NiCl 2 elektrolizi

Eritmada Ni 2+ va Cl - ionlari, shuningdek H + va OH - ionlari arzimas konsentratsiyalarda mavjud. Oqim o'tganda Ni 2+ ionlari katodga, Cl - ionlari esa anodga o'tadi. Katoddan ikkita elektron olib, Ni 2+ ionlari eritmadan ajralib chiqadigan neytral atomlarga aylanadi. Katod asta-sekin nikel bilan qoplangan.

Xlor ionlari anodga etib kelib, unga elektronlarni beradi va xlor atomlariga aylanadi, ular juft bo'lib birlashganda xlor molekulalarini hosil qiladi. Anodda xlor chiqariladi.

Shunday qilib, katodda mavjud tiklanish jarayoni, anodda - oksidlanish jarayoni.

Kaliy yodid eritmasi KI elektrolizi

Kaliy yodid eritmada K+ va I - ionlari holida bo'ladi. Oqim o'tganda K + ionlari katodga, I - ionlari anodga o'tadi. Ammo kaliy kuchlanish qatorida vodorodning chap tomonida joylashganligi sababli, katodda kaliy ionlari emas, balki suvning vodorod ionlari chiqariladi. Bu holda hosil bo'lgan vodorod atomlari H 2 molekulalariga birlashadi va shu bilan vodorod katodda chiqariladi.

Vodorod ionlari chiqarilgach, tobora ko'proq suv molekulalari dissotsiatsiyalanadi, buning natijasida katodda gidroksil ionlari (suv molekulasidan ajralib chiqadi), shuningdek, doimiy ravishda katodga o'tadigan K + ionlari to'planadi. KOH eritmasi hosil bo'ladi.

Yod anodda chiqariladi, chunki I - ionlari suvning gidroksil ionlariga qaraganda osonroq chiqariladi.

Kaliy sulfat eritmasini elektroliz qilish

Eritmada suvdan K + ionlari, SO 4 2- va H + va OH - ionlari mavjud. K+ ionlarini H+ ionlariga va SO 4 2- ionlarini OH – ionlariga qaraganda chiqarish qiyinroq bo‘lganligi sababli, elektr toki o‘tganda vodorod ionlari katodda, gidroksil guruhlari esa anodda chiqariladi. aslida, suvning elektrolizi. Shu bilan birga, suvning vodorod va gidroksil ionlarining chiqishi va K+ ionlarining katodga, SO 4 2- ionlarining anodga uzluksiz harakatlanishi natijasida katodda ishqor eritmasi (KOH) hosil bo'ladi. va anodda sulfat kislota eritmasi hosil bo'ladi.

Mis sulfat eritmasini mis anod bilan elektroliz qilish

Anod tuzi eritmada bo'lgan bir xil metalldan tayyorlanganida elektroliz maxsus tarzda sodir bo'ladi. Bunday holda, anodda ionlar ajralmaydi, lekin anodning o'zi asta-sekin eriydi, ionlarni eritma ichiga yuboradi va oqim manbaiga elektronlarni beradi.

Butun jarayon katodda misning chiqishi va anodning asta-sekin erishi bilan bog'liq. Eritmadagi CuSO 4 miqdori o'zgarishsiz qoladi.

Elektroliz qonunlari (M. Faraday)

1. Elektroliz jarayonida ajralib chiqadigan moddaning og'irlik miqdori eritmadan oqib o'tadigan elektr miqdoriga mutanosib bo'lib, amalda boshqa omillarga bog'liq emas.

2. Har xil kimyoviy birikmalardan ekvivalent miqdordagi moddalardagi elektroliz jarayonida teng miqdorda elektr energiyasi ajralib chiqadi.

3. Elektrolit eritmasidan har qanday moddaning bir gramm ekvivalentini ajratib olish uchun eritma orqali 96500 kulon elektr toki o‘tishi kerak.

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

bu erda m (x) - qaytarilgan yoki oksidlangan moddaning miqdori (g);

I - uzatiladigan oqimning kuchi (a);

t - elektroliz vaqti (s);

M(x) - molyar massa;

n - oksidlanish-qaytarilish reaktsiyalarida olingan yoki berilgan elektronlar soni;

F - Faraday doimiysi (96500 sovuq/mol).

Ushbu formulaga asoslanib, siz elektroliz jarayoni bilan bog'liq bir qator hisob-kitoblarni amalga oshirishingiz mumkin, masalan:

1. Ma’lum miqdorda elektr toki ta’sirida ajralib chiqadigan yoki parchalanadigan moddalar miqdorini hisoblang;

2. Chiqarilgan moddaning miqdori va uni chiqarishga sarflangan vaqti bo'yicha joriy kuchni toping;

3. Berilgan tokda ma’lum miqdordagi moddani chiqarish uchun qancha vaqt ketishini aniqlang.

1-misol

Mis sulfat CuSO 4 eritmasidan 10 minut davomida 5 amperlik tok o‘tkazilsa, katodda necha gramm mis ajralib chiqadi?

Yechim

Eritma orqali oqadigan elektr miqdorini aniqlaymiz:

Q = Bu,

bu erda I - amperdagi oqim;

t - soniyalarda vaqt.

Q = 5A 600 s = 3000 kulon

Misning ekvivalenti (massasi 63,54) 63,54: 2 = 31,77. Demak, 96500 kulon 31,77 g mis ajralib chiqadi. Kerakli mis miqdori:

m = (31,77 3000) / 96500 » 0,98 g

2-misol

5,6 litr vodorod (normal sharoitda) olish uchun kislota eritmasidan 10 amperlik tok qancha vaqt o‘tadi?

Yechim

Biz eritmadan 5,6 litr vodorod ajralib chiqishi uchun undan o'tishi kerak bo'lgan elektr miqdorini topamiz. 1 g-ekv. n da vodorod egallaydi. u. hajmi 11,2 l, keyin kerakli miqdorda elektr energiyasi

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

Keling, joriy o'tish vaqtini aniqlaymiz:

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

3-misol

Kumush tuzining katoddagi eritmasi orqali oqim o'tkazilganda u 10 daqiqada ajralib chiqdi. 1 g kumush. Joriy quvvatni aniqlang.

Yechim

1 g-ekv. kumush 107,9 g ga teng.1 g kumushni chiqarish uchun eritmadan 96500 o'tishi kerak: 107,9 = 894 kulon. Shuning uchun hozirgi kuch

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

4-misol

SnCl 2 eritmasidan 30 minutda 2,5 amperlik tok bo‘lsa, qalayning ekvivalentini toping. 2,77 g qalay ajralib chiqadi.

Yechim

30 daqiqada eritma orqali o'tadigan elektr miqdori.

Q = 2,5 30 60 = 4500 kulon

1 g-ekv chiqarilishi uchun beri. 96 500 kulon talab qilinadi, keyin qalay ekvivalenti.

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

Korroziya

Elektrokimyo haqidagi munozarani yakunlashdan oldin, keling, olgan bilimlarimizni bitta muhim muammoni o'rganishda qo'llaaylik - korroziya metallar Korroziya oksidlanish-qaytarilish reaktsiyalari natijasida yuzaga keladi, bunda metall o'z muhitidagi ba'zi moddalar bilan o'zaro ta'sir qilish natijasida kiruvchi birikmaga aylanadi.

Eng keng tarqalgan korroziya jarayonlaridan biri temirning zanglashidir. Iqtisodiy nuqtai nazardan bu juda muhim jarayon. Hisob-kitoblarga ko'ra, Qo'shma Shtatlarda har yili ishlab chiqariladigan temirning 20% zanglash tufayli yaroqsiz bo'lib qolgan temir mahsulotlarini almashtirish uchun ishlatiladi.

Ma'lumki, kislorod temirning zanglashida ishtirok etadi; temir kislorodsiz suvda oksidlanmaydi. Zanglash jarayonida suv ham ishtirok etadi; temir kislorodli yog'da suv izlari bo'lmasa, korroziyaga uchramaydi. Zanglanishni bir qator omillar, masalan, atrof-muhitning pH darajasi, undagi tuzlarning mavjudligi, temirning oksidlanishi temirga qaraganda qiyinroq bo'lgan metall bilan aloqasi, shuningdek mexanik kuchlanish ta'sirida tezlashadi.

Temirning korroziyasi asosan elektrokimyoviy jarayondir. Temir sirtining ba'zi joylari uning oksidlanishi sodir bo'ladigan anod bo'lib xizmat qiladi:

Fe(qattiq) → Fe 2+ (aq) + 2e - Eº oksidi = 0,44 V

Bu holda hosil bo'lgan elektronlar metall orqali katod rolini o'ynaydigan sirtning boshqa joylariga o'tadi. Ularda kislorodning kamayishi sodir bo'ladi:

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

E'tibor bering, H + ionlari O 2 ni kamaytirish jarayonida ishtirok etadi. Agar H + kontsentratsiyasi pasaysa (ya'ni, pH ortishi bilan), O2 ning kamayishi qiyinlashadi. PH 9-10 dan yuqori bo'lgan eritma bilan aloqa qilganda temir korroziyaga uchramasligi aniqlangan. Korroziya jarayonida anodda hosil bo'lgan Fe 2+ ionlari Fe 3+ gacha oksidlanadi. Fe 3+ ionlari gidratlangan temir (III) oksidini hosil qiladi, bu zang deb ataladi:

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

Katod rolini odatda sirtning kislorod oqimi bilan eng yaxshi ta'minlangan qismi o'ynaganligi sababli, zang ko'pincha bu joylarda paydo bo'ladi. Agar siz bir muncha vaqt ochiq, nam havoda turgan belkurakni sinchkovlik bilan tekshirib ko'rsangiz, pichoqqa kir yopishgan holda, metall yuzasida axloqsizlik ostida chuqurliklar paydo bo'lganini va O2 chiqishi mumkin bo'lgan hamma joyda zang paydo bo'lganini sezasiz. kirib borish.

Tuzlar borligida korroziyaning kuchayishi ko'pincha muzli sharoitlarga qarshi kurashish uchun qishda yo'llar saxovatli ravishda tuz bilan sepiladigan joylarda avtoulovchilar tomonidan uchraydi. Tuzlarning ta'siri ular hosil qilgan ionlar yopiq elektr zanjirini hosil qilish uchun zarur bo'lgan elektrolitni yaratishi bilan izohlanadi.

Temir yuzasida anodik va katodli joylarning mavjudligi unda ikki xil kimyoviy muhitning paydo bo'lishiga olib keladi. Ular kristall panjarada nopokliklar yoki nuqsonlar mavjudligi sababli paydo bo'lishi mumkin (ko'rinishidan, metall ichidagi stresslar tufayli). Bunday aralashmalar yoki nuqsonlar mavjud bo'lgan joylarda ma'lum bir temir atomining mikroskopik muhiti uning oksidlanish darajasini kristall panjaradagi normal holatdan biroz oshishi yoki pasayishiga olib kelishi mumkin. Shuning uchun bunday joylar anod yoki katod rolini o'ynashi mumkin. Bunday nuqsonlar soni minimal darajaga tushirilgan o'ta toza temir oddiy temirga qaraganda kamroq korroziyaga uchraydi.

Temir sirtini korroziyadan himoya qilish uchun ko'pincha bo'yoq yoki qalay, sink yoki xrom kabi boshqa metall bilan qoplangan. "Tinplata" deb atalmish temir plitani yupqa qalay qatlami bilan qoplash orqali olinadi. Qalay temirni faqat himoya qatlami buzilmagan holda himoya qiladi. Buzilgan zahoti havo va namlik temirga ta'sir qila boshlaydi; Kalay hatto temirning korroziyasini tezlashtiradi, chunki u elektrokimyoviy korroziya jarayonida katod bo'lib xizmat qiladi. Temir va qalayning oksidlanish potentsiallarini taqqoslash shuni ko'rsatadiki, temir qalayga qaraganda osonroq oksidlanadi:

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

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

Shuning uchun temir bu holda anod bo'lib xizmat qiladi va oksidlanadi.

"Galvanizli" (galvanizli) temir temirni yupqa sink qatlami bilan qoplash orqali amalga oshiriladi. Sink qoplamaning yaxlitligi buzilganidan keyin ham temirni korroziyadan himoya qiladi. Bunday holda, temir korroziya jarayonida katod rolini o'ynaydi, chunki sink temirga qaraganda osonroq oksidlanadi:

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

Binobarin, sink anod vazifasini bajaradi va temir o'rniga korroziyaga uchraydi. Elektrokimyoviy korroziya jarayonida katod rolini o'ynaydigan metallni himoya qilishning bunday turi deyiladi. katodik himoya. Er osti yotqizilgan quvurlar ko'pincha ularni elektrokimyoviy hujayraning katodiga aylantirib, korroziyadan himoyalangan. Buning uchun ba'zi faol metallarning bloklari, ko'pincha magniy, quvur liniyasi bo'ylab erga ko'miladi va quvurlarga sim bilan ulanadi. Nam tuproqda faol metall anod vazifasini bajaradi va temir trubkasi katod himoyasini oladi.

Bizning bahsimiz temirga qaratilgan bo'lsa-da, u korroziyaga moyil bo'lgan yagona metall emas. Shu bilan birga, ochiq havoda beparvo qoldirilgan alyuminiy quti temirdan ko'ra sekinroq korroziyaga uchragani g'alati tuyulishi mumkin. Alyuminiyning (Eº oksidi = 1,66 V) va temirning (Eº oksidi = 0,44 V) standart oksidlanish potentsiallariga ko'ra, alyuminiyning korroziyasi tezroq sodir bo'lishini kutish kerak. Alyuminiyning sekin korroziyasi uning yuzasida oksiddan iborat ingichka, zich plyonka hosil bo'lib, taglik metallni keyingi korroziyadan himoya qilishi bilan izohlanadi. Yuqori oksidlanish potentsialiga ega bo'lgan magniy bir xil oksidli plyonka hosil bo'lishi tufayli korroziyadan himoyalangan. Afsuski, temir yuzasidagi oksid plyonkasi juda yumshoq tuzilishga ega va ishonchli himoya yaratishga qodir emas. Shu bilan birga, temir-xrom qotishmalari yuzasida yaxshi himoya oksidi plyonkasi hosil bo'ladi. Bunday qotishmalarga zanglamaydigan po'lat deyiladi.

Redoks jarayonlari. Oksidlanish-qaytarilish reaksiyalarining kompilyatsiyasi (ORR). Elementlarning oksidlanish darajasidagi o'zgarishlarni hisobga olish usuli. OVR turlari. OVRni tayyorlashning ion-elektron usuli. Standart elektrod potensiali haqida tushuncha. Oksidlanish-qaytarilish jarayonining asosiy imkoniyatini aniqlash uchun standart oksidlanish-qaytarilish potentsiallaridan foydalanish.

4.2.1-mavzu. Oksidlanish holati

Oksidlanish soni birikmadagi har bir atomga tayinlangan musbat yoki manfiy son boʻlib, birikmadagi barcha kimyoviy bogʻlanishlar ionli boʻlsa, atomning zaryadiga teng boʻladi. Sof ionli kimyoviy bog'lanishga ega bo'lgan birikmalar mavjud bo'lmagani uchun atomlardagi haqiqiy zaryadlar oksidlanish darajalariga hech qachon to'g'ri kelmaydi. Biroq, oksidlanish darajasidan foydalanish bizga bir qator kimyoviy muammolarni hal qilish imkonini beradi.

Birikmalardagi elementning oksidlanish darajasi ma'lum elementning kimyoviy bog'lanishida ishtirok etadigan valentlik elektronlar soni bilan belgilanadi. Ammo odatda elementlarning oksidlanish darajasini aniqlash uchun ular valentlik elektronlarining elektron konfiguratsiyasini tasvirlamaydi, lekin bir qator empirik qoidalardan foydalanadi:

1. Zarrachadagi atomlarning oksidlanish darajalarining yig'indisi uning elektr zaryadiga teng.

2. Oddiy moddalarda (faqat bitta element atomlaridan iborat) elementning oksidlanish darajasi nolga teng.

3. Ikkilik birikmalarda (ikki element atomlaridan tashkil topgan) elektron manfiyligi yuqori bo'lgan atomga manfiy oksidlanish darajasi beriladi. Odatda, kimyoviy birikmalarning formulalari shunday yoziladiki, ko'proq elektronegativ atom formulada ikkinchi o'rinda turadi, ammo ba'zi formulalar boshqacha yozilishi mumkin:

Yoki (umumiy belgi) yoki .

4. Kompleks birikmalarda ma'lum atomlarga doimiy oksidlanish darajalari beriladi:

– ftor har doim -1 oksidlanish darajasiga ega;

– metall elementlar odatda ijobiy oksidlanish holatiga ega;

– vodorod odatda +1 (,) oksidlanish darajasiga ega, ammo metallar (gidridlar) bilan birikmalarda uning oksidlanish darajasi -1: , ;

– kislorod -2 oksidlanish darajasi bilan xarakterlanadi, lekin ko'proq elektron manfiy ftor bilan – , peroksid birikmalarida esa – , , , (natriy superoksid);

- elementning maksimal ijobiy oksidlanish darajasi odatda element joylashgan guruh soniga to'g'ri keladi (1-jadval).

Istisnolar:

1) maksimal oksidlanish darajasi guruh raqamidan kichik: F, O, He, Ne, Ar, kobalt kichik guruhi: Co(+2,+3); Rh, Ir (+3,+4,+6), nikel kichik guruhi: Ni (+2, kamdan-kam hollarda +4); Pd, Pt (+2,+4, kamdan-kam +6);

2) maksimal oksidlanish darajasi guruh raqamidan yuqori: mis kichik guruhining elementlari: Cu (+1, +2), Au (+1, +3).

- metall bo'lmagan elementlarning eng past manfiy oksidlanish darajasi guruh raqami minus 8 sifatida aniqlanadi (4.1-jadval).

4.1-jadval. Ayrim elementlarning oksidlanish holatlari

Element	Guruh raqami	Maksimal ijobiy oksidlanish darajasi	Eng past salbiy oksidlanish darajasi
Na
Al
N			5 – 8 = -3
S			6 – 8 = -2
Cl			7 – 8 = -1

Ko'pincha murakkab birikmalar - tuzlarda oksidlanish darajasini aniqlashda qiyinchiliklar paydo bo'ladi, ularning formulasi turli xil oksidlanish darajalari mumkin bo'lgan bir nechta atomlarni o'z ichiga oladi. Bunday holda, noorganik birikmalarning asosiy sinflari o'rtasidagi genetik bog'liqlikni, ya'ni hosilalari ma'lum tuzlar bo'lgan kislotalarning formulalarini bilmasdan turib bo'lmaydi.

Masalan: birikma tarkibidagi elementlarning oksidlanish darajasini aniqlang Cr2(SO 4 ) 3 . Bu holatda talabaning fikrlashi quyidagi tarzda tuzilishi mumkin: Cr2(SO 4 ) 3 - bu sulfat kislotaning o'rtacha tuzi bo'lib, unda elementlarning oksidlanish darajalarini tartibga solish juda oddiy. IN Cr2(SO 4 ) 3 oltingugurt va kislorod bir xil oksidlanish darajalariga ega, sulfat ioni esa 2-: zaryadga ega. Xromning oksidlanish darajasini aniqlash oson: . Ya'ni, bu tuz xrom (III) sulfat: .

4.2.2-mavzu. Redoks jarayonlari

Oksidlanish-qaytarilish reaktsiyalari (OKR) - elementlarning oksidlanish darajasining o'zgarishi bilan sodir bo'ladigan reaktsiyalar. Oksidlanish darajasining o'zgarishi elektronlarning bir zarrachadan ikkinchisiga o'tishi tufayli sodir bo'ladi.

Zarrachaning elektronlarini yo'qotish jarayoni oksidlanish deb ataladi va zarrachaning o'zi oksidlanadi. Zarrachaning elektron olish jarayoni qisqarish deb ataladi va zarrachaning o'zi kamayadi. Ya'ni oksidlanish-qaytarilish reaksiyalari ikki qarama-qarshi jarayonning birligidir.

Oksidlovchi modda - oksidlanish-qaytarilish reaktsiyasi paytida elektronlar qo'shilishi tufayli oksidlanish darajasini pasaytiradigan elementni o'z ichiga olgan reagent. Qaytaruvchi vosita - elektronlarni yo'qotish orqali oksidlanish darajasini oshiradigan elementni o'z ichiga olgan reagent.

Masalan:

kamaytiruvchi vosita:

oksidlovchi:

kamaytiruvchi vosita:

oksidlovchi:

Ko'pgina oksidlanish-qaytarilish reaktsiyalari eritma rangining o'zgarishi bilan birga keladi.

Masalan:


binafsha	yashil	jigarrang	rangsiz

Ko'pgina oksidlanish-qaytarilish reaktsiyalari amaliyotda keng qo'llaniladi.

ASOSIY TURLARI

REDOX REAKSIYALARI

1) Molekulalararo (tashqi sferadagi elektron almashinish reaktsiyalari) turli reagentlar o'rtasida elektron almashinuvi sodir bo'ladigan reaktsiyalar, ya'ni oksidlovchi va qaytaruvchi moddalar turli moddalar tarkibiga kiradi.

Ok sssssssssssssssss

2) Intramolekulyar (sfera ichidagi elektron almashinish reaksiyalari) - bu reaksiyalarda bir moddaning turli elementlarining atomlari oksidlovchi va qaytaruvchi hisoblanadi.

3) O'z-o'zini oksidlanish reaktsiyalari - o'z-o'zidan tiklanish (disproporsiya) - bu reaktsiyalarda bir xil elementning oksidlanish darajasi ham ortadi, ham kamayadi.

4.2.3-mavzu. Oddiy oksidlovchi moddalar

1) kaliy tetraoksomanganat (VII) -

Ionning oksidlovchi xossalari muhitning tabiatiga bog'liq:

Kislotali muhit:

Neytral muhit:

Ishqoriy muhit:

2) kaliy dixromati -

Oksidlanish xususiyatlari atrof-muhitning tabiatiga ham bog'liq:

Kislotali muhit:

Neytral muhit:

Ishqoriy muhit:

3) Galogenlar.

4) Suyultirilgan kislotalardagi vodorod.

5) Konsentrlangan sulfat kislota

Oltingugurtni kamaytirish mahsulotlari qaytaruvchining tabiatiga bog'liq:

Kam faol metall:

O'rta faollikdagi metall:

Faol metall:

6) Azot kislotasi

Har qanday konsentratsiyali nitrat kislotada oksidlovchi vosita protonlar emas, balki oksidlanish darajasi +5 bo'lgan azotdir. Shuning uchun bu reaksiyalarda vodorod hech qachon ajralib chiqmaydi. Azot turli xil oksidlanish darajalariga ega bo'lganligi sababli, u turli xil qaytarilish mahsulotlariga ega. Nitrat kislotaning qaytarilish mahsulotlari uning konsentratsiyasiga va qaytaruvchining faolligiga bog'liq.

Konsentrlangan nitrat kislota metallar bilan reaksiyaga kirishganda, odatda, azot oksidi (IV) ajralib chiqadi va metall bo'lmaganlar bilan azot oksidi (II) odatda ajralib chiqadi:

Metall bilan o'zaro ta'siri:

Metall bo'lmaganlar bilan o'zaro ta'sir:

Suyultirilgan nitrat kislota metallar bilan reaksiyaga kirishganda, mahsulotlar metalning faolligiga bog'liq:

Kam faol metall:

Faol metall:

- faol metall va juda suyultirilgan kislota:

7) Ular oksidlovchi moddalar sifatida ham ishlatiladi PbO2 , MnO2 .

4.2.4-mavzu. Oddiy kamaytiruvchi vositalar

1). Galid ionlari.

Seriyada kamaytiruvchi xususiyatlar ortadi:

2). va uning tuzlari:

3). Ammiak va ammoniy kation tuzlari:

4). Hosilalar:

Suvli eritmalarda komplekslar osongina komplekslarga aylanadi:

5). Barcha metallar, garchi turli darajada bo'lsa-da, qaytaruvchi xususiyatlarni ko'rsatishga qodir.

6). Sanoatda vodorod, uglerod (koʻmir yoki koks shaklida) va CO .

4.2.5-mavzu. Oksidlovchi va qaytaruvchi xususiyatlarni ko'rsatishga qodir birikmalar

Oraliq oksidlanish darajasidagi ba'zi elementlar oksidlanish-qaytarilish ikkilikka ega, ya'ni. oksidlovchi moddalar bilan ular qaytaruvchi, qaytaruvchi moddalar bilan esa oksidlovchi sifatida harakat qilishlari mumkin.

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

H2O2 - kamaytiruvchi vosita:

H2O2 - oksidlovchi:

Masalan , H2O2 nomutanosiblik reaktsiyalariga duch kelishi mumkin:

4.2.3-mavzu. Oksidlanish-qaytarilish reaksiyalarining tarkibi

OVRni kompilyatsiya qilish uchun ikkita usul qo'llaniladi:

1) elektron balans usuli:

Bu usul oksidlanish darajasidan foydalanishga asoslangan.

Marganetsning oksidlanish darajasi 5 birlikka kamayadi,

bu holda xlorning oksidlanish darajasi 1 birlikka oshadi, ammo hosil bo'lgan reaktsiya mahsulotini hisobga olgan holda - 2 mol xlor atomini o'z ichiga olgan oddiy modda - 2 birlikka.

Keling, bu argumentlarni muvozanat ko'rinishida yozamiz va kattalashgan sonlarni ko'rsatadigan umumiy ko'paytma tushunchasidan foydalanib, asosiy koeffitsientlarni topamiz. ya'ni va oksidlanish darajasining pasayishi:

Olingan koeffitsientlarni tenglamaga qo'yamiz. Bu nafaqat oksidlovchi vosita, balki reaktsiya mahsulotlarini - marganets va kaliy ionlarini ham bog'lashini hisobga olamiz (bu holda oksidlanish darajasi o'zgarmaydi), ya'ni oldingi koeffitsient undan kelib chiqadiganidan kattaroq bo'ladi. balans.

Qolgan koeffitsientlarni atomlar muvozanatini hisoblab topamiz, so'ngra atomlar balansidan foydalanib, oldingi yakuniy koeffitsientni topamiz va atomlar balansidan foydalanib, biz mol suv sonini topamiz.

Tanlangan koeffitsientlarning to'g'riligini tekshirish uchun biz kislorod atomlarining mol balansini hisoblaymiz. Yakuniy tenglamaga ko‘ra, reaksiyaga olingan 16 mol kislotadan 10 mol qaytarilishga, 6 mol esa reaksiya natijasida hosil bo‘lgan marganets (II) va kaliy ionlarini bog‘lashga sarflanganini ko‘rish mumkin.

2) ion-elektron usul (yarim reaksiya usuli):

Oksidlovchi vosita ionning bir qismi bo'lgan .

Atomlar muvozanati uchun qaytarilish reaktsiyasining qisman tenglamasida kislorod atomlarini suvga bog'lash uchun chap tomonga vodorod kationlari qo'shilishi kerak,

va zaryadlarni muvozanatlash uchun tenglamaning bir xil chap tomoniga 5 mol elektron qo'shing. Biz olamiz:

Qaytaruvchi vosita o'z ichiga olgan iondir.

Oksidlanish reaksiyasining maxsus tenglamasida atomlarni muvozanatlash uchun suvga ortiqcha kislorod atomlarini bog'lash uchun o'ng tomonga vodorod kationlari qo'shilishi kerak; va zaryadlarni muvozanatlash uchun tenglamaning o'ng tomoniga 2 mol elektron qo'shing. Biz olamiz:

Shunday qilib, bizda ikkita yarim reaktsiya mavjud:

Tenglash uchun birinchi yarim reaksiyani 2 ga, ikkinchisini esa 5 ga ko'paytiring. Ikki yarim reaksiyani qo'shing.

To'liq ionli tenglama:

Keling, bir xil shartlarni qisqartiraylik:

Qisqartirilgandan so'ng, to'liq ionli tenglamaning koeffitsientlarini molekulyar tenglamaga o'tkazish mumkin.

4.2.4-mavzu. Standart elektrod potensiali haqida tushuncha

Oksidlanish-qaytarilish reaktsiyasining yuzaga kelish ehtimoli individual yarim reaksiyalarning elektrod potentsiallarining qiymatlari bilan baholanadi.

Agar metall plastinka shu metallning ionlarini o'z ichiga olgan eritmaga botirilsa, u holda metall eritma interfeysida potentsial farq paydo bo'ladi, bu odatda elektrod potensiali ph deb ataladi. Elektrod potentsiallari eksperimental tarzda aniqlanadi. Standart sharoitlarda (eritma konsentratsiyasi 1 mol/l, T = 298 K) bu potensiallar standart deb ataladi, ph 0 bilan belgilanadi. Standart elektrod potentsiallari odatda standart vodorod elektrodiga nisbatan o'lchanadi va mos yozuvlar jadvallarida keltirilgan.

2N + + 2ē = N 2 ph 0 = 0.

Standart elektrod potentsiali Gibbsning erkin energiyasi bilan bog'liq. Standart sharoitlarda reaktsiya uchun:

DG = - nFph 0

Faraday F konstantasi (F=96500 C/mol), n - uzatilgan elektronlar soni.

Elektrod potentsialining qiymati reagentlar konsentratsiyasiga va haroratga bog'liq. Ushbu bog'liqlik Nernst tenglamasi bilan ifodalanadi:

bu erda ph - harorat va konsentratsiyaga bog'liq bo'lgan elektrod potentsialining qiymati.

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

= = 1 mol/l, pH + pH = 14, pH = -log, log = -log - 14 ekanligini hisobga olamiz.

Elektrod potentsiali pH muhitining kislotaligiga bog'liq. Eritmaning kislotalanishi bilan (pH pasayishi bilan) NO 3 ning oksidlanish funktsiyasi ortadi.

4.2.5-mavzu. OVR oqimining yo'nalishi

redoks reaktsiyalari

Standart elektrod potentsialining qiymati bo'yicha tizimning kamaytiruvchi xususiyatlarini baholash mumkin: ph o qiymati qanchalik salbiy bo'lsa, qaytaruvchi xususiyatlar shunchalik kuchli bo'ladi, va yarim reaksiya o'ngdan chapga osonroq boradi.

Masalan, tizimlarni taqqoslaylik:

Li + + e ─ = Li, ph 0 = -3,045 V; Qayta tiklovchi

Ba 2+ + 2e ─ = Ba, ph 0 = - 2,91B metallarning faolligi

Mg 2+ + 2e ─ = Mg, ph 0 = -2,363 V; oshgani sayin tushadi

Zn 2+ + 2e – = Zn, ph o = -0,763 V standart qiymat

Fe 2+ + 2e ─ = Fe, ph 0 = -0,44 V; elektrod potentsiali ph O

Cd 2+ + 2e ─ = Cd, ph 0 = - 0,403 V;

Pd 2+ + 2e – = Pd, ph o = 0,987 V

Pt 2+ + 2e – = Pt, ph o = 1,188 V

Au 3+ + 3e ─ = Au, ph 0 = 1,50 V.

Yuqoridagi tizimlar qatorida ph o ning kamayib borayotgan manfiy qiymati tizimlarning qayta tiklash qobiliyatining pasayishiga mos keladi. Litiy eng katta qaytaruvchi qobiliyatga ega, ya'ni litiy taqdim etilgan metallar ichida eng faoli bo'lib, u elektronlarini eng oson yo'qotadi va ijobiy oksidlanish holatiga o'tadi. Li - Ba - Mg - Zn - Fe - Cd - Pd - Pt - Au qatorida metallarning qaytarilish faolligi pasayadi.

N. N. Beketov elektrod potentsiallarining kattaligiga asoslanib, metallarni elektrokimyoviy qator deb ataluvchi metallar qatoriga joylashtirdi, bunda taqqoslash nuqtasi sifatida vodorod elektrodining elektrod potensiali olinadi.

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

Metall faolligi pasayadi

1) vodorodgacha bo'lgan kuchlanish seriyasidagi metallar (faol metallar, ular uchun ph 0 < 0), взаимодействуют с разбавленными кислотами с вытеснением водорода.

2) Har bir keyingi metall avvalgi metallarni tuzidan siqib chiqaradi.

ph o ning qiymati qanchalik katta bo'lsa, tizimning oksidlovchi xususiyatlari shunchalik kuchli bo'ladi, va yarim reaksiya chapdan o'ngga osonroq davom etadi.

Masalan, tizimlarni taqqoslaylik:

Standart elektrod potentsiallarining qiymatlaridan ko'rinib turibdiki, F 2 eng kuchli oksidlovchi moddadir; F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2 qatorida oddiy halogen moddalarning oksidlanish xususiyatlari pasayadi.

Turli tizimlarning standart elektrod potentsiallarining qiymatlarini taqqoslab, umuman oksidlanish-qaytarilish reaktsiyasining yo'nalishini aniqlash mumkin: ph o ning ijobiy qiymatiga ega bo'lgan tizim oksidlovchi moddadir va kamroq ijobiy bo'lgan tizim. standart elektrod potentsialining qiymati kamaytiruvchi vositadir.

Masalan:

a) Br ionlarini oksidlash orqali Br 2 ni olish uchun siz Cl 2 dan foydalanishingiz mumkin:

Cl 2 + 2e – = 2Cl – , pho = 1,359 V.

Br 2 + 2e – = 2Br – , pho = 1,065 V

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

To'liq reaktsiya: Cl 2 + 2 KBr = Br 2 + 2 KCl;

b) va F ionlarini oksidlash orqali F 2 ni olish uchun Cl 2 dan foydalanish mumkin emas:

F 2 + 2e – = 2F – , ph o = 2,870 V

Cl 2 + 2e – = 2Cl – , pho = 1,359 V.

Jami reaksiya: F 2 + 2 Cl – = Cl 2 + 2F –, ya’ni Cl 2 + 2 KF = reaksiya sodir bo‘lmaydi.

Bundan murakkabroq oksidlanish-qaytarilish reaksiyalarining yuzaga kelish yo`nalishini aniqlash ham mumkin.

Masalan, savolga javob beraylik: kislotali muhitda MnO 4 – ionlarini Fe 3+ ionlari bilan kamaytirish mumkinmi? Ya'ni, reaktsiya davom etadimi:

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

Asosiy koeffitsienti

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

ph o 1 > ph o 2 bo'lgani uchun birinchi yarim reaksiya oldinga yo'nalishda, ikkinchisi esa birinchisiga nisbatan teskari yo'nalishda boradi. Keyin, oksidlanish va qaytarilish reaktsiyalarida o'tkazilgan elektronlar sonini tenglashtirib, biz quyidagi umumiy reaksiyaga erishamiz:

Ushbu reaktsiyada barcha birikmalar oldidagi koeffitsientlar ionli tenglamada olingan koeffitsientlarga nisbatan ikki baravar ko'payadi, chunki reaksiya natijasida Fe 2 (SO 4) 3 formulasiga ega va 2 mol Fe ni o'z ichiga olgan temir (III) sulfat hosil bo'ladi. (III) atomlar.

Amaliyot 4.2. Oksidlanish-qaytarilish reaksiyalari

1. Murakkab tarkibidagi elementlarning oksidlanish darajasining o‘zgarishiga asoslangan usul yordamida oksidlanish-qaytarilish reaksiyalarini tuzish.

MISOL 1.

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

KMn +7 O 4 – oksidlovchi: kislotali muhitda Mn +7 → Mn +2, oksidlanish darajasi 5 birlikka kamayadi; Na 2 S +4 O 3 – qaytaruvchi: S +4 → S +6, oksidlanish darajasi 2 birlik ortadi. Reaksiya tenglamasiga koeffitsientlarni qo'yish uchun oksidlanish darajasining ortishi va kamayishini ko'rsatadigan raqamlarning ko'paytmasini topamiz:

2 mol Mn(VII) atomi uchun 5 mol S(IV) atomi talab qilinadi:

2 Mn +7 + 5 S +4 = 2 Mn +2 + 5 S +6 - bu oksidlovchi va qaytaruvchi moddalar uchun asosiy koeffitsientlar. Keling, reaktsiya mahsulotlarini qo'shamiz, reaktsiya tenglamasiga asosiy koeffitsientlarni almashtiramiz, so'ngra boshqa elementlarning balansini hisoblaymiz: K, Na, S va H:

Tanlangan koeffitsientlarning to'g'riligini tekshirish uchun biz kislorod atomlarining mol balansini hisoblaymiz. Oksidlanish-qaytarilish reaksiyasi tenglamasidagi koeffitsientlar yig‘indisi 21 ga teng.

2-MISA.

Redoks reaktsiyasini qo'shing va muvozanatlang:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → MnO 2 +…

KMn +7 O 4 – oksidlovchi: neytral muhitda Mn +7 → Mn +4, oksidlanish darajasi 3 birlikka kamayadi; Na 2 S +4 O 3 – qaytaruvchi: S +4 → S +6, oksidlanish darajasi 2 birlik ortadi. Reaksiya tenglamasiga koeffitsientlarni qo'yish uchun oksidlanish darajasining ortishi va kamayishini ko'rsatadigan raqamlarning ko'paytmasini topamiz:

2 mol Mn(VII) atomi uchun 3 mol S(IV) atomi talab qilinadi:

2 Mn +7 + 3 S +4 = 2 Mn +4 + 3 S +6 - bu oksidlovchi va qaytaruvchi vosita uchun asosiy koeffitsientlar. Keling, reaktsiya mahsulotlarini qo'shamiz, reaktsiya tenglamasiga asosiy koeffitsientlarni almashtiramiz, so'ngra boshqa elementlarning balansini hisoblaymiz: K, Na va H:

MISOL 3

Redoks reaktsiyasini qo'shing va muvozanatlang:

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

KMn +7 O 4 – oksidlovchi: ishqoriy muhitda Mn +7 → Mn +6, oksidlanish darajasi 1 birlikka kamayadi; Na 2 S +4 O 3 – qaytaruvchi: S +4 → S +6, oksidlanish darajasi 2 birlik ortadi. Reaksiya tenglamasiga koeffitsientlarni qo'yish uchun oksidlanish darajasining ortishi va kamayishini ko'rsatadigan raqamlarning ko'paytmasini topamiz:

2 mol Mn(VII) atomi uchun 1 mol S(IV) atomi talab qilinadi:

2 Mn +7 + S +4 = 2 Mn +6 + S +6 - bu oksidlovchi va qaytaruvchi moddalar uchun asosiy koeffitsientlar. Keling, reaktsiya mahsulotlarini qo'shamiz, reaktsiya tenglamasiga asosiy koeffitsientlarni almashtiramiz, so'ngra boshqa elementlarning balansini hisoblaymiz: K, Na va H:

Tanlangan koeffitsientlarning to'g'riligini tekshirish uchun biz kislorod atomlarining mol balansini hisoblaymiz.

Oksidlanish-qaytarilish reaksiyasi tenglamasidagi koeffitsientlar yig‘indisi 9 ga teng.

MISOL 4

Redoks reaktsiyasini qo'shing va muvozanatlang:

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 – oksidlovchi: 2Cr +6 → 2Cr +3, oksidlanish darajasi 6 birlikka kamayadi; Na 2 S +4 O 3 – qaytaruvchi: S +4 → S +6, oksidlanish darajasi 2 birlik ortadi. Reaksiya tenglamasiga koeffitsientlarni qo'yish uchun oksidlanish darajasining ortishi va kamayishini ko'rsatadigan raqamlarning ko'paytmasini topamiz:

2 mol Cr(VI) atomi uchun 3 mol S(IV) atomi talab qilinadi:

2 Cr +6 + 3 S +4 = 2 Cr +3 + 3 S +6 - bu oksidlovchi va qaytaruvchi vosita uchun asosiy koeffitsientlar. Keling, reaktsiya mahsulotlarini qo'shamiz, reaktsiya tenglamasiga asosiy koeffitsientlarni almashtiramiz, so'ngra boshqa elementlarning balansini hisoblaymiz: K, Na, S va H:

MISOL 5

Oksidlanish-qaytarilish reaksiyasi tenglamasidagi koeffitsientlar yig'indisi

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

K 2 Mn +6 O 4 – oksidlovchi: kislotali muhitda Mn +6 → Mn +2, oksidlanish darajasi 4 birlikka kamayadi; Fe +2 SO 4 – qaytaruvchi: Fe +2 → Fe +3, oksidlanish darajasi 1 birlikka ortadi. Reaksiya tenglamasiga koeffitsientlarni qo'yish uchun oksidlanish darajasining ortishi va kamayishini ko'rsatadigan raqamlarning ko'paytmasini topamiz:

1 mol Mn(VII) atomi uchun 4 mol Fe(II) atomi talab qilinadi:

Mn +6 + 4 Fe +2 = Mn +2 + 4 Fe +3 - bu oksidlovchi va qaytaruvchi vosita uchun asosiy koeffitsientlar. Keling, reaktsiya mahsulotlarini qo'shamiz, reaktsiya tenglamasiga asosiy koeffitsientlarni almashtiramiz, so'ngra boshqa elementlarning balansini hisoblaymiz: K, S va H:

2. Elektron balans usuli yordamida oksidlanish-qaytarilish reaksiyalarini kompilyatsiya qilish

6-MISA

Agar oksidlovchi sifatida kaliy tetraoksomanganatning kislotali eritmasi (VII) ishlatilsa:

u holda kamaytiruvchi vosita tizim bo'lishi mumkin:

Fe 3+ + e – = Fe 2+, ph o = 0,771 V

Co 3+ + e – = Co 2+, ph o = 1,808 V

Standart redoks potentsialining qiymati bo'yicha ph o tizimning redoks xususiyatlarini baholash mumkin. ph o ning ijobiy qiymatiga ega bo'lgan tizim oksidlovchi, standart oksidlanish-qaytarilish potentsiali ph o ning musbat qiymati kamroq bo'lgan tizim qaytaruvchi hisoblanadi. Shuning uchun MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, ph o = 1,505 V sistema uchun qaytaruvchi Fe 3+ + e – = Fe 2+, ph o = sistema bo‘lishi mumkin. 0,771 V.

7-MISA

Rh 3+ + 3e – = Rh, ph o = 0,8 V

Bi 3+ + 3e – = Bi, ph o = 0,317 V

Ni 2+ + 2e – = Ni, ph o = -0,250 V

2H + + 2e – = H 2, ph o = 0,0 V

Qaysi metall xlorid kislotada erishi mumkin?

Standart elektrod potentsialining qiymati bo'yicha ph o tizimning redoks xususiyatlarini baholash mumkin. ph o ning ijobiy qiymatiga ega bo'lgan tizim oksidlovchi, standart elektrod potensialining kamroq musbat qiymatiga ega bo'lgan tizim qaytaruvchi hisoblanadi. Xlorid kislotada (HCl) H + kationlari oksidlovchi vosita bo'lib, elektronlarni qabul qiladi va H 2 ga kamayadi, bu reaktsiya uchun ph o = 0 V. Shuning uchun, HCl da faqat shu metall eriydi, bular ostida qaytaruvchi vosita bo'lishi mumkin. shartlar, ya'ni buning uchun ph O< 0, а именно никель:

Ni + 2 HCl = NiCl 2 + H 2

MISOL 8

Yarim reaksiyalarning standart elektrod potentsiallari qiymatlari asosida:

Zn 2+ + 2e – = Zn, ph o = -0,763 V

Cd 2+ + 2e – = Cd, ph o = -0,403 V

Qaysi metal eng faol hisoblanadi?

Metall qanchalik faol bo'lsa, uning qaytaruvchi xususiyatlari shunchalik katta bo'ladi. Tizimning kamaytiruvchi xususiyatlarini standart oksidlanish-qaytarilish potentsiali ph o qiymati bilan baholash mumkin: ph o qiymati qanchalik salbiy bo'lsa, tizimning qaytaruvchi xossalari shunchalik kuchli bo'ladi va yarim reaksiya o'ngdan chapga oson davom etadi. . Binobarin, sink eng katta pasaytirish qobiliyatiga ega, ya'ni rux taqdim etilgan metallarning eng faoli hisoblanadi.

9-MISA

Agar oksidlovchi sifatida temir (III) xloridning kislotali eritmasi ishlatilsa:

unda qaysi tizim kamaytiruvchi vosita bo'lishi mumkin:

I 2 + 2e – = 2I – , ph o = 0,536 V

Br 2 + 2e – = 2Br – , pho = 1,065 V

Pb 4+ + 2e – = Pb 2+, ph o = 1,694 V?

Standart redoks potentsialining qiymati bo'yicha ph o tizimning redoks xususiyatlarini baholash mumkin. ph o ning ijobiy qiymatiga ega bo'lgan tizim oksidlovchi, standart oksidlanish-qaytarilish potentsialining kamroq musbat qiymatiga ega bo'lgan tizim qaytaruvchi hisoblanadi. Shuning uchun Fe 3+ + e – = Fe 2+, ph o = 0,771 V sistema uchun qaytaruvchi I 2 + 2e – = 2I –, ph o = 0,536 V sistema bo`lishi mumkin.

Asosiy koeffitsienti

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

I 2 + 2e – = 2I – , ph o 2 = 0,536 V 1

ph o 1 > dan beri

2 Fe 3+ + 2I – = 2 Fe 2+ + I 2

Qarama-qarshi belgili ionlarni qo'shish orqali biz to'liq tenglamani olamiz:

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

MISOL 10

MnO 4 – ionlarini Fe 3+ ionlari bilan kislotali muhitda kamaytirish mumkinmi?

Savolni reaksiya tenglamasi shaklida yozamiz:

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

Malumot jadvalidan mos yarim reaksiyalarni tanlaymiz va ularning standart elektrod potentsiallarini keltiramiz:

Asosiy koeffitsienti

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

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

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

Ya'ni, kislotali muhitda MnO 4 - ionlarini Fe 3+ ionlari bilan kamaytirish mumkin. To'liq reaktsiya quyidagicha ko'rinadi:

Ushbu reaktsiyada barcha birikmalar uchun koeffitsientlar ionli tenglamada olingan koeffitsientlarga nisbatan ikki baravar oshiriladi, chunki reaktsiya mahsulotlari Fe 2 (SO 4) 3 formulasiga ega bo'lgan temir (III) sulfatni hosil qiladi.

MUSTAQIL YECHI UCHUN VAZIFALAR

1. Birikmalardagi elementlarning oksidlanish darajalarini aniqlang:

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

2. Oksidlovchi va qaytaruvchini ko‘rsating, oksidlanish darajalarining o‘zgarishi diagrammalarini tuzing, koeffitsientlarni qo‘shing va reaksiya tenglamasiga qo‘ying:

A. MnO 2 + HCl(konc) →

b. KMnO 4 +H 2 S + H 2 SO 4 →

V. FeCl 3 + SnCl 2 →

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 +…

va. Cu + HNO 3 → NO 2 + …

h. K 2 MnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 →

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

j.H 2 S + Cl 2 →

l. K 2 Cr 2 O 7 +HCl → CrCl 3 + ...

m.FeCl 3 + H 2 S →

n. KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 SO 4 →

O. Cl 2 + KOH →

a) Elektrod potentsiallarining standart qiymatlariga asoslanib, metallarni pasaytirish xususiyatlarini oshirish tartibida joylashtiring:

Ba 2+ + 2e ─ = Ba, ph 0 = -2,91 B;

Au 3+ + 3e ─ = Au, ph 0 = 1,50 V;

Fe 2+ + 2e ─ = Fe, ph 0 = -0,44 B.

Temir plastinka AuCl 3 eritmasiga botirilganda nima sodir bo'ladi

b) yarim reaksiyalarning elektrod potentsiallarining standart qiymatlari asosida

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

Pb 4+ + 2e – = Pb 2+, ph o = 1,694 V

degan savolga asosli javob bering - Pb 4+ ionlari yordamida Mn 2+ ionlarini oksidlash mumkinmi? Umumiy reaksiyani keltiring, oksidlovchi va qaytaruvchini ko'rsating.

c) Yarim reaksiyalar elektrod potentsiallarining standart qiymatlariga asoslanib, savolga asosli javob bering - Pb 4+ ionlari yordamida Fe 2+ ionlarini oksidlash mumkinmi? Umumiy reaksiyani keltiring, oksidlovchi va qaytaruvchini ko'rsating.

d) Elektrod potentsiallarining standart qiymatlariga asoslanib, metallarni pasaytirish xususiyatlarini oshirish tartibida joylashtiring:

Mg 2+ + 2e ─ = Mg

Cd 2+ + 2e ─ = Cd

Su 2+ + 2e ─ = Cu

Mis plastinka kadmiy xlorid eritmasiga botirilganda nima sodir bo'ladi?

e) yarim reaksiyalarning elektrod potentsiallarining standart qiymatlari asosida

Ir 3+ + 3e – = Ir,

NO 3 - + 4H + + 3e – = NO + 2H 2 O,

Savolga asosli javob bering: iridiy nitrat kislotada eriydimi? Umumiy reaksiyani keltiring, oksidlovchi va qaytaruvchini ko'rsating

f) Elektrod potentsiallarining standart qiymatlariga asoslanib, galogenlarni oksidlanish xususiyatlarini oshirish tartibida joylashtiring:

Cl 2 + 2e ─ = 2Cl ─ ph 0 = 1,359 V;

Br 2 + 2e ─ = 2Br ─ ph 0 = 1,065 V;

I 2 + 2e ─ = 2I ─ ph 0 = 0,536 V;

F 2 + 2e ─ = 2F ─ ph 0 = 2,87 V.

Brom hosil qilish uchun Br ionlari ─ xlor Cl 2 oksidlanish reaksiyasidan foydalanish mumkinligini isbotlang?

g) yarim reaksiyalarning elektrod potentsiallarining standart qiymatlari asosida

Fe 3+ + e – = Fe 2+, ph o = 0,771 V,

Br 2 + 2e – = 2Br – , pho = 1,065 V

savolga asosli javob bering - Fe 2+ ionlarini Br 2 yordamida oksidlash mumkinmi? Umumiy reaksiyani keltiring, oksidlovchi va qaytaruvchini ko'rsating.

h) Elektrod potentsiallarining standart qiymatlariga asoslanib, metallarni pasaytirish xususiyatlarini oshirish tartibida joylashtiring:

Zn 2+ + 2e – = Zn, ph o = - 0,763 V

Hg 2+ + 2e – = Hg, pho = 0,850 V

Cd 2+ + 2e – = Cd, ph o = - 0,403 V.

Kadmiy plastinka rux xlorid eritmasiga botirilganda nima sodir bo'ladi?

Kimyoviy reaktsiyalarning paydo bo'lishi odatda reaksiyaga kirishuvchi moddalar orasidagi zarrachalar almashinuvi bilan belgilanadi. Ko'pincha almashinuv elektronlarning bir zarrachadan ikkinchisiga o'tishi bilan birga keladi. Shunday qilib, mis (II) sulfat eritmasida rux misni almashtirganda:

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

rux atomlaridan elektronlar mis ionlariga boradi:

Zn 0 = Zn 2+ + 2 e,

Cu 2+ + 2 e= Cu 0,

yoki jami: Zn 0 + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu 0.

Zarrachaning elektronlarini yo'qotish jarayoni deyiladi oksidlanish , va elektronlarni olish jarayoni qayta tiklash . Oksidlanish va qaytarilish bir vaqtning o'zida sodir bo'ladi, shuning uchun elektronlarning bir zarrachadan ikkinchisiga o'tishi bilan birga keladigan o'zaro ta'sirlar deyiladi. redoks reaktsiyalari (ORR).

OVR ni tavsiflash qulayligi uchun kontseptsiyadan foydalaniladi oksidlanish holatlari - elementning har bir bog'lanishidan barcha elektronlar berilgan birikmaning ko'proq elektron manfiy atomiga o'tgan degan taxminga asoslanib, element olgan rasmiy zaryadga son jihatdan teng qiymat. Oksidlanish-qaytarilish reaktsiyasining paydo bo'lishi moddalarning reaktsiyasida ishtirok etadigan elementlarning oksidlanish darajalarining o'zgarishi bilan birga keladi. . Qaytarilganda elementning oksidlanish darajasi pasayadi, oksidlanganda esa ortadi. . Oksidlanish darajasini pasaytiradigan elementni o'z ichiga olgan modda deyiladi oksidlovchi vosita ; oksidlanish darajasini oshiradigan elementni o'z ichiga olgan modda deyiladi kamaytiruvchi vosita .

Murakkab tarkibidagi elementning oksidlanish darajasi quyidagi qoidalarga muvofiq aniqlanadi:

1) oddiy moddadagi elementning oksidlanish darajasi nolga teng;

2) molekuladagi atomlarning barcha oksidlanish darajalarining algebraik yig‘indisi nolga teng;

3) murakkab iondagi atomlarning barcha oksidlanish darajalarining algebraik yig‘indisi, shuningdek, oddiy bir atomli iondagi elementning oksidlanish darajasi ion zaryadiga teng;

4) birikmada manfiy oksidlanish darajasi eng yuqori elektronegativlikka ega bo'lgan element atomlari tomonidan namoyon bo'ladi;

5) elementning maksimal mumkin bo'lgan (musbat) oksidlanish darajasi element davriy jadvalida joylashgan guruh soniga to'g'ri keladi D.I. Mendeleev.

Birlashmalardagi bir qator elementlar doimiy oksidlanish holatini ko'rsatadi:

1) elementlar orasida eng yuqori elektromanfiylikka ega bo'lgan ftor barcha birikmalarda -1 oksidlanish darajasiga ega;

2) birikmalardagi vodorod +1 oksidlanish darajasini ko'rsatadi, metall gidridlardan (-1) tashqari;

3) barcha birikmalardagi IA kichik guruh metallari +1 oksidlanish darajasiga ega;

4) IIA kichik guruhi metallari, shuningdek, barcha birikmalardagi rux va kadmiy oksidlanish darajasi +2 ga teng;

5) alyuminiyning birikmalardagi oksidlanish darajasi +3;

6) birikmalardagi kislorodning oksidlanish darajasi –2 ga teng, kislorod molekulyar ionlar shaklida bo'lgan birikmalar bundan mustasno: O 2 +, O 2 -, O 2 2 -, O 3 -, shuningdek ftoridlar O x F 2.

Murakkab tarkibidagi elementlar atomlarining oksidlanish darajalari ma'lum element belgisi ustiga yoziladi, bunda avval oksidlanish darajasining belgisi, so'ngra uning raqamli qiymati, masalan, K +1 Mn +7 O 4 -2, o'ng tomonda yozilgan ionning zaryadiga qarama-qarshi bo'lib, avval zaryad raqamini ko'rsatib, keyin ishora: Fe 2+, SO 4 2–.

Turli elementlar atomlarining oksidlanish-qaytarilish xossalari ko`pgina omillarga bog`liq holda namoyon bo`ladi, ulardan eng muhimi elementning elektron tuzilishi, uning moddadagi oksidlanish darajasi va reaksiyaning boshqa ishtirokchilari xossalarining tabiati.

Maksimal (musbat) oksidlanish darajasida elementlarning atomlarini o'z ichiga olgan birikmalar, masalan, 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, faqat oksidlovchi moddalar sifatida kamaytirilishi mumkin.

Minimal oksidlanish darajasida elementlarni o'z ichiga olgan birikmalar, masalan, N -3 H 3, H 2 S -2, HI -1, faqat oksidlanishi mumkin va qaytaruvchi moddalar sifatida ishlaydi.

O'rta oksidlanish darajasidagi elementlarni o'z ichiga olgan moddalar, masalan, H + N +3 O 2, H 2 O 2 -1, S 0, I 2 0, Cr +3 Cl 3, Mn +4 O 2 -2, redoks ikkiligi. Reaksiya sherigiga qarab, bunday moddalar elektronlarni ham qabul qilishi, ham berishi mumkin. Qaytarilish va oksidlanish mahsulotlarining tarkibi ham ko'pgina omillarga, jumladan, kimyoviy reaksiya sodir bo'lgan muhitga, reagentlarning konsentratsiyasiga va oksidlanish-qaytarilish jarayonidagi sherikning faolligiga bog'liq. Oksidlanish-qaytarilish reaktsiyasi tenglamasini yaratish uchun elementlarning oksidlanish darajalari qanday o'zgarishini va oksidlovchi va qaytaruvchi moddalar boshqa qanday birikmalarga aylanishini bilishingiz kerak.

Oksidlanish-qaytarilish reaksiyalarining tasnifi. Oksidlanish-qaytarilish reaksiyalarining to‘rt turi mavjud.

1. Molekulalararo– oksidlovchi va qaytaruvchi turli moddalar bo'lgan reaksiyalar: Zn 0 + Cu + 2 SO 4 = Zn + 2 SO 4 + Cu 0 .

2. Turli elementlarning atomlari shaklidagi oksidlovchi va qaytaruvchi moddalarni o'z ichiga olgan murakkab birikmalarning termik parchalanishi jarayonida oksidlanish-qaytarilish reaktsiyalari sodir bo'ladi, ular deyiladi. intramolekulyar: (N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 = N 2 0 + Cr +3 2 O 3 + 4H 2 O.

3. Reaksiyalar nomutanosiblik oraliq oksidlanish darajasidagi elementlarni o'z ichiga olgan birikmalar ular beqaror bo'lgan sharoitlarga (masalan, yuqori haroratlarda) ta'sir qilsa, paydo bo'lishi mumkin. Bu elementning oksidlanish darajasi ham ortadi, ham kamayadi: 2H 2 O 2 -1 = O 0 2 + 2 H 2 O -2.

4. Reaksiyalar qarama-qarshi proportsionallik- bu oksidlovchi va qaytaruvchi moddalar o'rtasidagi o'zaro ta'sir jarayonlari bo'lib, ular turli oksidlanish darajalarida bir xil elementni o'z ichiga oladi. Natijada, oksidlanish mahsuloti va qaytarilish mahsuloti ma'lum bir element atomlarining oraliq oksidlanish darajasiga ega bo'lgan moddadir:

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

Bundan tashqari, aralash reaktsiyalar mavjud. Masalan, molekula ichidagi qarama-qarshilik reaksiyasi ammiakli selitraning parchalanish reaktsiyasini o'z ichiga oladi: N -3 H 4 N +5 O 3 = N +1 2 O + 2H 2 O.

Oksidlanish-qaytarilish reaksiyalari tenglamalarini tuzish. Oksidlanish-qaytarilish reaktsiyalari uchun tenglamalarni tuzish uchun ko'pincha elektron muvozanat usuli va elektron-ion yarim reaksiya usuli qo'llaniladi.

Elektron balans usuli odatda gazlar, qattiq moddalar va eritmalarda sodir bo'ladigan oksidlanish-qaytarilish reaksiyalari tenglamalarini tuzish uchun ishlatiladi. Operatsiyalar ketma-ketligi quyidagicha:

1. Reaktivlar va reaksiya mahsulotlarining molekulyar shakldagi formulalarini yozing: FeCl 3 + H 2 S → FeCl 2 + S + HCl;

2. Reaksiya jarayonida uni o zgartiruvchi atomlarning oksidlanish darajasini aniqlang: Fe 3+ Cl 3 + H 2 S -2 → Fe 2+ Cl 2 + S 0 + HCl;

3. Oksidlanish darajalarining o'zgarishidan kelib chiqib, qaytaruvchi tomonidan berilgan elektronlar soni va oksidlovchi tomonidan qabul qilingan elektronlar soni aniqlanadi; berilgan va qabul qilingan elektronlar sonining tengligi printsipini hisobga olgan holda elektron balansni tuzing:

Fe +3 +1 e= Fe +2 ½ ∙2

S -2 – 2 e= S 0 ½ ∙1

4. Elektron muvozanat omillari oksidlanish-qaytarilish reaktsiyasi tenglamasiga asosiy stoxiometrik koeffitsientlar sifatida yoziladi: 2FeCl 3 + H 2 S → 2FeCl 2 + S + HCl.

5. Reaksiyaning qolgan ishtirokchilarining stexiometrik koeffitsientlarini tanlang: 2FeCl 3 + H 2 S = 2FeCl 2 + S + 2HCl.

Elektron-ionli yarim reaksiya usuli suvli eritmada sodir bo'ladigan reaktsiyalar tenglamalarini tuzishda, shuningdek elementlarning oksidlanish darajalarini aniqlash qiyin bo'lgan moddalar ishtirokidagi reaktsiyalar uchun ishlatiladi. Ushbu usulga ko'ra reaksiya tenglamasini tuzishning quyidagi asosiy bosqichlari ajratiladi:

1. Qaytaruvchi, oksidlovchi va reaksiya sodir bo‘ladigan muhitni (kislotali, neytral yoki ishqoriy) ko‘rsatgan holda jarayonning umumiy molekulyar diagrammasini yozing. Masalan:

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

2. Suvli eritmada elektrolitlarning dissotsiatsiyasini hisobga olgan holda, bu sxema molekulyar-ionli o'zaro ta'sir ko'rinishida keltirilgan. Atomlarning oksidlanish darajalari o'zgarmaydigan ionlar diagrammada ko'rsatilmagan, H + va OH - ionlaridan tashqari:

SO 2 + Cr 2 O 7 2– + H + → ...

3. Qaytaruvchi va oksidlovchining oksidlanish darajalarini, shuningdek, ularning o‘zaro ta’sirlash mahsulotlarini aniqlang:

4. Oksidlanish va qaytarilish yarim reaksiyalarining moddiy balansini yozing:

5. Berilgan va qabul qilingan elektronlarning tenglik tamoyilini hisobga olgan holda yarim reaksiyalarni umumlashtiring:

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

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

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

bir xil nomdagi zarralarni qisqartirish orqali biz umumiy ion-molekulyar tenglamani olamiz:

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

6. Oksidlanish-qaytarilish jarayonida ishtirok etmagan ionlarni qo'shing, ularning miqdorini chap va o'ngda tenglang va reaksiyaning molekulyar tenglamasini yozing:

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

Oksidlanish va qaytarilishning yarim reaksiyalari uchun moddiy balansni tuzishda, oksidlovchi va qaytaruvchi zarrachalar tarkibiga kiradigan kislorod atomlari soni o'zgarganda, suvli eritmalarda kislorodning bog'lanishi yoki qo'shilishi sodir bo'lishini hisobga olish kerak. muhitning suv molekulalari va ionlari ishtirokida.

Oksidlanish jarayonida qaytaruvchi zarrachaga biriktirilgan kislorod atomi uchun kislotali va neytral muhitda bir molekula suv sarflanadi va ikkita H + ioni hosil bo'ladi; ishqoriy muhitda ikkita gidroksid ioni OH - sarflanadi va bir molekula suv hosil bo'ladi.

Qaytarilish jarayonida kislotali muhitda oksidlovchi vosita zarrasining bir kislorod atomini bog'lash uchun ikkita H + ioni iste'mol qilinadi va bitta suv molekulasi hosil bo'ladi; neytral va ishqoriy muhitda bitta H 2 O molekulasi sarflanadi va ikkita OH - ioni hosil bo'ladi (2-jadval).

jadval 2

Kislorod atomlarining muvozanati

redoks reaktsiyalarida

Tenglamalarni tuzishda oksidlovchi vositani (yoki qaytaruvchi vositani) nafaqat asosiy oksidlanish-qaytarilish reaktsiyasida, balki hosil bo'lgan reaktsiya mahsulotlarini bog'lashda ham iste'mol qilish mumkinligini hisobga olish kerak, ya'ni. o'rta va tuz hosil qiluvchi sifatida harakat qiladi. Muhitning rolini oksidlovchi vosita o'ynashiga misol sifatida nitrat kislotadagi metallning oksidlanish reaktsiyasini keltirish mumkin:

3Cu + 2HNO3(oksidlovchi) + 6HNO3(oʻrta) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

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

Qaytaruvchi vosita reaksiya sodir bo'ladigan muhit bo'lsa, xlorid kislotaning kaliy bixromat bilan oksidlanishi misol bo'ladi: 6HCl (qaytaruvchi) + K 2 Cr 2 O 7 + 8HCl (o'rta) = 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 2KCl + 7H 2 O

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

Oksidlanish-qaytarilish reaktsiyalari ishtirokchilarining miqdoriy, massa va hajm nisbatlarini hisoblashda kimyoning asosiy stexiometrik qonunlari, xususan, ekvivalentlar qonuni hisobga olinadi. ekvivalent raqami Oksidlovchining ekvivalent soni oksidlovchining bitta formula birligi qabul qiladigan elektronlar soniga, qaytaruvchining ekvivalent soni esa qaytaruvchining bir formula birligidan voz kechadigan elektronlar soniga teng.

Tegishli ma'lumotlar.