Редокс реакции с промени в степента на окисление. Съставяне на редокс уравнения

Въз основа на промяната в степента на окисление всички химични реакции могат да бъдат разделени на два вида:

I. Реакции, протичащи без промяна на степента на окисление на елементите, които изграждат реагиращите вещества. Такива реакции се класифицират като йонообменни реакции.

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O.

II. Реакции, протичащи с промяна в степента на окисление на елементите

включени в реагиращите вещества. Такива реакции се класифицират като редокс реакции.

5NaNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5NaNO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.

Степен на окисление(оксидация) - характеристика на състоянието на атомите на елементите в състава на молекулата. Той характеризира неравномерното разпределение на електроните между атомите на елементите и съответства на заряда, който би придобил атом на даден елемент, ако всички общи електронни двойки на неговите химични връзки се изместят към по-електроотрицателен елемент. В зависимост от относителната електроотрицателност на елементите, образуващи връзката, електронната двойка може да бъде изместена към един от атомите или симетрично разположена спрямо атомните ядра. Следователно степента на окисление на елементите може да има отрицателна, положителна или нулева стойност.

Елементите, чиито атоми приемат електрони от други атоми, имат отрицателна степен на окисление. Елементите, чиито атоми даряват своите електрони на други атоми, имат положително състояние на окисление. Атомите в молекулите на простите вещества имат нулева степен на окисление, а също и ако веществото е в атомно състояние.

Степента на окисление се обозначава с +1, +2.

Заряд на йони 1+, 2+.

Степента на окисление на елемент в съединение се определя съгласно правилата:

1. Степента на окисление на елемент в простите вещества е нула.

2. Някои елементи показват постоянно състояние на окисление в почти всички свои съединения. Тези елементи включват:

Има степен на окисление +1 (с изключение на металните хидриди).

O има степен на окисление –2 (с изключение на флуоридите).

3. Елементите от групи I, II и III на основните подгрупи на периодичната таблица на елементите на Д. И. Менделеев имат постоянна степен на окисление, равна на номера на групата.

Елементи Na, Ba, Al: степен на окисление съответно +1, +2, +3.

4. За елементи, които имат променлива степен на окисление, съществува концепцията за по-висока и по-ниска степен на окисление.

Най-високата степен на окисление на даден елемент е равна на номера на групата от периодичната таблица на елементите на Д. И. Менделеев, в която се намира елементът.

Елементи N, Cl: най-висока степен на окисление +5, +7, съответно.

Най-ниската степен на окисление на даден елемент е равна на номера на групата на Периодичната таблица на елементите на Д. И. Менделеев, в която се намира елементът минус осем.

Елементи N, Cl: най-ниска степен на окисление съответно -3, -1.

5. При едноелементните йони степента на окисление на елемента е равна на заряда на йона.

Fe 3+ - степента на окисление е +3; S 2- - степента на окисление е -2.

6. Сумата от степените на окисление на всички атоми на елементите в една молекула е нула.

KNO 3; (+1) + X+ 3 · (-2) = 0; X= +5. Степента на окисление на азота е +5.

7. Сумата от степените на окисление на всички атоми на елементите в един йон е равна на заряда на йона.

SO 4 2-; X+ 4· (-2) = -2; X= +6. Степента на окисление на сярата е +6.

8. В съединения, състоящи се от два елемента, елементът, написан вдясно, винаги има най-ниска степен на окисление.

Реакциите, при които се променя степента на окисление на елементите, се класифицират като окислително-възстановителни реакции /ORR/. Тези реакции се състоят от процеси на окисление и редукция.

Окисляванее процес на отдаване на електрони от елемент, който е част от атом, молекула или йон.

Al 0 – 3e = Al 3+

H 2 – 2e = 2H +

Fe 2+ - e = Fe 3+

2Cl - - 2e= Cl 2

По време на окисляването степента на окисление на елемента се повишава. Вещество (атом, молекула или йон), което съдържа елемент, който отдава електрони, се нарича редуциращ агент. Al, H 2 , Fe 2+ , Cl - - редуциращи агенти. Редукторът се окислява.

Възстановяванее процес на добавяне на електрони към елемент, който е част от атом, молекула или йон.

Cl 2 + 2e = 2Cl -

Fe 3+ + e = Fe 2+

По време на редукция степента на окисление на елемента намалява. Вещество (атом, молекула или йон), което съдържа елемент, който приема електрони, се нарича окислител. S, Fe 3+, Cl 2 са окислители. Окислителят се редуцира.

Общият брой на електроните в системата не се променя по време на химическа реакция. Броят на електроните, отдадени от редуциращия агент, е равен на броя на електроните, получени от окислителя.

За съставяне на уравнение за окислително-редукционна реакция (ORR) в разтвори се използва йонно-електронен метод (метод на полуреакция).

OVR може да възникне в кисела, неутрална или алкална среда. Реакционните уравнения отчитат възможното участие на водни молекули (HOH) и излишните H + или OH - йони, съдържащи се в разтвора, в зависимост от естеството на околната среда:

в кисела среда - HOH и H + йони;

в неутрална среда - само НЕ;

в алкална среда - HOH и OH - йони.

При съставянето на OVR уравнения е необходимо да се придържате към определена последователност:

1. Напишете диаграма на реакцията.

2. Идентифицирайте елементите, които са променили степента на окисление.

3. Напишете диаграма в кратка йонно-молекулна форма: силни електролити под формата на йони, слаби електролити под формата на молекули.

4. Съставете уравнения за процесите на окисление и редукция (уравнения на полуреакции). За да направите това, запишете елементите, които променят степента на окисление под формата на реални частици (йони, атоми, молекули) и изравнете броя на всеки елемент в лявата и дясната страна на полуреакцията.

Забележка:

Ако изходното вещество съдържа по-малко кислородни атоми от продуктите (P PO 4 3-), тогава липсата на кислород се доставя от околната среда.

Ако изходното вещество съдържа повече кислородни атоми, отколкото продуктите (SO 4 2- SO 2), тогава освободеният кислород се свързва от средата.

5. Изравнете лявата и дясната страна на уравненията според броя на зарядите. За да направите това, добавете или извадете необходимия брой електрони.

6. Изберете фактори за полуреакциите на окисление и редукция, така че броят на електроните по време на окислението да е равен на броя на електроните по време на редукция.

7. Обобщете полуреакциите на окисление и редукция, като вземете предвид откритите фактори.

8. Напишете полученото йонно-молекулно уравнение в молекулна форма.

9. Извършете кислороден тест.

Има три вида редокс реакции:

а) Междумолекулни - реакции, при които степента на окисление се променя за елементи, които изграждат различни молекули.

2KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

б) Вътрешномолекулярни - реакции, при които се променя степента на окисление на елементите, изграждащи една молекула.

1. Как да дефинираме редокс реакция?

Съществуват различни класификации на химичните реакции. Един от тях включва тези, при които вещества, които взаимодействат помежду си (или самото вещество), променят степента на окисление на елементите.

Като пример, разгледайте две реакции:

Zn 0 + 2Н +1 С1 -1 = Zn +2 Cl 2 -1 + Н 2 0 (1)
H +1 Cl -1 + K +1 O -2 H +1 = K +1 Cl -1 + H 2 +1 O -2 (2)

Реакция (1) включва цинк и солна киселина. Цинкът и водородът променят степента си на окисление, хлорът оставя степента си на окисление непроменена:

Zn 0 - 2е = Zn 2+
2Н +1 + 2е = H 2 0
2Сl -1 = 2 Сl -1

И в реакция (2), ( реакция на неутрализация), хлор, водород, калий и кислород не променят степента си на окисление: Cl -1 = Cl -1, H +1 = H +1, K +1 = K +1, O -2 = O -2; Реакция (1) принадлежи към редокс тип, а реакция (2) принадлежи към друг тип.

Химични реакции, които включват променистепен на окисление на елементите, се наричат редокс.

За да се определи редокс реакцията е необходимо да се установи степняма окисление на елементитеот лявата и дясната страна на уравнението. За да направите това, трябва да знаете как да определите степента на окисление на определен елемент.

В случай на реакция (1) елементите Zn и H променят своите състояния, губейки или печелейки електрони. Цинкът, отдавайки 2 електрона, преминава в йонно състояние - става Zn 2+ катион. В този случай процесът възниква възстановяванеи цинкът се окислява. Водородът получава 2 електрона, показва окислителенсвойства, себе си в реакционния процес се възстановява.

2. Определениестепен на окисление на елементите.

Степен на окисление на елементитев неговите съединения се определя въз основа на позицията, че общият общ заряд на степените на окисление на всички елементи на дадено съединение е равен на нула. Например, в съединението H 3 PO 4 степени на окисление са +1 за водорода, +5 за фосфора и -2 за кислорода; След като съставихме математическо уравнение, ние определяме това общо брой частици(атоми или йони) ще образуват заряд, равен на нула: (+1)x3+(+5)+(-2)x4 = 0

Но в този пример степени на окисление на елементите вече са посочени. Как може да се определи степента на окисление на сярата, например, в съединението натриев тиосулфат Na 2 S 2 O 3 или манган в съединението калиев перманганат- KMnO 4? За да направите това, трябва да знаете постоянни степени на окисление на редица елементи. Те имат следните значения:

1) Елементи от група I на периодичната таблица (включително водород в комбинация с неметали) +1;
2) Елементи от II група на периодичната система +2;
3) Елементи от III група на периодичната система +3;
4) Кислород (освен в комбинация с флуорни или пероксидни съединения) -2;

Въз основа на тези постоянни стойности на степени на окисление (за натрий и кислород), ние определяме степен на окислениесяра в съединението Na 2 S 2 O 3. Тъй като общият заряд на всички степени на окисление на елементите, чийто състав се отразява от даден съставна формула, е равно на нула, тогава обозначавайки неизвестния заряд на сярата „ 2X"(тъй като във формулата има два атома сяра), ние създаваме следното математическо равенство:

(+1) x 2 + 2X+ (-2) x 3 = 0

Решавайки това уравнение за 2 х, получаваме

2X= (-1) x 2 + (+2) x 3
или
х = [(-2) + (+6)] : 2 = +2;

Следователно степента на окисление на сярата в съединението Na 2 S 2 O 3 е равна на (+2). Но наистина ли винаги ще е необходимо да се използва такъв неудобен метод за определяне на степента на окисление на определени елементи в съединенията? Разбира се не винаги. Например, за бинарни съединения: оксиди, сулфиди, нитриди и т.н., можете да използвате така наречения метод „кръст върху кръст“, за да определите степени на окисление. Да кажем дадено формула на съединението:титанов оксид– Ti 2 O 3 . Използвайки прост математически анализ, въз основа на факта, че степента на окисление на кислорода ни е известна и е равна на (-2): Ti 2 O 3, не е трудно да се установи, че степента на окисление на титана ще бъде равна на (+3). Или, например, във връзка метан CH 4 известно е, че степента на окисление на водорода е (+1), тогава не е трудно да се определи степента на окисление на въглерода. Тя ще съответства на формулата на това съединение (-4). Освен това, използвайки метода „кръст върху кръст“, не е трудно да се установи, че ако следното съставна формула Cr 4 Si 3, тогава степента на окисление на хрома в него е (+3) и силиция (-4).
За солите това също не е трудно. Освен това няма значение дали се дава или средна солили кисела сол. В тези случаи е необходимо да се изхожда от солеобразуваща киселина. Дава се например сол натриев нитрат(NaNO3). Известно е, че това е производно на азотна киселина (HNO 3) и в това съединение степента на окисление на азота е (+5), следователно в неговата сол - натриев нитрат, степента на окисление на азота също е равна на ( +5). Сода бикарбонат(NaHCO 3) е киселинната сол на въглеродната киселина (H 2 CO 3). Точно както в киселина, степента на окисление на въглерода в тази сол ще бъде равна на (+4).

Трябва да се отбележи, че степента на окисление в съединенията: метали и неметали (при компилиране електронни балансови уравнения) са равни на нула: K 0, Ca 0, Al 0, H 2 0, Cl 2 0, N 2 0 Като пример даваме степени на окисление на най-типичните елементи:

Само окислители са вещества, които имат максимално, обикновено положително, състояние на окисление, например: KCl +7 O 4, H 2 S +6 O 4, K 2 Cr +6 O 4, HN +5 O 3, KMn +7 O 4 . Това е лесно доказуемо. Ако тези съединения могат да бъдат редуциращи агенти, тогава в тези състояния те ще трябва да се откажат от електрони:

Cl +7 – e = Cl +8
S +6 – e = S +7

Но елементите хлор и сяра не могат да съществуват с такива степени на окисление. По същия начин, само редуциращи агенти са вещества, които имат минимално, обикновено отрицателно състояние на окисление, например: H 2 S -2, HJ -, N -3 H 3. В процеса на редокс реакции такива съединения не могат да бъдат окислители, тъй като те ще трябва да добавим електрони:

S -2 + e = S -3
J - + e = J -2

Но за сярата и йода йони с такива степени на окисление не са типични. Елементи с междинни степени на окисление, например N +1, N +4, S +4, Cl +3, C +2, могат да проявяват както окислителни, така и редуциращи свойства.

3 . Видове редокс реакции.

Има четири вида редокс реакции.

1) Междумолекулни редокс реакции.
Най-често срещаният тип реакция. Тези реакции се променят степени на окислениеелементив различни молекули, например:

2Bi +3 Cl 3 + 3Sn +2 Cl 2 = 2Bi 0 + 3Sn +4 Cl 4

Bi +3 - 3 д= Bi 0

Sn +2 + 2 д= Sn +4

2) Вид междумолекулни редокс реакции е реакцията пропорционалност,в която окислителят и редуциращият агент са атоми на един и същи елемент: в тази реакция два атома на един елемент с различни степени на окисление образуват един атом с различна степен на окисление:

SO 2 +4 + 2H 2 S -2 = 3S 0 + 2H 2 O

S -2 - 2 д= S 0

S+4+4 д= S 0

3) Реакции диспропорционалностсе извършват, ако окислителят и редукторът са атоми на един и същи елемент или един атом на елемент с едно окислително състояние образува съединение с две окислителни състояния:

N +4 O 2 + NaOH = NaN +5 O 3 + NaN +3 O 2 + H 2 O

N +4 - д= N +5

N +4 + д= N +3

4) Вътрешномолекулярниредокс реакции възникват в случаите, когато окислителен атом и редуциращ атом са в едно и също вещество, например:

N -3 H 4 N +5 O 3 = N +1 2 O + 2H 2 O

2N -3 - 8 д=2N +1

2N +5 + 8 д= 2N +1

4 . Механизмът на редокс реакциите.

Редокс реакциите се извършват чрез прехвърляне на електрони от атомите на един елемент към друг. Ако атом или молекула загуби електрони, тогава този процес се нарича окисление и този атом е редуциращ агент, например:

Ал 0 - 3 д= Al 3+

2Cl - - 2 д= Cl 2 0

Fe 2+ - д= Fe 3+

В тези примери Al 0, Cl -, Fe 2+ са редуциращи агенти и процесите на тяхното превръщане в съединения Al 3+, Cl 2 0, Fe 3+ се наричат окислителни. Ако атом или молекула получи електрони, тогава този процес се нарича редукция и този атом е окислител, например:

Ca 2+ + 2 д= Ca 0

Cl 2 0 + 2 д= 2Cl -

Fe 3+ + д= Fe 2+

Окислителите, като правило, са неметали (S, Cl 2, F 2, O 2) или съединения на метали с максимално ниво на окисление (Mn +7, Cr +6, Fe +3). Редукторите са метали (K, Ca, Al) или съединения на неметали с минимална степен на окисление (S -2, Cl -1, N -3, P -3);

Редокс уравненията се различават от молекулярни уравнениядруги реакции поради сложността на избора на коефициенти за реагенти и реакционни продукти. За това те използват метод на електронен баланс, или метод на електронно-йонно уравнение(понякога последното се нарича " метод на полуреакция"). Като пример за съставяне на уравнения за редокс реакции, разгледайте процес, в който концентрирана сярна киселина(H 2 SO 4) ще реагира с йодоводород (HJ):

H 2 SO 4 (конц.) + HJ → H 2 S + J 2 + H 2 O

Първо, нека установим това степен на окислениейодът в йодоводорода е (-1), а сярата в сярната киселина: (+6). По време на реакцията йодът (-1) ще се окисли до молекулярно състояние, а сярата (+6) ще се редуцира до степен на окисление (-2) - сероводород:

J - → J 0 2
S +6 → S -2

За композиране е необходимо да се вземе предвид това количествочастициатомите в лявата и дясната страна на полуреакциите трябва да са еднакви

2J - - 2 д→ J 0 2
S +6 + 8 д→ S -2

Като поставим вертикална линия отдясно на тази диаграма на полуреакция, определяме коефициентите на реакцията:

2J - - 2 д→ J 0 2 |8
S +6 + 8 д→ S -2 |2

Намалявайки с „2“, получаваме крайните стойности на коефициента:

2J - - 2 д→ J 0 2 |4
S +6 + 8 д→ S -2 |1

Нека обобщим под тази диаграма полуреакциихоризонтална линия и обобщете какво е включено в реакцията брой частициатоми:

2J - - 2 д→ J 0 2 |4
S +6 + 8 д→ S -2 |1
____________________
8J - + S +6 → 4 J 0 2 + S -2

След това е необходимо. Замествайки получените стойности на коефициентите в молекулярното уравнение, ние го редуцираме до тази форма:

8HJ + H 2 SO 4 = 4J 2 + H 2 S + H 2 O

Като преброим броя на водородните атоми от лявата и дясната страна на уравнението, ще се убедим в необходимостта от коригиране на коефициента "4" преди водата и ще получим пълното уравнение:

8HJ + H 2 SO 4 = 4J 2 + H 2 S + 4H 2 O

Това уравнение може да бъде създадено с помощта на електронен методйонен баланс. В този случай не е необходимо да се коригира коефициентът пред водните молекули. Уравнението се основава на дисоциацията на йони на съединенията, участващи в реакцията: Например, дисоциация на сярна киселинаводи до образуването на два водородни протона и сулфатен анион:

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-

Дисоциацията на йодоводород и сероводород може да се напише по подобен начин:

HJ ↔ N + + J -
H 2 S ↔ 2H + + S 2-

J 2 не се дисоциира. H 2 O също практически не се дисоциира уравнения на полуреакцияза йод остава същият:

2J - - 2 д→ J 0 2
Полуреакцията на серните атоми ще приеме следната форма:

SO 4 -2 → S -2

Тъй като в дясната страна на полуреакцията липсват четири кислородни атома, това количество трябва да се балансира с вода:

SO 4 -2 → S -2 + 4H 2 O

След това, от лявата страна на полуреакцията, е необходимо да се компенсират водородните атоми за сметка на протоните (тъй като реакцията на средата е кисела):

SO 4 2- + 8H + → S -2 + 4H 2 O

Като преброим броя на прехвърлените електрони, получаваме пълно представяне на уравнението според метод на полуреакция:

SO 4 2- + 8Н + + 8 д→ S -2 + 4H 2 O

Сумирайки двете полуреакции, получаваме уравнение на електронен баланс:

2J - - 2 д→ J 0 2 | 8 4
SO 4 2- + 8Н + + 8 д→ S -2 + 4H 2 O |2 1

8J - + SO 4 2- +8H + → 4J 2 0 + S 0 + 4H 2 O

От този запис следва, че методът електронно-йонно уравнениедава по-пълна картина на редокс реакцията от метод на електронен баланс.Броят на електроните, участващи в процеса, е еднакъв и при двата метода на балансиране, но във втория случай броят на протоните и водните молекули, участващи в редокс процеса, се установява сякаш „автоматично“.

Нека да разгледаме няколко конкретни случая на окислително-редукционни реакции, които могат да бъдат събрани с помощта на метода електронно-йонен баланс. Някои редокс процеси се извършват с участието на алкална среда, например:

KCrO 2 + Br 2 + KOH → KBr + K 2 CrO 4 + H 2 O

В тази реакция редукторът е хромитен йон (CrO 2 -), който се окислява до хроматен йон (CrO -2 4). Окислителят - бромът (Br 0 2) се редуцира до бромиден йон (Br -):
CrO 2 - → CrO 4 2-
Br 0 2 → 2 Br -

Тъй като реакцията протича в алкална среда, първата полуреакция трябва да бъде съставена, като се вземат предвид хидроксидните йони (OH -):
CrO 2 - + 4OH - - 3 д= CrO 2-4 + 2H 2 O

Съставяме втората полуреакция по добре познатия начин:
CrO 2 - + 4OH - -3 д= CrO 4 2 - + 2H 2 O |2
Br 0 2 + 2 д= Br - |3
__________
2CrO 2 - + 3Br 2 0 + 8OH - = 2CrO 2- 4 + 6Br - + 4H 2 O

След това е необходимо най-накрая задайте коефициенти в уравнението на реакциятаи напълно молекулярно уравнениетози редокс процес ще приеме формата:

2KCrO 2 + 3Br 2 + 8KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KBr + 4H 2 O.

В някои случаи в окислително-възстановителната реакция участват и неразпадащи се вещества. Например:

AsH 3 + HNO 3 = H 3 AsO 4 + NO 2 + 4H 2 O

Тогава метод на полуреакциясе съставя, като се вземе предвид този процес:

AsH 3 + 4H 2 O – 8 д= AsO 4 3- + 11H + |1
NO 3 + 2H + + д= NO 2 + H 2 O | 8

AsH 3 + 8NO 3 + 4H 2 O + 2H + = AsO 4 3- + 8NO 2 + 11H + O

Молекулярно уравнениеще приеме формата:

AsH 3 + 8HNO 3 = H 3 AsO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O.

Редокс реакциите понякога се придружават от едновременен процес на окисление-редукция на няколко вещества. Например, при реакция с меден сулфид той взаимодейства концентрирана азотна киселина:

Cu 2 S + HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + H 2 SO 4 + NO + H 2 O

Редокс процесът включва атоми на мед, сяра и азот. При съставяне на уравнението метод на полуреакцияНеобходимо е да се вземат предвид етапите на този процес:

Cu+ → Cu2+
S 2- → S +6
N 5+ → N +2

В тази ситуация е необходимо да се комбинират окислителните и редукционните процеси в един етап:

2Cu + - 2 д→ 2Cu 2+ | 10 д
S 2- - 8 д→ S 6+
_______________________
N 5+ + 3 д→ N 2+ | 3 д

При което редокс полуреакцията приема формата:

2Cu + - 2 д→ 2Cu 2+
S 2- - 8 д→ S 6+ 3 ( възстановителни процеси)
_______________________
N 5+ + 3 д→ N 2+ 10 (процес на окисление)
_____________________________________

6Cu + + 3S 2- + 10N 5+ → 6Cu 2+ + 3S 6+ + 10N 2+

В крайна сметка уравнение на молекулярна реакцияще приеме формата:

3Cu 2 S + 22HNO 3 = 6Cu(NO 3) 2 + 3H 2 SO 4 + 10NO + 8H 2 O.

Особено внимание трябва да се обърне на редокс реакциите, включващи органични вещества. Например по време на окисляването на глюкозата калиев перманганатв кисела среда протича следната реакция:

C 6 H 12 O 6 + KMnO 4 + H 2 SO 4 > CO 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

При изготвяне на баланс метод на полуреакциятрансформация на глюкоза, отсъствието на нейната дисоциация се взема предвид, но корекцията на броя на водородните атоми се извършва поради протони и водни молекули:

C6H12O6 + 6H2O - 24 д= 6CO 2 + 24H +

Полуреакция, включваща калиев перманганатще приеме формата:

MnO 4 - + 8H + + 5 д= Mn2+ +4H2O

В резултат на това получаваме следната схема на редокс процеса:

C6H12O6 + 6H2O - 24 д= 6CO 2 + 24H + | 5
MnО 4 - +8H + + 5 д= Mn +2 + 4H2O |24
___________________________________________________

5C 6 H 12 O 6 + 30H 2 O + 24MnO 4 - + 192H + = 30CO 2 + 120H + + 24Mn 2+ + 96H 2 O

Чрез намаляване на броя на протоните и водните молекули от лявата и дясната страна полуреакции, получаваме финала молекулярно уравнение:

5C 6 H 12 O 6 + 24KMnO 4 + 36H 2 SO 4 = 30CO 2 + 24MnSO 4 + 12K 2 SO 4 + 66H 2 O

5. Влиянието на околната среда върху характера на окислително-възстановителните реакции.

В зависимост от околната среда (излишък на H +, неутрален, излишък на OH -), естеството на реакцията между едни и същи вещества може да се промени. Обикновено се използва за създаване на кисела среда сярна киселина(H 2 SO 4), Азотна киселина(HNO 3), солна киселина (HCl), натриев хидроксид (NaOH) или калиев хидроксид (KOH) се използва като OH среда. Например ще покажем как влияе околната среда калиев перманганат(КMnO 4) . и неговите реакционни продукти:

Например, нека вземем Na 2 SO 3 като редуциращ агент и KMnO 4 като окислител.

В кисела среда:

5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

SO 3 2- + H 2 O - 2 д→ SO 4 2- + 2H + |5
MnO 4 - + 8H + + 5 д→ Mn 2+ + 4H 2 O |2
________________________________________________
5SO 3 2- + 2MnO 4 - + 6H + → 5SO 4 2- + 2Mn 2+ + 3H 2 O

В неутрален (или леко алкален):

3Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O → 3Na 2 SO 4 + 2MnO 2 + 2KOH

SO 3 2- + H 2 O - 2 д→ SO 4 2- + 2H + |3
MnO 4 - + 2H 2 O + 3 д→ MnO 2 + 4OH |2
_____________________________________
3SO 3 2- + 2 MnO 4 - + H 2 O → 3SO 4 2- + 2MnO 2 + 2OH

В силно алкална среда:

Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + Na 2 MnO + H 2 O

SO 3 2- + 2 OH - - 2 д→ SO 4 2- + H 2 O |1
MnO 4 - + д→ MnO 4 2 |2
____________________________________

SO 3 2- + 2 MnO 4 - + 2OH → SO 4 2- + 2MnO 4 2- + H 2 O

Водороден прекис(H 2 O 2) в зависимост от околната среда се редуцира по схемата:

1) Киселинна среда (H +) H 2 O 2 + 2H + + 2 д→ 2H 2 O

2) Неутрална среда (H 2 O) H 2 O 2 + 2 д→ 2OH

3) Алкална среда (OH -) H 2 O 2 + 2 д→ 2OH

Водороден прекис(H 2 O 2) действа като окислител:

2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O

Fe 2+ - д= Fe 3+ |2
H 2 O 2 + 2H + + 2 д= 2H 2 O | 1
________________________________
2Fe 2+ + H 2 O 2 + 2H + → 2Fe 3+ + 2 H 2 O

Въпреки това, при среща с много силни окислители (KMnO 4) Водороден прекис(H 2 O 2) действа като редуциращ агент:

5H 2 O 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

H 2 O 2 – 2 д→ O 2 + 2H + |5
MnO 4 - + 8H + + 5 д→ Mn 2+ + 4H 2 O |2
_________________________________
5H 2 O + 2 MnO 4 - + 6H + → 5O 2 + 2Mn 2+ + 8H 2 O

6. Определяне на продукти от редокс реакции.

Практическата част на тази тема разглежда редокс процесите, като се посочват само изходните реагенти. Продуктите на реакцията обикновено трябва да се определят. Например, реакцията включва железен хлорид(FeCl3) и калиев йодид(KJ):

FeCl3 + KJ = A + B + C

необходими за инсталиране съставни формули A, B, C, образувани в резултат на редокс процес.

Началните степени на окисление на реагентите са както следва: Fe 3+, Cl -, K +, J -. Лесно е да се предположи, че Fe 3+, като окислител (има максимално ниво на окисление), може да намали степента си на окисление само до Fe 2+:

Fe 3+ + д= Fe 2+

Хлоридният йон и калиевият йон не променят степента си на окисление в реакцията, но йодидният йон може само да повиши степента си на окисление, т.е. преминете към състояние J 2 0:

2J - - 2 д= J 2 0

В резултат на реакцията, в допълнение към редокс процеса, ще има обменна реакциямежду FeCl3 и KJ, но като се вземе предвид промяната в степента на окисление, реакцията не се определя съгласно тази схема:

FeCl 3 + KJ = FeJ 3 + KCl,

но ще приеме формата

FeCl 3 + KJ = FeJ 2 + KCl,

където продуктът C е съединението J 2 0:

FeCl 3 + 6KJ = 2FeJ 2 + 6KJ + J 2

Fe 3+ + д═> Fe 2+ |2

2J - - 2 д═> J 2 0 |1

________________________________

2Fe +3 + 2J - = 2Fe 2+ + J 2 0

В бъдеще при определяне на продуктите от редокс процеса може да се използва така наречената „елеваторна система“. Неговият принцип е, че всяка редокс реакция може да бъде представена като движение на асансьорите в многоетажна сграда в две взаимно противоположни посоки. Освен това „подовете“ ще бъдат степени на окислениесъответни елементи. Тъй като всяка от двете полуреакции в окислително-редукционния процес е придружена или от намаляване, или от повишаване степени на окислениена един или друг елемент, тогава чрез прости разсъждения можем да предположим техните възможни степени на окисление в получените продукти на реакцията.

Като пример, помислете за реакция, при която сярата реагира с концентриран разтвор на натриев хидроксид ( NaOH):

S + NaOH(конц.) = (A) + (B) + H2O

Тъй като в тази реакция ще настъпят промени само със степента на окисление на сярата, за яснота ще изготвим диаграма на нейните възможни състояния:

Съединения (A) и (B) не могат едновременно да бъдат състояния на сяра S +4 и S +6, тъй като в този случай процесът ще се случи само с освобождаване на електрони, т.е. би било възстановително:

S 0 - 4 д= S +4

S 0 - 6 д= S +6

Но това би противоречало на принципа на редокс процесите. Тогава трябва да се приеме, че в единия случай процесът трябва да протича с освобождаване на електрони, а в другия да се движи в обратна посока, т.е. окислява се:

S 0 - 4 д= S +4

S0+2 д= S -2

От друга страна, колко вероятно е процесът на възстановяване да се извърши до състояние S +4 или до S +6? Тъй като реакцията протича в алкална, а не в кисела среда, нейният окислителен потенциал е много по-нисък, следователно образуването на съединението S +4 в тази реакция е за предпочитане пред S +6. Следователно крайната реакция ще приеме формата:

4S + 6NaOH(конц.) = Na 2 SO 3 + 2Na 2 S + 3H 2 O

S 0 +2 д= S - 2 | 4 | 2

S 0 + 6OH - - 4 д= SO 3 2 - + 3H 2 O | 2 | 1

3S 0 + 6OH - = 2S - 2 + SO 3 2 - + 3H 2 O

Като друг пример, разгледайте следната реакция между фосфин и концентрирана азотна киселина(HNO3):

PH 3 + HNO 3 = (A) + (B) + H 2 O

В този случай имаме променящи се степени на окисление на фосфора и азота. За по-голяма яснота представяме диаграми на състоянието на техните степени на окисление.

Фосфорв състояние на окисление (-3) ще проявява само редуциращи свойства, така че в реакцията ще повиши степента си на окисление. Азотна киселинасам по себе си е силен окислител и създава кисела среда, така че фосфорът от състояние (-3) ще достигне максималното си ниво на окисление (+5).

Обратно, азотът ще понижи степента си на окисление. При реакции от този тип обикновено до състояние (+4).

Освен това не е трудно да се предположи, че фосфорът в състояние (+5), като продукт (А), може да бъде само ортофосфорна киселина H 3 PO 4, тъй като реакционната среда е силно кисела. Азотът в такива случаи обикновено приема степен на окисление (+2) или (+4), по-често (+4). Следователно продуктът (B) ще бъде Азотен оксид NO2. Всичко, което остава, е да решите това уравнение, като използвате метода на баланса:

П - 3 – 8 д= P +5 | 1
N+ 5 + д= N +4 | 8

P - 3 + 8N +5 = P +5 + 8N +4

PH 3 + 8HNO 3 = H 3 PO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O

уебсайт, при пълно или частично копиране на материал се изисква връзка към източника.

РЕДОКС РЕАКЦИИ

Степен на окисление

Степента на окисление е номиналният заряд на атом в молекула, изчислен при предположението, че молекулата се състои от йони и като цяло е електрически неутрална.

Най-електроотрицателните елементи в едно съединение имат отрицателни степени на окисление, а атомите на елементи с по-малка електроотрицателност имат положителни степени на окисление.

Степента на окисление е формално понятие; в някои случаи степента на окисление не съвпада с валентността.

Например:

N2H4 (хидразин)

степен на окисление на азот – -2; азотна валентност – 3.

Изчисляване на степента на окисление

За да се изчисли степента на окисление на даден елемент, трябва да се вземат предвид следните точки:

1. Степените на окисление на атомите в простите вещества са равни на нула (Na 0; H2 0).

2. Алгебричната сума на степените на окисление на всички атоми, които изграждат една молекула, винаги е равна на нула, а в сложния йон тази сума е равна на заряда на йона.

3. Атомите имат постоянна степен на окисление: алкални метали (+1), алкалоземни метали (+2), водород (+1) (с изключение на хидридите NaH, CaH2 и др., където степента на окисление на водорода е -1 ), кислород (-2) (с изключение на F 2 -1 O +2 и пероксиди, съдържащи групата –O–O–, в които степента на окисление на кислорода е -1).

4. За елементите положителната степен на окисление не може да надвишава стойност, равна на номера на групата на периодичната система.

Примери:

V 2 +5 О 5 -2 ;На 2 +1 б 4 +3 О 7 -2 ;К +1 кл +7 О 4 -2 ;Н -3 з 3 +1 ;K2 +1 з +1 П +5 О 4 -2 ;На 2 +1 Кр 2 +6 О 7 -2

Реакции без и с промени в степента на окисление

Има два вида химични реакции:

A Реакции, при които степента на окисление на елементите не се променя:

Реакции на присъединяване

ТАКА 2 +На 2 O → Na 2 ТАКА 3

Реакции на разлагане

Cu(OH) 2 → CuO + H 2 О

Обменни реакции

AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O

B Реакции, при които има промяна в степента на окисление на атомите на елементите, които изграждат реагиращите съединения:

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

Такива реакции се наричат редокс реакции

Редокс реакциите са реакции, при които степента на окисление на атомите се променя. Редокс реакциите са много чести. Всички реакции на горене са редокс.
Редокс реакцията се състои от два процеса, които не могат да протичат отделно един от друг. Процесът на повишаване на степента на окисление се нарича окисление. Едновременно с окисляването се извършва редукция, т.е. процесът на намаляване на степента на окисление.

Окисляване, редукция

Съответно в редокс реакциите има двама основни участници: окислител и редуциращ агент. Процесът на загуба на електрони е окисление. По време на окисляването степента на окисление се повишава. По време на реакцията окислителят понижава степента си на окисление и се редуцира. Тук е необходимо да се прави разлика между окисляващ химичен елемент и окисляващо вещество.

н +5 - окислител; HN +5 O3 и NaN +5 O 3 - окислители.
Ако кажем, че азотната киселина и нейните соли са силни окислители, тогава под това имаме предвид, че окислителят е азотни атоми със степен на окисление +5, а не цялото вещество като цяло.
Вторият задължителен участник в редокс реакцията се нарича редуциращ агент. Процесът на добавяне на електрони е редукция. По време на редукция степента на окисление намалява.

Редуциращият агент повишава своето окислително число, като се окислява по време на реакцията. Точно както в случая на окислител, трябва да се прави разлика между редуциращо вещество и редуциращ химичен елемент. Когато провеждаме реакцията на редукция на алдехид до алкохол, не можем да вземем само водород със степен на окисление -1, но вземем някакъв вид хидрид, за предпочитане литиево-алуминиев хидрид.

н -1 - редуциращ агент; NaH -1 и LiAlH -1 4 - редуциращи агенти.
При редокс реакции пълното прехвърляне на електрони от редуциращ агент към окислител е изключително рядко, тъй като има малко съединения с йонни връзки. Но когато подреждаме коефициентите, ние изхождаме от предположението, че такъв преход наистина има. Това дава възможност за правилно определяне на основните коефициенти пред формулите на окислителя и редуктора.
5H 2 SO 3 + 2KMnO 4 = 2H 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
С +4 – 2e → S +6 5 - редуциращ агент, окисление
Мн +7 + 5e → Mn +2 2 - окислител, редукция

Атомите или йоните, които получават електрони в дадена реакция, са окислители, а тези, които отдават електрони, са редуциращи агенти.

Редокс свойства на веществото и степента на окисление на съставните му атоми

Съединения, съдържащи атоми на елементи с максимално ниво на окисление, могат да бъдат окислители само поради тези атоми, т.к. те вече са се отказали от всичките си валентни електрони и са в състояние да приемат само електрони. Максималната степен на окисление на атома на елемента е равна на номера на групата в периодичната таблица, към която принадлежи елементът. Съединения, съдържащи атоми на елементи с минимална степен на окисление, могат да служат само като редуциращи агенти, тъй като те са способни да отдават само електрони, тъй като външното енергийно ниво на такива атоми се допълва от осем електрона. Минималната степен на окисление за металните атоми е 0, за неметалите - (n–8) (където n е номерът на групата в периодичната таблица). Съединенията, съдържащи атоми на елементи с междинни степени на окисление, могат да бъдат както окислители, така и редуктори в зависимост от партньора, с който взаимодействат, и условията на реакцията.

Най-важните редуктори и окислители

Редуктори:

метали,

водород,

въглища.

Въглероден (II) оксид (CO).

Сероводород (H 2 S);

серен оксид (IV) (SO 2);

сярна киселина H 2 SO 3 и нейните соли.

Халоводородни киселини и техните соли.

Метални катиони в по-ниски степени на окисление: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3.

Азотиста киселина HNO 2;

амоняк NH3;

хидразин NH2NH2;

азотен оксид (II) (NO).

Катод по време на електролиза.

Окислители

Халогени.

Калиев перманганат (KMnO 4);

калиев манганат (K 2 MnO 4);

манганов (IV) оксид (MnO 2).

Калиев дихромат (K 2 Cr 2 O 7);

калиев хромат (K 2 CrO 4).

Азотна киселина (HNO3).

Сярна киселина (H 2 SO 4) конц.

Меден (II) оксид (CuO);

оловен (IV) оксид (PbO 2);

сребърен оксид (Ag 2 O);

водороден пероксид (H 2 O 2).

Железен(III) хлорид (FeCl3).

Бертолетова сол (KClO 3).

Анод по време на електролиза.

Всяка такава полуреакция се характеризира със стандартен редокс потенциал E 0 (размер - волта, V). Колкото по-голямо е E0, толкова по-силна е окислителната форма като окислител и толкова по-слаба е редуцираната форма като редуциращ агент и обратно.

Полуреакцията се приема като отправна точка за потенциали: 2H + + 2ē ® H 2, за които E 0 =0

За полуреакции M n+ + nē ® M 0, E 0 се нарича стандартен електроден потенциал. Въз основа на големината на този потенциал, металите обикновено се поставят в серия от стандартни електродни потенциали (серия от метални напрежения):

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

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

Редица напрежения характеризират химичните свойства на металите:

1. Колкото по-наляво се намира метал в серията на напрежението, толкова по-силна е неговата редуцираща способност и толкова по-слаба е окислителната способност на неговия йон в разтвор (т.е. толкова по-лесно той отдава електрони (окислява) и толкова по-трудно е за неговите йони да прикрепят отново електрони).

2. Всеки метал е в състояние да измести от солеви разтвори онези метали, които са в серията на напрежение вдясно от него, т.е. редуцира йони на следващи метали в електрически неутрални атоми, като отдава електрони и се превръща в йони.

3. Само метали, които са в серията на напрежение вляво от водорода (H), са способни да го изместят от киселинни разтвори (например Zn, Fe, Pb, но не и Cu, Hg, Ag).

Галванични клетки

Всеки два метала, потопени в разтвори на техните соли, които комуникират помежду си чрез сифон, пълен с електролит, образуват галваничен елемент. Металните пластини, потопени в разтвори, се наричат електроди на елемента.

Ако свържете външните краища на електродите (полюсите на елемента) с жица, тогава електроните започват да се движат от метала, който има по-нисък потенциал, към метала, който има по-висок потенциал (например от Zn към Pb). Отпътуването на електрони нарушава равновесието, което съществува между метала и неговите йони в разтвора и кара нов брой йони да преминат в разтвора - металът постепенно се разтваря. В същото време електроните, преминаващи към друг метал, разреждат йоните в разтвора на неговата повърхност - металът се освобождава от разтвора. Електродът, на който протича окислението, се нарича анод. Електродът, при който се извършва редукция, се нарича катод. В оловно-цинкова клетка цинковият електрод е анодът, а оловният електрод е катодът.

Така в затворен галваничен елемент възниква взаимодействие между метал и солев разтвор на друг метал, които не са в пряк контакт един с друг. Атомите на първия метал, отдавайки електрони, се превръщат в йони, а йоните на втория метал, добавяйки електрони, се превръщат в атоми. Първият метал измества втория от разтвора на неговата сол. Например, по време на работа на галваничен елемент, съставен от цинк и олово, потопени съответно в разтвори на Zn(NO 3) 2 и Pb(NO 3) 2, на електродите протичат следните процеси:

Zn – 2ē → Zn 2+

Pb 2+ + 2ē → Pb

Обобщавайки двата процеса, получаваме уравнението Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+, изразяващо протичащата в елемента реакция в йонна форма. Молекулното уравнение за същата реакция ще бъде:

Zn + Pb(NO 3) 2 → Pb + Zn(NO 3) 2

Електродвижещата сила на галваничния елемент е равна на потенциалната разлика между двата му електрода. При определянето му по-малкият винаги се изважда от по-големия потенциал. Например електродвижещата сила (емф) на разглеждания елемент е равна на:

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

Тя ще има тази стойност, при условие че металите са потопени в разтвори, в които концентрацията на йони е 1 g-ion/l. При други концентрации на разтвори стойностите на електродните потенциали ще бъдат малко по-различни. Те могат да се изчислят по формулата:

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

където E е желаният метален потенциал (във волтове)

E 0 - неговият нормален потенциал

n - валентност на металните йони

C - концентрация на йони в разтвор (g-ion/l)

Пример

Намерете електродвижещата сила на елемента (емф), образувана от цинков електрод, потопен в 0,1 M разтвор на Zn(NO 3) 2, и оловен електрод, потопен в 2 M разтвор на Pb(NO 3) 2.

Решение

Изчисляваме потенциала на цинковия електрод:

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

Изчисляваме потенциала на водещия електрод:

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

Намерете електродвижещата сила на елемента:

E.m.f. = -0,12 – (-0,79) = 0,67 v

Електролиза

Електролиза Процесът на разлагане на веществото чрез електрически ток се нарича.

Същността на електролизата е, че когато ток преминава през електролитен разтвор (или разтопен електролит), положително заредените йони се придвижват към катода, а отрицателно заредените йони се придвижват към анода. Достигайки до електродите, йоните се разреждат, в резултат на което на електродите се отделят компонентите на разтворения електролит или водород и кислород от водата.

За да се превърнат различни йони в неутрални атоми или групи от атоми, са необходими различни напрежения на електрически ток. Някои йони губят заряда си по-лесно, други по-трудно. Степента на лекота, с която металните йони се разреждат (получават електрони), се определя от позицията на металите в серията напрежения. Колкото по-наляво е даден метал в серията на напрежението, толкова по-голям е неговият отрицателен потенциал (или по-малко положителен потенциал), толкова по-трудни, при равни други условия, са неговите йони за разреждане (Au 3+, Ag + йони са най-лесни за изхвърляне; Li +, Rb +, K са най-трудните +).

Ако в разтвор има йони на няколко метала едновременно, тогава йоните на метала с по-нисък отрицателен потенциал (или по-висок положителен потенциал) се разреждат първи. Например, металната мед първо се освобождава от разтвор, съдържащ Zn 2+ и Cu 2+ йони. Но големината на потенциала на метала също зависи от концентрацията на неговите йони в разтвора; лекотата на изпускане на йони от всеки метал също се променя в зависимост от тяхната концентрация: увеличаването на концентрацията улеснява изхвърлянето на йони, намаляването го прави по-трудно. Следователно, по време на електролиза на разтвор, съдържащ йони на няколко метала, може да се случи освобождаването на по-активен метал да настъпи по-рано от освобождаването на по-малко активен (ако концентрацията на йони на първия метал е значителна и концентрацията на втория е много малка).

Във водните разтвори на соли, в допълнение към солните йони, винаги има и водни йони (Н + и ОН -). От тях водородните йони ще се отделят по-лесно от йоните на всички метали, предшестващи водорода в серията на напрежение. Въпреки това, поради незначителната концентрация на водородни йони по време на електролизата на всички соли, с изключение на солите на най-активните метали, на катода се отделя метал, а не водород. Само по време на електролиза на соли на натрий, калций и други метали до алуминий включително, водородните йони се отделят и се отделя водород.

В анода могат да се отделят или йони на киселинни остатъци, или хидроксилни йони на вода. Ако йоните на киселинните остатъци не съдържат кислород (Cl -, S 2-, CN - и т.н.), тогава обикновено се разреждат тези йони, а не хидроксилните, които губят заряда си много по-трудно и Cl 2, S и т.н. се отделят на анода .d. Напротив, ако сол на кислородсъдържаща киселина или самата киселина претърпи електролиза, тогава се отделят хидроксилни йони, а не йони на кислородни остатъци. Неутралните ОН групи, образувани по време на изхвърлянето на хидроксилни йони, незабавно се разпадат съгласно уравнението:

4OH → 2H2O + O2

В резултат на това на анода се отделя кислород.

Електролиза на разтвор на никелов хлорид NiCl2

Разтворът съдържа Ni 2+ и Cl - йони, както и H + и OH - йони в незначителни концентрации. При преминаване на ток йоните Ni 2+ се придвижват към катода, а йоните Cl - към анода. Вземайки два електрона от катода, Ni 2+ йони се превръщат в неутрални атоми, които се освобождават от разтвора. Катодът постепенно се покрива с никел.

Хлорните йони, достигайки до анода, предават електрони към него и се превръщат в хлорни атоми, които, когато се комбинират по двойки, образуват хлорни молекули. На анода се отделя хлор.

По този начин на катода има процес на възстановяване, на анода – процес на окисление.

Електролиза на разтвор на калиев йодид KI

Калиевият йодид е в разтвор под формата на K + и I - йони. При преминаване на ток K + йони се движат към катода, I - йони се движат към анода. Но тъй като калият е много вляво от водорода в серията напрежения, не калиевите йони се изпускат от катода, а водородните йони на водата. Образуваните в този случай водородни атоми се комбинират в молекули Н2 и по този начин водородът се освобождава на катода.

Тъй като водородните йони се разреждат, все повече и повече водни молекули се дисоциират, в резултат на което на катода се натрупват хидроксилни йони (освободени от водната молекула), както и K + йони, които непрекъснато се придвижват към катода. Образува се разтвор на KOH.

Йодът се освобождава на анода, тъй като I - йоните се изхвърлят по-лесно от хидроксилните йони на водата.

Електролиза на разтвор на калиев сулфат

Разтворът съдържа K + йони, SO 4 2- и H + и OH - йони от водата. Тъй като K + йоните се разреждат по-трудно от H + йоните и SO 4 2- йоните от OH - йоните, тогава при преминаване на електрически ток водородните йони ще се разреждат в катода и хидроксилните групи в анода, т.е. всъщност е, електролиза на вода. В същото време, поради изхвърлянето на водородни и хидроксилни йони на водата и непрекъснатото движение на K + йони към катода и SO 4 2- йони към анода, на катода се образува алкален разтвор (KOH), и на анода се образува разтвор на сярна киселина.

Електролиза на разтвор на меден сулфат с меден анод

Електролизата възниква по специален начин, когато анодът е направен от същия метал, чиято сол е в разтвор. В този случай в анода не се отделят йони, но самият анод постепенно се разтваря, изпращайки йони в разтвора и дарявайки електрони на източника на ток.

Целият процес се свежда до освобождаване на мед на катода и постепенно разтваряне на анода. Количеството CuSO 4 в разтвора остава непроменено.

Закони на електролизата (М. Фарадей)

1. Тегловното количество на веществото, освободено по време на електролиза, е пропорционално на количеството електричество, протичащо през разтвора, и практически не зависи от други фактори.

2. Еднакви количества електричество се отделят по време на електролиза от различни химични съединения в еквивалентни количества вещества.

3. За да се изолира един грам еквивалент от което и да е вещество от разтвор на електролит, през разтвора трябва да преминат 96 500 кулона електричество.

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

където m (x) е количеството редуцирано или окислено вещество (g);

I е силата на предавания ток (a);

t - време на електролиза (s);

M(x) - моларна маса;

n е броят на електроните, придобити или отдадени в редокс реакции;

F - константа на Фарадей (96500 cool/mol).

Въз основа на тази формула можете да направите редица изчисления, свързани с процеса на електролиза, например:

1. Изчислете количествата вещества, отделени или разградени от определено количество електричество;

2. Намерете силата на тока по количеството освободено вещество и времето, прекарано за освобождаването му;

3. Определете колко време ще отнеме освобождаването на определено количество вещество при даден ток.

Пример 1

Колко грама мед ще се отделят на катода, когато ток от 5 ампера премине през разтвор на меден сулфат CuSO 4 за 10 минути?

Решение

Нека определим количеството електричество, преминаващо през разтвора:

Q = То,

където I е токът в ампери;

t – време в секунди.

Q = 5A 600 s = 3000 кулона

Еквивалентът на медта (при маса 63,54) е 63,54: 2 = 31,77. Следователно 96500 кулона освобождават 31,77 g мед. Необходимо количество мед:

m = (31,77 3000) / 96500 » 0,98 g

Пример 2

Колко време отнема преминаването на ток от 10 ампера през киселинен разтвор, за да се получат 5,6 литра водород (при нормални условия)?

Решение

Намираме количеството електричество, което трябва да премине през разтвора, за да се отделят от него 5,6 литра водород. Тъй като 1 g-екв. водородът заема при n. u. обем е 11,2 л, то необходимото количество ел.ен

Q = (96500 5,6) / 11,2 = 48250 кулона

Нека определим текущото време на преминаване:

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

Пример 3

При преминаване на ток през разтвор на сребърна сол на катода, той се освобождава за 10 минути. 1 г сребро. Определете силата на тока.

Решение

1 g-екв. среброто е равно на 107,9 г. За да се освободи 1 г сребро, през разтвора трябва да премине 96500: 107,9 = 894 кулона. Оттук и силата на тока

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

Пример 4

Намерете еквивалента на калай, ако при ток от 2,5 ампера от разтвор на SnCl 2 за 30 минути. Отделят се 2,77 g калай.

Решение

Количеството електричество, преминаващо през разтвора за 30 минути.

Q = 2,5 30 60 = 4500 кулона

Тъй като за освобождаването на 1 g-екв. Необходими са 96 500 кулона, тогава еквивалентът на калай.

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

Корозия

Преди да завършим нашето обсъждане на електрохимията, нека приложим знанията, които сме придобили, за изучаването на един много важен проблем - корозияметали Корозията се причинява от окислително-редукционни реакции, при които металът, в резултат на взаимодействие с някакво вещество в околната среда, се превръща в нежелано съединение.

Един от най-известните корозионни процеси е ръждясването на желязото. От икономическа гледна точка това е много важен процес. Изчислено е, че 20% от желязото, произвеждано годишно в Съединените щати, се използва за замяна на железни продукти, които са станали неизползваеми поради ръждясване.

Известно е, че кислородът участва в ръждясването на желязото; желязото не се окислява във вода при липса на кислород. Водата също участва в процеса на ръждясване; желязото не корозира в кислородно масло, стига да няма следи от вода в него. Ръждясването се ускорява от редица фактори, като pH на околната среда, наличието на соли в нея, контакта на желязото с метал, който се окислява по-трудно от желязото, както и под въздействието на механични натоварвания.

Корозията на желязото по принцип е електрохимичен процес. Някои участъци от повърхността на желязото служат като анод, върху който се извършва неговото окисление:

Fe (твърд) → Fe 2+ (aq) + 2e - Eº оксид = 0,44 V

Генерираните в този случай електрони се движат през метала към други области на повърхността, които играят ролята на катод. На тях се получава намаляване на кислорода:

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

Имайте предвид, че H + йони участват в процеса на редукция на O 2 . Ако концентрацията на Н+ намалее (т.е. с повишаване на pH), намаляването на O2 става по-трудно. Забелязано е, че желязото в контакт с разтвор, чието pH е над 9-10, не корозира. По време на процеса на корозия йоните Fe 2+, образувани на анода, се окисляват до Fe 3+. Fe 3+ йони образуват хидратиран железен (III) оксид, който се нарича ръжда:

4Fe 2+ (воден) + O 2 (g.) + 4H 2 O (l.) +2 х H 2 O (л.) → 2Fe 2 O 3 . х H2O(тв.) + 8Н + (водн.)

Тъй като ролята на катод обикновено се играе от тази част от повърхността, която е най-добре осигурена с приток на кислород, ръждата най-често се появява в тези области. Ако внимателно разгледате лопата, която е стояла известно време на открито, влажен въздух с мръсотия, полепнала по острието, ще забележите, че под мръсотията на повърхността на метала са се образували вдлъбнатини и навсякъде, където O2 може да се появи ръжда прониквам.

Повишената корозия в присъствието на соли често се среща от шофьорите в райони, където пътищата са щедро поръсени със сол през зимата за борба с ледените условия. Ефектът на солите се обяснява с факта, че образуваните от тях йони създават електролита, необходим за образуването на затворена електрическа верига.

Наличието на анодни и катодни места върху повърхността на желязото води до създаването на две различни химични среди върху него. Те могат да възникнат поради наличието на примеси или дефекти в кристалната решетка (очевидно причинени от напрежения в метала). На места, където съществуват такива примеси или дефекти, микроскопичната среда на конкретен железен атом може да доведе до леко повишаване или намаляване на степента му на окисление от нормалните позиции в кристалната решетка. Следователно такива места могат да играят ролята на аноди или катоди. Изключително чистото желязо, при което броят на такива дефекти е сведен до минимум, е много по-малко вероятно да корозира от обикновеното желязо.

Желязото често се покрива с боя или някакъв друг метал като калай, цинк или хром, за да се предпази повърхността му от корозия. Така наречената "ламарина" се получава чрез покриване на ламарина с тънък слой калай. Калайът защитава желязото само докато защитният слой остава непокътнат. Веднага щом се повреди, въздухът и влагата започват да влияят на желязото; Калайът дори ускорява корозията на желязото, защото служи като катод в процеса на електрохимична корозия. Сравнението на окислителния потенциал на желязото и калая показва, че желязото се окислява по-лесно от калая:

Fe (твърдо) → Fe 2+ (воден) + 2e - Eº оксид = 0,44 V

Sn (тв.) → Sn 2+ (воден) + 2e - Eº оксид = 0,14 V

Следователно желязото в този случай служи като анод и се окислява.

"Галванизираното" (поцинковано) желязо се получава чрез покриване на желязото с тънък слой цинк. Цинкът предпазва желязото от корозия дори след нарушаване на целостта на покритието. В този случай желязото играе ролята на катод по време на процеса на корозия, тъй като цинкът се окислява по-лесно от желязото:

Zn (твърд) → Zn 2+ (воден) + 2e - Eº оксид = 0,76 V

Следователно цинкът действа като анод и корозира вместо желязото. Този вид защита на метала, при който той играе ролята на катод в процеса на електрохимична корозия, се нарича катодна защита.Тръбите, положени под земята, често са защитени от корозия, като ги правят катод на електрохимична клетка. За да направите това, блокове от някакъв активен метал, най-често магнезий, се заравят в земята по дължината на тръбопровода и се свързват с тел към тръбите. Във влажна почва активният метал действа като анод, а желязната тръба получава катодна защита.

Въпреки че нашата дискусия се фокусира върху желязото, то не е единственият метал, податлив на корозия. В същото време може да изглежда странно, че алуминиевата кутия, оставена небрежно на открито, корозира неизмеримо по-бавно от желязната. Съдейки по стандартните окислителни потенциали на алуминия (Eº оксид = 1,66 V) и желязото (Eº оксид = 0,44 V), тогава трябва да се очаква, че корозията на алуминия трябва да настъпи много по-бързо. Бавната корозия на алуминия се обяснява с факта, че върху повърхността му се образува тънък, плътен филм от оксид, който предпазва метала отдолу от по-нататъшна корозия. Магнезият, който има висок окислителен потенциал, е защитен от корозия поради образуването на същия оксиден филм. За съжаление, оксидният филм върху повърхността на желязото има твърде хлабава структура и не е в състояние да създаде надеждна защита. На повърхността на желязо-хромните сплави обаче се образува добър защитен оксиден филм. Такива сплави се наричат неръждаема стомана.

Въз основа на промените в степента на окисление на атомите, които изграждат реагиращите вещества, химичните реакции се разделят на два вида.

1) Реакции, които протичат без промяна на степента на окисление на атомите.

Например:

2+4-2 t +2 -2 +4 -2
CaCO 3 = CaO + CO 2

При тази реакция степента на окисление на всеки атом остава непроменена.

2) Реакции, които протичат с промяна в степента на окисление на атомите.

Например:

0 +2 -1 0 +2 -1
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2

При тази реакция степента на окисление на цинковите и медните атоми се променя.

Редокс реакциите са най-честите химични реакции.

На практика редокс реакцията е получаването или загубата на електрони. Някои атоми (йони, молекули) отдават или приемат електрони от други.

Окисляване.

Процесът на отдаване на електрони от атом, йон или молекула се нарича окисление.

Когато електроните се загубят, степента на окисление на атома се увеличава.

Нарича се вещество, чиито атоми, йони или молекули отдават електрони редуциращ агент.

В нашия пример атомите със степен на окисление 0 преминаха в атоми със степен на окисление +2. Тоест настъпил е процес на окисление. В този случай атомът на цинка, който е дал два електрона, е редуциращ агент (повишава степента на окисление от 0 до +2).

Процесът на окисление се записва чрез електронно уравнение, което показва промяната в степента на окисление на атомите и броя на електроните, отдадени от редуциращия агент.

Например:

0 +2 0
Zn – 2e – = Zn (окисление, Zn – редуктор).

Възстановяване.

Процесът на добавяне на електрони се нарича реставрация.

Когато се добавят електрони, степента на окисление на атома намалява.

Нарича се вещество, чиито атоми, йони или молекули получават електрони окислител.

В нашия пример преходът на медни атоми със степен на окисление +2 към атоми с степен на окисление 0 е редукционен процес. В този случай меден атом със степен на окисление +2, приемайки два електрона, понижава степента на окисление от +2 до 0 и е окислител.

Процесът на окисляване също се записва с помощта на електронно уравнение:

2 0 0
Cu + 2e – = Cu (редукция, Cu е окислител).

Процесът на редукция и процесът на окисление са неразделни и протичат едновременно.

0 +2 0 +2
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2
редуциращ агент окислител
окислен редуциран

Изчисляване на степента на окисление

Резюме

1. Формирането на персонала е една от най-важните области в работата на мениджъра по персонала.

2. За да се осигури организацията с необходимите човешки ресурси, е важно да се развие адекватна ситуация във външната среда и технологията на дейност, структурата на компанията; изчисляване на нуждите от персонал.

3. За да се разработят програми за набиране на персонал, е необходимо да се анализира ситуацията с персонала в региона, да се разработят процедури за привличане и оценка на кандидати и да се извършат адаптационни мерки за включване на нови служители в организацията.

Контролни въпроси

Какви групи фактори трябва да се вземат предвид при създаването на организационна структура?
Какви етапи на организационния дизайн могат да бъдат разграничени?
Обяснете понятието „качествена оценка на нуждите от персонал“.
Опишете понятието „нужди от допълнителен персонал“.
Каква е целта на анализа на кадровата ситуация в региона?
Каква е целта на анализа на ефективността?
Какви етапи на анализа на дейността могат да бъдат разграничени?
Обяснете какво е професиограма?
Какви фактори на околната среда влияят върху процеса на набиране на кандидати?
Опишете източниците на вътрешно и външно набиране на персонал.
Как да оценим качеството на комплекта?
Какви методи се използват за оценка на кандидатите?
Какви конкурентни парадигми за набиране на персонал познавате?
Назовете етапите на адаптация на служителите в организацията.

За да се изчисли степента на окисление на даден елемент, трябва да се вземат предвид следните точки:

1. Степените на окисление на атомите в прости вещества са равни на нула (Na 0; H 2 0).

3. Атомите имат постоянна степен на окисление: алкални метали (+1), алкалоземни метали (+2), водород (+1) (с изключение на хидриди NaH, CaH 2 и др., където степента на окисление на водорода е - 1), кислород (-2 ) (с изключение на F 2 -1 O +2 и пероксиди, съдържащи групата –O–O–, в които степента на окисление на кислорода е -1).

Примери:

V 2 +5 O 5 -2; Na 2 +1 B 4 +3 O 7 -2; K +1 Cl +7 O 4-2; N-3H3+1; K2+1H+1P+5O4-2; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2

Има два вида химични реакции:

A Реакции, при които степента на окисление на елементите не се променя:

Реакции на присъединяване

SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3

Реакции на разлагане

Cu(OH) 2 – t CuO + H 2 O

Обменни реакции

AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O

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

Такива реакции се наричат редокс.