Redoks reakcije s promjenama oksidacijskih stanja. Izrada redoks jednačina

Prema promjeni oksidacijskog stanja, sve kemijske reakcije se mogu podijeliti u dvije vrste:

I. Reakcije koje se odvijaju bez promjene stepena oksidacije elemenata koji čine reaktante. Takve reakcije se nazivaju reakcije ionske izmjene.

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

II. Reakcije koje se javljaju s promjenom oksidacijskog stanja elemenata,

uključeni u reaktante. Takve reakcije se nazivaju redoks reakcije.

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

Oksidacijsko stanje(oksidacija) - karakteristika stanja atoma elemenata u sastavu molekula. Karakterizira neravnomjernu raspodjelu elektrona između atoma elemenata i odgovara naboju koji bi atom elementa stekao kada bi se svi uobičajeni elektronski parovi njegovih kemijskih veza pomjerili prema elektronegativnijem elementu. Ovisno o relativnoj elektronegativnosti elemenata koji formiraju vezu, elektronski par može biti pomjeren na jedan od atoma ili simetrično smješten u odnosu na jezgra atoma. Stoga, oksidacijsko stanje elemenata može biti negativno, pozitivno ili nulto.

Elementi čiji atomi prihvataju elektrone od drugih atoma imaju negativno oksidaciono stanje. Elementi čiji atomi doniraju svoje elektrone drugim atomima imaju pozitivno oksidaciono stanje. Atomi u molekulima jednostavnih supstanci imaju nulto oksidaciono stanje, kao i ako je supstanca u atomskom stanju.

Oksidacijsko stanje se označava +1, +2.

Ionsko punjenje 1+, 2+.

Oksidacijsko stanje elementa u spoju određuje se prema pravilima:

1. Stepen oksidacije elementa u jednostavnim supstancama je nula.

2. Neki elementi u skoro svim njihovim jedinjenjima pokazuju konstantno oksidaciono stanje. Ovi elementi uključuju:

Ima oksidacijsko stanje +1 (sa izuzetkom metalnih hidrida).

O ima oksidacijsko stanje od -2 (sa izuzetkom fluorida).

3. Elementi grupa I, II i III glavnih podgrupa Periodnog sistema elemenata D.I. Mendeljejeva imaju konstantno oksidaciono stanje jednako broju grupe.

Elementi Na, Ba, Al: oksidaciono stanje +1, +2, +3, respektivno.

4. Za elemente koji imaju promjenjivo oksidacijsko stanje, postoji koncept višeg i nižeg oksidacijskog stanja.

Najveće oksidaciono stanje elementa jednako je broju grupe Periodnog sistema elemenata D.I. Mendeljejeva, u kojoj se element nalazi.

Elementi N, Cl: najveće oksidaciono stanje je +5, +7, respektivno.

Najniže stanje oksidacije elementa jednako je broju grupe Periodnog sistema elemenata D.I. Mendelejeva, u kojem se element nalazi minus osam.

Elementi N, Cl: najniže oksidaciono stanje je -3, -1, respektivno.

5. Kod jednoelementnih jona, oksidaciono stanje elementa je jednako naelektrisanju jona.

Fe 3+ - oksidaciono stanje je +3; S 2- - oksidaciono stanje je -2.

6. Zbir oksidacionih stanja svih atoma elemenata u molekulu je nula.

KNO 3 ; (+1) + X+ 3 (-2) = 0; X = +5. Oksidacijsko stanje dušika je +5.

7. Zbir oksidacionih stanja svih atoma elemenata u jonu jednak je naboju jona.

SO 4 2- ; X+ 4 (-2) = -2; X= +6. Oksidacijsko stanje sumpora je +6.

8. U jedinjenjima koja se sastoje od dva elementa, element koji je napisan desno uvijek ima najniže oksidacijsko stanje.

Reakcije u kojima se mijenja oksidacijsko stanje elemenata nazivaju se redoks reakcije /ORD/. Ove reakcije se sastoje od procesa oksidacije i redukcije.

Oksidacija Proces doniranja elektrona elementom koji je dio atoma, molekula ili jona naziva se.

Al 0 - 3e \u003d Al 3+

H 2 - 2e \u003d 2H +

Fe 2+ - e \u003d Fe 3+

2Cl - - 2e \u003d Cl 2

Kada se oksidira, oksidacijsko stanje elementa se povećava. Supstanca (atom, molekula ili ion) koja sadrži element koji donira elektrone naziva se redukcijski agens. Al, H 2 , Fe 2+, Cl - - redukcioni agensi. Redukciono sredstvo je oksidirano.

Oporavak Proces dodavanja elektrona elementu koji je dio atoma, molekula ili jona naziva se.

Cl 2 + 2e \u003d 2Cl -

Fe 3+ + e \u003d Fe 2+

Kada se reducira, oksidaciono stanje elementa se smanjuje. Supstanca (atom, molekula ili jon) koja sadrži element koji prihvata elektrone naziva se oksidaciono sredstvo. S, Fe 3+, Cl 2 su oksidanti. Oksidant se obnavlja.

Ukupan broj elektrona u sistemu tokom hemijske reakcije se ne menja. Broj elektrona doniranih redukcijskim agensom jednak je broju elektrona vezanih uz oksidacijsko sredstvo.

Za sastavljanje jednadžbe redoks reakcije (ORR) u otopinama koristi se ionsko-elektronska metoda (metoda polureakcije).

OVR se može pojaviti u kiselom, neutralnom ili alkalnom okruženju. Jednačine reakcije uzimaju u obzir moguće učešće molekula vode (HOH) i onih sadržanih u otopini, ovisno o prirodi medija, višak H + ili OH - iona:

u kiseloj sredini - HOH i H + joni;

u neutralnom okruženju - samo HOH;

u alkalnoj sredini - HOH i OH - joni.

Prilikom sastavljanja OVR jednadžbi potrebno je pridržavati se određenog niza:

1. Napišite shemu reakcije.

2. Odrediti elemente koji su promijenili svoje oksidacijsko stanje.

3. Napišite dijagram u kratkom ionsko-molekularnom obliku: jaki elektroliti u obliku jona, slabi elektroliti u obliku molekula.

4. Sastaviti jednadžbe za procese oksidacije i redukcije (jednačina polureakcija). Da biste to učinili, zapišite elemente koji mijenjaju stupanj oksidacije u obliku stvarnih čestica (jona, atoma, molekula) i izjednačite broj svakog elementa u lijevom i desnom dijelu polu-reakcije.

Bilješka:

Ako izvorna tvar sadrži manje atoma kisika nego proizvodi (P PO 4 3-), tada nedostatak kisika nadoknađuje okolina.

Ako izvorna tvar sadrži više atoma kisika nego produkti (SO 4 2-SO 2), tada je oslobođeni kisik vezan za medij.

5. Izjednačite lijevi i desni dio jednačine brojem naboja. Da biste to učinili, dodajte ili oduzmite potreban broj elektrona.

6. Odaberite faktore za polu-reakcije oksidacije i redukcije tako da broj elektrona tokom oksidacije bude jednak broju elektrona tokom redukcije.

7. Sumirati polu-reakcije oksidacije i redukcije, uzimajući u obzir pronađene faktore.

8. Zapišite rezultirajuću ionsko-molekularnu jednačinu u molekularnom obliku.

9. Izvršite test kiseonika.

Postoje tri vrste redoks reakcija:

a) Intermolekularne - reakcije u kojima se mijenja oksidacijsko stanje za elemente koji čine različite molekule.

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

b) Intramolekularne - reakcije u kojima se mijenja oksidacijsko stanje za elemente koji čine jedan molekul.

1. Kako odrediti redoks reakciju?

Postoje različite klasifikacije hemijskih reakcija. Jedan od njih uključuje one u kojima tvari koje međusobno djeluju (ili sama tvar) mijenjaju oksidaciona stanja elemenata.

Kao primjer, razmotrite dvije reakcije:

Zn 0 + 2H +1 C1 -1 \u003d Zn +2 Cl 2 -1 + H 2 0 (1)
H +1 Cl -1 + K +1 O -2 H +1 = K +1 Cl -1 + H 2 +1 O -2 (2)

Reakcija (1) uključuje cink i hlorovodonične kiseline. Cink i vodik mijenjaju svoja oksidaciona stanja, hlor ostavlja nepromijenjeno oksidacijsko stanje:

Zn 0 - 2e = Zn 2+
2H + 1 + 2e \u003d H 2 0
2Cl -1 \u003d 2 Cl -1

I u reakciji (2), ( reakcija neutralizacije), hlor, vodonik, kalijum i kiseonik ne menjaju svoja oksidaciona stanja: Cl -1 = Cl -1, H +1 = H +1, K +1 = K +1, O -2 = O -2; Reakcija (1) pripada redoks reakciji, a reakcija (2) drugoj vrsti.

Hemijske reakcije koje se provode s promjenomoksidaciona stanja elemenatanazivaju se redoks.

Da bi se odredila redoks reakcija, potrebno je ustanoviti stepenema oksidacije elemenata na lijevoj i desnoj strani jednačine. Za to je potrebno znati kako odrediti oksidacijsko stanje elementa.

U slučaju reakcije (1), elementi Zn i H mijenjaju svoja stanja gubljenjem ili dobijanjem elektrona. Cink, dajući 2 elektrona, prelazi u ionsko stanje - postaje Kation Zn 2+. U ovom slučaju, proces oporavak a cink se oksidira. Vodonik dobija 2 elektrona, pokazuje oksidativno svojstva, sama u procesu reakcije oporavlja se.

2. Definicijaoksidaciona stanja elemenata.

Oksidacijsko stanje elemenata u njegovim jedinjenjima određuje se na osnovu stava da je ukupni ukupni naboj oksidacionih stanja svih elemenata datog jedinjenja nula. Na primjer, u jedinjenju H 3 PO 4, oksidacijsko stanje vodonika je +1, fosfora je +5, a kisika -2; Nakon što smo napravili matematičku jednačinu, to određujemo u zbiru broj čestica(atomi ili joni) imat će naboj jednak nuli: (+1)x3+(+5)+(-2)x4 = 0

Ali u ovom primjeru, oksidacijska stanja elemenata su već postavljena. Kako se može odrediti stepen oksidacije sumpora, na primjer, u spoju natrijum tiosulfat Na 2 S 2 O 3, ili mangan u jedinjenju kalijum permanganat- KMnO 4 ? Za ovo morate znati konstantna oksidaciona stanja niza elemenata. Oni imaju sljedeća značenja:

1) Elementi I grupe periodnog sistema (uključujući vodonik u kombinaciji sa nemetalima) +1;
2) Elementi II grupe periodnog sistema +2;
3) Elementi III grupe periodnog sistema +3;
4) Kiseonik (osim u kombinaciji sa fluorom ili u peroksidnim jedinjenjima) -2;

Na osnovu ovih konstantnih vrijednosti oksidacijskih stanja (za natrij i kisik) određujemo oksidacijskom stanju sumpor u jedinjenju Na 2 S 2 O 3. Budući da ukupni naboj svih oksidacionih stanja elemenata čiji sastav to odražava formula spoja, jednak je nuli, što označava nepoznati naboj sumpora " 2X”(pošto u formuli postoje dva atoma sumpora), sastavljamo sljedeću matematičku jednačinu:

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

Rješavajući ovu jednačinu za 2 x, dobijamo

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

Prema tome, oksidaciono stanje sumpora u jedinjenju Na 2 S 2 O 3 je (+2). Ali hoće li zaista uvijek biti potrebno koristiti tako nezgodnu metodu za određivanje oksidacijskih stanja određenih elemenata u spojevima? Naravno ne uvek. Na primjer, za binarne spojeve: okside, sulfide, nitride, itd., možete koristiti takozvanu "cross-over" metodu za određivanje oksidacijskih stanja. Recimo dato formula spoja:titanijum oksid– Ti 2 O 3 . Jednostavnom matematičkom analizom, zasnovanom na činjenici da nam je oksidaciono stanje kiseonika poznato i da je jednako (-2): Ti 2 O 3, lako je utvrditi da će oksidaciono stanje titana biti jednako ( +3). Ili, na primjer, zajedno metan CH 4 poznato je da je oksidaciono stanje vodonika (+1), tada nije teško odrediti oksidaciono stanje ugljenika. Odgovaraće u formuli ovog jedinjenja (-4). Takođe, metodom "kris-cross" nije teško ustanoviti da ako se sljedeće formula spoja Cr 4 Si 3, tada je stepen oksidacije hroma u njega (+3), a silicijuma (-4).
Za soli to također nije teško. I nije bitno da li je dato ili srednje soli ili kisela sol. U ovim slučajevima potrebno je poći od kiseline koja stvara soli. Na primjer, data sol natrijum nitrat(NaNO3). Poznato je da je derivat azotne kiseline (HNO 3), a u ovom jedinjenju je stepen oksidacije azota (+5), pa je i u njegovoj soli - natrijum nitratu stepen oksidacije azota (+5 ). soda bikarbona(NaHCO 3) je kisela so ugljene kiseline (H 2 CO 3). Kao iu kiselini, oksidacijsko stanje ugljika u ovoj soli će biti (+4).

Treba napomenuti da oksidaciona stanja u jedinjenjima: metala i nemetala (prilikom sastavljanja elektronske ravnotežne jednačine) jednaki su nuli: K 0, Ca 0, Al 0, H 2 0, Cl 2 0, N 2 0 Kao primjer dajemo oksidaciona stanja najtipičnijih elemenata:

Samo oksidanti su supstance koje imaju maksimalno, obično pozitivno, oksidaciono stanje, na primer: KCl +7 O 4, H 2 S +6 O 4, K 2 Cr +6 O 4, HN +5 O 3, KMn +7 O 4 . Ovo je lako dokazati. Ako bi ova jedinjenja mogla da budu redukcioni agensi, onda bi u ovim stanjima morali da doniraju elektrone:

Cl +7 - e \u003d Cl +8
S +6 - e \u003d S +7

Ali elementi hlor i sumpor ne mogu postojati u takvim oksidacionim stanjima. Slično, samo redukcioni agensi su supstance koje imaju minimalno, po pravilu, negativno oksidaciono stanje, na primer: H 2 S -2, HJ -, N -3 H 3. U procesu redoks reakcija takva jedinjenja ne mogu da oksidiraju. agensi, pošto bi morali da dodaju elektrone:

S-2 + e = S-3
J - + e \u003d J -2

Ali za sumpor i jod, joni s takvim stupnjevima oksidacije nisu tipični. Elementi sa srednjim oksidacionim stanjima, na primjer N+1, N+4, S+4, Cl+3, C+2, mogu pokazivati ​​i oksidirajuća i redukcijska svojstva.

3 . Vrste redoks reakcija.

Postoje četiri vrste redoks reakcija.

1) Intermolekularne redoks reakcije.
Najčešći tip reakcije. Ove reakcije se mijenjaju oksidaciona stanjaelementi u različitim molekulima, na primjer:

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

Bi +3 - 3 e= Bi0

sn+2+2 e= Sn+4

2) Vrsta intermolekularne redoks reakcije je reakcija proporcionalno, u kojoj su oksidacijski i redukcijski agensi atomi istog elementa: u ovoj reakciji dva atoma istog elementa s različitim oksidacijskim stanjima formiraju jedan atom s različitim oksidacijskim stanjem:

SO 2 +4 + 2H 2 S -2 \u003d 3S 0 + 2H 2 O

S-2-2 e= S 0

S+4+4 e= S 0

3) Reakcije disproporcionalnost izvode se ako su oksidacijski i redukcijski agensi atomi istog elementa, ili jedan atom elementa s jednim oksidacijskim stanjem formira spoj s dva oksidacijska stanja:

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

N +4 - e=N+5

N+4+ e= N+3

4) Intramolekularni redoks reakcije se javljaju kada su oksidirajući atom i redukcijski atom u istoj tvari, na primjer:

N -3 H 4 N +5 O 3 \u003d N +1 2 O + 2H 2 O

2N -3 - 8 e=2N+1

2N+5+8 e= 2N+1

4 . Mehanizam redoks reakcija.

Redoks reakcije se odvijaju zbog prijenosa elektrona s atoma jednog elementa na drugi. Ako atom ili molekula izgube elektrone, tada se ovaj proces naziva oksidacija, a ovaj atom je redukcijski agens, na primjer:

Al 0 - 3 e=Al3+

2Cl - - 2 e= Cl 2 0

Fe 2+ - e= Fe3+

U ovim primjerima Al 0 , Cl - , Fe 2+ su redukcijski agensi, a procesi njihove transformacije u spojeve Al 3+, Cl 2 0, Fe 3+ nazivaju se oksidativnim. Ako atom ili molekula steknu elektrone, tada se takav proces naziva redukcija, a ovaj atom je oksidacijsko sredstvo, na primjer:

Ca 2+ + 2 e= Ca0

Cl 2 0 + 2 e= 2Cl -

Fe3+ + e= Fe 2+

Oksidirajuća sredstva su, po pravilu, nemetali (S, Cl 2, F 2, O 2) ili metalna jedinjenja sa maksimalnim oksidacionim stanjem (Mn +7, Cr +6, Fe +3). Redukcioni agensi su metali (K, Ca, Al) ili jedinjenja nemetala koji imaju minimalno oksidaciono stanje (S -2, Cl -1, N -3, P -3);

Redox jednadžbe se razlikuju od molekularne jednačine druge reakcije zbog poteškoća u odabiru koeficijenata ispred reaktanata i produkta reakcije. Za ovu upotrebu metoda elektronske ravnoteže, ili metoda elektron-jonskih jednačina(ponekad se ovo drugo zove " metoda polureakcije"). Kao primjer sastavljanja jednadžbi za redoks reakcije, razmotrite proces u kojem koncentrovane sumporne kiseline(H 2 SO 4) će reagovati sa vodonik jodidom (HJ):

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

Prije svega, hajde da to utvrdimo oksidacijskom stanju jod u vodonik-jodidu je (-1), a sumpor u sumpornoj kiselini: (+6). Tokom reakcije, jod (-1) će se oksidirati u molekularno stanje, a sumpor (+6) će se reducirati u oksidaciono stanje (-2) - sumporovodik:

J - → J 0 2
S+6 → S-2

Da bi to bilo neophodno uzeti u obzir brojčestice atomi u lijevom i desnom dijelu polureakcije trebali bi biti isti

2J - - 2 e→ J 0 2
S+6+8 e→S-2

Postavljanjem vertikalne linije na desnoj strani ove polureakcione šeme određujemo koeficijente reakcije:

2J - - 2 e→ J 0 2 |8
S+6+8 e→ S-2 |2

Smanjenjem za "2" dobijamo konačne vrednosti koeficijenata:

2J - - 2 e→ J 0 2 |4
S+6+8 e→ S-2 |1

Hajde da sumiramo pod ovom šemom polureakcije horizontalnu liniju i sumirajte reakciju broj čestica atomi:

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

Nakon toga je neophodno. Zamjenom dobijenih vrijednosti koeficijenata u molekularnu jednadžbu dovodimo je u ovaj oblik:

8HJ + H 2 SO 4 \u003d 4J 2 + H 2 S + H 2 O

Izbrojavši broj atoma vodika u lijevom i desnom dijelu jednačine, uvjerit ćemo se da koeficijent "4" ispred vode treba ispraviti, dobićemo kompletnu jednačinu:

8HJ + H 2 SO 4 \u003d 4J 2 + H 2 S + 4H 2 O

Ova jednačina se može napisati pomoću elektronski metodjonski balans. U ovom slučaju nema potrebe za korekcijom koeficijenta ispred molekula vode. Jednačina je sastavljena na osnovu disocijacije jona jedinjenja koja učestvuju u reakciji: Na primer, disocijacija sumporne kiseline dovodi do stvaranja dva vodikova protona i sulfatnog anjona:

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-

Slično, disocijacija jodovodika i sumporovodika može se zapisati:

HJ ↔ H + + J -
H 2 S ↔ 2H + + S 2-

J 2 se ne razdvaja. Takođe praktično ne odvaja H 2 O. Kompilacija jednačine polu-reakcije jer jod ostaje isti:

2J - - 2 e→ J 0 2
Polureakcija za atome sumpora imat će sljedeći oblik:

SO 4 -2 → S -2

Budući da na desnoj strani polureakcije nedostaju četiri atoma kisika, ova količina mora biti uravnotežena s vodom:

SO 4 -2 → S -2 + 4H 2 O

Zatim, u lijevom dijelu polureakcije, potrebno je kompenzirati atome vodika zbog protona (pošto je reakcija medija kisela):

SO 4 2- + 8H + → S -2 + 4H 2 O

Izbrojavši broj elektrona koji prolaze, dobijamo kompletan zapis jednačine u smislu metoda polureakcije:

SO 4 2- + 8H + + 8 e→ S -2 + 4H 2 O

Sumirajući obe polureakcije, dobijamo elektronska jednadžba ravnoteže:

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

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

Iz ovog unosa proizilazi da je metoda elektron-jonska jednačina daje potpuniju sliku redoks reakcije od metoda elektronske ravnoteže. Broj elektrona uključenih u proces je isti za obje metode ravnoteže, ali u drugom slučaju, broj protona i molekula vode uključenih u redoks proces se takoreći "automatski".

Analizirajmo nekoliko specifičnih slučajeva redoks reakcija koji se mogu sastaviti ovom metodom elektron-jonski balans. Neki redoks procesi se provode uz učešće alkalne sredine, na primer:

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

U ovoj reakciji redukciono sredstvo je jon hromita (CrO 2 -), koji se oksidira u hromat ion (CrO -2 4). Oksidant - brom (Br 0 2) reducira se u bromidni jon (Br -):
CrO 2 - → CrO 4 2-
Br 0 2 → 2 Br -

Budući da se reakcija odvija u alkalnom mediju, prva polu-reakcija mora biti sastavljena uzimajući u obzir hidroksidne ione (OH -):
CrO 2 - + 4OH - - 3 e\u003d CrO 2- 4 + 2H 2 O

Drugu polureakciju sastavljamo na već poznat način:
CrO 2 - + 4OH - -3 e\u003d CrO 4 2 - + 2H 2 O | 2
Br 0 2 + 2 e= Br - |3
__________
2CrO 2 - + 3Br 2 0 + 8OH - \u003d 2CrO 2- 4 + 6Br - + 4H 2 O

Nakon ovoga, potrebno je urediti koeficijente u jednadžbi reakcije i potpuno molekularna jednačina ovog redoks procesa će poprimiti oblik:

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

U velikom broju slučajeva u redoks reakciji istovremeno sudjeluju nerazdvojive tvari. Na primjer:

AsH 3 + HNO 3 \u003d H 3 AsO 4 + NO 2 + 4H 2 O

Onda metoda polureakcije sastavlja se uzimajući u obzir ovaj proces:

AsH 3 + 4H 2 O - 8 e\u003d AsO 4 3- + 11H + | 1
NO 3 + 2H + + e= NO 2 + H 2 O | 8

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

molekularna jednačinaće poprimiti oblik:

AsH 3 + 8HNO 3 \u003d H 3 AsO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O.

Redoks reakcije su ponekad praćene istovremenim procesom oksidacije-redukcije nekoliko supstanci. Na primjer, u reakciji s bakrenim sulfidom stupa u interakciju koncentrovane azotne kiseline:

Cu 2 S + HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + H 2 SO 4 + NO + H 2 O

Redox proces uključuje atome bakra, sumpora i dušika. Prilikom sastavljanja jednačine metoda polureakcije moraju se uzeti u obzir sljedeći koraci:

Cu + → Cu 2+
S 2- → S +6
N5+ → N+2

U ovoj situaciji potrebno je kombinirati procese oksidacije i redukcije u jednoj fazi:

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

Pri čemu će redoks polu-reakcija poprimiti oblik:

2Cu + - 2 e→ 2Cu 2+
S 2- - 8 e→ S 6+ 3 ( procesi oporavka)
_______________________
N 5+ + 3 e→ N 2+ 10 (proces oksidacije)
_____________________________________

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

Na kraju jednadžba molekularne reakcijeće poprimiti oblik:

3Cu 2 S + 22HNO 3 \u003d 6Cu (NO 3) 2 + 3H 2 SO 4 + 10NO + 8H 2 O.

Posebnu pažnju treba obratiti na redoks reakcije koje uključuju organske supstance. Na primjer, kada se glukoza oksidira kalijum permanganat u kiseloj sredini dolazi do sljedeće reakcije:

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

Prilikom sastavljanja bilansa stanja metoda polureakcije Konverzija glukoze uzima u obzir odsustvo njene disocijacije, ali se korekcija broja atoma vodika vrši zbog protona i molekula vode:

C 6 H 12 O 6 + 6H 2 O - 24 e\u003d 6CO 2 + 24H +

Polureakcija koja uključuje kalijum permanganatće poprimiti oblik:

MnO 4 - + 8H + + 5 e\u003d Mn 2+ + 4H 2 O

Kao rezultat, dobijamo sljedeću shemu redoks procesa:

C 6 H 12 O 6 + 6H 2 O - 24 e= 6CO 2 + 24H + | pet
MnO 4 - + 8H + + 5 e= Mn +2 + 4H 2 O | 24
___________________________________________________

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

Smanjenjem broja protona i molekula vode na lijevoj i desnoj strani polureakcije, dobijamo finale molekularna jednačina:

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

5. Utjecaj okoline na prirodu toka redoks reakcija.

Ovisno o mediju (višak H +, neutralan, višak OH -), priroda reakcije između istih supstanci može se promijeniti. Obično se koristi za stvaranje kiselog okruženja sumporna kiselina(H 2 SO 4), Azotna kiselina(HNO 3), hlorovodonična kiselina (HCl), kao OH medij se koristi natrijum hidroksid (NaOH) ili kalijum hidroksid (KOH). Na primjer, pokazaćemo kako okruženje utiče kalijum permanganat(KMnO 4). i produkti njegove reakcije:

Na primjer, uzmimo Na 2 SO 3 kao redukcijsko sredstvo, KMnO 4 kao oksidant

U kiseloj sredini:

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

U neutralnom (ili blago alkalnom):

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

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

U visoko alkalnom okruženju:

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 e→ SO 4 2- + H 2 O | 1
MnO4 - + e→ MnO 4 2 |2
____________________________________

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

Vodikov peroksid(H 2 O 2), ovisno o okruženju, obnavlja se prema shemi:

1) Kisela sredina (H +) H 2 O 2 + 2H + + 2 e→ 2H2O

2) Neutralna sredina (H 2 O) H 2 O 2 + 2 e→ 2OH

3) Alkalna sredina (OH -) H 2 O 2 + 2 e→ 2OH

Vodikov peroksid(H 2 O 2) djeluje kao oksidant:

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

Fe 2+ - e= Fe3+ |2
H 2 O 2 + 2H + + 2 e\u003d 2H 2 O | 1
________________________________
2Fe 2+ + H 2 O 2 + 2H + → 2Fe 3+ + 2 H 2 O

Međutim, pri susretu sa vrlo jakim oksidantima (KMnO 4) Vodikov peroksid(H 2 O 2) djeluje kao redukcijski agens:

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

6. Određivanje produkata redoks reakcija.

U praktičnom dijelu ove teme razmatraju se redoks procesi, koji označavaju samo početne reagense. Obično je potrebno odrediti produkte reakcije. Na primjer, reakcija uključuje gvožđe hlorid(FeCl 3) i kalijum jodid(KJ):

FeCl 3 + KJ = A + B + C

potrebno za instalaciju složene formule A, B, C, nastali kao rezultat redoks procesa.

Početna oksidaciona stanja reagenasa su sljedeća: Fe 3+ , Cl - , K + , J - . Lako je pretpostaviti da Fe 3+, budući da je oksidant (ima maksimalno oksidaciono stanje), može samo smanjiti svoje oksidaciono stanje na Fe 2+:

Fe3+ + e= Fe 2+

Jon klorida i jon kalija u reakciji ne mijenjaju svoje oksidaciono stanje, a jodidni joni mogu samo povećati svoje oksidaciono stanje, tj. idi na stanje J 2 0:

2J - - 2 e= J 2 0

Kao rezultat reakcije, osim redoks procesa, postojat će reakcija razmene između FeCl 3 i KJ, ali uzimajući u obzir promjenu oksidacijskih stanja, reakcija se ne određuje prema ovoj shemi:

FeCl 3 + KJ = FeJ 3 + KCl,

ali će poprimiti formu

FeCl 3 + KJ = FeJ 2 + KCl,

gdje je proizvod C jedinjenje J 2 0:

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

Fe3+ + e═> Fe2+ |2

2J - - 2 e═> J 2 0 |1

________________________________

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

U budućnosti, pri određivanju produkata redoks procesa, možete koristiti takozvani "elevator sistem". Njegov princip je da se svaka redoks reakcija može predstaviti kao kretanje liftova u višespratnoj zgradi u dva međusobno suprotna smjera. Štaviše, "podovi" će biti oksidaciona stanja relevantne elemente. Budući da je bilo koja od dvije polureakcije u redoks procesu praćena ili smanjenjem ili povećanjem oksidaciona stanja ovog ili onog elementa, onda se jednostavnim rasuđivanjem može pretpostaviti o njihovim mogućim oksidacijskim stanjima u nastalim produktima reakcije.

Kao primjer, razmotrite reakciju u kojoj sumpor reagira s koncentrovani rastvor natrijum hidroksida ( NaOH):

S + NaOH (konc) = (A) + (B) + H 2 O

Budući da će se u ovoj reakciji promjene dogoditi samo s oksidacijskim stanjima sumpora, radi jasnoće, nacrtat ćemo dijagram njegovih mogućih stanja:

Jedinjenja (A) i (B) ne mogu istovremeno biti stanja sumpora S+4 i S+6, jer bi se u tom slučaju proces odvijao samo oslobađanjem elektrona, tj. bilo bi regenerativno:

S 0 - 4 e=S+4

S 0 - 6 e=S+6

Ali to bi bilo suprotno principu redoks procesa. Tada treba pretpostaviti da u jednom slučaju proces treba da teče oslobađanjem elektrona, au drugom slučaju da se kreće u suprotnom smjeru, tj. biti oksidativno:

S 0 - 4 e=S+4

S 0 + 2 e=S-2

S druge strane, kolika je vjerovatnoća da će proces oporavka biti sproveden do stanja S+4 ili do S+6? Budući da se reakcija odvija u alkalnoj, a ne u kiseloj sredini, njena oksidaciona sposobnost je mnogo niža, stoga je stvaranje spoja S +4 u ovoj reakciji poželjnije nego S +6. Stoga će konačna reakcija poprimiti oblik:

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

S 0 +2 e= S - 2 | 4 | 2

S 0 + 6OH - - 4 e= SO 3 2 - + 3H 2 O | 2 | jedan

3S 0 + 6OH - \u003d 2S - 2 + SO 3 2 - + 3H 2 O

Kao drugi primjer, razmotrite sljedeću reakciju između fosfina i koncentrovane azotne kiseline(HNO3) :

PH 3 + HNO 3 \u003d (A) + (B) + H 2 O

U ovom slučaju imamo različite stepene oksidacije fosfora i azota. Radi jasnoće predstavljamo dijagrame stanja njihovih oksidacionih stanja.

Fosfor u oksidacionom stanju (-3) će pokazivati ​​samo redukciona svojstva, pa će u reakciji povećati svoje oksidaciono stanje. Azotna kiselina sam po sebi je jako oksidaciono sredstvo i stvara kiselu sredinu, pa će fosfor iz stanja (-3) dostići svoje maksimalno oksidaciono stanje (+5).

Nasuprot tome, dušik će smanjiti svoje oksidacijsko stanje. U reakcijama ovog tipa, obično do stanja (+4).

Nadalje, nije teško pretpostaviti da fosfor u stanju (+5), koji je proizvod (A), može biti samo fosforna kiselina H 3 PO 4, budući da je reakcioni medij jako kiseo. Dušik u takvim slučajevima obično poprima oksidaciono stanje (+2) ili (+4), češće (+4). Dakle, proizvod (B) će biti Dušikov oksid NO2. Ostaje samo riješiti ovu jednačinu metodom ravnoteže:

P - 3 - 8 e= P+5 | jedan
N+ 5 + e= N+4 | 8

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

PH 3 + 8HNO 3 \u003d H 3 PO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O

stranice, uz potpuno ili djelomično kopiranje materijala, obavezan je link na izvor.

Oksidacijsko stanje

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

Najelektronegativniji elementi u spoju imaju negativna oksidaciona stanja, dok su atomi elemenata s manje elektronegativnosti pozitivni.

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

Na primjer:

N2H4 (hidrazin)

oksidaciono stanje azota - -2; valencija azota - 3.

Proračun stepena oksidacije

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

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

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

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

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

primjeri:

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

Reakcije bez i sa promjenom oksidacijskog stanja

Postoje dvije vrste hemijskih reakcija:

Reakcije u kojima se oksidacijsko stanje elemenata ne mijenja:

Reakcije sabiranja

SO 2 + Na 2 O → Na 2 SO 3

Reakcije razgradnje

Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O

Reakcije razmjene

AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O

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

2Mg 0 + O 2 0 → 2Mg +2 O -2

2KCl +5 O 3 -2 →2KCl -1 + 3O 2 0

2KI -1 + Cl 2 0 → 2KCl -1 + I 2 0

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

Takve reakcije se nazivaju redoks reakcije.

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

Oksidacija, redukcija

Shodno tome, razlikuju se dva glavna učesnika u redoks reakcijama: oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo. Proces doniranja elektrona je oksidacija. Kada se oksidira, oksidacijsko stanje se povećava. Oksidacijsko sredstvo tokom reakcije snižava svoje oksidacijsko stanje, obnavljajući se. Ovdje je potrebno napraviti razliku između kemijskog elementa-oksidacijskog agensa i agensa za oksidaciju tvari.

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

Redukciono sredstvo povećava svoje oksidaciono stanje oksidacijom tokom reakcije. Kao i u slučaju oksidacionog sredstva, treba razlikovati redukciono sredstvo i redukcijski hemijski element. Provodeći reakciju redukcije aldehida u alkohol, ne možemo jednostavno uzeti vodonik sa oksidacijskim stanjem od -1, već uzeti malo hidrida, najbolje je litij aluminij hidrid.

H -1 - redukciono sredstvo; NaH -1 i LiAlH -1 4 - redukcioni agensi.
U redoks reakcijama, potpuni prijenos elektrona sa redukcijskog agensa na oksidacijski agens je izuzetno rijedak, jer ima malo spojeva s ionskim vezama. Ali kada se slažu koeficijenti, polazimo od pretpostavke da se takav prijelaz ipak dogodi. Ovo omogućava pravilno određivanje glavnih koeficijenata ispred formula oksidacionog agensa i redukcionog sredstva.
5H 2 SO 3 + 2KMnO 4 \u003d 2H 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
S +4 – 2e → S +6 5 - redukciono sredstvo, oksidacija
Mn +7 + 5e → Mn +2 2 - oksidant, redukcija

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

Redox svojstva tvari i stupanj oksidacije njenih sastavnih atoma

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

Najvažniji redukcioni agensi i oksidanti

Regeneratori:

metali,

vodonik,

ugalj.

Ugljen monoksid (II) (CO).

Vodonik sulfid (H 2 S);

sumpor oksid (IV) (SO 2);

sumporna kiselina H 2 SO 3 i njene soli.

Halovodične kiseline i njihove soli.

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

Dušična kiselina HNO 2 ;

amonijak NH 3 ;

hidrazin NH 2 NH 2 ;

dušikov oksid (II) (NO).

katoda u elektrolizi.

Oksidatori

Halogeni.

Kalijum permanganat (KMnO 4);

kalijum manganat (K 2 MnO 4);

mangan (IV) oksid (MnO 2).

Kalijum dihromat (K 2 Cr 2 O 7);

kalijum hromat (K 2 CrO 4).

Dušična kiselina (HNO 3).

Sumporna kiselina (H 2 SO 4) konc.

Bakar(II) oksid (CuO);

olovo(IV) oksid (PbO 2);

srebrni oksid (Ag 2 O);

vodonik peroksid (H 2 O 2).

Gvožđe(III) hlorid (FeCl 3).

Bertoletova so (KClO 3).

Anoda u elektrolizi.

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

Za referentnu tačku potencijala uzeta je polureakcija: 2H + + 2ē ® H 2, za koju je E 0 =0

Za polureakcije M n+ + nē ® M 0 , E 0 se naziva standardnim elektrodnim potencijalom. Prema veličini ovog potencijala, uobičajeno je rasporediti metale u niz standardnih elektrodnih potencijala (niz metalnih napona):

Brojni naponi karakterišu hemijska svojstva metala:

1. Što se metal više nalazi u nizu napona, to je jača njegova redukciona sposobnost i slabija oksidaciona sposobnost njegovog jona u rastvoru (tj. lakše odaje elektrone (oksidira) i to teže je da njeni ioni vezuju elektrone nazad).

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

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

Galvanske ćelije

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

Ako spojite vanjske krajeve elektroda (polove elementa) žicom, tada iz metala, koji ima nižu vrijednost potencijala, elektroni počinju da se kreću prema metalu koji ima veću (na primjer, od Zn do Pb). Bjekstvo elektrona narušava ravnotežu koja postoji između metala i njegovih jona u otopini i uzrokuje da novi broj iona prijeđe u otopinu – metal se postepeno otapa. U isto vrijeme, elektroni koji prelaze na drugi metal ispuštaju ione u otopini blizu njegove površine - metal se oslobađa iz otopine. Elektroda na kojoj dolazi do oksidacije naziva se anoda. Elektroda na kojoj se vrši redukcija naziva se katoda. U olovno-cink ćeliji, cinkova elektroda je anoda, a olovna elektroda je katoda.

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

Zn – 2ē → Zn 2+

Pb 2+ + 2ē → Pb

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

Zn + Pb(NO 3) 2 → Pb + Zn(NO 3) 2

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

Imat će takvu vrijednost pod uvjetom da su metali uronjeni u otopine u kojima je koncentracija iona 1 g-ion/l. Pri drugim koncentracijama otopina, vrijednosti elektrodnih potencijala bit će nešto drugačije. Mogu se izračunati pomoću formule:

E \u003d E 0 + (0,058 / n) lgC

gdje je E željeni potencijal metala (u voltima)

E 0 - njegov normalan potencijal

n - valencija metalnih jona

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

Primjer

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

Rješenje

Izračunavamo potencijal cinkove elektrode:

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

Izračunavamo potencijal olovne elektrode:

E Pb \u003d -0,13 + (0,058 / 2) lg 2 = -0,13 + 0,029 0,3010 = -0,12 v

Pronađite elektromotornu silu elementa:

E. d. s. = -0,12 - (-0,79) = 0,67v

Elektroliza

elektrolizom Proces razgradnje tvari električnom strujom naziva se.

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

Za pretvaranje različitih iona u neutralne atome ili grupe atoma potrebni su različiti naponi električne struje. Neki joni gube naboj lakše, drugi teže. Stepen lakoće s kojom se metalni joni ispuštaju (priključuju elektrone) određen je položajem metala u nizu napona. Što se metal više nalazi u nizu napona, to je veći njegov negativni potencijal (ili manje pozitivan potencijal), to se teže, pod jednakim uslovima, njegovi ioni ispuštaju (Au 3+, Ag + joni se najlakše ispuštaju). ispušteni; Li +, Rb +, K su najteži +).

Ako se u otopini istovremeno nalaze joni nekoliko metala, tada se prvi ispuštaju ioni metala s nižim negativnim potencijalom (ili većim pozitivnim potencijalom). Na primjer, iz otopine koja sadrži ione Zn 2+ i Cu 2+, prvo se oslobađa metalni bakar. Ali vrijednost potencijala metala također ovisi o koncentraciji njegovih jona u otopini; lakoća pražnjenja jona svakog metala također se mijenja na isti način u zavisnosti od njihove koncentracije: povećanje koncentracije olakšava pražnjenje iona, smanjenje otežava. Stoga se prilikom elektrolize otopine koja sadrži ione nekoliko metala može dogoditi da do oslobađanja aktivnijeg metala dođe prije nego do oslobađanja manje aktivnog (ako je koncentracija iona prvog metala značajna, a drugi je veoma nizak).

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

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

4OH → 2H 2 O + O 2

Kao rezultat, kisik se oslobađa na anodi.

Elektroliza rastvora nikl hlorida NiCl 2

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

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

Dakle, na katodi proces oporavka, na anodi - proces oksidacije.

Elektroliza rastvora kalijum jodida KI

Kalijum jodid je u rastvoru u obliku K+ i I - jona. Kada se struja prođe, K+ joni se kreću ka katodi, I - joni se kreću ka anodi. Ali pošto je kalijum u nizu napona mnogo levo od vodonika, na katodi se ne ispuštaju joni kalijuma, već vodikovi joni vode. Nastali atomi vodika se kombinuju u molekule H 2 i tako se vodik oslobađa na katodi.

Kako se ioni vodonika ispuštaju, sve više molekula vode se disocira, zbog čega se na katodi akumuliraju hidroksidni joni (oslobođeni iz molekula vode), kao i joni K+ koji se neprekidno kreću prema katodi. Formira se rastvor KOH.

Na anodi se oslobađa jod, jer se I - joni lakše ispuštaju od vodenih hidroksilnih jona.

Elektroliza rastvora kalijum sulfata

Rastvor sadrži jone K+, SO4 2- i ione H+ i OH - iz vode. Budući da se joni K+ teže isprazne od H+ jona, a SO 4 2- ioni od OH - jona, pri prolasku električne struje ioni vodonika će se isprazniti na katodi, a hidroksilne grupe na anodi. , odnosno, u stvari, biće elektroliza vode. Istovremeno, usled pražnjenja vodikovih i hidroksidnih jona vode i neprekidnog kretanja jona K+ do katode, i jona SO 4 2- do anode, na katodi nastaje rastvor alkalije (KOH), a na anodi se formira rastvor sumporne kiseline.

Elektroliza rastvora bakar sulfata sa bakrenom anodom

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

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

Zakoni elektrolize (M. Faraday)

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

2. Jednake količine električne energije emituju tokom elektrolize iz različitih hemijskih jedinjenja ekvivalentne količine supstanci.

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

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

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

I - jačina prenesene struje (a);

t je vrijeme elektrolize (s);

M(x) - molarna masa;

n je broj elektrona stečenih ili predanih u redoks reakcijama;

F - Faradejeva konstanta (96500 cou/mol).

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

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

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

3. Odredite koliko će vremena biti potrebno da se oslobodi određena količina supstance pri datoj jačini struje.

Primjer 1

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

Rješenje

Odredite količinu električne energije koja protiče kroz otopinu:

Q = To,

gdje je I jačina struje u amperima;

t je vrijeme u sekundama.

Q=5A 600s=3000kulona

Ekvivalent bakra (at. masa 63,54) je 63,54: 2 \u003d 31,77. Dakle, 96500 kulona emituje 31,77 g bakra. Željena količina bakra:

m = (31,77 3000) / 96500 » 0,98 g

Primjer 2

Koliko vremena je potrebno da se struja od 10 ampera prođe kroz kiseli rastvor da se dobije 5,6 litara vodonika (na n.a.)?

Rješenje

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

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

Odredimo trenutno vrijeme prolaska:

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

Primjer 3

Kada je struja propuštena kroz rastvor srebrove soli na katodi, 10 min. 1 g srebra. Odredite jačinu struje.

Rješenje

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

I \u003d 894 / (10 60) "1.5A

Primjer 4

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

Rješenje

Količina električne energije koja je prošla kroz otopinu za 30 minuta.

Q \u003d 2,5 30 60 \u003d 4500 kulona

Budući da se izoluje 1 g-ekv. potrebno 96.500 privjesaka, tada ekvivalent lima.

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

Korozija

Prije nego napustimo raspravu o elektrohemiji, primijenimo ono što smo naučili na proučavanje jednog vrlo važnog problema - korozija metali. Korozija je uzrokovana redoks reakcijama, u kojima se metal, kao rezultat interakcije s bilo kojom tvari iz okoline, pretvara u nepoželjno jedinjenje.

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

Poznato je da kiseonik učestvuje u rđenju gvožđa; gvožđe ne oksidira u vodi u odsustvu kiseonika. Voda takođe učestvuje u procesu rđe; gvožđe ne korodira u oksigeniranom ulju osim ako ne sadrži tragove vode. Rđanje ubrzava niz faktora, kao što su pH sredine, prisustvo soli u njoj, kontakt gvožđa sa metalom koji se teže oksidira od gvožđa, a takođe i pod uticajem mehaničkih naprezanja.

Korozija gvožđa je u osnovi elektrohemijski proces. Neki dijelovi površine željeza služe kao anoda na kojoj se oksidira:

Fe (čvrsti) → Fe 2+ (vodeni) + 2e - Eº oksid \u003d 0,44 V

Nastali elektroni kreću se kroz metal do drugih dijelova površine, koji igraju ulogu katode. Na njima se dešava redukcija kiseonika:

O 2 (g.) + 4H + (vod.) + 4e - → 2H 2 O (l.) Eº vraćanje \u003d 1,23 V

Imajte na umu da su H+ joni uključeni u proces redukcije O2. Ako se koncentracija H + smanji (tj. s povećanjem pH), oporavak O 2 postaje teži. Uočeno je da gvožđe u kontaktu sa rastvorom čija je pH vrednost iznad 9-10 ne korodira. Tokom procesa korozije, ioni Fe 2+ formirani na anodi oksidiraju se u Fe 3+. Fe 3+ joni formiraju hidratizirani željezni oksid (III), koji se naziva hrđa:

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

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

Vozači se često susreću sa povećanom korozijom u prisustvu soli u područjima gdje se solju obilno posipaju putevi zimi radi suzbijanja poledice. Utjecaj soli se objašnjava činjenicom da ioni koje stvaraju stvaraju elektrolit neophodan za nastanak zatvorenog električnog kola.

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

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

Fe (čvrsto) → Fe 2+ (voda) + 2e - Eº oksid \u003d 0,44 V

Sn (tv.) → Sn 2+ (voda) + 2e - Eº oksid \u003d 0,14 V

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

"Galvanizirano" (galvanizirano) željezo se dobija premazivanjem željeza tankim slojem cinka. Cink štiti željezo od korozije čak i nakon što je narušen integritet premaza. U ovom slučaju željezo igra ulogu katode tokom korozije, jer se cink oksidira lakše od željeza:

Zn (čvrsto) → Zn 2+ (voda) + 2e - Eº oksid \u003d 0,76 V

Stoga cink igra ulogu anode i korodira umjesto željeza. Takva zaštita metala, u kojoj on igra ulogu katode u procesu elektrohemijske korozije, naziva se katodna zaštita. Cijevi položene ispod zemlje često štite od korozije tako što ih čine katodom elektrohemijske ćelije. Da bi se to postiglo, blokovi nekog aktivnog metala, najčešće magnezijuma, zakopavaju se u zemlju duž cjevovoda, a spajaju se žicom na cijevi. U vlažnom tlu, aktivni metal djeluje kao anoda, a željezna cijev dobiva katodnu zaštitu.

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

Na osnovu promjena u oksidacijskim stanjima atoma koji čine reaktante, kemijske reakcije se dijele na dvije vrste.

1) Reakcije koje se odvijaju bez promjene oksidacijskih stanja atoma.

Na primjer:

2+4-2 t +2 -2 +4 -2
CaCO 3 \u003d CaO + CO 2

U ovoj reakciji, oksidacijsko stanje svakog od atoma ostalo je nepromijenjeno.

2) Reakcije koje se odvijaju sa promjenom oksidacijskih stanja atoma.

Na primjer:

0 +2 -1 0 +2 -1
Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2

U ovoj reakciji promijenila su se oksidacijska stanja atoma cinka i bakra.

Redox reakcije su najčešće hemijske reakcije.

U praksi, redoks reakcija je dodavanje ili oslobađanje elektrona. Neki atomi (joni, molekuli) doniraju ili primaju elektrone od drugih.

Oksidacija.

Proces doniranja elektrona iz atoma, jona ili molekula naziva se oksidacija.

Kada se donira elektron, oksidacijsko stanje atoma se povećava.

Supstanca čiji atomi, joni ili molekuli doniraju elektrone naziva se redukciono sredstvo.

U našem primjeru, atomi u oksidacijskom stanju 0 su se preselili u atome sa +2 oksidacijskim stanjem. To jest, došlo je do procesa oksidacije. U ovom slučaju, atom cinka, koji je dao dva elektrona, je redukcioni agens (povećao je oksidaciono stanje sa 0 na +2).

Proces oksidacije se bilježi elektronskom jednadžbom, koja pokazuje promjenu oksidacijskog stanja atoma i broja elektrona doniranih redukcijskim agensom.

Na primjer:

0 +2 0
Zn - 2e - = Zn (oksidacija, Zn - redukciono sredstvo).

Oporavak.

Proces dodavanja elektrona naziva se restauracija.

Kada se dodaju elektroni, oksidaciono stanje atoma se smanjuje.

Supstanca čiji atomi, joni ili molekuli dobijaju elektrone naziva se oksidaciono sredstvo.

U našem primjeru, prijelaz atoma bakra s oksidacijskim stanjem +2 u atome sa oksidacijskim stanjem od 0 je proces redukcije. Istovremeno, atom bakra sa oksidacionim stanjem +2, prihvatajući dva elektrona, snižava oksidaciono stanje sa +2 na 0 i predstavlja oksidaciono sredstvo.

Proces oksidacije je također zapisan elektronskom jednadžbom:

2 0 0
Cu + 2e - = Cu (redukcija, Cu je oksidaciono sredstvo).

Proces redukcije i proces oksidacije su neodvojivi i odvijaju se istovremeno.

0 +2 0 +2
Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2
redukciono sredstvo oksidaciono sredstvo
oksidirano redukovano

Proračun stepena oksidacije

Sažetak

1. Formiranje kadrova jedno je od najznačajnijih područja rada kadrovskog menadžera.

2. Da bi se organizaciji obezbijedili potrebni ljudski resursi, važno je razviti adekvatnu situaciju u vanjskom okruženju i tehnologiju djelovanja, strukturu preduzeća; izračunati potrebu za osobljem.

3. Za izradu programa zapošljavanja potrebno je analizirati kadrovsku situaciju u regionu, razviti procedure za privlačenje i evaluaciju kandidata, te sprovesti mjere prilagođavanja za uključivanje novih zaposlenih u organizaciju.

test pitanja

1. Koje grupe faktora treba uzeti u obzir prilikom kreiranja organizacione strukture?
2. Koje se faze dizajna organizacije mogu razlikovati?
3. Objasnite koncept „kvalitativne procjene potreba za kadrovima“.
4. Opišite koncept "dodatnih potreba za osobljem".
5. Koja je svrha analize kadrovske situacije u regionu?
6. Koja je svrha analize učinka?
7. Koje su faze analize učinka?
8. Objasnite šta je profesiogram?
9. Koji faktori okoline utiču na proces zapošljavanja?
10. Opišite izvore internog i eksternog zapošljavanja.
11. Kako ocijeniti kvalitet seta?
12. Koje metode se koriste za evaluaciju kandidata?
13. Koje paradigme konkurentnog zapošljavanja poznajete?
14. Navedite faze adaptacije zaposlenog u organizaciji.

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

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

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

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

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

primjeri:

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

Postoje dvije vrste hemijskih reakcija:

A Reakcije u kojima se oksidacijsko stanje elemenata ne mijenja:

Reakcije sabiranja

SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3

Reakcije razgradnje

Cu(OH) 2 - t CuO + H 2 O

Reakcije razmjene

AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O

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

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

2KCl +5 O 3 -2 - t 2KCl -1 + 3O 2 0

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

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

Takve reakcije se nazivaju redoks.