واکنش های ردوکس با تغییر در حالت های اکسیداسیون. ترسیم معادلات ردوکس

با توجه به تغییر در حالت اکسیداسیون، تمام واکنش های شیمیایی را می توان به دو نوع تقسیم کرد:

I. واکنش هایی که بدون تغییر درجه اکسیداسیون عناصر سازنده واکنش دهنده ها رخ می دهند. چنین واکنش هایی را واکنش های تبادل یونی می نامند.

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

II. واکنش هایی که با تغییر در حالت اکسیداسیون عناصر رخ می دهد،

در واکنش دهنده ها گنجانده شده است. چنین واکنش هایی به عنوان واکنش های ردوکس نامیده می شود.

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

حالت اکسیداسیون(اکسیداسیون) - مشخصه وضعیت اتم های عناصر در ترکیب مولکول. توزیع نابرابر الکترون‌ها بین اتم‌های عناصر را مشخص می‌کند و مطابق با باری است که یک اتم یک عنصر در صورتی که تمام جفت‌های الکترونی مشترک پیوندهای شیمیایی آن به سمت یک عنصر الکترونگاتیو تر تغییر کنند، به دست می‌آورد. بسته به الکترونگاتیوی نسبی عناصر تشکیل دهنده یک پیوند، یک جفت الکترون می تواند به یکی از اتم ها منتقل شود یا به طور متقارن نسبت به هسته اتم ها قرار گیرد. بنابراین، حالت اکسیداسیون عناصر می تواند منفی، مثبت یا صفر باشد.

عناصری که اتم های آنها الکترون های اتم های دیگر را می پذیرند حالت اکسیداسیون منفی دارند. عناصری که اتم های آنها الکترون های خود را به اتم های دیگر اهدا می کنند، حالت اکسیداسیون مثبت دارند. اتم های موجود در مولکول های مواد ساده حالت اکسیداسیون صفر دارند و همچنین اگر ماده در حالت اتمی باشد.

حالت اکسیداسیون +1، +2 نشان داده می شود.

شارژ یونی 1+، 2+.

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

1. درجه اکسیداسیون یک عنصر در مواد ساده صفر است.

2. برخی از عناصر تقریباً در تمام ترکیبات خود حالت اکسیداسیون ثابتی از خود نشان می دهند. این عناصر عبارتند از:

حالت اکسیداسیون 1+ دارد (به استثنای هیدریدهای فلزی).

O دارای حالت اکسیداسیون -2 است (به استثنای فلوراید).

3. عناصر گروه های I، II و III از زیرگروه های اصلی جدول تناوبی عناصر D.I. مندلیف دارای حالت اکسیداسیون ثابت برابر با شماره گروه هستند.

عناصر Na، Ba، Al: حالت اکسیداسیون به ترتیب +1، +2، +3.

4. برای عناصری که حالت اکسیداسیون متغیر دارند، مفهوم حالت اکسیداسیون بالاتر و پایین تر وجود دارد.

بالاترین حالت اکسیداسیون یک عنصر برابر با شماره گروه جدول تناوبی عناصر D.I. مندلیف است که عنصر در آن قرار دارد.

عناصر N، Cl: بیشترین حالت اکسیداسیون به ترتیب +5، +7 است.

کمترین حالت اکسیداسیون یک عنصر برابر با عدد گروه جدول تناوبی عناصر D.I. مندلیف است که عنصر در آن منهای هشت قرار دارد.

عناصر N، Cl: کمترین حالت اکسیداسیون به ترتیب -3، -1 است.

5. در یون های تک عنصری، حالت اکسیداسیون عنصر برابر با بار یون است.

Fe 3+ - حالت اکسیداسیون +3 است. S 2- - حالت اکسیداسیون -2 است.

6. مجموع حالت های اکسیداسیون تمام اتم های عناصر در یک مولکول صفر است.

KNO 3 ; (+1) + X+ 3 (-2) = 0; X = +5. حالت اکسیداسیون نیتروژن +5 است.

7. مجموع حالت های اکسیداسیون همه اتم های عناصر در یک یون برابر با بار یون است.

SO 4 2- ; X+ 4 (-2) = -2; X= +6. حالت اکسیداسیون گوگرد 6+ است.

8. در ترکیبات متشکل از دو عنصر، عنصری که در سمت راست نوشته شده است، همیشه کمترین حالت اکسیداسیون را دارد.

واکنش هایی که در آن حالت اکسیداسیون عناصر تغییر می کند، واکنش های ردوکس /ORD/ نامیده می شوند. این واکنش ها شامل فرآیندهای اکسیداسیون و کاهش است.

اکسیداسیونفرآیند اهدای الکترون توسط عنصری که بخشی از یک اتم، مولکول یا یون است نامیده می شود.

Al 0 - 3e \u003d Al 3+

H 2 - 2e \u003d 2H +

Fe 2+ - e \u003d Fe 3+

2Cl - - 2e \u003d Cl 2

هنگامی که اکسید می شود، حالت اکسیداسیون یک عنصر افزایش می یابد. ماده ای (اتم، مولکول یا یون) که حاوی عنصری باشد که الکترون اهدا می کند، عامل احیا کننده نامیده می شود. عوامل کاهنده Al، H2، Fe 2+، Cl-. عامل کاهنده اکسید شده است.

بهبودفرآیند افزودن الکترون به عنصری که بخشی از یک اتم، مولکول یا یون است نامیده می شود.

Cl 2 + 2e \u003d 2Cl -

Fe 3+ + e \u003d Fe 2+

هنگامی که کاهش می یابد، حالت اکسیداسیون یک عنصر کاهش می یابد. ماده ای (اتم، مولکول یا یون) که حاوی عنصری باشد که الکترون ها را می پذیرد، عامل اکسید کننده نامیده می شود. S، Fe 3+، Cl 2 عوامل اکسید کننده هستند. اکسیدان ترمیم می شود.

تعداد کل الکترون های سیستم در طی یک واکنش شیمیایی تغییر نمی کند. تعداد الکترون های اهدایی عامل احیا کننده برابر است با تعداد الکترون های متصل شده توسط عامل اکسید کننده.

برای تدوین معادله واکنش ردوکس (ORR) در محلول ها از روش یون الکترونیکی (روش نیمه واکنش) استفاده می شود.

OVR می تواند در محیط های اسیدی، خنثی یا قلیایی رخ دهد. معادلات واکنش، مشارکت احتمالی مولکول های آب (HOH) و مولکول های موجود در محلول را، بسته به ماهیت محیط، بیش از یون های H + یا OH - در نظر می گیرند:

در یک محیط اسیدی - یون های HOH و H +؛

در یک محیط خنثی - فقط HOH؛

در یک محیط قلیایی - یون های HOH و OH -.

هنگام کامپایل معادلات OVR، باید به دنباله خاصی پایبند بود:

1. یک طرح واکنش بنویسید.

2. عناصری که حالت اکسیداسیون خود را تغییر داده اند را تعیین کنید.

3. نموداری به شکل کوتاه یون مولکولی بنویسید: الکترولیت های قوی به شکل یون، الکترولیت های ضعیف به شکل مولکول.

4. معادلاتی برای فرآیندهای اکسیداسیون و احیا (معادله نیمه واکنش ها) بنویسید. برای این کار، عناصری را که درجه اکسیداسیون را به صورت ذرات واقعی (یون، اتم، مولکول) تغییر می دهند، یادداشت کنید و تعداد هر عنصر را در قسمت های چپ و راست نیمه واکنش برابر کنید.

توجه داشته باشید:

اگر ماده اصلی حاوی اتم‌های اکسیژن کمتری نسبت به محصولات باشد (P PO 4 3-)، کمبود اکسیژن توسط محیط تامین می‌شود.

اگر ماده اصلی حاوی اتم‌های اکسیژن بیشتری نسبت به محصولات (SO 4 2-SO 2) باشد، اکسیژن آزاد شده توسط محیط محدود می‌شود.

5. قسمت چپ و راست معادلات را با تعداد بارها برابر کنید. برای انجام این کار، تعداد الکترون های لازم را اضافه یا کم کنید.

6. فاکتورهایی را برای نیمه واکنش های اکسیداسیون و احیا انتخاب کنید تا تعداد الکترون ها در حین اکسیداسیون با تعداد الکترون های حین کاهش برابر باشد.

7. نیمه واکنش های اکسیداسیون و احیا را با در نظر گرفتن عوامل یافت شده خلاصه کنید.

8. معادله یون مولکولی حاصل را به شکل مولکولی بنویسید.

9. آزمایش اکسیژن انجام دهید.

سه نوع واکنش ردوکس وجود دارد:

الف) بین مولکولی - واکنش هایی که در آن حالت اکسیداسیون برای عناصر تشکیل دهنده مولکول های مختلف تغییر می کند.

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

ب) درون مولکولی - واکنش هایی که در آن حالت اکسیداسیون برای عناصر تشکیل دهنده یک مولکول تغییر می کند.

1. چگونه واکنش ردوکس را تعیین کنیم؟

طبقه بندی های مختلفی از واکنش های شیمیایی وجود دارد. یکی از آنها شامل مواردی است که در آنها موادی که با یکدیگر تعامل دارند (یا خود ماده) حالت های اکسیداسیون عناصر را تغییر می دهند.

به عنوان مثال، دو واکنش را در نظر بگیرید:

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)

واکنش (1) شامل روی و اسید هیدروکلریک. روی و هیدروژن حالت اکسیداسیون خود را تغییر می دهند، کلر حالت اکسیداسیون خود را بدون تغییر می گذارد:

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

و در واکنش (2)، ( واکنش خنثی سازی)، کلر، هیدروژن، پتاسیم و اکسیژن حالت های اکسیداسیون خود را تغییر نمی دهند: Cl -1 = Cl -1، H +1 = H +1، K +1 = K +1، O -2 = O -2. واکنش (1) متعلق به واکنش ردوکس و واکنش (2) متعلق به نوع دیگری است.

واکنش های شیمیایی که با تغییر انجام می شودحالت های اکسیداسیون عناصرردوکس نامیده می شوند.

به منظور تعیین واکنش ردوکس، لازم است که ایجاد شود استپیبدون اکسیداسیون عناصردر سمت چپ و راست معادله این امر مستلزم دانستن چگونگی تعیین وضعیت اکسیداسیون یک عنصر است.

در واکنش (1)، عناصر روی و H با از دست دادن یا به دست آوردن الکترون، حالت خود را تغییر می دهند. روی، با دادن 2 الکترون، به حالت یونی می رود - به کاتیون روی 2+ تبدیل می شود. در این مورد، روند بهبودو روی اکسید می شود. هیدروژن 2 الکترون به دست می آورد، نشان می دهد اکسیداتیوخواص، خود را در فرآیند واکنش در حال بهبودی.

2. تعریفحالت های اکسیداسیون عناصر.

حالت اکسیداسیون عناصردر ترکیبات آن بر اساس این موقعیت تعیین می شود که بار کل حالت های اکسیداسیون همه عناصر یک ترکیب معین صفر است. به عنوان مثال، در ترکیب H 3 PO 4، حالت اکسیداسیون هیدروژن 1+، فسفر 5+ و اکسیژن 2- است. پس از ایجاد یک معادله ریاضی، آن را در مجموع تعیین می کنیم تعداد ذرات(اتم ها یا یون ها) باری برابر با صفر خواهند داشت: (+1)x3+(+5)+(-2)x4 = 0

اما در این مثال، حالت های اکسیداسیون عناصر از قبل تنظیم شده است. چگونه می توان درجه اکسیداسیون گوگرد را به عنوان مثال در ترکیب تعیین کرد تیوسولفات سدیم Na 2 S 2 O 3 یا منگنز در ترکیب پتاسیم پرمنگنات- KMnO 4 برای این باید بدانید حالت های اکسیداسیون ثابت تعدادی از عناصر. آنها معانی زیر را دارند:

1) عناصر گروه I سیستم تناوبی (از جمله هیدروژن در ترکیب با غیر فلزات) +1.
2) عناصر گروه II سیستم تناوبی +2;
3) عناصر گروه III سیستم تناوبی +3;
4) اکسیژن (به جز در ترکیب با فلوئور یا در ترکیبات پراکسید) -2.

بر اساس این مقادیر ثابت حالات اکسیداسیون (برای سدیم و اکسیژن)، ما تعیین می کنیم حالت اکسیداسیونگوگرد در ترکیب Na 2 S 2 O 3. از آنجایی که بار کل تمام حالت های اکسیداسیون عناصری که ترکیب آنها این را نشان می دهد فرمول ترکیبی، برابر با صفر است، سپس بار مجهول گوگرد را نشان می دهد. 2X"(از آنجایی که دو اتم گوگرد در فرمول وجود دارد)، معادله ریاضی زیر را می سازیم:

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

با حل این معادله برای 2 x به دست می آوریم

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

بنابراین، حالت اکسیداسیون گوگرد در ترکیب Na 2 S 2 O 3 (+2) است. اما آیا واقعاً همیشه استفاده از چنین روش نامناسبی برای تعیین حالت اکسیداسیون عناصر خاص در ترکیبات ضروری است؟ البته نه همیشه. به عنوان مثال، برای ترکیبات دوتایی: اکسیدها، سولفیدها، نیتریدها و غیره، می توانید از روش به اصطلاح "متقاطع به متقاطع" برای تعیین حالت های اکسیداسیون استفاده کنید. فرض کنیم داده شده است فرمول ترکیبی:اکسید تیتانیوم– Ti 2 O 3 . با استفاده از یک تحلیل ساده ریاضی، بر اساس این واقعیت که حالت اکسیداسیون اکسیژن برای ما مشخص است و برابر با (2-) است: Ti 2 O 3، به راحتی می توان تعیین کرد که حالت اکسیداسیون تیتانیوم برابر با ( +3). یا مثلاً در پیوند متان CH 4 مشخص است که حالت اکسیداسیون هیدروژن (+1) است، بنابراین تعیین وضعیت اکسیداسیون کربن دشوار نیست. در فرمول این ترکیب (4-) مطابقت دارد. همچنین، با استفاده از روش "تقاطع"، تعیین اینکه اگر موارد زیر وجود دارد، دشوار نیست فرمول ترکیبی Cr 4 Si 3، سپس درجه اکسیداسیون کروم به آن (+3) و سیلیکون (-4) است.
برای نمک، این نیز دشوار نیست. و فرقی نمی کند که داده شود یا نمک متوسطیا نمک اسیدی. در این موارد باید از اسید نمک ساز اقدام کرد. به عنوان مثال، نمک داده شده است نیترات سدیم(NaNO3). مشخص است که از مشتقات اسید نیتریک (HNO 3) است و در این ترکیب درجه اکسیداسیون نیتروژن (5+) است، بنابراین در نمک - نیترات سدیم آن، درجه اکسیداسیون نیتروژن نیز (5+) است. ). سدیم بیکربنات(NaHCO 3) نمک اسید کربنیک اسید (H2CO3) است. درست مانند اسید، حالت اکسیداسیون کربن در این نمک (+4) خواهد بود.

لازم به ذکر است که حالت های اکسیداسیون در ترکیبات: فلزات و غیر فلزات (هنگام کامپایل) معادلات تعادل الکترونیکی) برابر با صفر هستند: K 0، Ca 0، Al 0، H 2 0، Cl 2 0، N 2 0 به عنوان مثال، حالت های اکسیداسیون معمول ترین عناصر را ارائه می دهیم:

فقط عوامل اکسید کننده موادی هستند که دارای حداکثر، معمولاً حالت اکسیداسیون مثبت هستند، به عنوان مثال: KCl + 7 O 4، H 2 S + 6 O 4، K 2 Cr + 6 O 4، HN + 5 O 3، KMn +7. O 4. این به راحتی قابل اثبات است. اگر این ترکیبات می توانند عوامل کاهنده باشند، در این حالت ها باید الکترون اهدا کنند:

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

اما عناصر کلر و گوگرد نمی توانند با چنین حالت های اکسیداسیونی وجود داشته باشند. به طور مشابه، فقط عوامل کاهنده موادی هستند که حداقل، به عنوان یک قاعده، حالت اکسیداسیون منفی دارند، به عنوان مثال: H 2 S -2، HJ -، N -3 H 3. در فرآیند واکنش های ردوکس، چنین ترکیباتی نمی توانند اکسید شوند. عوامل، زیرا آنها باید الکترون اضافه کنند:

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

اما برای گوگرد و ید، یون هایی با چنین درجاتی از اکسیداسیون معمولی نیستند. عناصر با حالت های اکسیداسیون میانی، به عنوان مثال N + 1 , N + 4 , S + 4 , Cl + 3 , C + 2 می توانند هم خاصیت اکسید کننده و هم خاصیت کاهنده را از خود نشان دهند.

3 . انواع واکنش های ردوکس

چهار نوع واکنش ردوکس وجود دارد.

1) واکنش های ردوکس بین مولکولی.
رایج ترین نوع واکنش. این واکنش ها تغییر می کند حالت های اکسیداسیونعناصردر مولکول های مختلف، به عنوان مثال:

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

Bi +3 - 3 ه= Bi0

sn+2+2 ه= Sn+4

2) نوعی واکنش ردوکس بین مولکولی واکنش است متناسب،که در آن عوامل اکسید کننده و کاهنده اتم های یک عنصر هستند: در این واکنش دو اتم از یک عنصر با حالت های اکسیداسیون متفاوت یک اتم را با حالت اکسیداسیون متفاوت تشکیل می دهند:

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

S-2-2 ه= S 0

S+4+4 ه= S 0

3) واکنش ها عدم تناسباگر عوامل اکسید کننده و کاهنده اتم های یک عنصر باشند یا یک اتم از یک عنصر با یک حالت اکسیداسیون ترکیبی با دو حالت اکسیداسیون تشکیل دهد انجام می شود:

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

N +4 - ه=N+5

N+4+ ه= N+3

4) درون مولکولیواکنش های ردوکس زمانی رخ می دهد که اتم اکسید کننده و اتم احیا کننده در یک ماده باشند، به عنوان مثال:

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

2N -3 - 8 ه=2N+1

2N+5+8 ه= 2N+1

4 . مکانیسم واکنش های ردوکس

واکنش های ردوکس به دلیل انتقال الکترون ها از اتم های یک عنصر به عنصر دیگر انجام می شود. اگر یک اتم یا مولکول الکترون‌های خود را از دست بدهد، این فرآیند اکسیداسیون نامیده می‌شود و این اتم یک عامل کاهنده است، برای مثال:

Al 0 - 3 ه=Al3+

2Cl - - 2 ه= Cl 2 0

Fe 2+ - ه= Fe3+

در این مثال ها Al 0 , Cl - , Fe 2+ عوامل کاهنده هستند و فرآیند تبدیل آنها به ترکیبات Al 3 + , Cl 2 0 , Fe 3 + اکسیداتیو نامیده می شود. اگر یک اتم یا مولکول الکترون بدست آورد، چنین فرآیندی احیا نامیده می شود و این اتم یک عامل اکسید کننده است، به عنوان مثال:

Ca 2 + + 2 ه= Ca0

Cl 2 0 + 2 ه= 2Cl -

Fe3+ + ه= Fe 2+

عوامل اکسید کننده، به عنوان یک قاعده، غیر فلزات (S، Cl 2، F 2، O 2) یا ترکیبات فلزی با حداکثر حالت اکسیداسیون (Mn +7، Cr +6، Fe +3) هستند. عوامل کاهنده فلزات (K، Ca، Al) یا ترکیبات غیر فلزی با حداقل حالت اکسیداسیون (S-2، Cl-1، N-3، P-3) هستند.

معادلات ردوکس با معادلات مولکولیواکنش های دیگر با دشواری انتخاب ضرایب در مقابل واکنش دهنده ها و محصولات واکنش. برای این استفاده روش تراز الکترونیکی، یا روش معادلات یون الکترون(گاهی اوقات دومی نامیده می شود روش نیمه واکنش"). به عنوان نمونه ای از کامپایل معادلات برای واکنش های ردوکس، فرآیندی را در نظر بگیرید که در آن اسید سولفوریک غلیظ(H 2 SO 4) با یدید هیدروژن (HJ) واکنش می دهد:

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

اول از همه، اجازه دهید آن را ثابت کنیم حالت اکسیداسیونید در یدید هیدروژن (-1) و گوگرد در اسید سولفوریک: (6+) است. در طی واکنش، ید (-1) به حالت مولکولی اکسید می شود و گوگرد (6+) به حالت اکسیداسیون (-2) کاهش می یابد - سولفید هیدروژن:

J - → J 0 2
S+6 → S-2

به منظور در نظر گرفتن آن ضروری است میزانذراتاتم های قسمت چپ و راست نیمه واکنش ها باید یکسان باشند

2J - - 2 ه→ J 0 2
S+6+8 ه→ S-2

با تنظیم خط عمودی در سمت راست این طرح نیمه واکنش، ضرایب واکنش را تعیین می کنیم:

2J - - 2 ه→ J 0 2 |8
S+6+8 ه→ S-2 |2

با کاهش "2"، مقادیر نهایی ضرایب را دریافت می کنیم:

2J - - 2 ه→ J 0 2 |4
S+6+8 ه→ S-2 |1

بیایید در این طرح خلاصه کنیم نیمه واکنش هاخط افقی و خلاصه واکنش تعداد ذراتاتم ها:

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

پس از آن لازم است. با جایگزینی مقادیر بدست آمده از ضرایب به معادله مولکولی، آن را به این شکل در می آوریم:

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

با شمارش تعداد اتم های هیدروژن در قسمت های چپ و راست معادله، مطمئن می شویم که ضریب "4" در مقابل آب باید اصلاح شود، معادله کامل را بدست می آوریم:

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

این معادله را می توان با استفاده از روش الکترونیکیتعادل یون. در این صورت نیازی به اصلاح ضریب مقابل مولکول های آب نیست. معادله بر اساس تفکیک یون های ترکیبات شرکت کننده در واکنش جمع آوری شده است: به عنوان مثال، تفکیک اسید سولفوریکمنجر به تشکیل دو پروتون هیدروژن و یک آنیون سولفات می شود:

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-

به طور مشابه، تفکیک یدید هیدروژن و سولفید هیدروژن را می توان نوشت:

HJ ↔ H + + J -
H 2 S ↔ 2H + + S 2-

J 2 جدا نمی شود. همچنین عملا H 2 O. Compilation را جدا نمی کند معادلات نیمه واکنشزیرا ید ثابت می ماند:

2J - - 2 ه→ J 0 2
نیمه واکنش برای اتم های گوگرد به شکل زیر خواهد بود:

SO 4 -2 → S -2

از آنجایی که چهار اتم اکسیژن در سمت راست نیمه واکنش وجود ندارد، این مقدار باید با آب متعادل شود:

SO 4 -2 → S -2 + 4H 2 O

سپس، در قسمت سمت چپ نیمه واکنش، لازم است اتم های هیدروژن ناشی از پروتون ها را جبران کنیم (از آنجایی که واکنش محیط اسیدی است):

SO 4 2- + 8H + → S -2 + 4H 2 O

با شمارش تعداد الکترون های عبوری، رکورد کاملی از معادله بر حسب بدست می آوریم روش نیمه واکنش:

SO 4 2- + 8H + + 8 ه→ S -2 + 4H 2 O

با جمع بندی هر دو نیمه واکنش، به دست می آوریم معادله تعادل الکترونیکی:

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

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

از این مدخل نتیجه می شود که روش معادله یون الکترونتصویر کامل تری از واکنش ردوکس ارائه می دهد روش تراز الکترونیکیتعداد الکترون‌های درگیر در فرآیند برای هر دو روش تعادل یکسان است، اما در مورد دوم، تعداد پروتون‌ها و مولکول‌های آب درگیر در فرآیند ردوکس به‌طور خودکار تنظیم می‌شود.

اجازه دهید چندین مورد خاص از واکنش‌های ردوکس را که می‌توان با این روش جمع‌آوری کرد، تحلیل کنیم تعادل الکترون یون. برخی از فرآیندهای ردوکس با مشارکت یک محیط قلیایی انجام می شوند، به عنوان مثال:

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

در این واکنش عامل احیا کننده یون کرومیت (CrO 2 -) است که به یون کرومات (CrO-2 4) اکسید می شود. عامل اکسید کننده - برم (Br 0 2) به یون برمید (Br -) کاهش می یابد:
CrO 2 - → CrO 4 2-
Br 0 2 → 2 Br -

از آنجایی که واکنش در یک محیط قلیایی رخ می دهد، اولین نیمه واکنش باید با در نظر گرفتن یون های هیدروکسید (OH -) تشکیل شود:
CrO 2 - + 4OH - - 3 ه\u003d CrO 2- 4 + 2H 2 O

ما نیمه واکنش دوم را به روشی که قبلاً شناخته شده است می سازیم:
CrO 2 - + 4OH - -3 ه\u003d CrO 4 2 - + 2H 2 O | 2
Br 0 2 + 2 ه= Br - |3
__________
2CrO 2 - + 3Br 2 0 + 8OH - \u003d 2CrO 2- 4 + 6Br - + 4H 2 O

پس از این، لازم است ضرایب را در معادله واکنش ترتیب دهیدو به طور کامل معادله مولکولیاین فرآیند ردوکس به شکل زیر خواهد بود:

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

در تعدادی از موارد، مواد غیر قابل تفکیک به طور همزمان در واکنش ردوکس شرکت می کنند. مثلا:

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

سپس روش نیمه واکنشبا در نظر گرفتن این فرآیند گردآوری شده است:

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

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

معادله مولکولیشکل خواهد گرفت:

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

واکنش‌های ردوکس گاهی اوقات با فرآیند اکسیداسیون و کاهش همزمان چندین ماده همراه است. به عنوان مثال، در واکنش با سولفید مس برهمکنش می کند اسید نیتریک غلیظ:

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

فرآیند ردوکس شامل اتم های مس، گوگرد و نیتروژن است. هنگام تدوین معادله روش نیمه واکنشمراحل زیر باید در نظر گرفته شود:

Cu + → Cu 2+
S 2- → S +6
N5+ → N+2

در این شرایط لازم است فرآیندهای اکسیداسیون و کاهش در یک مرحله ترکیب شوند:

2Cu + - 2 ه→ 2Cu 2+ | ده ه
S 2- - 8 ه→ S 6+
_______________________
N 5 + + 3 ه→ N 2+ | 3 ه

که در آن نیمه واکنش ردوکس به شکل زیر خواهد بود:

2Cu + - 2 ه→ 2Cu 2+
S 2- - 8 ه→ S 6+ 3 ( فرآیندهای بازیابی)
_______________________
N 5 + + 3 ه→ N 2+ 10 (فرایند اکسیداسیون)
_____________________________________

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

در نهایت معادله واکنش مولکولیشکل خواهد گرفت:

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

توجه ویژه باید به واکنش های ردوکس شامل مواد آلی شود. به عنوان مثال، زمانی که گلوکز اکسید می شود پتاسیم پرمنگناتدر یک محیط اسیدی، واکنش زیر رخ می دهد:

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

هنگام تنظیم ترازنامه روش نیمه واکنشتبدیل گلوکز عدم تفکیک آن را در نظر می گیرد، اما تصحیح تعداد اتم های هیدروژن به دلیل پروتون ها و مولکول های آب انجام می شود:

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

نیمه واکنش شامل پتاسیم پرمنگناتشکل خواهد گرفت:

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

در نتیجه، طرح زیر را از فرآیند ردوکس بدست می آوریم:

C 6 H 12 O 6 + 6H 2 O - 24 ه= 6CO 2 + 24H + | 5
MnO 4 - + 8H + + 5 ه= 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

با کاهش تعداد پروتون ها و مولکول های آب در سمت چپ و راست نیمه واکنش ها، به فینال می رسیم معادله مولکولی:

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

5. تأثیر محیط بر ماهیت سیر واکنش های ردوکس.

بسته به محیط (H +، خنثی، OH اضافی -)، ماهیت واکنش بین همان مواد ممکن است تغییر کند. برای ایجاد یک محیط اسیدی معمولا استفاده می شود اسید سولفوریک(H 2 SO 4)، اسید نیتریک(HNO 3)، اسید کلریدریک (HCl)، به عنوان یک محیط OH، هیدروکسید سدیم (NaOH) یا هیدروکسید پتاسیم (KOH) استفاده می شود. به عنوان مثال، نحوه تأثیرگذاری محیط را نشان خواهیم داد پتاسیم پرمنگنات(KMnO 4). و محصولات واکنش آن:

به عنوان مثال، بیایید Na 2 SO 3 را به عنوان یک عامل کاهنده، KMnO 4 را به عنوان یک عامل اکسید کننده در نظر بگیریم.

در محیط اسیدی:

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

در حالت خنثی (یا کمی قلیایی):

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

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

در یک محیط بسیار قلیایی:

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

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

آب اکسیژنه(H 2 O 2)، بسته به محیط، طبق این طرح بازسازی می شود:

1) محیط اسیدی (H +) H 2 O 2 + 2H + + 2 ه→ 2H2O

2) محیط خنثی (H 2 O ) H 2 O 2 + 2 ه→ 2OH

3) محیط قلیایی (OH -) H 2 O 2 + 2 ه→ 2OH

آب اکسیژنه(H 2 O 2 ) به عنوان یک عامل اکسید کننده عمل می کند:

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

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

با این حال، هنگام ملاقات با عوامل اکسید کننده بسیار قوی (KMnO 4) آب اکسیژنه(H 2 O 2 ) به عنوان یک عامل کاهنده عمل می کند:

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

6. تعیین محصولات واکنش های ردوکس.

در بخش عملی این مبحث، فرآیندهای ردوکس در نظر گرفته شده است که تنها معرف های اولیه را نشان می دهد. محصولات واکنش معمولاً باید تعیین شوند. به عنوان مثال، واکنش شامل کلرید آهن(FeCl 3) و یدید پتاسیم(KJ):

FeCl 3 + KJ = A + B + C

مورد نیاز برای نصب فرمول های ترکیبی A، B، C، در نتیجه فرآیند ردوکس تشکیل شده است.

حالتهای اکسیداسیون اولیه معرفها به شرح زیر است: Fe 3+ , Cl - , K + , J - . به راحتی می توان فرض کرد که Fe 3+ به عنوان یک عامل اکسید کننده (دارای حداکثر حالت اکسیداسیون) تنها می تواند حالت اکسیداسیون خود را به Fe 2+ کاهش دهد:

Fe3+ + ه= Fe 2+

یون کلرید و یون پتاسیم در واکنش حالت اکسیداسیون خود را تغییر نمی دهند و یون یدید فقط می تواند حالت اکسیداسیون خود را افزایش دهد. به حالت J 2 0 بروید:

2J - - 2 ه= J 2 0

در نتیجه واکنش، علاوه بر فرآیند ردوکس، وجود خواهد داشت واکنش تبادلبین FeCl 3 و KJ، اما با در نظر گرفتن تغییر در حالت های اکسیداسیون، واکنش طبق این طرح تعیین نمی شود:

FeCl 3 + KJ = FeJ 3 + KCl،

اما شکل خواهد گرفت

FeCl 3 + KJ = FeJ 2 + KCl،

که در آن محصول C ترکیب J 2 0 است:

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

Fe3+ + ه═> Fe2+ |2

2J - - 2 ه═> J 2 0 |1

________________________________

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

در آینده، هنگام تعیین محصولات فرآیند ردوکس، می توانید از به اصطلاح "سیستم آسانسور" استفاده کنید. اصل آن این است که هر واکنش ردوکس را می توان به عنوان حرکت آسانسور در یک ساختمان چند طبقه در دو جهت متقابل نشان داد. علاوه بر این، "طبقه" خواهد بود حالت های اکسیداسیونعناصر مرتبط از آنجایی که هر یک از دو نیمه واکنش در فرآیند ردوکس با کاهش یا افزایش همراه است حالت های اکسیداسیوناز این یا آن عنصر، سپس با استدلال ساده می توان در مورد حالت های اکسیداسیون احتمالی آنها در محصولات واکنش حاصل فرض کرد.

به عنوان مثال، واکنشی را در نظر بگیرید که در آن گوگرد با آن واکنش می دهد محلول غلیظ هیدروکسید سدیم ( NaOH):

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

از آنجایی که در این واکنش تغییرات تنها با حالت های اکسیداسیون گوگرد رخ می دهد، برای وضوح، نموداری از حالات احتمالی آن را ترسیم می کنیم:

ترکیبات (A) و (B) نمی توانند به طور همزمان حالت های گوگردی S +4 و S +6 باشند، زیرا در این حالت این فرآیند فقط با آزاد شدن الکترون ها اتفاق می افتد، به عنوان مثال. ترمیمی خواهد بود:

S 0 - 4 ه=S+4

S 0 - 6 ه=S+6

اما این برخلاف اصل فرآیندهای ردوکس خواهد بود. سپس باید فرض کرد که در یک مورد فرآیند باید با آزاد شدن الکترون ها پیش برود و در حالت دیگر باید در جهت مخالف حرکت کند، یعنی. اکسیداتیو باشد:

S 0 - 4 ه=S+4

S 0 + 2 ه=S-2

از طرف دیگر، چقدر احتمال دارد که فرآیند بازیابی در حالت S +4 یا S +6 انجام شود؟ از آنجایی که واکنش در یک محیط قلیایی و نه در یک محیط اسیدی انجام می شود، توانایی اکسیداسیون آن بسیار کمتر است، بنابراین تشکیل ترکیب S +4 در این واکنش نسبت به S +6 ارجحیت دارد. بنابراین، واکنش نهایی به شکل زیر خواهد بود:

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

S 0 +2 ه= S - 2 | 4 | 2

S 0 + 6OH - - 4 ه= SO 3 2 - + 3H 2 O | 2 | یکی

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

به عنوان مثال دیگر، واکنش زیر را بین فسفین و اسید نیتریک غلیظ(HNO3):

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

در این حالت درجات مختلفی از اکسیداسیون فسفر و نیتروژن داریم. برای وضوح، نمودارهایی از وضعیت حالت های اکسیداسیون آنها ارائه می کنیم.

فسفردر حالت اکسیداسیون (-3) فقط خواص کاهشی نشان می دهد، بنابراین در واکنش حالت اکسیداسیون خود را افزایش می دهد. اسید نیتریکخود یک عامل اکسید کننده قوی است و یک محیط اسیدی ایجاد می کند، بنابراین فسفر از حالت (3-) به حداکثر حالت اکسیداسیون (5+) می رسد.

در مقابل، نیتروژن حالت اکسیداسیون آن را کاهش می دهد. در واکنش هایی از این نوع معمولا تا حالت (+4).

علاوه بر این، دشوار نیست فرض کنیم که فسفر در حالت (+5)، که محصول (A) است، فقط می تواند اسید فسفریک H 3 PO 4 باشد، زیرا محیط واکنش به شدت اسیدی است. نیتروژن در چنین مواردی معمولاً حالت اکسیداسیون (+2) یا (+4) و اغلب (+4) را می گیرد. بنابراین، محصول (B) خواهد بود اکسید نیتروژن NO2. تنها برای حل این معادله با روش تعادل باقی می ماند:

P - 3 - 8 ه= P+5 | یکی
N+ 5 + ه= N+4 | هشت

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

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

سایت، با کپی کامل یا جزئی از مطالب، لینک به منبع الزامی است.

حالت اکسیداسیون

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

الکترونگاتیوترین عناصر در یک ترکیب حالت اکسیداسیون منفی دارند، در حالی که اتمهای عناصر با الکترونگاتیوی کمتر مثبت هستند.

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

مثلا:

N2H4 (هیدرازین)

حالت اکسیداسیون نیتروژن - -2; ظرفیت نیتروژن - 3.

محاسبه درجه اکسیداسیون

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

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

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

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

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

مثال ها:

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

واکنش های بدون و با تغییر در حالت اکسیداسیون

دو نوع واکنش شیمیایی وجود دارد:

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

واکنش های اضافه

بنابراین 2 + نه 2 O → Na 2 بنابراین 3

واکنش های تجزیه

مس (OH) 2 → CuO + H 2 O

واکنش های مبادله ای

AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O

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

2Mg 0 + O 2 0 → 2Mg +2 O -2

2KCl + 5 O 3 -2 → 2KCl -1 + 3O 2 0

2KI -1 + Cl 2 0 → 2KCl -1 + I 2 0

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

چنین واکنش هایی را واکنش های ردوکس می نامند.

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

کاهش اکسیداسیون

بر این اساس، دو شرکت کننده اصلی در واکنش های ردوکس متمایز می شوند: یک عامل اکسید کننده و یک عامل کاهنده. فرآیند اهدای الکترون اکسیداسیون است. وقتی اکسید می شود، حالت اکسیداسیون افزایش می یابد. عامل اکسید کننده در طی واکنش، حالت اکسیداسیون خود را کاهش می دهد و بهبود می یابد. در اینجا لازم است بین عامل اکسید کننده عنصر شیمیایی و عامل اکسید کننده ماده تمایز قائل شد.

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

عامل احیا کننده با اکسید شدن در طول واکنش، حالت اکسیداسیون خود را افزایش می دهد. همانطور که در مورد یک عامل اکسید کننده، باید بین یک عامل کاهنده و یک عنصر شیمیایی کاهنده تمایز قائل شد. با انجام واکنش احیا آلدئید به الکل، نمی‌توانیم به سادگی هیدروژن را با حالت اکسیداسیون ۱- مصرف کنیم، اما مقداری هیدرید مصرف کنیم، لیتیوم هیدرید آلومینیوم بهترین است.

اچ -1 - عامل کاهنده؛ NaH -1 و LiAlH -1 4- عوامل کاهنده.
در واکنش های ردوکس، انتقال کامل الکترون ها از عامل کاهنده به عامل اکسید کننده بسیار نادر است، زیرا ترکیبات کمی با پیوند یونی وجود دارد. اما هنگام تنظیم ضرایب، از این فرض پیش می‌رویم که چنین انتقالی انجام می‌شود. این امکان تعیین صحیح ضرایب اصلی در مقابل فرمول های عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را فراهم می کند.
5H 2 SO 3 + 2KMnO 4 \u003d 2H 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
اس +4 – 2e → S +6 5- عامل کاهنده، اکسیداسیون
منگنز +7 + 5e → Mn +2 2- عامل اکسید کننده، احیا کننده

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

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

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

مهمترین عوامل کاهنده و اکسید کننده

بازیابی کننده ها:

فلزات،

هیدروژن،

زغال سنگ

مونوکسید کربن (II) (CO).

سولفید هیدروژن (H 2 S);

اکسید گوگرد (IV) (SO 2);

اسید سولفوردار H 2 SO 3 و نمک های آن.

اسیدهای هیدروهالیک و نمکهای آنها

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

اسید نیتروژن HNO 2 ;

آمونیاک NH 3 ;

هیدرازین NH 2 NH 2 ;

اکسید نیتریک (II) (NO).

کاتد در الکترولیز

اکسید کننده ها

هالوژن ها

پرمنگنات پتاسیم (KMnO 4)؛

منگنات پتاسیم (K2MnO4)؛

اکسید منگنز (IV) (MnO 2).

دی کرومات پتاسیم (K 2 Cr 2 O 7 )؛

کرومات پتاسیم (K2CrO4).

اسید نیتریک (HNO 3).

اسید سولفوریک (H 2 SO 4 ) conc.

اکسید مس (II) (CuO)؛

اکسید سرب (IV) (PbO2)؛

اکسید نقره (Ag 2 O)؛

پراکسید هیدروژن (H 2 O 2).

کلرید آهن (III) (FeCl 3).

نمک برتوله (KClO 3).

آند در الکترولیز

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

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

برای نیمه واکنش های M n + + nē ® M 0، E 0 پتانسیل الکترود استاندارد نامیده می شود. با توجه به بزرگی این پتانسیل، مرسوم است که فلزات را در یک سری پتانسیل الکترود استاندارد (یک سری ولتاژ فلزی) مرتب کنید:

تعدادی تنش خصوصیات شیمیایی فلزات را مشخص می کند:

1. هر چه فلز در ولتاژهای متوالی به سمت چپ قرار گیرد، توانایی کاهش آن قوی تر و یون آن در محلول اکسیداسیون ضعیف تر است (یعنی آسان تر الکترون می دهد (اکسید می شود) و دشوارتر می شود. برای اینکه یون های آن الکترون ها را به عقب بچسبانند).

2. هر فلزی قادر است فلزاتی را که در ردیف ولتاژ سمت راست آن قرار دارند، از محلول های نمکی جابجا کند، یعنی. یون‌های فلزات بعدی را به اتم‌های خنثی الکتریکی باز می‌گرداند، الکترون‌ها را رها می‌کند و خود به یون تبدیل می‌شود.

3. فقط فلزاتی که در یک سری ولتاژ در سمت چپ هیدروژن (H) قرار دارند می توانند آن را از محلول های اسیدی جابجا کنند (مثلاً روی، آهن، سرب، اما نه مس، جیوه، نقره).

سلول های گالوانیکی

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

اگر انتهای بیرونی الکترودها (قطب های عنصر) را با سیم وصل کنید، سپس از فلزی که مقدار پتانسیل پایین تری دارد، الکترون ها شروع به حرکت به سمت فلز می کنند که دارای فلز بزرگتر است (مثلاً از روی تا سرب). فرار الکترون‌ها تعادلی را که بین فلز و یون‌های آن در محلول وجود دارد برهم می‌زند و باعث می‌شود تعداد جدیدی از یون‌ها وارد محلول شوند - فلز به تدریج حل می‌شود. در همان زمان، الکترون‌هایی که به فلز دیگری می‌روند، یون‌ها را در محلول نزدیک سطح آن تخلیه می‌کنند - فلز از محلول آزاد می‌شود. الکترودی که در آن اکسیداسیون اتفاق می افتد آند نامیده می شود. الکترودی که در آن احیا صورت می گیرد کاتد نامیده می شود. در یک سلول سرب روی، الکترود روی آند و الکترود سرب کاتد است.

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

Zn – 2ē → Zn 2+

Pb 2+ + 2ē → Pb

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

Zn + Pb (NO 3) 2 → Pb + Zn (NO 3) 2

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

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

E \u003d E 0 + (0.058 / n) lgC

که در آن E پتانسیل مورد نظر فلز است (بر حسب ولت)

E 0 - پتانسیل طبیعی آن

n - ظرفیت یون های فلزی

ج - غلظت یونها در محلول (g-ion / l)

مثال

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

راه حل

ما پتانسیل الکترود روی را محاسبه می کنیم:

E Zn \u003d -0.76 + (0.058 / 2) lg 0.1 \u003d -0.76 + 0.029 (-1) \u003d -0.79 v

ما پتانسیل الکترود سرب را محاسبه می کنیم:

E Pb \u003d -0.13 + (0.058 / 2) lg 2 \u003d -0.13 + 0.029 0.3010 \u003d -0.12 v

نیروی حرکتی عنصر را پیدا کنید:

E. d. s. = -0.12 - (-0.79) = 0.67v

الکترولیز

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

جوهر الکترولیز در این واقعیت نهفته است که وقتی جریان از محلول الکترولیت (یا الکترولیت مذاب) عبور می کند، یون های دارای بار مثبت به کاتد و یون های دارای بار منفی به سمت آند حرکت می کنند. پس از رسیدن به الکترودها، یون ها تخلیه می شوند، در نتیجه اجزای الکترولیت محلول یا هیدروژن و اکسیژن از آب در الکترودها آزاد می شوند.

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

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

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

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

4OH → 2H 2 O + O 2

در نتیجه، اکسیژن در آند آزاد می شود.

الکترولیز محلول کلرید نیکل NiCl 2

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

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

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

الکترولیز محلول یدید پتاسیم KI

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

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

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

الکترولیز محلول سولفات پتاسیم

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

الکترولیز محلول سولفات مس با آند مس

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

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

قوانین الکترولیز (M. Faraday)

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

2. مقادیر مساوی الکتریسیته در طول الکترولیز از ترکیبات شیمیایی مختلف مقادیر معادل مواد ساطع می شود.

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

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

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

I - قدرت جریان ارسالی (a)؛

t زمان الکترولیز (s) است.

M (x) - جرم مولی؛

n تعداد الکترون‌هایی است که در واکنش‌های ردوکس به دست می‌آیند یا داده می‌شوند.

F - ثابت فارادی (96500 cou/mol).

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

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

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

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

مثال 1

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

راه حل

مقدار برقی که از محلول عبور می کند را تعیین کنید:

Q = آن،

جایی که I قدرت فعلی بر حسب آمپر است.

t زمان بر حسب ثانیه است.

Q=5A 600s=3000 کولن

معادل مس (با جرم 63.54) 63.54: 2 \u003d 31.77 است. بنابراین 96500 کولن 31.77 گرم مس منتشر می کند. مقدار مس مورد نظر:

m = (31.77 3000) / 96500 » 0.98 گرم

مثال 2

چه مدت طول می کشد تا یک جریان 10 آمپری از محلول اسید عبور کند تا 6/5 لیتر هیدروژن (در n.a.) به دست آید؟

راه حل

مقدار الکتریسیته ای را می یابیم که باید از محلول عبور کند تا 6/5 لیتر هیدروژن از آن آزاد شود. از آنجایی که 1 گرم eq. هیدروژن در n را اشغال می کند. y حجم 11.2 لیتر، سپس مقدار مورد نظر برق است

Q = (96500 5.6) / 11.2 = 48250 کولن

بیایید زمان عبور فعلی را تعیین کنیم:

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

مثال 3

هنگامی که جریان از محلول نمک نقره روی کاتد عبور داده شد، 10 دقیقه. 1 گرم نقره. قدرت جریان را تعیین کنید.

راه حل

1 گرم معادل نقره برابر با 107.9 گرم است، برای جداسازی 1 گرم نقره باید 96500: 107.9 = 894 کولن از محلول عبور کرد. از این رو جریان

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

مثال 4

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

راه حل

مقدار برق عبوری از محلول در 30 دقیقه.

Q \u003d 2.5 30 60 \u003d 4500 کولن

از آنجایی که برای جداسازی 1 g-eq. به 96500 آویز نیاز داشت، سپس معادل قلع.

E Sn \u003d (2.77 96500) / 4500 \u003d 59.4

خوردگی

قبل از ترک بحث الکتروشیمی، بیایید آنچه را که آموخته ایم در مطالعه یک مسئله بسیار مهم به کار ببریم - خوردگیفلزات خوردگی در اثر واکنش های ردوکس ایجاد می شود که در آن یک فلز در نتیجه برهم کنش با هر ماده ای از محیط خود به ترکیب نامطلوبی تبدیل می شود.

یکی از شناخته شده ترین فرآیندهای خوردگی، زنگ زدگی آهن است. از نظر اقتصادی، این یک فرآیند بسیار مهم است. بر اساس برآوردهای موجود، سالانه 20 درصد آهن تولیدی در آمریکا جایگزین محصولات آهنی می شود که به دلیل زنگ زدگی غیرقابل استفاده شده اند.

مشخص است که اکسیژن در زنگ زدن آهن نقش دارد. آهن در غیاب اکسیژن در آب اکسید نمی شود. آب همچنین در فرآیند زنگ زدگی شرکت می کند. آهن در روغن اکسیژن خورده نمی شود مگر اینکه حاوی مقداری آب باشد. زنگ زدگی توسط عوامل متعددی از جمله pH محیط، وجود نمک در آن، تماس آهن با فلز که اکسید شدن آن دشوارتر از آهن است و همچنین تحت تأثیر تنش های مکانیکی تسریع می شود.

خوردگی آهن اساساً یک فرآیند الکتروشیمیایی است. برخی از قسمت های سطح آهن به عنوان یک آند عمل می کند که روی آن اکسید می شود:

Fe (جامد) → Fe 2+ (آبی) + 2e - اکسید Eº \u003d 0.44 ولت

الکترون های حاصل از طریق فلز به قسمت های دیگر سطح حرکت می کنند که نقش کاتد را بازی می کنند. کاهش اکسیژن روی آنها انجام می شود:

O 2 (g.) + 4H + (aq.) + 4e - → 2H 2 O (l.) Eº restore \u003d 1.23 V

توجه داشته باشید که یون های H + در فرآیند کاهش O 2 نقش دارند. اگر غلظت H + کاهش یابد (یعنی با افزایش pH)، بازیابی O 2 دشوارتر می شود. مشاهده شده است که آهن در تماس با محلولی که PH آن بالای 9-10 است خوردگی نمی کند. در طی فرآیند خوردگی، یون های Fe 2+ تشکیل شده روی آند به Fe 3+ اکسید می شوند. یون های Fe 3+ اکسید آهن هیدراته (III) را تشکیل می دهند که به آن زنگ می گویند:

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

از آنجایی که نقش کاتد معمولاً توسط قسمتی از سطح ایفا می شود که به بهترین وجه با جریان اکسیژن تامین می شود، زنگ زدگی اغلب در این مناطق ظاهر می شود. اگر بیل را که مدتی در هوای باز و مرطوب با خاک چسبیده به تیغه ایستاده است را به دقت بررسی کنید، متوجه خواهید شد که فرورفتگی هایی بر روی سطح فلز زیر خاک ایجاد شده است و زنگ زدگی در هر جایی که O 2 می تواند ظاهر شود. نفوذ کند.

رانندگان اغلب با افزایش خوردگی در حضور نمک در مناطقی که نمک به وفور در جاده ها در زمستان برای مبارزه با یخ زدگی پاشیده می شود، مواجه می شوند. تأثیر نمک ها با این واقعیت توضیح داده می شود که یون هایی که آنها تشکیل می دهند الکترولیت لازم برای ظهور یک مدار الکتریکی بسته را ایجاد می کنند.

وجود جایگاه های آندی و کاتدی روی سطح آهن منجر به ایجاد دو محیط شیمیایی متفاوت بر روی آن می شود. آنها می توانند به دلیل وجود ناخالصی ها یا نقص در شبکه کریستالی (ظاهراً به دلیل تنش های داخل فلز) ایجاد شوند. در مکان هایی که چنین ناخالصی ها یا نقص هایی وجود دارد، محیط میکروسکوپی یک اتم آهن خاص می تواند باعث افزایش یا کاهش در حالت اکسیداسیون آن در مقایسه با موقعیت های معمولی در شبکه کریستالی شود. بنابراین چنین مکان هایی می توانند نقش آند یا کاتد را ایفا کنند. آهن فوق خالص که تعداد چنین عیوبی در آن به حداقل رسیده است، بسیار کمتر از آهن معمولی خورده می شود.

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

Fe (جامد) → Fe 2+ (آب) + 2e - اکسید Eº \u003d 0.44 ولت

Sn (تلویزیون) → Sn 2+ (آب) + 2e - اکسید Eº \u003d 0.14 ولت

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

آهن "گالوانیزه" (گالوانیزه) از پوشاندن آهن با لایه نازکی از روی به دست می آید. روی حتی پس از شکسته شدن یکپارچگی پوشش از آهن در برابر خوردگی محافظت می کند. در این حالت، آهن در هنگام خوردگی نقش کاتد را بازی می‌کند، زیرا روی راحت‌تر از آهن اکسید می‌شود:

روی (جامد) → Zn 2+ (آب) + 2e - اکسید Eº \u003d 0.76 ولت

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

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

بر اساس تغییرات در حالت های اکسیداسیون اتم های سازنده واکنش دهنده ها، واکنش های شیمیایی به دو نوع تقسیم می شوند.

1) واکنش هایی که بدون تغییر حالت اکسیداسیون اتم ها انجام می شود.

مثلا:

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

در این واکنش، حالت اکسیداسیون هر یک از اتم ها بدون تغییر باقی ماند.

2) واکنش هایی که با تغییر در حالت اکسیداسیون اتم ها رخ می دهد.

مثلا:

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

در این واکنش، حالت های اکسیداسیون اتم های روی و مس تغییر کرد.

واکنش های ردوکس رایج ترین واکنش های شیمیایی هستند.

در عمل، یک واکنش ردوکس، افزودن یا از دست دادن الکترون است. برخی از اتم ها (یون ها، مولکول ها) الکترون ها را از دیگران اهدا یا دریافت می کنند.

اکسیداسیون.

فرآیند اهدای الکترون از یک اتم، یون یا مولکول نامیده می شود اکسیداسیون.

هنگامی که یک الکترون اهدا می شود، حالت اکسیداسیون یک اتم افزایش می یابد.

ماده ای که اتم ها، یون ها یا مولکول های آن الکترون اهدا می کنند نامیده می شود عامل کاهنده.

در مثال ما، اتم‌های در حالت اکسیداسیون 0 به اتم‌هایی با حالت اکسیداسیون +2 حرکت کرده‌اند. یعنی یک فرآیند اکسیداسیون اتفاق افتاده است. در این مورد، اتم روی، که دو الکترون از خود جدا کرد، یک عامل احیا کننده است (وضعیت اکسیداسیون را از 0 به +2 افزایش داد).

فرآیند اکسیداسیون توسط یک معادله الکترونیکی ثبت می شود که نشان دهنده تغییر حالت اکسیداسیون اتم ها و تعداد الکترون های اهدایی عامل احیا کننده است.

مثلا:

0 +2 0
Zn - 2e - = Zn (اکسیداسیون، Zn - عامل کاهنده).

بهبود.

فرآیند افزودن الکترون نامیده می شود مرمت.

وقتی الکترون ها اضافه می شوند، حالت اکسیداسیون یک اتم کاهش می یابد.

ماده ای که اتم ها، یون ها یا مولکول های آن الکترون می گیرند نامیده می شود عامل اکسید کننده.

در مثال ما، انتقال اتم‌های مس با حالت اکسیداسیون 2+ به اتم‌هایی با حالت اکسیداسیون 0 یک فرآیند کاهشی است. در عین حال، یک اتم مس با حالت اکسیداسیون 2 + با پذیرش دو الکترون، حالت اکسیداسیون را از 2 + به 0 کاهش می دهد و یک عامل اکسید کننده است.

فرآیند اکسیداسیون نیز توسط یک معادله الکترونیکی نوشته شده است:

2 0 0
Cu + 2e - = Cu (کاهش، مس یک عامل اکسید کننده است).

فرآیند احیا و فرآیند اکسیداسیون جدایی ناپذیر هستند و به طور همزمان پیش می روند.

0 +2 0 +2
Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2
عامل کاهنده اکسید کننده
اکسید شده کاهش می یابد

محاسبه درجه اکسیداسیون

خلاصه

1. تشکیل پرسنل یکی از مهمترین زمینه های کاری مدیر پرسنل است.

2. به منظور تأمین نیروی انسانی مورد نیاز سازمان، ایجاد وضعیت مناسب در محیط خارجی و فناوری فعالیت، ساختار شرکت مهم است. محاسبه نیاز به پرسنل

3. برای توسعه برنامه های استخدام، تجزیه و تحلیل وضعیت پرسنل در منطقه، تدوین روش های جذب و ارزیابی نامزدها و انجام اقدامات سازگاری برای گنجاندن کارکنان جدید در سازمان ضروری است.

سوالات تستی

1. هنگام ایجاد ساختار سازمانی چه گروه هایی از عوامل را باید در نظر گرفت؟
2. چه مراحلی از طراحی سازمان را می توان تشخیص داد؟
3. مفهوم «ارزیابی کیفی نیازهای کارکنان» را توضیح دهید.
4. مفهوم «نیاز اضافی به کارکنان» را توضیح دهید.
5. هدف از تحلیل وضعیت پرسنل در منطقه چیست؟
6. هدف از تحلیل عملکرد چیست؟
7. مراحل تجزیه و تحلیل عملکرد چیست؟
8. توضيح دهيد پروفسيوگرام چيست؟
9. چه عوامل محیطی بر فرآیند استخدام تأثیر می گذارد؟
10. منابع استخدام داخلی و خارجی را شرح دهید.
11. چگونه می توان کیفیت یک مجموعه را ارزیابی کرد؟
12. چه روش هایی برای ارزیابی نامزدها استفاده می شود؟
13. چه پارادایم های استخدام رقابتی را می شناسید؟
14. مراحل سازگاری یک کارمند در سازمان را نام ببرید.

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

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

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

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

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

مثال ها:

V 2 +5 O 5 -2; 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

دو نوع واکنش شیمیایی وجود دارد:

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

واکنش های اضافه

SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3

واکنش های تجزیه

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

واکنش های مبادله ای

AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O

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

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

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

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

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

چنین واکنش هایی نامیده می شود ردوکس