Reaksi redoks dengan perubahan bilangan oksidasi. Menyusun persamaan redoks

Menurut perubahan keadaan oksidasi, semua reaksi kimia dapat dibagi menjadi dua jenis:

I. Reaksi yang berlangsung tanpa mengubah keadaan oksidasi unsur-unsur yang membentuk reaktan. Reaksi seperti ini disebut sebagai reaksi pertukaran ion.

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

II. Reaksi yang melibatkan perubahan bilangan oksidasi unsur

termasuk dalam reaktan. Reaksi seperti ini disebut sebagai reaksi redoks.

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

Keadaan oksidasi(oksidasi) - karakteristik keadaan atom unsur dalam komposisi molekul. Ini mencirikan distribusi elektron yang tidak merata antara atom-atom unsur dan sesuai dengan muatan yang akan diperoleh atom suatu unsur jika semua pasangan elektron umum dari ikatan kimianya bergeser ke unsur yang lebih elektronegatif. Tergantung pada keelektronegatifan relatif dari unsur-unsur yang membentuk ikatan, pasangan elektron dapat dipindahkan ke salah satu atom atau terletak secara simetris relatif terhadap inti atom. Oleh karena itu, keadaan oksidasi unsur dapat negatif, positif atau nol.

Unsur yang atomnya mengambil elektron dari atom lain memiliki keadaan oksidasi negatif. Unsur yang atomnya menyumbangkan elektronnya ke atom lain memiliki keadaan oksidasi positif. Atom-atom dalam molekul zat sederhana memiliki keadaan oksidasi nol, serta jika zat tersebut dalam keadaan atom.

Keadaan oksidasi dilambangkan dengan +1, +2.

Muatan ion 1+, 2+.

Bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu senyawa ditentukan menurut aturan:

1. Derajat oksidasi suatu unsur dalam zat sederhana adalah nol.

2. Beberapa unsur di hampir semua senyawanya menunjukkan keadaan oksidasi yang konstan. Elemen-elemen ini meliputi:

Memiliki keadaan oksidasi +1 (tidak termasuk hidrida logam).

O memiliki bilangan oksidasi -2 (tidak termasuk fluorida).

3. Unsur golongan I, II dan III dari subkelompok utama Tabel Periodik Unsur Mendeleev memiliki bilangan oksidasi konstan yang sama dengan nomor golongan.

Unsur Na, Ba, Al: bilangan oksidasi +1, + 2, + 3, berturut-turut.

4. Untuk unsur dengan keadaan oksidasi variabel, ada konsep bilangan oksidasi yang lebih tinggi dan lebih rendah.

Bilangan oksidasi tertinggi suatu unsur sama dengan jumlah golongan dalam Tabel Periodik Unsur Mendeleev, tempat unsur tersebut berada.

Unsur N, Cl: bilangan oksidasi tertinggi + 5, + 7, berturut-turut.

Bilangan oksidasi terendah suatu unsur sama dengan jumlah golongan dalam Tabel Periodik Unsur D.I. Mendeleev, di mana unsur tersebut minus delapan.

Unsur N, Cl: bilangan oksidasi terendah masing-masing -3, -1.

5. Dalam ion unsur tunggal, keadaan oksidasi unsur sama dengan muatan ion.

Fe 3+ - bilangan oksidasi adalah +3; S 2- - keadaan oksidasi adalah -2.

6. Jumlah bilangan oksidasi semua atom unsur dalam molekul adalah nol.

KNO3; (+1) + X + 3 (-2) = 0; X = +5. Bilangan oksidasi nitrogen adalah +5.

7. Jumlah bilangan oksidasi semua atom unsur dalam ion sama dengan muatan ion.

SO 4 2-; X + 4 * (-2) = -2; X = +6. Bilangan oksidasi belerang adalah +6.

8. Pada senyawa yang terdiri dari dua unsur, unsur yang tertulis di sebelah kanan selalu memiliki bilangan oksidasi paling rendah.

Reaksi di mana keadaan oksidasi unsur-unsurnya berubah disebut sebagai reaksi redoks / /. Reaksi ini terdiri dari proses oksidasi dan reduksi.

Dengan oksidasi disebut proses pelepasan elektron oleh suatu unsur yang merupakan bagian dari atom, molekul atau ion.

Al 0 - 3e = Al 3+

H 2 - 2e = 2H +

Fe2+ ​​- e = Fe3+

2Cl - - 2e = Cl 2

Ketika teroksidasi, keadaan oksidasi unsur meningkat. Suatu zat (atom, molekul atau ion) yang mengandung unsur yang menyumbangkan elektron disebut zat pereduksi. Al, H 2, Fe 2+, Cl - adalah zat pereduksi. Agen pereduksi dioksidasi.

Restorasi disebut proses pengikatan elektron oleh suatu unsur yang merupakan bagian dari atom, molekul atau ion.

Cl 2 + 2e = 2Cl -

Fe3+ + e = Fe2+

Setelah reduksi, keadaan oksidasi unsur berkurang. Suatu zat (atom, molekul atau ion), yang mengandung unsur yang menerima elektron, disebut zat pengoksidasi. S, Fe 3+, Cl 2 - zat pengoksidasi. Oksidan dipulihkan.

Jumlah total elektron dalam sistem tidak berubah selama reaksi kimia. Jumlah elektron yang disumbangkan oleh zat pereduksi sama dengan jumlah elektron yang disumbangkan oleh zat pengoksidasi.

Untuk menyusun persamaan reaksi redoks (ORR) dalam larutan, digunakan metode ion-elektronik (metode setengah reaksi).

ORP dapat dilanjutkan dalam media asam, netral atau basa. Persamaan reaksi memperhitungkan kemungkinan partisipasi molekul air (HOH) dan yang terkandung dalam larutan, tergantung pada sifat media kelebihan ion H + atau OH -:

dalam media asam - ion HOH dan H +;

di lingkungan yang netral - hanya NON;

dalam media basa - ion HOH dan OH -.

Saat menyusun persamaan OVR, perlu untuk mematuhi urutan tertentu:

1. Tulis skema reaksi.

2. Identifikasi unsur-unsur yang telah mengubah keadaan oksidasi.

3. Tulislah diagram dalam bentuk molekul-ion secara ringkas: elektrolit kuat dalam bentuk ion, elektrolit lemah dalam bentuk molekul.

4. Buatlah persamaan proses oksidasi dan reduksi (persamaan setengah reaksi). Untuk melakukan ini, tuliskan unsur-unsur yang mengubah keadaan oksidasi dalam bentuk partikel nyata (ion, atom, molekul) dan samakan jumlah setiap elemen di sisi kiri dan kanan setengah reaksi.

Catatan:

Jika bahan awal mengandung atom oksigen lebih sedikit daripada produk (Р 4 3-), maka kekurangan oksigen disuplai oleh media.

Jika bahan awal mengandung lebih banyak atom oksigen daripada produk (SO 4 2-SO 2), maka oksigen yang dibebaskan diikat oleh medium.

5. Samakan ruas kiri dan kanan persamaan dengan jumlah muatan. Untuk melakukan ini, tambahkan atau kurangi jumlah elektron yang diperlukan.

6. Pilih faktor-faktor untuk setengah reaksi oksidasi dan reduksi sehingga jumlah elektron selama oksidasi sama dengan jumlah elektron selama reduksi.

7. Jumlahkan setengah reaksi oksidasi dan reduksi dengan mempertimbangkan faktor-faktor yang ditemukan.

8. Tuliskan persamaan ion-molekul yang dihasilkan dalam bentuk molekul.

9.Lakukan tes oksigen.

Ada tiga jenis reaksi redoks:

a) Antarmolekul - reaksi di mana keadaan oksidasi berubah dalam unsur-unsur yang membentuk berbagai molekul.

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

b) Intramolekul - reaksi di mana keadaan oksidasi berubah dalam unsur-unsur yang membentuk satu molekul.

1. Bagaimana cara menentukan reaksi redoks?

Ada berbagai klasifikasi reaksi kimia. Salah satunya termasuk zat di mana zat yang berinteraksi satu sama lain (atau zat itu sendiri) mengubah bilangan oksidasi unsur.

Sebagai contoh, perhatikan dua reaksi:

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

Reaksi (1) melibatkan seng dan asam hidroklorik... Seng dan hidrogen mengubah keadaan oksidasinya, klorin membiarkan keadaan oksidasinya tidak berubah:

Zn 0 - 2е = Zn 2+
2H +1 + 2e = H2 0
2Сl -1 = 2Сl -1

Dan dalam reaksi (2), ( reaksi netralisasi), klorin, hidrogen, kalium, dan oksigen tidak mengubah bilangan oksidasinya: Cl -1 = Cl -1, H +1 = H +1, K +1 = K +1, O -2 = O -2; Reaksi (1) termasuk redoks, dan reaksi (2) termasuk jenis yang berbeda.

Reaksi kimia yang terjadi dengan perubahanbilangan oksidasi unsurdisebut redoks.

Untuk menentukan reaksi redoks, perlu ditentukan padang rumputtidak ada oksidasi unsur pada ruas kiri dan kanan persamaan. Untuk melakukan ini, Anda perlu tahu cara menentukan keadaan oksidasi unsur tertentu.

Dalam kasus reaksi (1), unsur-unsur Zn dan H mengubah keadaannya, kehilangan atau memperoleh elektron. Seng, menyumbangkan 2 elektron, masuk ke keadaan ionik - menjadi kation Zn 2+. Dalam hal ini, ada proses pemulihan dan seng teroksidasi. Hidrogen memperoleh 2 elektron, menunjukkan oksidatif sifat, itu sendiri dalam proses reaksi sembuh.

2. Definisibilangan oksidasi unsur.

Keadaan oksidasi unsur dalam senyawanya ditentukan berdasarkan posisi bahwa total muatan bilangan oksidasi semua unsur dalam senyawa tertentu adalah nol. Misalnya, dalam senyawa H 3 PO 4, keadaan oksidasi adalah +1 untuk hidrogen, +5 untuk fosfor, dan -2 untuk oksigen; Setelah menyusun persamaan matematika, kami menentukan bahwa dalam jumlah jumlah partikel(atom atau ion) akan membuat muatan sama dengan nol: (+1) x3 + (+ 5) + (- 2) x4 = 0

Tetapi dalam contoh ini, keadaan oksidasi unsur-unsur sudah ditetapkan. Bagaimana cara menentukan bilangan oksidasi belerang, misalnya, dalam senyawa? natrium tiosulfat Na 2 S 2 O 3, atau mangan dalam senyawa kalium permanganat- KMnO4? Untuk ini, Anda perlu tahu bilangan oksidasi konstan dari sejumlah unsur... Mereka memiliki arti sebagai berikut:

1) Unsur golongan I dari sistem periodik (termasuk hidrogen dalam kombinasi dengan non-logam) +1;
2) Unsur-unsur golongan II dari sistem periodik +2;
3) Unsur-unsur golongan III dari sistem periodik +3;
4) Oksigen (kecuali dalam kombinasi dengan fluor atau dalam senyawa peroksida) -2;

Berdasarkan nilai konstanta keadaan oksidasi ini (untuk natrium dan oksigen), kami menentukan keadaan oksidasi belerang dalam senyawa Na 2 S 2 O 3. Karena muatan total semua bilangan oksidasi unsur-unsur yang komposisinya mencerminkan hal ini rumus senyawa, sama dengan nol, maka menunjukkan muatan belerang yang tidak diketahui 2X"(Karena ada dua atom belerang dalam rumus), kami akan membuat persamaan matematis berikut:

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

Memecahkan persamaan ini untuk 2 x, kita mendapatkan

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

Oleh karena itu, bilangan oksidasi belerang dalam senyawa Na 2 S 2 O 3 adalah (+2). Tetapi apakah akan selalu diperlukan untuk menggunakan metode yang merepotkan seperti itu untuk menentukan bilangan oksidasi unsur-unsur tertentu dalam senyawa? Tentu saja tidak selalu. Misalnya, untuk senyawa biner: oksida, sulfida, nitrida, dll., Anda dapat menggunakan apa yang disebut metode "lintas-ke-silang" untuk menentukan keadaan oksidasi. Katakanlah diberikan rumus senyawa:titanium oksida-Ti2O3. Menggunakan analisis matematis sederhana, dengan asumsi bahwa keadaan oksidasi oksigen diketahui oleh kita dan sama dengan (-2): Ti 2 O 3, mudah untuk menetapkan bahwa bilangan oksidasi titanium akan sama dengan (+3) . Atau, misalnya, dalam hubungannya metana CH4 diketahui bilangan oksidasi hidrogen adalah (+1), maka tidak sulit untuk menentukan bilangan oksidasi karbon. Ini akan cocok dengan rumus senyawa ini (-4). Juga, dengan menggunakan metode "cross-to-cross", tidak sulit untuk menetapkan bahwa jika berikut: rumus senyawa Cr 4 Si 3, maka bilangan oksidasi krom di dalamnya adalah (+3), dan silikon (-4).
Untuk garam, ini juga tidak sulit. Selain itu, tidak masalah apakah itu diberikan atau garam sedang atau garam asam... Dalam kasus ini, perlu untuk melanjutkan dari asam pembentuk garam. Misalnya diberi garam natrium nitrat(NaNO3). Diketahui bahwa itu adalah turunan dari asam nitrat (HNO 3), dan dalam senyawa ini bilangan oksidasi nitrogen adalah (+5), oleh karena itu, dalam garamnya, natrium nitrat, bilangan oksidasi nitrogen juga (+5 ). Natrium bikarbonat(NaHCO 3) adalah garam asam dari asam karbonat (H 2 CO 3). Sama seperti dalam asam, bilangan oksidasi karbon dalam garam ini adalah (+4).

Perlu dicatat bahwa bilangan oksidasi dalam senyawa: logam dan non-logam (saat menyusun persamaan keseimbangan elektronik) sama dengan nol: K 0, Ca 0, Al 0, H 2 0, Cl 2 0, N 2 0 Sebagai contoh, mari kita berikan bilangan oksidasi dari unsur yang paling umum:

Hanya zat pengoksidasi adalah zat yang memiliki bilangan oksidasi maksimum, biasanya positif, misalnya: Cl +7 O 4, H 2 S +6 O 4, K 2 Cr +6 O 4, HN +5 O 3, KMn +7 O 4 ... Ini mudah dibuktikan. Jika senyawa ini dapat menjadi agen pereduksi, maka dalam keadaan ini mereka harus menyumbangkan elektron:

Cl +7 - e = Cl +8
S +6 - e = S +7

Tetapi unsur-unsur klorin dan belerang tidak dapat eksis dengan keadaan oksidasi seperti itu. Demikian pula, hanya zat pereduksi adalah zat yang memiliki bilangan oksidasi minimum, biasanya negatif, misalnya: H 2 S -2, HJ -, N -3 H 3. Dalam proses reaksi redoks, senyawa tersebut tidak dapat menjadi oksidator, karena mereka harus melampirkan elektron:

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

Tetapi untuk belerang dan yodium, ion dengan keadaan oksidasi seperti itu tidak khas. Unsur dengan tingkat oksidasi menengah, misalnya N +1, N +4, S +4, Cl +3, C +2, dapat menunjukkan sifat pengoksidasi dan pereduksi.

3 ... Jenis-jenis reaksi redoks.

Ada empat jenis reaksi redoks.

1) Reaksi redoks antarmolekul.
Jenis reaksi yang paling umum. Reaksi ini berubah keadaan oksidasielemen dalam molekul yang berbeda, misalnya:

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

Bi +3 - 3 e= Bi 0

Sn +2 + 2 e= Sn +4

2) Berbagai reaksi redoks antarmolekul adalah reaksi kontraproporsi, di mana zat pengoksidasi dan pereduksi adalah atom dari unsur yang sama: dalam reaksi ini, dua atom dari unsur yang sama dengan tingkat oksidasi yang berbeda membentuk satu atom dengan keadaan oksidasi yang berbeda:

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

S -2 - 2 e= S 0

S +4 + 4 e= S 0

3) Reaksi disproporsionasi dilakukan jika oksidator dan pereduksi adalah atom dari unsur yang sama, atau satu atom dari suatu unsur dengan satu keadaan oksidasi membentuk senyawa dengan dua keadaan oksidasi:

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) Intramolekul Reaksi redoks terjadi ketika atom pengoksidasi dan zat pereduksi adalah bagian dari zat yang sama, misalnya:

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

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

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

4 ... Mekanisme reaksi redoks

Reaksi redoks terjadi karena transfer elektron dari atom suatu unsur ke unsur lainnya. Jika suatu atom atau molekul kehilangan elektron, maka proses ini disebut oksidasi, dan atom ini merupakan reduktor, contoh:

Al 0 - 3 e= Al3+

2Cl - - 2 e= Cl2 0

Fe2+ ​​- e= Fe3+

Dalam contoh ini, Al 0, Cl -, Fe 2+ adalah zat pereduksi, dan proses transformasinya menjadi senyawa Al 3+, Cl 2 0, Fe 3+ disebut pengoksidasi. Jika suatu atom atau molekul memperoleh elektron, maka proses ini disebut reduksi, dan atom ini merupakan oksidator, misalnya:

Ca2+ + 2 e= Ca 0

Cl2 0 + 2 e= 2Cl -

Fe 3+ + e= Fe2+

Zat pengoksidasi, biasanya, adalah non-logam (S, Cl 2, F 2, O 2) atau senyawa logam dengan bilangan oksidasi maksimum (Mn +7, Cr +6, Fe +3). Reduktor adalah logam (K, Ca, Al) atau senyawa nonlogam dengan bilangan oksidasi minimum (S -2, Cl -1, N -3, P -3);

Persamaan redoks berbeda dari persamaan molekul reaksi lain dengan kompleksitas pemilihan koefisien di depan reagen dan produk reaksi. Untuk melakukan ini, gunakan metode keseimbangan elektronik atau metode persamaan elektron-ion(kadang-kadang yang terakhir disebut " metode setengah reaksi"). Sebagai contoh penyusunan persamaan reaksi redoks, pertimbangkan sebuah proses di mana asam sulfat pekat(H2SO4) akan berinteraksi dengan hidrogen iodida (HJ):

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

Pertama-tama, mari kita tentukan itu keadaan oksidasi yodium dalam hidrogen iodida adalah (-1), dan belerang dalam asam sulfat: (+6). Selama reaksi, yodium (-1) akan dioksidasi menjadi keadaan molekuler, dan belerang (+6) akan direduksi menjadi keadaan oksidasi (-2) - hidrogen sulfida:

J - → J 0 2
S +6 → S -2

Untuk menyusun perlu memperhitungkan bahwa nomorpartikel atom di sisi kiri dan kanan setengah reaksi harus sama

2J - - 2 e→ J 0 2
S +6 + 8 e→ S -2

Setelah menetapkan garis vertikal di sebelah kanan skema setengah reaksi ini, kami menentukan koefisien reaksi:

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

Mengurangi dengan "2", kami mendapatkan nilai akhir dari koefisien:

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

Mari kita simpulkan di bawah skema ini setengah reaksi bilah horizontal dan rangkum reaksinya jumlah partikel atom:

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

Setelah itu perlu. Mengganti nilai koefisien yang diperoleh ke dalam persamaan molekuler, kami membawanya ke bentuk ini:

8HJ + H2SO4 = 4J2 + H2S + H2O

Setelah menghitung jumlah atom hidrogen di sisi kiri dan kanan persamaan, kami akan memastikan bahwa perlu untuk memperbaiki koefisien "4" di depan air, kami mendapatkan persamaan lengkap:

8HJ + H2SO4 = 4J2 + H2S + 4H2O

Persamaan ini dapat ditulis menggunakan metode elektronikkeseimbangan ion... Dalam hal ini, tidak perlu mengoreksi koefisien di depan molekul air. Persamaan ini didasarkan pada disosiasi ion senyawa yang berpartisipasi dalam reaksi: Misalnya, disosiasi asam sulfat mengarah pada pembentukan dua proton hidrogen dan anion sulfat:

H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-

Demikian pula, Anda dapat menulis disosiasi hidrogen iodida dan hidrogen sulfida:

HJ H + + J -
H 2 S 2H + + S 2-

J 2 tidak terdisosiasi. Ini juga praktis tidak memisahkan H 2 O. Komposisi persamaan setengah reaksi yodium tetap sama:

2J - - 2 e→ J 0 2
Setengah-reaksi untuk atom belerang akan mengambil bentuk berikut:

SO 4 -2 → S -2

Karena sisi kanan setengah reaksi kekurangan empat atom oksigen, jumlah ini harus seimbang dengan air:

SO 4 -2 → S -2 + 4H 2 O

Kemudian, di sisi kiri setengah reaksi, perlu untuk mengkompensasi atom hidrogen dengan mengorbankan proton (karena reaksi medium bersifat asam):

SO 4 2- + 8H + → S -2 + 4H 2 O

Menghitung jumlah elektron transisi, kita memperoleh catatan lengkap persamaan untuk metode setengah reaksi:

SO 4 2- + 8H + + 8 e→ S -2 + 4H 2 O

Menyimpulkan kedua setengah-reaksi, kita dapatkan persamaan keseimbangan elektronik:

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- + 8H + → 4J 2 0 + S 0 + 4H 2 O

Dari catatan ini dapat disimpulkan bahwa metode persamaan elektron-ion memberikan gambaran yang lebih lengkap tentang reaksi redoks daripada metode keseimbangan elektronik. Jumlah elektron yang berpartisipasi dalam proses adalah sama untuk kedua metode keseimbangan, tetapi dalam kasus terakhir, jumlah proton dan molekul air yang berpartisipasi dalam proses redoks ditetapkan seolah-olah "secara otomatis".

Mari kita periksa beberapa kasus spesifik dari reaksi redoks yang dapat disusun dengan metode keseimbangan elektron-ion... Beberapa proses redoks dilakukan dengan partisipasi lingkungan basa, misalnya:

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

Dalam reaksi ini, zat pereduksinya adalah ion kromit (CrO 2 -), yang dioksidasi menjadi ion kromat (CrO -2 4). Oksidator - bromin (Br 0 2) direduksi menjadi ion bromida (Br -):
CrO 2 - → CrO 4 2-
Br 0 2 → 2 Br -

Karena reaksi berlangsung dalam media basa, setengah reaksi pertama harus disusun dengan memperhitungkan ion hidroksida (OH -):
CrO2 - + 4OH - - 3 e= CrO2- 4 + 2H2O

Kami menyusun setengah reaksi kedua dengan cara yang sudah diketahui:
CrO2 - + 4OH - -3 e= CrO 4 2 - + 2H 2 O | 2
Br 0 2 + 2 e= Br - | 3
__________
2CrO 2 - + 3Br 2 0 + 8OH - = 2CrO 2- 4 + 6Br - + 4H 2 O

Setelah itu, akhirnya perlu atur koefisien dalam persamaan reaksi dan sepenuhnya persamaan molekul proses redoks ini akan berbentuk:

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

Dalam beberapa kasus, zat yang tidak dapat dipisahkan secara bersamaan terlibat dalam reaksi redoks. Sebagai contoh:

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

Kemudian metode setengah reaksi dikompilasi dengan mempertimbangkan proses ini:

Abu 3 + 4H 2 O - 8 e= AsO 4 3- + 11H + | 1
TIDAK 3 + 2H + + e= NO2 + H2O | 8

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

Persamaan molekul akan mengambil bentuk:

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

Reaksi redoks kadang-kadang disertai dengan oksidasi-reduksi simultan dari beberapa zat. Misalnya, dalam reaksi dengan tembaga sulfida, asam nitrat pekat:

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

Proses redoks melibatkan atom tembaga, belerang dan nitrogen. Saat membuat persamaan metode setengah reaksi perlu mempertimbangkan tahapan proses ini:

Cu + → Cu 2+
S 2- → S +6
N 5+ → N +2

Dalam situasi ini, perlu untuk menggabungkan proses oksidasi dan reduksi dalam satu tahap:

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

Di mana setengah reaksi redoks akan berbentuk:

2Cu + - 2 e→ 2Cu2+
S 2- - 8 e→ S 6+ 3 ( proses pemulihan)
_______________________
N 5+ + 3 e→ N 2+ 10 (proses oksidasi)
_____________________________________

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

Pada akhirnya persamaan reaksi molekul akan mengambil bentuk:

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

Perhatian khusus harus diberikan pada reaksi redoks yang melibatkan zat organik. Misalnya, ketika glukosa dioksidasi kalium permanganat dalam suasana asam, reaksi berikut terjadi:

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

Saat menyusun neraca metode setengah reaksi transformasi glukosa diperhitungkan tidak adanya disosiasi, tetapi koreksi jumlah atom hidrogen dilakukan karena proton dan molekul air:

C 6 H 12 O 6 + 6H 2 O - 24 e= 6CO2 + 24H +

Setengah reaksi yang melibatkan kalium permanganat akan mengambil bentuk:

MnO 4 - + 8H + + 5 e= Mn2+ + 4H2O

Hasilnya, kami mendapatkan skema proses redoks berikut:

C 6 H 12 O 6 + 6H 2 O - 24 e= 6CO2 + 24H + | 5
MnО 4 - + 8H + + 5 e= Mn +2 + 4H 2 O | 24
___________________________________________________

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

Mengurangi jumlah proton dan molekul air di sisi kiri dan kanan setengah reaksi, kita mendapatkan final persamaan molekul:

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

5. Pengaruh lingkungan terhadap sifat jalannya reaksi redoks.

Tergantung pada lingkungannya (kelebihan H +, netral, kelebihan OH -), sifat reaksi antara zat yang sama dapat berubah. Untuk menciptakan lingkungan asam, biasanya digunakan Asam sulfur(H2SO4), Asam sendawa(HNO 3), asam klorida (HCl), sebagai media OH - natrium hidroksida (NaOH) atau kalium hidroksida (KOH) digunakan. Misalnya, kami akan menunjukkan bagaimana lingkungan mempengaruhi kalium permanganat(KMnO4). dan produk reaksinya:

Misalnya, ambil Na 2 SO 3 sebagai zat pereduksi, KMnO 4 sebagai zat pengoksidasi

Dalam suasana asam:

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

Dalam keadaan netral (atau sedikit basa):

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

Dalam lingkungan yang sangat basa:

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

Hidrogen peroksida(Н 2 2), tergantung pada lingkungan, dipulihkan sesuai dengan skema:

1) Medium asam (H +) H 2 O 2 + 2H + + 2 e→ 2H2O

2) Lingkungan netral (H 2 O) H 2 O 2 + 2 e→ 2OH

3) Medium basa (OH -) H 2 O 2 + 2 e→ 2OH

Hidrogen peroksida(H 2 O 2) bertindak sebagai oksidator:

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

Fe2+ ​​- e= Fe3+ | 2
H 2 O 2 + 2H + + 2 e= 2H2O | 1
________________________________
2Fe 2+ + H 2 O 2 + 2H + → 2Fe 3+ + 2 H 2 O

Namun, ketika bertemu dengan oksidan yang sangat kuat (KMnO 4) Hidrogen peroksida(H 2 O 2) bertindak sebagai zat pereduksi:

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

H2O2 - 2 e→ O2 + 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. Penentuan produk reaksi redoks.

Di bagian praktis dari topik ini, proses redoks dipertimbangkan, yang hanya menunjukkan reagen awal. Produk reaksi biasanya perlu diidentifikasi. Misalnya, reaksi melibatkan besi klorida(FeCl3) dan kalium iodida(KJ):

FeCl 3 + KJ = A + B + C

perlu menginstal rumus senyawa A, B, C, terbentuk sebagai hasil dari proses redoks.

Bilangan oksidasi awal reagen adalah sebagai berikut: Fe 3+, Cl -, K +, J -. Sangat mudah untuk mengasumsikan bahwa Fe 3+, sebagai oksidator (memiliki bilangan oksidasi maksimum), hanya dapat mereduksi bilangan oksidasinya menjadi Fe 2+:

Fe 3+ + e= Fe2+

Ion klorida dan ion kalium tidak mengubah bilangan oksidasinya dalam reaksi, dan ion iodida hanya dapat meningkatkan bilangan oksidasinya, mis. pergi ke negara J 2 0:

2J - - 2 e= J2 0

Sebagai hasil dari reaksi, selain proses redoks, reaksi pertukaran antara FeCl 3 dan KJ, tetapi dengan mempertimbangkan perubahan bilangan oksidasi, reaksi tidak ditentukan menurut skema ini:

FeCl3 + KJ = FeJ3 + KCl,

tapi akan mengambil bentuk

FeCl3 + KJ = FeJ2 + KCl,

di mana produk C adalah senyawa J 2 0:

FeCl3 + 6KJ = 2FeJ2 + 6KJ + J2

Fe 3+ + e> Fe2+ | 2

2J - - 2 e> J 2 0 | 1

________________________________

2Fe +3 + 2J - = 2Fe2+ + J2 0

Di masa depan, ketika menentukan produk dari proses redoks, Anda dapat menggunakan apa yang disebut "sistem angkat". Prinsipnya adalah bahwa setiap reaksi redoks dapat direpresentasikan sebagai pergerakan elevator di gedung bertingkat dalam dua arah yang saling berlawanan. Selain itu, "lantai" akan menjadi keadaan oksidasi item yang sesuai. Karena salah satu dari dua setengah-reaksi dalam proses redoks disertai dengan penurunan atau peningkatan keadaan oksidasi dari unsur ini atau itu, maka dengan penalaran sederhana seseorang dapat mengasumsikan tentang kemungkinan keadaan oksidasinya dalam produk reaksi yang dihasilkan.

Sebagai contoh, mari kita berikan reaksi di mana belerang bereaksi dengan larutan natrium hidroksida pekat ( NaOH):

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

Karena dalam reaksi ini perubahan hanya akan terjadi dengan keadaan oksidasi belerang, untuk kejelasan, kami akan membuat diagram kemungkinan keadaannya:

Senyawa (A) dan (B) tidak dapat secara bersamaan menjadi keadaan belerang S +4 dan S +6, karena dalam hal ini proses hanya akan terjadi dengan pelepasan elektron, yaitu. akan restoratif:

S 0 - 4 e= S +4

S 0 - 6 e= S +6

Tapi ini akan bertentangan dengan prinsip proses redoks. Maka harus diasumsikan bahwa dalam satu kasus proses harus terjadi dengan pelepasan elektron, dan di lain itu harus bergerak ke arah yang berlawanan, yaitu. menjadi oksidatif:

S 0 - 4 e= S +4

S 0 + 2 e= S -2

Di sisi lain, seberapa besar kemungkinan proses restorasi akan berlanjut ke keadaan S+4 atau ke S+6? Karena reaksi berlangsung dalam media basa daripada media asam, potensi oksidatifnya jauh lebih rendah, oleh karena itu pembentukan senyawa S +4 dalam reaksi ini lebih disukai daripada S +6. Oleh karena itu, reaksi akhir akan berbentuk:

4S + 6NaOH (conc) = 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 | 1

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

Sebagai contoh lain, perhatikan reaksi berikut antara fosfin dan asam nitrat pekat(HNO3):

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

Dalam hal ini, kita telah mengubah keadaan oksidasi fosfor dan nitrogen. Untuk kejelasan, kami menyajikan diagram keadaan keadaan oksidasi mereka.

Fosfor dalam keadaan oksidasi (-3) hanya akan menunjukkan sifat pereduksi, oleh karena itu, dalam reaksi, ia akan meningkatkan keadaan oksidasinya. Asam sendawa itu sendiri adalah oksidator kuat dan menciptakan lingkungan asam, oleh karena itu, fosfor dari keadaan (-3) akan mencapai keadaan oksidasi maksimum (+5).

Sebaliknya, nitrogen akan menurunkan bilangan oksidasinya. Pada reaksi jenis ini, biasanya sampai keadaan (+4).

Selanjutnya, mudah untuk mengasumsikan bahwa fosfor dalam keadaan (+5), sebagai produk (A), hanya dapat berupa asam ortofosfat H 3 PO 4, karena media reaksi bersifat asam kuat. Dalam kasus seperti itu, nitrogen biasanya mengambil keadaan oksidasi (+2) atau (+4), lebih sering (+4). Produk ini (B) akan menjadi Oksida nitrat TIDAK 2. Tetap hanya untuk menyelesaikan persamaan ini dengan metode keseimbangan:

P - 3 - 8 e= P +5 | 1
N + 5 + e= N +4 | delapan

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

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

situs, dengan penyalinan materi secara penuh atau sebagian, tautan ke sumber diperlukan.

Keadaan oksidasi

Keadaan oksidasi adalah muatan bersyarat atom dalam molekul, dihitung dengan asumsi bahwa molekul terdiri dari ion dan umumnya netral secara listrik.

Unsur-unsur yang paling elektronegatif dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi negatif, dan atom-atom unsur dengan elektronegativitas yang lebih kecil adalah positif.

Keadaan oksidasi adalah konsep formal; dalam beberapa kasus, keadaan oksidasi tidak sesuai dengan valensi.

Sebagai contoh:

N2H4 (hidrazin)

keadaan oksidasi nitrogen - -2; valensi nitrogen - 3.

Perhitungan keadaan oksidasi

Untuk menghitung keadaan oksidasi suatu unsur, hal-hal berikut harus dipertimbangkan:

1. Bilangan oksidasi atom dalam zat sederhana adalah nol (Na 0; H2 0).

2. Jumlah aljabar bilangan oksidasi semua atom yang membentuk molekul selalu nol, dan dalam ion kompleks jumlah ini sama dengan muatan ion.

3.Atom memiliki keadaan oksidasi konstan: logam alkali (+1), logam alkali tanah (+2), hidrogen (+1) (kecuali untuk hidrida NaH, CaH2, dll., di mana bilangan oksidasi hidrogen adalah -1) , oksigen (-2) (kecuali untuk F 2 -1 O +2 dan peroksida yang mengandung gugus –O – O–, di mana bilangan oksidasi oksigen adalah -1).

4. Untuk unsur, bilangan oksidasi positif tidak dapat melebihi nilai yang sama dengan nomor golongan sistem periodik.

Contoh:

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

Reaksi tanpa dan dengan perubahan bilangan oksidasi

Ada dua jenis reaksi kimia:

A. Reaksi yang keadaan oksidasi unsurnya tidak berubah:

Reaksi penambahan

JADI 2 + Tidak 2 O → Na 2 JADI 3

Reaksi penguraian

Cu (OH) 2 → CuO + H 2 HAI

Reaksi pertukaran

AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O

B. Reaksi yang terjadi perubahan bilangan oksidasi atom-atom unsur penyusun senyawa pereaksi:

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

Reaksi seperti ini disebut reaksi redoks.

Reaksi redoks adalah reaksi yang terjadi perubahan bilangan oksidasi atom. Reaksi redoks sangat umum. Semua reaksi pembakaran adalah redoks.
Reaksi redoks terdiri dari dua proses yang tidak dapat terjadi secara terpisah satu sama lain. Proses peningkatan bilangan oksidasi disebut oksidasi. Bersamaan dengan oksidasi, terjadi reduksi, yaitu proses penurunan bilangan oksidasi.

Oksidasi, reduksi

Dengan demikian, dua peserta utama dibedakan dalam reaksi redoks: zat pengoksidasi dan zat pereduksi. Proses mendonorkan elektron adalah oksidasi. Oksidasi meningkatkan keadaan oksidasi. Zat pengoksidasi selama reaksi menurunkan bilangan oksidasinya dengan cara direduksi. Di sini kita harus membedakan antara unsur kimia pengoksidasi dan zat pengoksidasi.

n +5 - agen pengoksidasi; HN +5 O3 dan NaN +5 O 3 - zat pengoksidasi.
Jika kita mengatakan bahwa asam nitrat dan garamnya adalah zat pengoksidasi kuat, maka yang kita maksud adalah zat pengoksidasi adalah atom nitrogen dengan keadaan oksidasi +5, dan bukan seluruh zat secara keseluruhan.
Peserta wajib kedua dalam reaksi redoks disebut zat pereduksi. Proses penempelan elektron adalah reduksi. Reduksi mengurangi keadaan oksidasi.

Zat pereduksi meningkatkan keadaan oksidasinya dengan dioksidasi selama reaksi. Seperti dalam kasus zat pengoksidasi, perbedaan harus dibuat antara zat pereduksi dan unsur kimia pereduksi. Melakukan reaksi reduksi aldehida menjadi alkohol, kita tidak bisa hanya mengambil hidrogen dengan keadaan oksidasi -1, tetapi kita mengambil beberapa jenis hidrida, lebih disukai lithium aluminium hidrida.

H -1 - zat pereduksi; NaH -1 dan LiAlH -1 4 - agen pereduksi.
Dalam reaksi redoks, transisi lengkap elektron dari zat pereduksi ke zat pengoksidasi sangat jarang, karena hanya ada beberapa senyawa dengan ikatan ion. Tetapi ketika menempatkan koefisien, kami melanjutkan dari asumsi bahwa transisi seperti itu memang terjadi. Ini memungkinkan untuk menentukan dengan benar koefisien dasar sebelum formula zat pengoksidasi dan zat pereduksi.
5H 2 SO 3 + 2КМnO 4 = 2H 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 2 SO 4 + 3Н 2
S +4 - 2e → S +6 5 - zat pereduksi, oksidasi
M N +7 + 5e → Mn +2 2 - zat pengoksidasi, reduksi

Atom atau ion yang mengikat elektron dalam reaksi ini adalah agen pengoksidasi, dan mereka yang menyumbangkan elektron adalah agen pereduksi.

Sifat redoks suatu zat dan keadaan oksidasi atom penyusunnya

Senyawa yang mengandung atom unsur dengan bilangan oksidasi maksimum hanya dapat menjadi oksidator karena atom-atom tersebut, karena: mereka telah melepaskan semua elektron valensinya dan hanya dapat menerima elektron. Bilangan oksidasi maksimum suatu atom suatu unsur sama dengan jumlah golongan dalam tabel periodik tempat unsur tersebut berada. Senyawa yang mengandung atom unsur dengan keadaan oksidasi minimum hanya dapat berfungsi sebagai zat pereduksi, karena mereka hanya mampu menyumbangkan elektron, karena tingkat energi eksternal atom tersebut dilengkapi dengan delapan elektron. Bilangan oksidasi minimum untuk atom logam adalah 0, untuk non-logam - (n – 8) (di mana n adalah nomor golongan dalam sistem periodik). Senyawa yang mengandung atom unsur dengan keadaan oksidasi antara dapat menjadi zat pengoksidasi dan pereduksi, tergantung pada pasangan yang berinteraksi dengannya dan pada kondisi reaksi.

Agen pereduksi dan pengoksidasi yang paling penting

Agen pereduksi:

logam,

hidrogen,

batu bara.

Karbon monoksida (II) (CO).

Hidrogen sulfida (H 2 S);

sulfur oksida (IV) (SO 2);

asam sulfat H 2 SO 3 dan garamnya.

Asam hidrohalat dan garamnya.

Kation logam dengan tingkat oksidasi terendah: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3.

Asam nitrat HNO2;

amonia NH3;

hidrazin NH2NH2;

oksida nitrat (II) (NO).

Katoda elektrolisis.

Oksidator

Halogen.

Kalium permanganat (KMnO 4);

kalium manganat (K 2 MnO 4);

mangan (IV) oksida (MnO2).

Kalium dikromat (K 2 Cr 2 O 7);

kalium kromat (K 2 CrO 4).

Asam nitrat (HNO3).

Asam sulfat (H 2 SO 4) konsentrasi.

Tembaga (II) oksida (CuO);

timbal (IV) oksida (PbO 2);

oksida perak (Ag 2 O);

hidrogen peroksida (H2O2).

Besi (III) klorida (FeCl 3).

Garam Berthollet (KClO3).

Elektrolisis anoda.

Setiap setengah-reaksi tersebut dicirikan oleh potensial redoks standar E 0 (dimensi - volt, V). Semakin banyak E 0, semakin kuat bentuk oksidatif sebagai oksidator dan semakin lemah bentuk tereduksi sebagai reduktor, dan sebaliknya.

Setengah reaksi diambil sebagai titik referensi untuk potensial: 2H + + 2ē ® H 2, dimana E 0 = 0

Untuk setengah reaksi M n + + nē ® M 0, E 0 disebut potensial elektroda standar. Menurut besarnya potensial ini, logam biasanya disusun dalam sejumlah potensial elektroda standar (sejumlah tegangan logam):

Sejumlah tekanan mencirikan sifat kimia logam:

1. Semakin ke kiri logam terletak dalam rangkaian tegangan, semakin kuat kemampuan mereduksinya dan semakin lemah kemampuan pengoksidasi ionnya dalam larutan (yaitu, semakin mudah melepaskan elektron (mengoksidasi) dan semakin sulit ion mengikat elektron kembali).

2. Setiap logam mampu menggantikan dari larutan garam logam-logam yang berada dalam rangkaian tegangan di sebelah kanannya, yaitu. mengembalikan ion logam berikutnya menjadi atom netral secara elektrik, menyumbangkan elektron dan dirinya sendiri berubah menjadi ion.

3. Hanya logam dalam rangkaian tegangan di sebelah kiri hidrogen (H) yang mampu menggantikannya dari larutan asam (misalnya, Zn, Fe, Pb, tetapi bukan Cu, Hg, Ag).

sel galvanik

Setiap dua logam, yang direndam dalam larutan garamnya, yang berkomunikasi satu sama lain melalui siphon yang diisi dengan elektrolit, membentuk sel galvanik. Pelat logam yang direndam dalam larutan disebut elektroda sel.

Jika Anda menghubungkan ujung luar elektroda (kutub elemen) dengan kawat, maka elektron mulai bergerak dari logam dengan potensi yang lebih rendah ke logam dengan potensi yang lebih tinggi (misalnya, dari Zn ke Pb). Pelepasan elektron mengganggu keseimbangan yang ada antara logam dan ion-ionnya dalam larutan, dan menyebabkan sejumlah ion baru masuk ke dalam larutan - logam secara bertahap larut. Pada saat yang sama, elektron melewati ion pelepasan logam lain dalam larutan di permukaannya - logam dilepaskan dari larutan. Elektroda tempat terjadinya oksidasi disebut anoda. Elektroda tempat terjadinya reduksi disebut katoda. Dalam sel timbal-seng, elektroda seng adalah anoda dan elektroda timbal adalah katoda.

Jadi, dalam sel galvanik tertutup, terjadi interaksi antara logam dan larutan garam dari logam lain, yang tidak bersentuhan langsung satu sama lain. Atom-atom dari logam pertama, yang menyumbangkan elektron, diubah menjadi ion, dan ion-ion dari logam kedua, dengan mengikatkan elektron, diubah menjadi atom. Logam pertama menggantikan yang kedua dari larutan garamnya. Misalnya, selama pengoperasian sel galvanik yang terdiri dari seng dan timbal, masing-masing direndam dalam larutan Zn (NO 3) 2 dan Pb (NO 3) 2, proses berikut terjadi pada elektroda:

Zn - 2ē → Zn 2+

Pb 2+ + 2ē → Pb

Menjumlahkan kedua proses, kita memperoleh persamaan Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+, yang menyatakan reaksi dalam unsur dalam bentuk ionik. Persamaan molekuler dari reaksi yang sama adalah:

Zn + Pb (NO 3) 2 → Pb + Zn (NO 3) 2

Gaya gerak listrik sel galvanik sama dengan beda potensial antara dua elektrodanya. Saat menentukannya, yang lebih kecil selalu dikurangi dari potensi yang lebih besar. Misalnya, gaya gerak listrik (EMF) dari elemen yang dipertimbangkan sama dengan:

Ini akan memiliki nilai seperti itu asalkan logam direndam dalam larutan di mana konsentrasi ion adalah 1 g-ion / l. Pada konsentrasi larutan lain, nilai potensial elektroda akan agak berbeda. Mereka dapat dihitung menggunakan rumus:

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

di mana E adalah potensial logam yang dicari (dalam volt)

E 0 - potensial normalnya

n - valensi ion logam

- konsentrasi ion dalam larutan (g-ion / l)

Contoh

Temukan gaya gerak listrik elemen (ggl) yang dibentuk oleh elektroda seng yang direndam dalam larutan 0,1 M Zn (NO 3) 2 dan elektroda timbal yang direndam dalam larutan 2 M Pb (NO 3) 2.

Larutan

Kami menghitung potensi elektroda seng:

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

Kami menghitung potensi elektroda timbal:

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

Kami menemukan gaya gerak listrik elemen:

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

Elektrolisa

Elektrolisa proses penguraian suatu zat oleh arus listrik disebut.

Inti dari elektrolisis terletak pada kenyataan bahwa ketika arus dilewatkan melalui larutan elektrolit (atau elektrolit cair), ion bermuatan positif pindah ke katoda, dan ion bermuatan negatif pindah ke anoda. Setelah mencapai elektroda, ion dilepaskan, akibatnya konstituen elektrolit terlarut atau hidrogen dan oksigen dari air dilepaskan dari elektroda.

Untuk mengubah ion yang berbeda menjadi atom atau kelompok atom netral, diperlukan tegangan arus listrik yang berbeda. Beberapa ion kehilangan muatannya lebih mudah, yang lain lebih sulit. Tingkat kemudahan pelepasan ion logam (elektron terpasang) ditentukan oleh posisi logam dalam rangkaian tegangan. Semakin jauh ke kiri logam dalam rangkaian tegangan, semakin besar potensial negatifnya (atau potensial kurang positif), semakin sulit, hal lain dianggap sama, ionnya dilepaskan (ion Au 3+, Ag + dilepaskan paling mudah; yang paling sulit adalah Li+, Rb+, K+).

Jika ion dari beberapa logam secara bersamaan dalam larutan, maka pertama-tama ion logam dengan potensi negatif yang lebih rendah (atau lebih positif) dilepaskan. Misalnya, dari larutan yang mengandung ion Zn2+ dan Cu2+, logam tembaga diendapkan terlebih dahulu. Tetapi besarnya potensi logam juga tergantung pada konsentrasi ion-ionnya dalam larutan; kemudahan pelepasan ion dari setiap logam berubah dengan cara yang sama, tergantung pada konsentrasinya: peningkatan konsentrasi memfasilitasi pelepasan ion, sedangkan penurunan membuatnya sulit. Oleh karena itu, selama elektrolisis larutan yang mengandung ion beberapa logam, dapat terjadi pelepasan logam yang lebih aktif akan terjadi lebih awal daripada pelepasan logam yang kurang aktif (jika konsentrasi ion logam pertama signifikan, dan yang kedua sangat rendah).

Dalam larutan garam berair, selain ion garam, selalu ada ion air (H + dan OH -). Dari jumlah tersebut, ion hidrogen akan dilepaskan lebih mudah daripada ion semua logam yang mendahului hidrogen dalam serangkaian tegangan. Namun, karena konsentrasi ion hidrogen yang dapat diabaikan selama elektrolisis semua garam, kecuali garam dari logam yang paling aktif, logam dilepaskan di katoda, dan bukan hidrogen. Hanya selama elektrolisis garam natrium, kalsium dan logam lain hingga dan termasuk aluminium, ion hidrogen dilepaskan dan hidrogen dilepaskan.

Di anoda, ion residu asam atau ion hidroksil air dapat dilepaskan. Jika ion residu asam tidak mengandung oksigen (Cl -, S 2-, CN -, dll.), maka ion-ion ini biasanya dilepaskan, dan bukan ion hidroksil, yang kehilangan muatannya jauh lebih sulit, dan Cl 2, S , dll. dilepaskan di anoda. .d. Sebaliknya, jika garam dari asam yang mengandung oksigen atau asam itu sendiri mengalami elektrolisis, maka ion hidroksil yang dilepaskan, dan bukan ion residu oksigen. Gugus OH netral yang terbentuk selama pelepasan ion hidroksil segera terurai sesuai dengan persamaan:

4OH → 2H 2 O + O 2

Akibatnya, oksigen dilepaskan di anoda.

Elektrolisis larutan nikel klorida NiCl 2

Larutan mengandung ion Ni 2+ dan Cl -, serta ion H + dan OH - dalam konsentrasi yang dapat diabaikan. Ketika arus dilewatkan, ion Ni 2+ bergerak ke katoda, dan ion Cl - ke anoda. Mengambil dua elektron dari katoda, ion Ni 2+ berubah menjadi atom netral yang dilepaskan dari larutan. Katoda secara bertahap ditutupi dengan nikel.

Ion klorin, mencapai anoda, menyumbangkan elektron padanya dan berubah menjadi atom klorin, yang bila digabungkan berpasangan, membentuk molekul klorin. Klorin dilepaskan di anoda.

Jadi, di katoda, proses pemulihan, di anoda - proses oksidasi.

Elektrolisis larutan kalium iodida KI

Kalium iodida berada dalam larutan dalam bentuk ion K + dan I -. Ketika arus dilewatkan, ion K + bergerak ke katoda, dan ion I - ke anoda. Tetapi karena kalium berada dalam rangkaian tegangan lebih ke kiri hidrogen, maka bukan ion kalium yang dilepaskan di katoda, tetapi ion hidrogen dari air. Atom hidrogen yang dihasilkan bergabung untuk membentuk molekul H2, dan dengan demikian hidrogen dilepaskan di katoda.

Saat ion hidrogen dilepaskan, semakin banyak molekul air terdisosiasi, akibatnya ion hidroksil (dilepaskan dari molekul air) menumpuk di katoda, serta ion K +, yang terus bergerak ke katoda. Terbentuk larutan KOH.

Di anoda, yodium dilepaskan, karena ion I - lebih mudah dilepaskan daripada ion hidroksil air.

Elektrolisis larutan kalium sulfat

Larutan tersebut mengandung ion K +, SO 4 2- dan ion H + dan OH - dari air. Karena ion K + lebih sulit dilepaskan daripada ion H +, dan ion SO 4 2- daripada ion OH -, maka ketika arus listrik dilewatkan, ion hidrogen akan dilepaskan di katoda, gugus hidroksil di anoda, yaitu, sebenarnya, akan terjadi elektrolisis air... Pada saat yang sama, karena pelepasan ion hidrogen dan hidroksil air dan pergerakan ion K + secara terus menerus ke katoda, dan ion SO 4 2- ke anoda, larutan alkali (KOH) terbentuk di katoda, dan larutan asam sulfat di anoda.

Elektrolisis larutan tembaga sulfat pada anoda tembaga

Elektrolisis berlangsung dengan cara khusus ketika anoda terbuat dari logam yang sama, yang garamnya ada dalam larutan. Dalam hal ini, tidak ada ion yang dilepaskan di anoda, tetapi anoda itu sendiri secara bertahap larut, mengirimkan ion ke dalam larutan dan menyumbangkan elektron ke sumber arus.

Seluruh proses direduksi menjadi pelepasan tembaga di katoda dan pembubaran anoda secara bertahap. Jumlah CuSO4 dalam larutan tetap tidak berubah.

Hukum Elektrolisis (M. Faraday)

1. Jumlah berat zat yang dilepaskan selama elektrolisis sebanding dengan jumlah listrik yang mengalir melalui larutan dan praktis tidak tergantung pada faktor lain.

2. Jumlah listrik yang sama melepaskan jumlah zat yang setara dari berbagai senyawa kimia selama elektrolisis.

3. Untuk mengisolasi satu gram ekuivalen zat apapun dari larutan elektrolit, 96500 coulomb listrik harus dilewatkan melalui larutan.

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

di mana m (x) adalah jumlah zat tereduksi atau teroksidasi (g);

I adalah kekuatan arus yang ditransmisikan (a);

t adalah waktu elektrolisis (s);

M (x) - massa molar;

n adalah jumlah elektron yang diperoleh atau disumbangkan dalam reaksi redoks;

F adalah konstanta Faraday (96500 coul / mol).

Berdasarkan rumus ini, Anda dapat membuat sejumlah perhitungan yang berkaitan dengan proses elektrolisis, misalnya:

1. Hitung jumlah zat yang dilepaskan atau diuraikan oleh sejumlah listrik;

2. Temukan kekuatan saat ini dengan jumlah zat yang dilepaskan dan waktu yang dihabiskan untuk pelepasannya;

3. Tetapkan berapa lama waktu yang dibutuhkan untuk melepaskan sejumlah zat pada kekuatan arus tertentu.

Contoh 1

Berapa gram tembaga yang akan dilepaskan di katoda ketika arus 5 ampere dilewatkan melalui larutan tembaga sulfat CuSO 4 selama 10 menit?

Larutan

Tentukan jumlah listrik yang mengalir melalui larutan:

Q = I t,

di mana saya adalah kekuatan arus dalam ampere;

t adalah waktu dalam detik.

Q = 5A 600 c = 3000 coulomb

Setara dengan tembaga (massa atom 63,54) adalah 63,54: 2 = 31,77. Oleh karena itu, 96.500 coulomb memancarkan 31,77 g tembaga. Jumlah tembaga yang dibutuhkan:

m = (31,77 3000) / 96500 "0,98 g

Contoh 2

Berapa lama waktu yang dibutuhkan untuk mengalirkan arus 10 ampere melalui larutan asam untuk mendapatkan 5,6 liter hidrogen (dalam keadaan normal)?

Larutan

Kami menemukan jumlah listrik yang harus melewati larutan agar 5,6 liter hidrogen dilepaskan darinya. Sejak 1 g-persamaan. hidrogen menempati n. pada. volume 11,2 liter, maka jumlah listrik yang dibutuhkan

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

Mari kita tentukan waktu berlalunya arus:

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

Contoh 3

Ketika arus dilewatkan melalui larutan garam perak di katoda, itu diendapkan dalam 10 menit. 1 gram perak. Tentukan ampere.

Larutan

1 g-persamaan. perak sama dengan 107,9 g. Untuk mengisolasi 1 g perak, 96500 harus melewati larutan: 107,9 = 894 coulomb. Oleh karena itu kekuatan saat ini

I = 894 / (10 60) »1,5A

Contoh 4

Temukan setara timah, jika pada arus 2,5 ampere dari larutan SnCl 2 dalam 30 menit. 2,77 g timah dilepaskan.

Larutan

Jumlah listrik yang melewati larutan dalam 30 menit.

Q = 2,5 30 60 = 4500 coulomb

Karena untuk pemilihan 1 g-eq. membutuhkan 96.500 coulomb, maka setara dengan timah.

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

Korosi

Sebelum mengakhiri pembahasan elektrokimia, mari kita terapkan pengetahuan yang telah kita peroleh untuk mempelajari satu masalah yang sangat penting - korosi logam. Korosi disebabkan oleh reaksi redoks, di mana logam, sebagai hasil interaksi dengan zat dari lingkungannya, mengubah senyawa yang tidak diinginkan.

Salah satu proses korosi yang paling banyak dikenal adalah karat besi. Dari sudut pandang ekonomi, ini adalah proses yang sangat penting. Diperkirakan 20% dari besi yang diproduksi setiap tahun di Amerika Serikat digunakan untuk menggantikan barang-barang besi yang telah rusak karena berkarat.

Diketahui bahwa oksigen terlibat dalam pengkaratan besi; besi tidak teroksidasi dalam air tanpa adanya oksigen. Air juga mengambil bagian dalam proses karat; besi tidak akan menimbulkan korosi dalam minyak beroksigen kecuali mengandung jejak air. Karat dipercepat di bawah pengaruh sejumlah faktor, seperti pH medium, adanya garam di dalamnya, kontak besi dengan logam, yang lebih sulit teroksidasi daripada besi, dan juga di bawah pengaruh mekanik. menekankan.

Korosi besi pada prinsipnya merupakan proses elektrokimia. Beberapa area permukaan besi berfungsi sebagai anoda tempat terjadinya oksidasi:

Fe (padat) → Fe 2+ (aq.) + 2е - oksida = 0,44 V

Elektron yang dihasilkan bergerak melalui logam ke area permukaan lainnya, yang berperan sebagai katoda. Oksigen dipulihkan pada mereka:

2 (g) + 4Н + (aq.) + 4е - → 2Н 2 (f.) E ° pemulihan = 1,23 V

Perhatikan bahwa ion + berpartisipasi dalam proses reduksi 2. Jika konsentrasi H+ menurun (yaitu, dengan naiknya pH), reduksi O2 menjadi lebih sulit. Terlihat bahwa besi yang bersentuhan dengan larutan dengan pH lebih tinggi dari 9-10 tidak menimbulkan korosi. Pada proses korosi, ion Fe2+ yang terbentuk di anoda dioksidasi menjadi Fe3+. Ion Fe 3+ membentuk oksida besi (III) terhidrasi, yang disebut karat:

4Fe 2+ (aq.) + O 2 (g.) + 4H 2 O (l.) +2 NS H2O (f.) → 2Fe2O3. x H2O ( tv.) + 8H + (aq.)

Karena peran katoda biasanya dimainkan oleh bagian permukaan yang paling baik menyediakan masuknya oksigen, karat paling sering muncul di area ini. Jika Anda hati-hati memeriksa sekop yang telah berdiri selama beberapa waktu di udara lembab terbuka dengan kotoran menempel pada pisau, Anda akan melihat bahwa depresi telah terbentuk pada permukaan logam di bawah kotoran, dan karat telah muncul di mana-mana di mana O2 bisa menembus.

Peningkatan korosi dengan adanya garam sering ditemui oleh pengendara di daerah di mana, di musim dingin, jalan banyak ditaburi garam untuk memerangi kondisi es. Pengaruh garam dijelaskan oleh fakta bahwa ion yang mereka bentuk menciptakan elektrolit yang diperlukan untuk pembentukan sirkuit listrik tertutup.

Kehadiran situs-situs yang bersifat anodik dan katodik pada permukaan besi menyebabkan terciptanya dua lingkungan kimia yang berbeda di atasnya. Mereka dapat timbul karena adanya kotoran atau cacat kisi kristal (tampaknya disebabkan oleh tekanan di dalam logam). Di tempat-tempat di mana terdapat pengotor atau cacat seperti itu, lingkungan mikroskopis dari atom besi tertentu dapat menyebabkan beberapa peningkatan atau penurunan tingkat oksidasinya dibandingkan dengan posisi normal dalam kisi kristal. Oleh karena itu, tempat-tempat seperti itu dapat memainkan peran anoda atau katoda. Besi ultra murni, di mana jumlah cacat seperti itu diminimalkan, jauh lebih sedikit korosif daripada besi konvensional.

Besi sering dilapisi dengan cat atau logam lain, seperti timah, seng, atau kromium, untuk melindungi permukaannya dari korosi. Yang disebut "tinplate" diperoleh dengan melapisi besi lembaran dengan lapisan tipis timah. Timah melindungi besi hanya selama lapisan pelindungnya tetap utuh. Seseorang hanya perlu merusaknya, karena udara dan kelembaban mulai mempengaruhi setrika; timah bahkan mempercepat korosi besi karena berfungsi sebagai katoda dalam proses korosi elektrokimia. Perbandingan potensial oksidasi besi dan timah menunjukkan bahwa besi lebih mudah teroksidasi daripada timah:

Fe (padat) → Fe 2+ (aq.) + 2е - oksida = 0,44 V

Sn (tv) → Sn 2+ (aq.) + 2е - oksida = 0,14 V

Oleh karena itu, besi dalam hal ini berfungsi sebagai anoda dan teroksidasi.

Besi "galvanis" (galvanis) diproduksi dengan melapisi besi dengan lapisan tipis seng. Seng melindungi besi dari korosi bahkan setelah kerusakan pada integritas lapisan. Dalam hal ini, besi dalam proses korosi berperan sebagai katoda, karena seng lebih mudah teroksidasi daripada besi:

Zn (TV) → Zn 2+ (aq.) + 2е - oksida = 0,76 V

Oleh karena itu, seng bertindak sebagai anoda dan menimbulkan korosi, bukan besi. Perlindungan logam seperti itu, di mana ia memainkan peran katoda dalam proses korosi elektrokimia, disebut perlindungan katodik. Pipa yang terkubur di bawah tanah sering kali melindungi dari korosi dengan menjadikannya sebagai katoda sel elektrokimia. Untuk melakukan ini, balok dari beberapa logam aktif, paling sering magnesium, dikubur di tanah di sepanjang pipa dan dihubungkan dengan kabel ke pipa. Di tanah yang lembab, logam aktif bertindak sebagai anoda, dan pipa besi menerima perlindungan katodik.

Sementara diskusi kita berfokus pada besi, bukan satu-satunya logam yang menimbulkan korosi. Pada saat yang sama, mungkin tampak aneh bahwa kaleng aluminium, yang dibiarkan sembarangan di udara terbuka, terkorosi jauh lebih lambat daripada yang besi. Dilihat dari potensial oksidasi standar aluminium (Eº oksida = 1,66 V) dan besi (Eº oksida = 0,44 V), diharapkan korosi aluminium akan terjadi lebih cepat. Korosi aluminium yang lambat dijelaskan oleh fakta bahwa lapisan tipis oksida padat terbentuk di permukaannya, yang melindungi logam yang terletak di bawahnya dari korosi lebih lanjut. Magnesium, yang memiliki potensi oksidasi tinggi, dilindungi dari korosi karena pembentukan lapisan oksida yang sama. Sayangnya, lapisan oksida pada permukaan besi memiliki struktur yang terlalu longgar dan tidak dapat memberikan perlindungan yang andal. Namun, film oksida pelindung yang baik terbentuk pada permukaan paduan besi-kromium. Paduan semacam itu disebut baja tahan karat.

Berdasarkan perubahan bilangan oksidasi atom-atom penyusun reaktan, reaksi kimia dibagi menjadi dua jenis.

1) Reaksi berlangsung tanpa mengubah bilangan oksidasi atom.

Sebagai contoh:

2 + 4-2 t +2 -2 +4 -2
CaCO3 = CaO + CO2

Dalam reaksi ini, keadaan oksidasi masing-masing atom tetap tidak berubah.

2) Reaksi yang berlangsung dengan perubahan bilangan oksidasi atom.

Sebagai contoh:

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

Dalam reaksi ini, keadaan oksidasi atom seng dan tembaga berubah.

Reaksi redoks adalah reaksi kimia yang paling umum.

Dalam prakteknya, reaksi redoks adalah penambahan atau pemberian elektron. Beberapa atom (ion, molekul) menyumbang kepada orang lain atau menerima elektron dari mereka.

Oksidasi.

Proses pelepasan elektron oleh atom, ion, atau molekul disebut oksidasi.

Dengan sumbangan elektron, keadaan oksidasi atom meningkat.

Zat yang atom, ion, atau molekulnya memberikan elektron disebut agen pereduksi.

Dalam contoh kita, atom dalam keadaan oksidasi 0 diubah menjadi atom dalam keadaan oksidasi +2. Artinya, telah terjadi proses oksidasi. Dalam hal ini, atom seng yang menyumbangkan dua elektron adalah zat pereduksi (meningkatkan bilangan oksidasi dari 0 menjadi +2).

Proses oksidasi dicatat oleh persamaan elektronik, yang menunjukkan perubahan keadaan oksidasi atom dan jumlah elektron yang disumbangkan oleh zat pereduksi.

Sebagai contoh:

0 +2 0
Zn - 2e - = Zn (oksidasi, Zn adalah reduktor).

Pemulihan.

Proses penempelan elektron disebut pembangunan kembali.

Ketika elektron terikat, keadaan oksidasi atom berkurang.

Zat yang atom, ion, atau molekulnya mengikat elektron disebut agen pengoksidasi.

Dalam contoh kita, transisi atom tembaga dengan keadaan oksidasi +2 ke atom dengan keadaan oksidasi 0 adalah proses reduksi. Dalam hal ini, atom tembaga dengan keadaan oksidasi +2, menerima dua elektron, menurunkan keadaan oksidasi dari +2 menjadi 0 dan merupakan agen pengoksidasi.

Proses oksidasi juga ditulis dengan persamaan elektronik:

2 0 0
Cu + 2e - = Cu (reduksi, Cu adalah oksidator).

Proses reduksi dan proses oksidasi tidak dapat dipisahkan dan berlangsung secara bersamaan.

0 +2 0 +2
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2
zat pereduksi zat pengoksidasi
teroksidasi berkurang

Perhitungan keadaan oksidasi

Ringkasan

1. Membangun tenaga kerja adalah salah satu bidang pekerjaan yang paling penting bagi seorang manajer SDM.

2. Untuk menyediakan organisasi dengan sumber daya manusia yang diperlukan, penting untuk mengembangkan situasi di lingkungan eksternal yang memadai untuk tugas dan teknologi kegiatan, struktur perusahaan; menghitung kebutuhan pegawai.

3. Untuk mengembangkan program rekrutmen, perlu menganalisis situasi personel di wilayah tersebut, mengembangkan prosedur untuk menarik dan mengevaluasi kandidat, dan melakukan langkah-langkah adaptasi untuk memasukkan karyawan baru ke dalam organisasi.

Kontrol pertanyaan

1. Kelompok faktor apa yang perlu dipertimbangkan ketika membuat struktur organisasi?
2. Tahapan desain organisasi apa yang dapat disorot?
3. Jelaskan konsep "penilaian kualitatif kebutuhan staf".
4. Jelaskan konsep "kebutuhan tambahan untuk personel".
5. Apa tujuan dari analisis situasi personel di wilayah tersebut?
6. Apa tujuan dari analisis aktivitas?
7. Tahapan analisis aktivitas apa yang dapat dibedakan?
8. Jelaskan apa yang dimaksud dengan professiogram?
9. Faktor lingkungan apa yang mempengaruhi proses rekrutmen?
10. Jelaskan sumber-sumber rekrutmen internal dan eksternal.
11. Bagaimana cara mengevaluasi kualitas satu set?
12. Metode apa yang digunakan saat mengevaluasi kandidat?
13. Paradigma rekrutmen kompetitif apa yang Anda ketahui?
14. Apa saja tahapan adaptasi seorang pegawai dalam organisasi.

Untuk menghitung keadaan oksidasi suatu unsur, hal-hal berikut harus diperhitungkan:

1. Bilangan oksidasi atom dalam zat sederhana adalah nol (Na 0; H 2 0).

2. Jumlah aljabar bilangan oksidasi semua atom yang membentuk molekul selalu nol, dan dalam ion kompleks, jumlah ini sama dengan muatan ion.

3. Atom memiliki keadaan oksidasi konstan: logam alkali (+1), logam alkali tanah (+2), hidrogen (+1) (kecuali untuk hidrida NaH, CaH 2, dll., di mana bilangan oksidasi hidrogen adalah -1 ), oksigen (-2) (kecuali untuk F 2 -1 O +2 dan peroksida yang mengandung gugus –O – O–, di mana bilangan oksidasi oksigen adalah -1).

4. Untuk unsur, bilangan oksidasi positif tidak dapat melebihi nilai yang sama dengan nomor golongan sistem periodik.

Contoh:

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

Ada dua jenis reaksi kimia:

A. Reaksi yang keadaan oksidasi unsurnya tidak berubah:

Reaksi penambahan

SO2 + Na2O Na2SO3

Reaksi penguraian

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

Reaksi pertukaran

AgNO3 + KCl AgCl + KNO3

NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O

B. Reaksi yang terjadi perubahan bilangan oksidasi atom-atom unsur penyusun senyawa pereaksi:

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

Reaksi seperti ini disebut redoks.