Reazioni redox con cambiamenti di stato di ossidazione. Elaborazione di equazioni redox

In base al cambiamento dello stato di ossidazione, tutte le reazioni chimiche possono essere suddivise in due tipologie:

I. Reazioni che avvengono senza modificare lo stato di ossidazione degli elementi che compongono le sostanze reagenti. Tali reazioni sono classificate come reazioni di scambio ionico.

Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O.

II. Reazioni che si verificano con un cambiamento nello stato di ossidazione degli elementi

inclusi nelle sostanze reagenti. Tali reazioni sono classificate come reazioni redox.

5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.

Stato di ossidazione(ossidazione) - una caratteristica dello stato degli atomi degli elementi nella composizione di una molecola. Caratterizza la distribuzione non uniforme degli elettroni tra gli atomi degli elementi e corrisponde alla carica che un atomo di un elemento acquisirebbe se tutte le coppie di elettroni comuni dei suoi legami chimici si spostassero verso un elemento più elettronegativo. A seconda dell'elettronegatività relativa degli elementi che formano il legame, la coppia di elettroni può essere spostata su uno degli atomi o posizionata simmetricamente rispetto ai nuclei atomici. Pertanto, lo stato di ossidazione degli elementi può avere un valore negativo, positivo o zero.

Gli elementi i cui atomi accettano elettroni da altri atomi hanno uno stato di ossidazione negativo. Gli elementi i cui atomi cedono i loro elettroni ad altri atomi hanno uno stato di ossidazione positivo. Gli atomi nelle molecole di sostanze semplici hanno uno stato di ossidazione pari a zero, e anche se la sostanza si trova in uno stato atomico.

Lo stato di ossidazione è indicato con +1, +2.

Carica ionica 1+, 2+.

Lo stato di ossidazione di un elemento in un composto è determinato secondo le regole:

1. Lo stato di ossidazione di un elemento nelle sostanze semplici è zero.

2. Alcuni elementi presentano uno stato di ossidazione costante in quasi tutti i loro composti. Questi elementi includono:

Ha uno stato di ossidazione pari a +1 (ad eccezione degli idruri metallici).

O ha uno stato di ossidazione pari a –2 (ad eccezione dei fluoruri).

3. Gli elementi dei gruppi I, II e III dei principali sottogruppi della tavola periodica degli elementi di D.I. Mendeleev hanno uno stato di ossidazione costante pari al numero del gruppo.

Elementi Na, Ba, Al: stato di ossidazione rispettivamente +1, +2, +3.

4. Per gli elementi che hanno uno stato di ossidazione variabile, esiste il concetto di stati di ossidazione superiore e inferiore.

Lo stato di ossidazione più elevato di un elemento è uguale al numero del gruppo della tavola periodica degli elementi di D.I. Mendeleev in cui si trova l'elemento.

Elementi N, Cl: stato di ossidazione massimo +5, +7, rispettivamente.

Lo stato di ossidazione più basso di un elemento è uguale al numero del gruppo della tavola periodica degli elementi di D.I. Mendeleev, in cui si trova l'elemento meno otto.

Elementi N, Cl: stato di ossidazione più basso rispettivamente -3, -1.

5. Negli ioni a elemento singolo, lo stato di ossidazione dell'elemento è uguale alla carica dello ione.

Fe 3+ - lo stato di ossidazione è +3; S 2- - lo stato di ossidazione è -2.

6. La somma degli stati di ossidazione di tutti gli atomi degli elementi in una molecola è zero.

NO 3; (+1) + X+ 3 · (-2) = 0; X= +5. Lo stato di ossidazione dell'azoto è +5.

7. La somma degli stati di ossidazione di tutti gli atomi degli elementi in uno ione è uguale alla carica dello ione.

SO 4 2-; X+4· (-2) = -2; X= +6. Lo stato di ossidazione dello zolfo è +6.

8. Nei composti costituiti da due elementi, l'elemento scritto a destra ha sempre lo stato di ossidazione più basso.

Le reazioni in cui cambia lo stato di ossidazione degli elementi sono classificate come reazioni redox /ORR/. Queste reazioni consistono in processi di ossidazione e riduzione.

Ossidazioneè il processo di cessione di elettroni da parte di un elemento che fa parte di un atomo, molecola o ione.

Al 0 – 3e = Al 3+

H2 – 2e = 2H+

Fe2+ ​​- e = Fe3+

2Cl - - 2e=Cl 2

Durante l'ossidazione, lo stato di ossidazione dell'elemento aumenta. Una sostanza (atomo, molecola o ione) che contiene un elemento che dona elettroni è chiamata agente riducente. Al, H 2 , Fe 2+ , Cl - - agenti riducenti. L'agente riducente è ossidato.

Recuperoè il processo di aggiunta di elettroni a un elemento che fa parte di un atomo, molecola o ione.

Cl2 + 2e = 2Cl -

Fe3+ + e = Fe2+

Durante la riduzione, lo stato di ossidazione dell'elemento diminuisce. Una sostanza (atomo, molecola o ione) che contiene un elemento che accetta elettroni è chiamata agente ossidante. S, Fe 3+, Cl 2 sono agenti ossidanti. L'agente ossidante viene ridotto.

Il numero totale di elettroni nel sistema non cambia durante una reazione chimica. Il numero di elettroni ceduti dall'agente riducente è uguale al numero di elettroni acquistati dall'agente ossidante.

Per compilare un'equazione per una reazione di ossido-riduzione (ORR) in soluzioni, viene utilizzato il metodo ionico-elettronico (metodo della semireazione).

L'OVR può verificarsi in ambienti acidi, neutri o alcalini. Le equazioni di reazione tengono conto della possibile partecipazione di molecole d'acqua (HOH) e di ioni H + o OH - in eccesso contenuti nella soluzione, a seconda della natura dell'ambiente:

in un ambiente acido - ioni HOH e H +;

in un ambiente neutro - solo NON;

in un ambiente alcalino - ioni HON e OH.

Quando si compilano le equazioni OVR, è necessario rispettare una determinata sequenza:

1.Scrivi un diagramma di reazione.

2.Identificare gli elementi che hanno modificato lo stato di ossidazione.

3.Scrivere un diagramma in forma ionico-molecolare breve: elettroliti forti sotto forma di ioni, elettroliti deboli sotto forma di molecole.

4. Comporre equazioni per i processi di ossidazione e riduzione (equazioni di semireazioni). Per fare ciò, annota gli elementi che cambiano lo stato di ossidazione sotto forma di particelle reali (ioni, atomi, molecole) e equalizza il numero di ciascun elemento nei lati sinistro e destro della semireazione.

Nota:

Se la sostanza di partenza contiene meno atomi di ossigeno dei prodotti (P ​​PO 4 3-), la mancanza di ossigeno è fornita dall'ambiente.

Se la sostanza di partenza contiene più atomi di ossigeno dei prodotti (SO 4 2- SO 2), l'ossigeno rilasciato viene legato al mezzo.

5. Uguagliare i lati sinistro e destro delle equazioni in base al numero di cariche. Per fare ciò, aggiungi o sottrai il numero richiesto di elettroni.

6.Selezionare i fattori per le semireazioni di ossidazione e riduzione in modo che il numero di elettroni durante l'ossidazione sia uguale al numero di elettroni durante la riduzione.

7.Riassumere le semireazioni di ossidazione e riduzione, tenendo conto dei fattori trovati.

8.Scrivi l'equazione ionico-molecolare risultante in forma molecolare.

9.Eseguire un test dell'ossigeno.

Esistono tre tipi di reazioni redox:

a) Intermolecolare - reazioni in cui lo stato di ossidazione cambia per elementi che compongono molecole diverse.

2KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2 SO4 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2 SO4 + 3H2 O

b) Intramolecolari: reazioni in cui lo stato di ossidazione cambia per gli elementi che compongono una molecola.

1. Come definire una reazione redox?

Esistono varie classificazioni delle reazioni chimiche. Uno di questi include quelli in cui le sostanze che interagiscono tra loro (o la sostanza stessa) modificano gli stati di ossidazione degli elementi.

Ad esempio, consideriamo due reazioni:

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

La reazione (1) coinvolge lo zinco e acido cloridrico. Lo zinco e l'idrogeno cambiano il loro stato di ossidazione, il cloro lascia invariato il suo stato di ossidazione:

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

E nella reazione (2), ( reazione di neutralizzazione), cloro, idrogeno, potassio e ossigeno non cambiano il loro stato di ossidazione: Cl -1 = Cl -1, H +1 = H +1, K +1 = K +1, O -2 = O -2; La reazione (1) appartiene al tipo redox e la reazione (2) appartiene ad un altro tipo.

Reazioni chimiche che comportano cambiamentiStati di ossidazione degli elementi, sono detti redox.

Per determinare la reazione redox è necessario stabilire steppanessuna ossidazione degli elementi sui lati sinistro e destro dell'equazione. Per fare ciò, devi sapere come determinare lo stato di ossidazione di un particolare elemento.

Nel caso della reazione (1), gli elementi Zn e H cambiano il loro stato, perdendo o acquistando elettroni. Lo zinco, cedendo 2 elettroni, passa allo stato ionico: diventa un catione Zn 2+. In questo caso, il processo avviene recupero e lo zinco è ossidato. L'idrogeno guadagna 2 elettroni, mostra ossidativo proprietà, esso stesso nel processo di reazione è in fase di ripristino.

2. DefinizioneStati di ossidazione degli elementi.

Stato di ossidazione degli elementi nei suoi composti è determinato in base alla posizione secondo cui la carica totale totale degli stati di ossidazione di tutti gli elementi di un dato composto è uguale a zero. Ad esempio, nel composto H 3 PO 4 gli stati di ossidazione sono +1 per l'idrogeno, +5 per il fosforo e -2 per l'ossigeno; Dopo aver composto un'equazione matematica, la determiniamo in totale numero di particelle(atomi o ioni) formeranno una carica pari a zero: (+1)x3+(+5)+(-2)x4 = 0

Ma in questo esempio gli stati di ossidazione degli elementi sono già specificati. Come si può determinare lo stato di ossidazione dello zolfo, ad esempio, nel composto tiosolfato di sodio Na 2 S 2 O 3 o manganese nel composto Permanganato di Potassio-KMnO4? Per fare questo devi sapere stati di ossidazione costanti di più elementi. Hanno i seguenti significati:

1) Elementi del gruppo I della tavola periodica (compreso l'idrogeno in combinazione con non metalli) +1;
2) Elementi del gruppo II della tavola periodica +2;
3) Elementi del gruppo III della tavola periodica +3;
4) Ossigeno (eccetto in combinazione con composti di fluoro o perossido) -2;

Sulla base di questi valori costanti degli stati di ossidazione (per sodio e ossigeno), determiniamo stato di ossidazione zolfo nel composto Na 2 S 2 O 3. Poiché la carica totale di tutti gli stati di ossidazione degli elementi, la cui composizione si riflette in un dato formula composta, è pari a zero, denota quindi la carica sconosciuta sullo zolfo” 2X"(poiché nella formula sono presenti due atomi di zolfo), creiamo la seguente uguaglianza matematica:

(+1)x2+ 2X+ (-2) x 3 = 0

Risolvendo questa equazione per 2 x, otteniamo

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

Pertanto, lo stato di ossidazione dello zolfo nel composto Na 2 S 2 O 3 è uguale a (+2). Ma sarà davvero sempre necessario utilizzare un metodo così scomodo per determinare gli stati di ossidazione di alcuni elementi nei composti? Ovviamente non sempre. Ad esempio, per i composti binari: ossidi, solfuri, nitruri, ecc., è possibile utilizzare il cosiddetto metodo “cross-on-cross” per determinare gli stati di ossidazione. Diciamo dato formula composta:ossido di titanio– Ti2O3. Utilizzando una semplice analisi matematica, basata sul fatto che lo stato di ossidazione dell'ossigeno ci è noto ed è pari a (-2): Ti 2 O 3, non è difficile stabilire che lo stato di ossidazione del titanio sarà pari a (+3). O, ad esempio, in connessione metano CH 4 è noto che lo stato di ossidazione dell'idrogeno è (+1), quindi non è difficile determinare lo stato di ossidazione del carbonio. Corrisponderà alla formula di questo composto (-4). Inoltre, utilizzando il metodo “incrociato su incrociato”, non è difficile stabilire quanto segue formula composta Cr 4 Si 3, quindi lo stato di ossidazione del cromo in esso contenuto è (+3) e del silicio (-4).
Anche per i sali questo non è difficile. Inoltre, non importa se viene dato o sale medio O sale acido. In questi casi è necessario procedere da un acido salino. Ad esempio, viene dato il sale nitrato di sodio(NaNO3). È noto che è un derivato dell'acido nitrico (HNO 3), e in questo composto lo stato di ossidazione dell'azoto è (+5), quindi, nel suo sale - nitrato di sodio, anche lo stato di ossidazione dell'azoto è uguale a ( +5). Bicarbonato di sodio(NaHCO 3) è il sale acido dell'acido carbonico (H 2 CO 3). Proprio come in un acido, lo stato di ossidazione del carbonio in questo sale sarà pari a (+4).

Va notato che gli stati di ossidazione nei composti: metalli e non metalli (durante la compilazione equazioni di bilancio elettronico) sono uguali a zero: K 0, Ca 0, Al 0, H 2 0, Cl 2 0, N 2 0 A titolo di esempio riportiamo gli stati di ossidazione degli elementi più tipici:

Solo gli agenti ossidanti sono sostanze che hanno uno stato di ossidazione massimo, solitamente positivo, ad esempio: KCl +7 O 4, H 2 S +6 O 4, K 2 Cr +6 O 4, HN +5 O 3, KMn +7 O4. Questo è facile da dimostrare. Se questi composti potessero essere agenti riducenti, allora in questi stati dovrebbero cedere elettroni:

CI +7 – e = CI +8
S +6 – e = S +7

Ma gli elementi cloro e zolfo non possono esistere con tali stati di ossidazione. Allo stesso modo, solo gli agenti riducenti sono sostanze che hanno uno stato di ossidazione minimo, solitamente negativo, ad esempio: H 2 S -2, HJ -, N -3 H 3. Nel processo di reazioni redox, tali composti non possono essere agenti ossidanti, poiché dovremmo aggiungere elettroni:

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

Ma per lo zolfo e lo iodio gli ioni con tali stati di ossidazione non sono tipici. Gli elementi con stati di ossidazione intermedi, ad esempio N +1, N +4, S +4, Cl +3, C +2, possono mostrare proprietà sia ossidanti che riducenti.

3 . Tipi di reazioni redox.

Esistono quattro tipi di reazioni redox.

1) Reazioni redox intermolecolari.
Il tipo più comune di reazione. Queste reazioni cambiano stati di ossidazioneelementi in diverse molecole, ad esempio:

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

Bi +3 - 3 e= Bi0

Sn +2 + 2 e= Sn+4

2) Un tipo di reazioni redox intermolecolari è la reazione proporzione, in cui l'agente ossidante e l'agente riducente sono atomi dello stesso elemento: in questa reazione, due atomi di un elemento con stati di ossidazione diversi formano un atomo con stato di ossidazione diverso:

SO2+4 + 2H2S -2 = 3S0 + 2H2O

S-2-2 e= S0

S+4+4 e= S0

3) Reazioni sproporzione vengono effettuate se l'agente ossidante e l'agente riducente sono atomi dello stesso elemento, oppure un atomo di un elemento con uno stato di ossidazione forma un composto con due stati di ossidazione:

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) Intramolecolare Le reazioni redox si verificano nei casi in cui un atomo ossidante e un atomo riducente si trovano nella stessa sostanza, ad esempio:

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 . Il meccanismo delle reazioni redox.

Le reazioni redox vengono effettuate mediante il trasferimento di elettroni dagli atomi di un elemento all'altro. Se un atomo o una molecola perde elettroni, questo processo è chiamato ossidazione e questo atomo è un agente riducente, ad esempio:

Al 0 - 3 e= Al3+

2Cl - - 2 e= CI20

Fe2+ ​​- e= Fe3+

In questi esempi, Al 0, Cl -, Fe 2+ sono agenti riducenti e i processi della loro trasformazione in composti Al 3+, Cl 2 0, Fe 3+ sono chiamati ossidativi. Se un atomo o una molecola acquista elettroni, questo processo è chiamato riduzione e questo atomo è un agente ossidante, ad esempio:

Ca2++2 e= Ca0

Cl 2 0 + 2 e= 2Cl -

Fe3++ e= Fe2+

Gli agenti ossidanti, di regola, sono non metalli (S, Cl 2, F 2, O 2) o composti di metalli con lo stato di ossidazione massimo (Mn +7, Cr +6, Fe +3). Gli agenti riducenti sono metalli (K, Ca, Al) o composti di non metalli con uno stato di ossidazione minimo (S -2, Cl -1, N -3, P -3);

Le equazioni redox differiscono da equazioni molecolari altre reazioni a causa della complessità della selezione dei coefficienti per reagenti e prodotti di reazione. Per questo usano metodo della bilancia elettronica, O Metodo dell'equazione elettrone-ione(a volte quest'ultimo è chiamato " metodo della semireazione"). Come esempio di compilazione di equazioni per reazioni redox, considera un processo in cui acido solforico concentrato(H 2 SO 4) reagirà con l'acido iodidrico (HJ):

H2SO4 (concentrato) + HJ → H2S + J2 + H2O

Innanzitutto stabiliamolo stato di ossidazione lo iodio nell'acido iodidrico è (-1) e lo zolfo nell'acido solforico: (+6). Durante la reazione, lo iodio (-1) verrà ossidato allo stato molecolare e lo zolfo (+6) verrà ridotto allo stato di ossidazione (-2) - idrogeno solforato:

J - → J 0 2
S +6 → S -2

Per comporre è necessario tenerne conto quantitàparticelle gli atomi nei lati sinistro e destro delle semireazioni dovrebbero essere gli stessi

2J - - 2 e→J02
S+6+8 e→ S-2

Posizionando una linea verticale a destra di questo diagramma di semireazione, determiniamo i coefficienti di reazione:

2J - - 2 e→ J 0 2 |8
S+6+8 e→ S -2 |2

Riducendo di “2”, otteniamo i valori dei coefficienti finali:

2J - - 2 e→ J 0 2 |4
S+6+8 e→ S -2 |1

Riassumiamo sotto questo diagramma semireazioni linea orizzontale e riassumere ciò che è coinvolto nella reazione numero di particelle atomi:

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

Dopodiché è necessario. Sostituendo i valori ottenuti dei coefficienti nell'equazione molecolare, la riduciamo a questa forma:

8HJ + H2SO4 = 4J2 + H2S + H2O

Contando il numero di atomi di idrogeno sui lati sinistro e destro dell'equazione, ci convinceremo della necessità di correggere il coefficiente “4” prima dell'acqua, e otterremo l'equazione completa:

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

Questa equazione può essere creata utilizzando metodo elettronicoequilibrio ionico. In questo caso non è necessario correggere il coefficiente davanti alle molecole d'acqua. L'equazione si basa sulla dissociazione degli ioni dei composti coinvolti nella reazione: ad esempio, dissociazione dell'acido solforico provoca la formazione di due protoni di idrogeno e un anione solfato:

H2SO4 ↔ 2H + +SO4 2-

La dissociazione dell'ioduro di idrogeno e dell'idrogeno solforato può essere scritta in modo simile:

HJ ↔ N + + J -
H2S ↔ 2Ý + + S2-

J 2 non si dissocia. Anche l'H 2 O praticamente non si dissocia.. Composizione equazioni di semireazione per lo iodio rimane lo stesso:

2J - - 2 e→J02
La semireazione sugli atomi di zolfo assumerà la seguente forma:

SO4-2→S-2

Poiché al lato destro della semireazione mancano quattro atomi di ossigeno, questa quantità deve essere bilanciata con acqua:

SO4-2 → S-2 + 4H2O

Quindi, sul lato sinistro della semireazione, è necessario compensare gli atomi di idrogeno a scapito dei protoni (poiché la reazione del mezzo è acida):

SO 4 2- + 8H + → S -2 + 4H 2 O

Contando il numero di elettroni trasferiti, otteniamo una rappresentazione completa dell'equazione secondo metodo della semireazione:

SO 4 2- + 8H + + 8 e→ S -2 + 4H 2 O

Sommando entrambe le semireazioni, otteniamo Equazione del bilancio elettronico:

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

Da questa voce ne consegue che il metodo equazione elettrone-ione fornisce un quadro più completo della reazione redox rispetto a metodo della bilancia elettronica. Il numero di elettroni che partecipano al processo è lo stesso per entrambi i metodi di bilancio, ma in quest'ultimo caso il numero di protoni e molecole d'acqua che partecipano al processo redox è come se fosse stabilito “automaticamente”.

Diamo un'occhiata a diversi casi specifici di reazioni redox che possono essere compilate utilizzando il metodo equilibrio elettrone-ione. Alcuni processi redox vengono eseguiti con la partecipazione di un ambiente alcalino, ad esempio:

KCrO2 + Br2 + KOH → KBr + K2CrO4 +H2O

In questa reazione, l'agente riducente è lo ione cromite (CrO 2 -), che viene ossidato a ione cromato (CrO -2 4). L'agente ossidante - il bromo (Br 0 2) viene ridotto allo ione bromuro (Br -):
CrO2 - → CrO4 2-
Br 0 2 → 2 Br -

Poiché la reazione avviene in un mezzo alcalino, la prima metà della reazione deve essere composta tenendo conto degli ioni idrossido (OH -):
CrO2 - + 4OH - - 3 e= CrO2-4 + 2H2O

Componiamo la seconda metà della reazione in un modo ben noto:
CrO 2 - + 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

Dopodiché è necessario finalmente assegnare coefficienti nell'equazione di reazione e completamente equazione molecolare questo processo redox assumerà la forma:

2KCrO2 + 3Br2 + 8KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 4H2O.

In alcuni casi alla reazione redox partecipano anche sostanze non dissociabili. Per esempio:

AsH3 + HNO3 = H3 AsO4 + NO2 + 4H2 O

Poi metodo della semireazioneè compilato tenendo conto di questo processo:

Ceneri 3 + 4H 2 O – 8 e= AsO43- + 11H + |1
NO3+2H++ e= NO2 + H2O |8

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

Equazione molecolare assumerà la forma:

AsH3 + 8HNO3 = H3 AsO4 + 8NO2 + 4H2O.

Le reazioni redox sono talvolta accompagnate dal processo simultaneo di ossidoriduzione di più sostanze. Ad esempio, in una reazione con il solfuro di rame interagisce acido nitrico concentrato:

Cu2S + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2SO4 + NO + H2O

Il processo redox coinvolge atomi di rame, zolfo e azoto. Quando si compone l'equazione metodo della semireazioneÈ necessario tenere conto delle fasi di questo processo:

Cu+ → Cu2+
S2- → S+6
N5+ → N+2

In questa situazione, è necessario combinare i processi ossidativi e riducenti in un'unica fase:

2Cu+-2 e→ 2Cu2+ | 10 e
S2- - 8 e→ S6+
_______________________
N5++3 e→ N2+ | 3 e

In cui la semireazione redox assume la forma:

2Cu+-2 e→ 2Cu2+
S2- - 8 e→ S6+3 ( processi di recupero)
_______________________
N5++3 e→ N 2+ 10 (processo di ossidazione)
_____________________________________

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

Infine equazione della reazione molecolare assumerà la forma:

3Cu2S + 22HNO3 = 6Cu(NO3)2 + 3H2SO4 + 10NO + 8H2O.

Particolare attenzione dovrebbe essere prestata alle reazioni redox che coinvolgono sostanze organiche. Ad esempio, durante l'ossidazione del glucosio Permanganato di Potassio in ambiente acido avviene la seguente reazione:

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

Quando si redige un bilancio metodo della semireazione trasformazione del glucosio, viene presa in considerazione l'assenza della sua dissociazione, ma la correzione del numero di atomi di idrogeno viene effettuata a causa di protoni e molecole d'acqua:

C6H12O6 + 6H2O - 24 e= 6CO2+24H+

Mezza reazione che coinvolge Permanganato di Potassio assumerà la forma:

MnO4 - +8H + +5 e= Mn2+ +4H2O

Di conseguenza, otteniamo il seguente schema del processo redox:

C6H12O6 + 6H2O - 24 e= 6CO2 + 24H + | 5
MnО 4 - +8H + + 5 e= Mn+2 + 4H2O |24
___________________________________________________

5C6H12O6 + 30H2O + 24MnO4 - + 192H + = 30CO2 + 120H + + 24Mn2+ + 96H2O

Riducendo il numero di protoni e molecole d'acqua sui lati sinistro e destro semireazioni, otteniamo la finale equazione molecolare:

5C6H12O6 + 24KMnO4 + 36H2SO4 = 30CO2 + 24MnSO4 + 12K2SO4 + 66H2O

5. L'influenza dell'ambiente sulla natura delle reazioni redox.

A seconda dell'ambiente (eccesso di H +, neutro, eccesso di OH -), la natura della reazione tra le stesse sostanze può cambiare. Tipicamente utilizzato per creare un ambiente acido acido solforico(H2SO4), Acido nitrico(HNO 3), acido cloridrico (HCl), idrossido di sodio (NaOH) o idrossido di potassio (KOH) viene utilizzato come mezzo OH. Ad esempio, mostreremo come influisce l'ambiente Permanganato di Potassio(КMnO 4) . e i suoi prodotti di reazione:

Ad esempio, prendiamo Na 2 SO 3 come agente riducente e KMnO 4 come agente ossidante.

In un ambiente acido:

5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

SO32- + H2O-2 e→ SO 4 2- + 2H + |5
MnO4 - +8H + +5 e→ Mn2+ + 4H2O |2
________________________________________________
5SO 3 2- + 2MnO 4 - + 6H + → 5SO 4 2- + 2Mn 2+ + 3H 2 O

In neutro (o leggermente alcalino):

3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O → 3Na2SO4 + 2MnO2 + 2KOH

SO32- + H2O-2 e→ SO 4 2- + 2H + |3
MnO4 - +2H2O+3 e→ MnO2 + 4OH |2
_____________________________________
3SO 3 2- + 2 MnO 4 - + H 2 O → 3SO 4 2- + 2 MnO 2 + 2OH

In un ambiente altamente alcalino:

Na2SO3 + 2KMnO4 + 2NaOH → Na2SO4 + K2MnO4 + Na2MnO + H2O

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- + 2 MnO 4 2- + H 2 O

Perossido di idrogeno(H 2 O 2) a seconda dell'ambiente si riduce secondo lo schema:

1) Ambiente acido (H+) H 2 O 2 + 2H + + 2 e→ 2H2O

2) Mezzo neutro (H 2 O) H 2 O 2 + 2 e→ 2OH

3) Ambiente alcalino (OH -) H 2 O 2 + 2 e→ 2OH

Perossido di idrogeno(H 2 O 2) agisce come agente ossidante:

2FeSO4 + H2O2 + H2SO4 → Fe2 (SO4) 3 + 2H2O

Fe2+ ​​- e= Fe3+ |2
H2O2 + 2H + + 2 e= 2H2O |1
________________________________
2Fe2+ + H2O2 + 2H + → 2Fe3+ + 2H2O

Tuttavia, quando si incontrano agenti ossidanti molto forti (KMnO 4) Perossido di idrogeno(H 2 O 2) agisce come agente riducente:

5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

H2O2 – 2 e→ O2 + 2H + |5
MnO4 - +8H + +5 e→ Mn2+ + 4H2O |2
_________________________________
5H 2 O + 2 MnO 4 - + 6H + → 5O 2 + 2 Mn 2+ + 8H 2 O

6. Determinazione dei prodotti delle reazioni redox.

La parte pratica di questo argomento tratta i processi redox, indicando solo i reagenti di partenza. Di solito è necessario determinare i prodotti della reazione. Ad esempio, la reazione comporta cloruro ferrico(FeCl3) e ioduro di potassio(KJ):

FeCl3 + KJ = A + B + C

richiesto per l'installazione formule composte A, B, C, formati come risultato del processo redox.

Gli stati di ossidazione iniziali dei reagenti sono i seguenti: Fe 3+, Cl -, K +, J -. È facile supporre che Fe 3+, essendo un agente ossidante (ha uno stato di ossidazione massimo), possa solo ridurre il suo stato di ossidazione a Fe 2+:

Fe3++ e= Fe2+

Lo ione cloruro e lo ione potassio non cambiano il loro stato di ossidazione nella reazione, ma lo ione ioduro può solo aumentare il suo stato di ossidazione, cioè vai allo stato J 2 0:

2J - - 2 e= J20

Come risultato della reazione, oltre al processo redox, ci sarà reazione di scambio tra FeCl 3 e KJ, ma tenendo conto del cambiamento degli stati di ossidazione, la reazione non viene determinata secondo questo schema:

FeCl3 + KJ = FeJ3 + KCl,

ma prenderà la forma

FeCl3 + KJ = FeJ2 + KCl,

dove il prodotto C è il composto J 2 0:

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

Fe3++ e═> Fe2+ |2

2J - - 2 e═> J 2 0 |1

________________________________

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

In futuro, quando si determineranno i prodotti del processo redox, sarà possibile utilizzare il cosiddetto "sistema ascensore". Il suo principio è che qualsiasi reazione redox può essere rappresentata come il movimento degli ascensori in un edificio a più piani in due direzioni reciprocamente opposte. Inoltre, i "pavimenti" saranno stati di ossidazione elementi corrispondenti. Poiché una qualsiasi delle due semireazioni nel processo redox è accompagnata da una diminuzione o da un aumento stati di ossidazione dell'uno o dell'altro elemento, quindi con un semplice ragionamento possiamo assumere i loro possibili stati di ossidazione nei prodotti di reazione risultanti.

Ad esempio, considera una reazione in cui reagisce lo zolfo soluzione concentrata di idrossido di sodio ( NaOH):

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

Poiché in questa reazione i cambiamenti avverranno solo con gli stati di ossidazione dello zolfo, per chiarezza elaboreremo un diagramma dei suoi possibili stati:

I composti (A) e (B) non possono essere contemporaneamente gli stati dello zolfo S+4 e S+6, poiché in questo caso il processo avverrebbe solo con il rilascio di elettroni, cioè sarebbe riparativo:

S0-4 e= S+4

S0-6 e= S+6

Ma ciò contraddirebbe il principio dei processi redox. Quindi si dovrebbe presumere che in un caso il processo dovrebbe procedere con il rilascio di elettroni, e nell'altro dovrebbe muoversi nella direzione opposta, cioè essere ossidante:

S0-4 e= S+4

S0+2 e= S-2

D'altra parte, quanto è probabile che il processo di recupero venga portato allo stato S+4 o S+6? Poiché la reazione avviene in ambiente alcalino anziché acido, il suo potenziale ossidativo è molto inferiore, pertanto la formazione del composto S+4 in questa reazione è preferibile a S+6. Pertanto la reazione finale assumerà la forma:

4S + 6NaOH(conc) = Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O

S0+2 e= S - 2 | 4| 2

S0 + 6OH - - 4 e= SO 3 2 - + 3H 2 O | 2| 1

3S0 + 6OH - = 2S - 2 + SO32 - + 3H2O

Come altro esempio, considera la seguente reazione tra fosfina e acido nitrico concentrato(HNO3):

PH3 + HNO3 = (A) + (B) + H2O

In questo caso, abbiamo il cambiamento degli stati di ossidazione del fosforo e dell'azoto. Per chiarezza, presentiamo i diagrammi di stato dei loro stati di ossidazione.

Fosforo nello stato di ossidazione (-3) presenterà solo proprietà riducenti, quindi nella reazione aumenterà il suo stato di ossidazione. Acido nitrico di per sé è un forte agente ossidante e crea un ambiente acido, quindi il fosforo da uno stato di (-3) raggiungerà il suo massimo stato di ossidazione (+5).

Al contrario, l’azoto abbasserà il suo stato di ossidazione. In reazioni di questo tipo, di solito ad uno stato di (+4).

Inoltre, non è difficile supporre che il fosforo allo stato (+5), essendo un prodotto (A), possa essere solo acido ortofosforico H 3 PO 4, poiché il mezzo di reazione è fortemente acido. L'azoto in questi casi assume solitamente lo stato di ossidazione (+2) o (+4), più spesso (+4). Pertanto, il prodotto (B) sarà Monossido di azoto NO2. Non resta che risolvere questa equazione utilizzando il metodo del bilancio:

P-3 – 8 e= P +5 | 1
N+5+ e=N+4| 8

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

PH3 + 8HNO3 = H3PO4 + 8NO2 + 4H2O

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Stato di ossidazione

Lo stato di ossidazione è la carica nominale di un atomo in una molecola, calcolata presupponendo che la molecola sia costituita da ioni e sia generalmente elettricamente neutra.

Gli elementi più elettronegativi di un composto hanno stati di ossidazione negativi, mentre gli atomi degli elementi con minore elettronegatività hanno stati di ossidazione positivi.

Lo stato di ossidazione è un concetto formale; in alcuni casi lo stato di ossidazione non coincide con la valenza.

Per esempio:

N2H4 (idrazina)

grado di ossidazione dell'azoto – -2; valenza dell'azoto – 3.

Calcolo dello stato di ossidazione

Per calcolare lo stato di ossidazione di un elemento è necessario tenere conto delle seguenti disposizioni:

1. Gli stati di ossidazione degli atomi nelle sostanze semplici sono uguali a zero (Na 0; H2 0).

2. La somma algebrica degli stati di ossidazione di tutti gli atomi che compongono una molecola è sempre uguale a zero, e in uno ione complesso questa somma è uguale alla carica dello ione.

3. Gli atomi hanno uno stato di ossidazione costante: metalli alcalini (+1), metalli alcalino terrosi (+2), idrogeno (+1) (ad eccezione degli idruri NaH, CaH2, ecc., dove lo stato di ossidazione dell'idrogeno è -1 ), ossigeno (-2) (eccetto F 2 -1 O +2 e perossidi contenenti il ​​gruppo –O–O–, in cui lo stato di ossidazione dell'ossigeno è -1).

4. Per gli elementi, lo stato di ossidazione positivo non può superare un valore pari al numero di gruppo del sistema periodico.

Esempi:

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

Reazioni senza e con cambiamenti di stato di ossidazione

Esistono due tipi di reazioni chimiche:

AReazioni in cui lo stato di ossidazione degli elementi non cambia:

Reazioni di addizione

COSÌ 2 +No 2 O → Na 2 COSÌ 3

Reazioni di decomposizione

Cu(OH) 2 →CuO+H 2 O

Reazioni di scambio

AgNO3 + KCl → AgCl + KNO3

NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O

BReazioni in cui si verifica un cambiamento negli stati di ossidazione degli atomi degli elementi che compongono i composti reagenti:

2Mg0+O20→2Mg+2O-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

Tali reazioni sono chiamate reazioni redox

Le reazioni redox sono reazioni in cui cambiano gli stati di ossidazione degli atomi. Le reazioni redox sono molto comuni. Tutte le reazioni di combustione sono redox.
La reazione redox consiste in due processi che non possono avvenire separatamente l'uno dall'altro. Il processo di aumento dello stato di ossidazione è chiamato ossidazione. Contemporaneamente all'ossidazione avviene la riduzione, cioè il processo di diminuzione dello stato di ossidazione.

Riduzione dell'ossidazione

Di conseguenza, nelle reazioni redox ci sono due partecipanti principali: un agente ossidante e un agente riducente. Il processo di perdita di elettroni è l'ossidazione. Durante l'ossidazione, lo stato di ossidazione aumenta. Durante la reazione l'ossidante abbassa il suo stato di ossidazione e si riduce. Qui è necessario distinguere tra un elemento chimico ossidante e una sostanza ossidante.

N +5 - ossidante; HN +5 O3 e NaN +5 O 3 - agenti ossidanti.
Se diciamo che l'acido nitrico e i suoi sali sono forti agenti ossidanti, con ciò intendiamo che l'agente ossidante sono atomi di azoto con uno stato di ossidazione di +5, e non l'intera sostanza nel suo insieme.
Il secondo partecipante obbligatorio alla reazione redox è chiamato agente riducente. Il processo di aggiunta di elettroni è la riduzione. Durante la riduzione lo stato di ossidazione diminuisce.

L'agente riducente aumenta il suo numero di ossidazione essendo ossidato durante la reazione. Proprio come nel caso di un agente ossidante, bisogna distinguere tra una sostanza riducente e un elemento chimico riducente. Quando eseguiamo la reazione di riduzione di un'aldeide in alcol, non possiamo prendere solo idrogeno con uno stato di ossidazione pari a -1, ma prendere una sorta di idruro, preferibilmente idruro di litio-alluminio.

N -1 - agente riducente; NaH -1 e LiAlH -1 4 - agenti riducenti.
Nelle reazioni redox, il trasferimento completo di elettroni da un agente riducente a un agente ossidante è estremamente raro, poiché esistono pochi composti con legami ionici. Ma quando sistemiamo i coefficienti, procediamo dal presupposto che tale transizione avvenga. Ciò consente di determinare correttamente i coefficienti principali davanti alle formule dell'agente ossidante e dell'agente riducente.
5H2SO3 + 2KMnO4 = 2H2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
S +4 – 2e→S +6 5 - agente riducente, ossidazione
Mn +7 + 5e → Mn +2 2 - ossidante, riducente

Gli atomi o gli ioni che acquistano elettroni in una data reazione sono agenti ossidanti, mentre quelli che donano elettroni sono agenti riducenti.

Proprietà redox di una sostanza e stato di ossidazione dei suoi atomi costituenti

I composti contenenti atomi di elementi con il massimo stato di ossidazione possono essere agenti ossidanti solo a causa di questi atomi, perché hanno già ceduto tutti i loro elettroni di valenza e sono in grado di accettare solo elettroni. Lo stato di ossidazione massimo dell'atomo di un elemento è pari al numero del gruppo nella tavola periodica a cui appartiene l'elemento. I composti contenenti atomi di elementi con uno stato di ossidazione minimo possono servire solo come agenti riducenti, poiché sono in grado di donare solo elettroni, poiché il livello energetico esterno di tali atomi è completato da otto elettroni. Lo stato di ossidazione minimo per gli atomi metallici è 0, per i non metalli - (n–8) (dove n è il numero del gruppo nella tavola periodica). I composti contenenti atomi di elementi con stati di ossidazione intermedi possono essere sia agenti ossidanti che riducenti, a seconda del partner con cui interagiscono e delle condizioni di reazione.

I più importanti agenti riducenti e ossidanti

Riduttori:

Metalli,

idrogeno,

carbone.

Monossido di carbonio (II) (CO).

Solfuro di idrogeno (H 2 S);

ossido di zolfo (IV) (SO 2);

acido solforoso H 2 SO 3 e suoi sali.

Acidi idroalici e loro sali.

Cationi metallici negli stati di ossidazione inferiori: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3.

Acido nitroso HNO2;

ammoniaca NH3;

idrazina NH2NH2;

ossido nitrico (II) (NO).

Catodo durante l'elettrolisi.

Agenti ossidanti

Alogeni.

Permanganato di potassio (KMnO4);

manganato di potassio (K 2 MnO 4);

ossido di manganese (IV) (MnO 2).

Dicromato di potassio (K 2 Cr 2 O 7);

cromato di potassio (K 2 CrO 4).

Acido nitrico (HNO3).

Acido solforico (H 2 SO 4) conc.

Ossido di rame(II) (CuO);

ossido di piombo(IV) (PbO2);

ossido d'argento (Ag2O);

perossido di idrogeno (H 2 O 2).

Cloruro di ferro (III) (FeCl 3).

Sale di Berthollet (KClO 3).

Anodo durante l'elettrolisi.

Ciascuna di queste semireazioni è caratterizzata da un potenziale redox standard E 0 (dimensione - volt, V). Maggiore è E0, più forte è la forma ossidante come agente ossidante e più debole è la forma ridotta come agente riducente, e viceversa.

La semireazione viene presa come punto di riferimento per i potenziali: 2H + + 2ē ® H 2, per i quali E 0 =0

Per le semireazioni M n+ + nē ® M 0, E 0 è chiamato potenziale di elettrodo standard. In base all'entità di questo potenziale, i metalli vengono solitamente posizionati in una serie di potenziali di elettrodo standard (una serie di tensioni metalliche):

Numerose sollecitazioni caratterizzano le proprietà chimiche dei metalli:

1. Più un metallo si trova a sinistra nella serie di tensioni, più forte è la sua capacità riducente e più debole è la capacità ossidante del suo ione in soluzione (cioè, più facile cede elettroni (ossida) e più difficile è perché i suoi ioni riattacchino gli elettroni).

2. Ogni metallo è in grado di spostare dalle soluzioni saline quei metalli che si trovano nella serie di tensioni alla sua destra, cioè riduce gli ioni dei metalli successivi in ​​atomi elettricamente neutri, donando elettroni e trasformandosi in ioni stessi.

3. Solo i metalli che si trovano nella serie di tensione a sinistra dell'idrogeno (H) sono in grado di spostarlo dalle soluzioni acide (ad esempio Zn, Fe, Pb, ma non Cu, Hg, Ag).

Celle galvaniche

Ogni due metalli, essendo immersi in soluzioni dei loro sali, che comunicano tra loro attraverso un sifone riempito con un elettrolita, formano una cella galvanica. Le piastre metalliche immerse in soluzioni sono chiamate elettrodi dell'elemento.

Se colleghi le estremità esterne degli elettrodi (poli dell'elemento) con un filo, gli elettroni iniziano a spostarsi dal metallo, che ha un potenziale inferiore, al metallo, che ha un potenziale più elevato (ad esempio, da Zn a Pb). La partenza degli elettroni interrompe l'equilibrio esistente tra il metallo e i suoi ioni nella soluzione e fa sì che un nuovo numero di ioni passi nella soluzione: il metallo si dissolve gradualmente. Allo stesso tempo, gli elettroni che passano ad un altro metallo scaricano gli ioni presenti nella soluzione sulla sua superficie: il metallo viene rilasciato dalla soluzione. L'elettrodo su cui avviene l'ossidazione è chiamato anodo. L'elettrodo su cui avviene la riduzione è chiamato catodo. In una cella piombo-zinco, l'elettrodo di zinco è l'anodo e l'elettrodo di piombo è il catodo.

Pertanto, in una cella galvanica chiusa, avviene l'interazione tra un metallo e una soluzione salina di un altro metallo, che non sono in contatto diretto tra loro. Gli atomi del primo metallo, cedendo elettroni, si trasformano in ioni e gli ioni del secondo metallo, aggiungendo elettroni, si trasformano in atomi. Il primo metallo sposta il secondo dalla soluzione del suo sale. Ad esempio, durante il funzionamento di una cella galvanica composta da zinco e piombo, immerse rispettivamente in soluzioni di Zn(NO 3) 2 e Pb(NO 3) 2, agli elettrodi avvengono i seguenti processi:

Zn – 2ē → Zn 2+

Pb 2+ + 2ē → Pb

Sommando entrambi i processi, otteniamo l'equazione Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+, che esprime la reazione che avviene nell'elemento in forma ionica. L'equazione molecolare per la stessa reazione sarebbe:

Zn + Pb(NO3) 2 → Pb + Zn(NO3) 2

La forza elettromotrice di una cella galvanica è pari alla differenza di potenziale tra i suoi due elettrodi. Nel determinarlo, quello più piccolo viene sempre sottratto dal potenziale più grande. Ad esempio, la forza elettromotrice (fem) dell'elemento considerato è pari a:

Avrà questo valore purché i metalli siano immersi in soluzioni in cui la concentrazione ionica sia di 1 g-ione/l. Ad altre concentrazioni di soluzioni, i valori dei potenziali degli elettrodi saranno leggermente diversi. Possono essere calcolati utilizzando la formula:

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

dove E è il potenziale metallico desiderato (in volt)

E 0 - il suo potenziale normale

n - valenza degli ioni metallici

C - concentrazione di ioni in soluzione (g-ion/l)

Esempio

Trovare la forza elettromotrice dell'elemento (fem) formato da un elettrodo di zinco immerso in una soluzione 0,1 M di Zn(NO 3) 2 e un elettrodo di piombo immerso in una soluzione 2 M di Pb(NO 3) 2.

Soluzione

Calcoliamo il potenziale dell'elettrodo di zinco:

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

Calcoliamo il potenziale dell'elettrodo principale:

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

Trovare la forza elettromotrice dell'elemento:

E.m.f. = -0,12 – (-0,79) = 0,67 v

Elettrolisi

Elettrolisi Viene chiamato il processo di decomposizione di una sostanza mediante corrente elettrica.

L'essenza dell'elettrolisi è che quando la corrente passa attraverso una soluzione elettrolitica (o elettrolita fuso), gli ioni caricati positivamente si spostano verso il catodo e gli ioni caricati negativamente si spostano verso l'anodo. Dopo aver raggiunto gli elettrodi, gli ioni vengono scaricati, a seguito dei quali i componenti dell'elettrolita disciolto o idrogeno e ossigeno dall'acqua vengono rilasciati sugli elettrodi.

Per convertire ioni diversi in atomi neutri o gruppi di atomi, sono necessarie diverse tensioni di corrente elettrica. Alcuni ioni perdono le loro cariche più facilmente, altri più difficilmente. Il grado di facilità con cui gli ioni metallici si scaricano (guadagnano elettroni) è determinato dalla posizione dei metalli nella serie di tensioni. Più un metallo si trova a sinistra nella serie di tensioni, maggiore è il suo potenziale negativo (o potenziale meno positivo), più difficile, a parità di altre condizioni, sono i suoi ioni da scaricare (gli ioni Au 3+, Ag + sono i più facili) da scaricare; i più difficili sono Li+, Rb+, K+).

Se in una soluzione sono presenti contemporaneamente ioni di più metalli, gli ioni del metallo con potenziale negativo inferiore (o potenziale positivo maggiore) vengono scaricati per primi. Ad esempio, il rame metallico viene prima rilasciato da una soluzione contenente ioni Zn 2+ e Cu 2+. Ma l’entità del potenziale del metallo dipende anche dalla concentrazione dei suoi ioni nella soluzione; anche la facilità di scarica degli ioni di ciascun metallo cambia a seconda della loro concentrazione: un aumento della concentrazione facilita la scarica degli ioni, una diminuzione la rende più difficoltosa. Pertanto, durante l'elettrolisi di una soluzione contenente ioni di più metalli, può accadere che il rilascio di un metallo più attivo avvenga prima del rilascio di uno meno attivo (se la concentrazione di ioni del primo metallo è significativa e la la concentrazione del secondo è molto piccola).

Nelle soluzioni acquose di sali, oltre agli ioni sale, sono sempre presenti anche ioni acqua (H+ e OH -). Di questi, gli ioni idrogeno verranno scaricati più facilmente degli ioni di tutti i metalli che precedono l'idrogeno nella serie di tensioni. Tuttavia, a causa della concentrazione insignificante di ioni idrogeno durante l'elettrolisi di tutti i sali, ad eccezione dei sali dei metalli più attivi, al catodo viene rilasciato metallo, non idrogeno. Solo durante l'elettrolisi dei sali di sodio, calcio e altri metalli fino all'alluminio compreso, vengono scaricati ioni idrogeno e viene rilasciato idrogeno.

All'anodo possono essere scaricati sia ioni di residui acidi che ioni ossidrile dell'acqua. Se gli ioni dei residui acidi non contengono ossigeno (Cl -, S 2-, CN -, ecc.), Di solito sono questi ioni che vengono scaricati, e non quelli idrossilici, che perdono la loro carica molto più difficile, e Cl 2, S, ecc. vengono rilasciati all'anodo .d. Al contrario, se un sale di un acido contenente ossigeno o l'acido stesso subisce elettrolisi, vengono scaricati ioni ossidrile e non ioni residui di ossigeno. I gruppi OH neutri formati durante la scarica degli ioni ossidrile si decompongono immediatamente secondo l'equazione:

4OH → 2H2O + O2

Di conseguenza, l'ossigeno viene rilasciato all'anodo.

Elettrolisi della soluzione di cloruro di nichel NiCl 2

La soluzione contiene ioni Ni 2+ e Cl -, nonché ioni H + e OH - in concentrazioni trascurabili. Quando passa la corrente, gli ioni Ni 2+ si spostano verso il catodo e gli ioni Cl - si spostano verso l'anodo. Prendendo due elettroni dal catodo, gli ioni Ni 2+ si trasformano in atomi neutri che vengono rilasciati dalla soluzione. Il catodo viene gradualmente rivestito di nichel.

Gli ioni di cloro, raggiungendo l'anodo, gli cedono elettroni e si trasformano in atomi di cloro che, se combinati in coppie, formano molecole di cloro. Il cloro viene rilasciato all'anodo.

Quindi, al catodo c'è processo di recupero, all'anodo – processo di ossidazione.

Elettrolisi della soluzione di ioduro di potassio KI

Lo ioduro di potassio è in soluzione sotto forma di ioni K+ e I-. Quando passa la corrente, gli ioni K+ si spostano verso il catodo, gli ioni I- si spostano verso l'anodo. Ma poiché il potassio si trova molto a sinistra dell'idrogeno nella serie delle tensioni, non sono gli ioni potassio che vengono scaricati sul catodo, ma gli ioni idrogeno dell'acqua. Gli atomi di idrogeno formati in questo caso si combinano in molecole H 2 e quindi l'idrogeno viene rilasciato sul catodo.

Quando gli ioni idrogeno vengono scaricati, sempre più molecole d'acqua si dissociano, per cui sul catodo si accumulano gli ioni ossidrile (liberati dalla molecola d'acqua) e gli ioni K +, che si spostano continuamente verso il catodo. Si forma una soluzione KOH.

Lo iodio viene rilasciato all'anodo, poiché gli ioni I- vengono scaricati più facilmente degli ioni ossidrile dell'acqua.

Elettrolisi della soluzione di solfato di potassio

La soluzione contiene ioni K +, ioni SO 4 2- e H + e OH - dall'acqua. Poiché gli ioni K+ sono più difficili da scaricare rispetto agli ioni H+, e gli ioni SO 4 2- rispetto agli ioni OH-, quando viene fatta passare una corrente elettrica, gli ioni idrogeno verranno scaricati al catodo e i gruppi ossidrile all'anodo, che è, infatti, elettrolisi dell'acqua. Allo stesso tempo, a causa dello scarico di idrogeno e ioni ossidrile dell'acqua e del movimento continuo degli ioni K + al catodo e degli ioni SO 4 2- all'anodo, al catodo si forma una soluzione alcalina (KOH), e all'anodo si forma una soluzione di acido solforico.

Elettrolisi della soluzione di solfato di rame con un anodo di rame

L'elettrolisi avviene in modo particolare quando l'anodo è costituito dallo stesso metallo di cui è in soluzione il sale. In questo caso, all'anodo non vengono scaricati ioni, ma l'anodo stesso si dissolve gradualmente, inviando ioni nella soluzione e donando elettroni alla sorgente di corrente.

L'intero processo si riduce al rilascio di rame al catodo e alla graduale dissoluzione dell'anodo. La quantità di CuSO 4 nella soluzione rimane invariata.

Leggi dell'elettrolisi (M. Faraday)

1. La quantità in peso della sostanza rilasciata durante l'elettrolisi è proporzionale alla quantità di elettricità che scorre attraverso la soluzione e praticamente non dipende da altri fattori.

2. Durante l'elettrolisi vengono rilasciate uguali quantità di elettricità da vari composti chimici in quantità equivalenti di sostanze.

3. Per isolare un grammo equivalente di qualsiasi sostanza da una soluzione elettrolitica, è necessario far passare attraverso la soluzione 96.500 coulomb di elettricità.

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

dove m (x) è la quantità di sostanza ridotta o ossidata (g);

I è l'intensità della corrente trasmessa (a);

t - tempo di elettrolisi (s);

M(x) - massa molare;

n è il numero di elettroni acquistati o ceduti nelle reazioni redox;

F - Costante di Faraday (96500 cool/mol).

Sulla base di questa formula è possibile effettuare una serie di calcoli relativi al processo di elettrolisi, ad esempio:

1. Calcolare le quantità di sostanze rilasciate o decomposte da una certa quantità di elettricità;

2. Trova la forza attuale in base alla quantità di sostanza rilasciata e al tempo impiegato per il suo rilascio;

3. Determina quanto tempo occorrerà per rilasciare una certa quantità di sostanza a una determinata corrente.

Esempio 1

Quanti grammi di rame verranno rilasciati al catodo quando una corrente di 5 ampere viene fatta passare attraverso una soluzione di solfato di rame CuSO 4 per 10 minuti?

Soluzione

Determiniamo la quantità di elettricità che scorre attraverso la soluzione:

Q = Esso,

dove I è la corrente in ampere;

t – tempo in secondi.

Q = 5A 600 s = 3000 coulomb

L'equivalente del rame (massa 63,54) è 63,54: 2 = 31,77. Pertanto, 96500 coulomb rilasciano 31,77 g di rame. Quantità di rame richiesta:

m = (31,77 3000) / 96500 » 0,98 g

Esempio 2

Quanto tempo occorre per far passare una corrente di 10 A attraverso una soluzione acida per ottenere 5,6 litri di idrogeno (in condizioni normali)?

Soluzione

Troviamo la quantità di elettricità che deve passare attraverso la soluzione affinché da essa vengano rilasciati 5,6 litri di idrogeno. Da 1 g-eq. l'idrogeno occupa al n. tu. il volume è di 11,2 l, quindi la quantità di elettricità richiesta

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

Determiniamo il tempo di passaggio attuale:

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

Esempio 3

Quando si faceva passare una corrente attraverso una soluzione di sale d'argento al catodo, questa veniva rilasciata in 10 minuti. 1 grammo d'argento. Determina la forza attuale.

Soluzione

1 g-eq. l'argento è pari a 107,9 g. Per liberare 1 g di argento devono passare attraverso la soluzione 96500: 107,9 = 894 coulomb. Da qui la forza attuale

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

Esempio 4

Trova l'equivalente dello stagno se ad una corrente di 2,5 ampere da una soluzione di SnCl 2 in 30 minuti. Vengono liberati 2,77 g di stagno.

Soluzione

La quantità di elettricità che passa attraverso la soluzione in 30 minuti.

Q = 2,5 30 60 = 4500 coulomb

Poiché per il rilascio di 1 g-eq. Sono necessari 96.500 coulomb, quindi l'equivalente di stagno.

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

Corrosione

Prima di concludere la nostra discussione sull'elettrochimica, applichiamo le conoscenze che abbiamo acquisito allo studio di un problema molto importante: corrosione metalli La corrosione è causata da reazioni di ossidoriduzione in cui un metallo, a seguito dell'interazione con alcune sostanze nel suo ambiente, si trasforma in un composto indesiderato.

Uno dei processi di corrosione più conosciuti è l'arrugginimento del ferro. Da un punto di vista economico, questo è un processo molto importante. Si stima che il 20% del ferro prodotto annualmente negli Stati Uniti venga utilizzato per sostituire prodotti in ferro diventati inutilizzabili a causa della ruggine.

È noto che l'ossigeno è coinvolto nell'arrugginimento del ferro; il ferro non si ossida nell'acqua in assenza di ossigeno. Anche l'acqua prende parte al processo di ruggine; il ferro non si corrode nell'olio ossigenato purché non vi siano tracce di acqua. La ruggine è accelerata da una serie di fattori, come il pH dell'ambiente, la presenza di sali al suo interno, il contatto del ferro con il metallo, che è più difficile da ossidare rispetto al ferro, nonché sotto l'influenza di stress meccanico.

La corrosione del ferro è in linea di principio un processo elettrochimico. Alcune zone della superficie del ferro fungono da anodo su cui avviene la sua ossidazione:

Fe(solido) → Fe 2+ (aq) + 2e - Eº ossido = 0,44 V

Gli elettroni generati in questo caso si spostano attraverso il metallo verso altre aree della superficie, che svolgono il ruolo di catodo. Su di essi si verifica la riduzione dell'ossigeno:

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

Da notare che gli ioni H+ partecipano al processo di riduzione dell'O2. Se la concentrazione di H+ diminuisce (cioè quando il pH aumenta), la riduzione di O2 diventa più difficile. Si è notato che il ferro a contatto con una soluzione il cui pH è superiore a 9-10 non si corrode. Durante il processo di corrosione, gli ioni Fe 2+ formati sull'anodo vengono ossidati a Fe 3+. Gli ioni Fe 3+ formano ossido di ferro (III) idrato, chiamato ruggine:

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

Poiché il ruolo del catodo è solitamente svolto da quella parte della superficie che meglio riceve un afflusso di ossigeno, la ruggine appare più spesso in queste aree. Se esaminate attentamente una pala che è rimasta per qualche tempo all'aria aperta e umida con sporco attaccato alla lama, noterete che sotto lo sporco si sono formate delle depressioni sulla superficie del metallo e della ruggine è apparsa ovunque dove l'O2 potrebbe penetrare.

Gli automobilisti riscontrano spesso un aumento della corrosione in presenza di sali nelle aree in cui le strade vengono generosamente cosparse di sale in inverno per combattere le condizioni di ghiaccio. L'effetto dei sali è spiegato dal fatto che gli ioni da loro formati creano l'elettrolita necessario per la formazione di un circuito elettrico chiuso.

La presenza di siti anodici e catodici sulla superficie del ferro porta alla creazione su di esso di due diversi ambienti chimici. Possono formarsi a causa della presenza di impurità o difetti nel reticolo cristallino (causati apparentemente da tensioni all'interno del metallo). Nei punti in cui esistono tali impurità o difetti, l'ambiente microscopico di un particolare atomo di ferro può far sì che il suo stato di ossidazione aumenti o diminuisca leggermente rispetto alle posizioni normali nel reticolo cristallino. Pertanto, tali luoghi possono svolgere il ruolo di anodi o catodi. Il ferro ultrapuro, in cui il numero di tali difetti è ridotto al minimo, ha molte meno probabilità di corrodersi rispetto al ferro normale.

Il ferro è spesso rivestito con vernice o altro metallo, come stagno, zinco o cromo, per proteggerne la superficie dalla corrosione. La cosiddetta “banda stagnata” si ottiene ricoprendo la lamiera con un sottile strato di stagno. Lo stagno protegge il ferro solo finché lo strato protettivo rimane intatto. Non appena viene danneggiato, l'aria e l'umidità iniziano a intaccare il ferro; Lo stagno accelera anche la corrosione del ferro perché funge da catodo nel processo di corrosione elettrochimica. Un confronto tra i potenziali di ossidazione del ferro e dello stagno mostra che il ferro si ossida più facilmente dello stagno:

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

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

Pertanto, il ferro in questo caso funge da anodo e viene ossidato.

Il ferro "zincato" (zincato) viene realizzato rivestendo il ferro con un sottile strato di zinco. Lo zinco protegge il ferro dalla corrosione anche dopo che l'integrità del rivestimento è danneggiata. In questo caso il ferro svolge il ruolo di catodo durante il processo di corrosione, perché lo zinco si ossida più facilmente del ferro:

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

Di conseguenza, lo zinco funge da anodo e si corrode al posto del ferro. Questo tipo di protezione metallica, in cui svolge il ruolo di catodo nel processo di corrosione elettrochimica, viene chiamata Protezione catodica. I tubi interrati vengono spesso protetti dalla corrosione trasformandoli nel catodo di una cella elettrochimica. Per fare ciò, blocchi di un metallo attivo, molto spesso magnesio, vengono sepolti nel terreno lungo la tubazione e collegati tramite filo ai tubi. Nel terreno umido, il metallo attivo funge da anodo e il tubo di ferro riceve protezione catodica.

Sebbene la nostra discussione si sia concentrata sul ferro, non è l’unico metallo suscettibile alla corrosione. Allo stesso tempo, può sembrare strano che una lattina di alluminio, lasciata con noncuranza all'aria aperta, si corroda incommensurabilmente più lentamente di una di ferro. A giudicare dai potenziali di ossidazione standard dell'alluminio (ossido Eº = 1,66 V) e del ferro (ossido Eº = 0,44 V), ci si dovrebbe aspettare che la corrosione dell'alluminio avvenga molto più velocemente. La lenta corrosione dell'alluminio si spiega con il fatto che sulla sua superficie si forma una sottile e densa pellicola di ossido, che protegge il metallo sottostante da ulteriore corrosione. Il magnesio, che possiede un elevato potenziale di ossidazione, è protetto dalla corrosione grazie alla formazione dello stesso film di ossido. Sfortunatamente, il film di ossido sulla superficie del ferro ha una struttura troppo sciolta e non è in grado di creare una protezione affidabile. Tuttavia, sulla superficie delle leghe ferro-cromo si forma un buon film protettivo di ossido. Tali leghe sono chiamate acciaio inossidabile.

In base ai cambiamenti negli stati di ossidazione degli atomi che compongono le sostanze reagenti, le reazioni chimiche si dividono in due tipologie.

1) Reazioni che avvengono senza modificare gli stati di ossidazione degli atomi.

Per esempio:

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

In questa reazione, lo stato di ossidazione di ciascun atomo è rimasto invariato.

2) Reazioni che avvengono con un cambiamento negli stati di ossidazione degli atomi.

Per esempio:

0 +2 -1 0 +2 -1
Zn + CuCl2 = Cu + ZnCl2

In questa reazione, gli stati di ossidazione degli atomi di zinco e rame sono cambiati.

Le reazioni redox sono le reazioni chimiche più comuni.

In pratica, una reazione redox è l'acquisto o la perdita di elettroni. Alcuni atomi (ioni, molecole) danno o ricevono elettroni da altri.

Ossidazione.

Viene chiamato il processo di cessione di elettroni da parte di un atomo, ione o molecola ossidazione.

Quando si perdono gli elettroni, lo stato di ossidazione di un atomo aumenta.

Viene chiamata una sostanza i cui atomi, ioni o molecole cedono elettroni agente riducente.

Nel nostro esempio, gli atomi nello stato di ossidazione 0 sono passati agli atomi con lo stato di ossidazione +2. Cioè, si è verificato un processo di ossidazione. In questo caso l'atomo di zinco, che ha donato due elettroni, è un agente riducente (ha aumentato lo stato di ossidazione da 0 a +2).

Il processo di ossidazione è registrato da un'equazione elettronica, che indica il cambiamento nello stato di ossidazione degli atomi e il numero di elettroni donati dall'agente riducente.

Per esempio:

0 +2 0
Zn – 2e – = Zn (ossidazione, Zn – agente riducente).

Recupero.

Si chiama il processo di aggiunta di elettroni restauro.

Quando vengono aggiunti gli elettroni, lo stato di ossidazione dell'atomo diminuisce.

Viene chiamata una sostanza i cui atomi, ioni o molecole acquistano elettroni agente ossidante.

Nel nostro esempio, la transizione degli atomi di rame con stato di ossidazione +2 ad atomi con stato di ossidazione 0 è un processo di riduzione. In questo caso, un atomo di rame con uno stato di ossidazione +2, accettando due elettroni, abbassa lo stato di ossidazione da +2 a 0 ed è un agente ossidante.

Il processo di ossidazione viene scritto anche utilizzando un'equazione elettronica:

2 0 0
Cu + 2e – = Cu (riduzione, Cu è un agente ossidante).

Il processo di riduzione e il processo di ossidazione sono inseparabili e avvengono simultaneamente.

0 +2 0 +2
Zn + CuCl2 = Cu + ZnCl2
agente riducente agente ossidante
ossidato ridotto

Calcolo dello stato di ossidazione

Riepilogo

1. La formazione del personale è una delle aree più significative del lavoro di un responsabile del personale.

2. Al fine di fornire all'organizzazione le risorse umane necessarie, è importante sviluppare una situazione adeguata nell'ambiente esterno e nella tecnologia dell'attività, nella struttura dell'azienda; calcolare il fabbisogno di personale.

3. Per sviluppare programmi di reclutamento, è necessario analizzare la situazione del personale nella regione, sviluppare procedure per attrarre e valutare i candidati ed attuare misure di adattamento per includere nuovi dipendenti nell'organizzazione.

Domande di controllo

1. Quali gruppi di fattori devono essere presi in considerazione quando si crea una struttura organizzativa?
2. Quali fasi della progettazione organizzativa possono essere distinte?
3. Spiegare il concetto di “valutazione qualitativa delle esigenze del personale”.
4. Descrivere il concetto di “esigenza di personale aggiuntivo”.
5. Qual è lo scopo di analizzare la situazione del personale nella regione?
6. Qual è lo scopo dell’analisi delle prestazioni?
7. Quali fasi dell'analisi dell'attività possono essere distinte?
8. Spiegare cos'è un professiogramma?
9. Quali fattori ambientali influenzano il processo di reclutamento dei candidati?
10. Descrivere le fonti di reclutamento interne ed esterne.
11. Come valutare la qualità di un set?
12. Quali metodi vengono utilizzati per valutare i candidati?
13. Quali paradigmi di reclutamento competitivo conosci?
14. Nominare le fasi di adattamento dei dipendenti nell'organizzazione.

Per calcolare lo stato di ossidazione di un elemento è necessario tenere conto delle seguenti disposizioni:

1. Gli stati di ossidazione degli atomi nelle sostanze semplici sono uguali a zero (Na 0; H 2 0).

2. La somma algebrica degli stati di ossidazione di tutti gli atomi che compongono una molecola è sempre uguale a zero, e in uno ione complesso questa somma è uguale alla carica dello ione.

3. Gli atomi hanno uno stato di ossidazione costante: metalli alcalini (+1), metalli alcalino terrosi (+2), idrogeno (+1) (ad eccezione degli idruri NaH, CaH 2, ecc., dove lo stato di ossidazione dell'idrogeno è - 1), ossigeno (-2 ) (eccetto F 2 -1 O +2 e perossidi contenenti il ​​gruppo –O–O–, in cui lo stato di ossidazione dell'ossigeno è -1).

4. Per gli elementi, lo stato di ossidazione positivo non può superare un valore pari al numero di gruppo del sistema periodico.

Esempi:

V2+5O5-2; Na2+1 B4+3O7-2; K +1 Cl +7 O 4 -2 ; N-3H3+1; K2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ; Na2+1Cr2+6O7-2

Esistono due tipi di reazioni chimiche:

A Reazioni in cui lo stato di ossidazione degli elementi non cambia:

Reazioni di addizione

SO2 + Na2O Na2SO3

Reazioni di decomposizione

Cu(OH)2 – t CuO + H2O

Reazioni di scambio

AgNO3 + KCl AgCl + KNO3

NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O

B Reazioni in cui si verifica un cambiamento negli stati di ossidazione degli atomi degli elementi che compongono i composti reagenti:

2Mg0+O20 2Mg+2O-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

Tali reazioni sono chiamate redox.