酸化状態の変化を伴うレドックス反応。 酸化還元方程式の作成

酸化状態の変化に応じて、すべての化学反応は2つのタイプに分けることができます。

I.反応物を構成する元素の酸化の程度を変えることなく起こる反応。 このような反応は、イオン交換反応と呼ばれます。

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 +H2O。

II。 元素の酸化状態の変化に伴って発生する反応、

反応物に含まれています。 このような反応はレドックス反応と呼ばれます。

5NaNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5NaNO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 +3H2O。

酸化状態（酸化）-分子の組成における元素の原子の状態の特徴。 これは、元素の原子間の電子の不均一な分布を特徴づけ、化学結合のすべての一般的な電子ペアがより電気的に負の元素にシフトした場合に元素の原子が獲得する電荷に対応します。 結合を形成する元素の相対的な電気陰性度に応じて、電子対を原子の1つにシフトするか、原子核に対して対称的に配置することができます。 したがって、元素の酸化状態は、負、正、またはゼロになる可能性があります。

原子が他の原子からの電子を受け入れる元素は、負の酸化状態を持っています。 原子が他の原子に電子を提供する元素は、正の酸化状態を持っています。 単純な物質の分子内の原子は、物質が原子状態にある場合と同様に、酸化状態がゼロです。

酸化状態は+1、+2で表されます。

イオン電荷1+、2+。

化合物中の元素の酸化状態は、次の規則によって決定されます。

1.単純な物質の元素の酸化度はゼロです。

2.ほとんどすべての化合物の一部の元素は、一定の酸化状態を示します。 これらの要素は次のとおりです。

酸化状態は+1です（金属水素化物を除く）。

Oの酸化状態は-2です（フッ化物を除く）。

3. D.I.メンデレーエフの元素周期表の主要なサブグループのグループI、II、IIIの元素は、グループ番号に等しい一定の酸化状態を持っています。

元素Na、Ba、Al：それぞれ酸化状態+ 1、+ 2、+3。

4.酸化状態が変化する元素には、酸化状態が高くなる、または低くなるという概念があります。

元素の最高の酸化状態は、元素が配置されているD.I.メンデレーエフの元素の周期表のグループ番号に等しくなります。

元素N、Cl：最高の酸化状態はそれぞれ+ 5、+7です。

元素の最低酸化状態は、元素が配置されているD.I.メンデレーエフの元素周期表のグループ番号から8を引いたものに等しくなります。

元素N、Cl：最低の酸化状態はそれぞれ-3、-1です。

5.単一元素イオンでは、元素の酸化状態はイオンの電荷に等しくなります。

Fe3+-酸化状態は+3です。 S2---酸化状態は-2です。

6.分子内の元素のすべての原子の酸化状態の合計はゼロです。

KNO 3; （+1）+ X + 3（-2）= 0; X=+5。 窒素の酸化状態は+5です。

7.イオン内の元素のすべての原子の酸化状態の合計は、イオンの電荷に等しくなります。

SO 4 2-; X + 4（-2）= -2; X=+6。 硫黄の酸化状態は+6です。

8. 2つの元素からなる化合物では、右側に書かれている元素の酸化状態が常に最も低くなります。

元素の酸化状態が変化する反応は、レドックス反応/ORD/と呼ばれます。 これらの反応は、酸化と還元のプロセスで構成されています。

酸化原子、分子、またはイオンの一部である元素によって電子を提供するプロセスは、と呼ばれます。

Al 0-3e \ u003d Al 3+

H 2-2e \ u003d 2H +

Fe 2+ --e \ u003d Fe 3+

2Cl --- 2e \ u003d Cl 2

酸化されると、元素の酸化状態が増加します。 電子を提供する元素を含む物質（原子、分子、またはイオン）は、還元剤と呼ばれます。 Al、H 2、Fe 2+、Cl---還元剤。 還元剤は酸化されます。

回復原子、分子、またはイオンの一部である元素に電子を追加するプロセスは、と呼ばれます。

Cl 2 + 2e \ u003d2Cl-

Fe 3+ + e \ u003d Fe 2+

還元されると、元素の酸化状態が低下します。 電子を受け入れる元素を含む物質（原子、分子、またはイオン）は、酸化剤と呼ばれます。 S、Fe 3+、Cl2は酸化剤です。 酸化剤が回復します。

化学反応中のシステム内の電子の総数は変化しません。 還元剤によって提供される電子の数は、酸化剤によって付着される電子の数と同じです。

溶液中の酸化還元反応（ORR）の方程式をまとめるには、イオン電子法（半反応法）を使用します。

OVRは、酸性、中性、またはアルカリ性の環境で発生する可能性があります。 反応方程式は、媒体の性質に応じて、水分子（HOH）と溶液に含まれる分子の関与の可能性を考慮に入れており、過剰なH+またはOH-イオンを考慮しています。

酸性環境-HOHおよびH+イオン;

中立的な環境で-HOHのみ。

アルカリ性環境-HOHおよびOH-イオン。

OVR方程式をコンパイルするときは、特定のシーケンスに従う必要があります。

1.反応スキームを記述します。

2.酸化状態が変化した元素を特定します。

3.短いイオン分子の形で図を書きます：イオンの形の強い電解質、分子の形の弱い電解質。

4.酸化と還元のプロセスの方程式を作成します（半反応の方程式）。 これを行うには、実際の粒子の形で酸化の程度を変える要素（イオン、原子、分子）を書き留め、半反応の左右の部分の各要素の数を等しくします。

ノート：

元の物質に含まれる酸素原子が製品よりも少ない場合（P PO 4 3-）、酸素の不足は環境によって供給されます。

元の物質に生成物（SO 4 2-SO 2）よりも多くの酸素原子が含まれている場合、放出された酸素は媒体によって結合されます。

5.方程式の左と右の部分を電荷の数で等しくします。 これを行うには、必要な数の電子を加算または減算します。

6.酸化中の電子数が還元中の電子数と等しくなるように、酸化および還元半反応の係数を選択します。

7.見つかった要因を考慮して、酸化と還元の半反応式を要約します。

8.得られたイオン-分子方程式を分子形式で書き留めます。

9.酸素テストを実行します。

酸化還元反応には次の3つのタイプがあります。

a）分子間-異なる分子を構成する元素の酸化状態が変化する反応。

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

b）分子内-1つの分子を構成する元素の酸化状態が変化する反応。

1.レドックス反応を決定する方法は？

化学反応にはさまざまな分類があります。 それらの1つには、相互作用する物質（または物質自体）が元素の酸化状態を変化させるものが含まれます。

例として、2つの反応を考えてみましょう。

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

反応（1）は亜鉛と 塩酸。 亜鉛と水素は酸化状態を変化させ、塩素はその酸化状態を変化させません。

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

そして反応（2）では、（ 中和反応）、塩素、水素、カリウム、および酸素は、それらの酸化状態を変更しません。Cl-1 = Cl -1、H +1 = H + 1、K +1 = K + 1、O -2 = O -2; 反応（1）はレドックス反応に属し、反応（2）は別のタイプに属します。

変化を伴って行われる化学反応元素の酸化状態レドックスと呼ばれます。

酸化還元反応を決定するために、確立する必要があります 草原元素の酸化なし方程式の左側と右側にあります。 これには、元素の酸化状態を判断する方法を知る必要があります。

反応（1）の場合、元素ZnとHは、電子を失ったり、獲得したりすることによって状態を変化させます。 2つの電子をあきらめた亜鉛はイオン状態に移行します-それはZn2+カチオンになります。 この場合、プロセス 回復そして亜鉛は酸化されます。 水素は2つの電子を獲得し、 酸化性特性、それ自体が反応の過程にある 回復.

2.定義元素の酸化状態.

元素の酸化状態その化合物のは、特定の化合物のすべての元素の酸化状態の総電荷がゼロであるという位置に基づいて決定されます。 たとえば、化合物H 3 PO 4では、水素の酸化状態は+1、リンは+5、酸素は-2です。 数式を作成したので、合計でそれを決定します 粒子の数（原子またはイオン）はゼ​​ロに等しい電荷を持ちます：（+ 1）x3 +（+ 5）+（-2）x4 = 0

しかし、この例では、元素の酸化状態はすでに設定されています。 たとえば、化合物中の硫黄の酸化度をどのように判断できますか チオ硫酸ナトリウム化合物中のNa2S 2O3またはマンガン 過マンガン酸カリウム-KMnO 4？ このためにあなたは知る必要があります 多くの元素の一定の酸化状態。 それらには次の意味があります。

1）周期表のグループIの元素（非金属と組み合わせた水素を含む）+1;
2）周期表のグループIIの要素+2;
3）周期表のグループIIIの元素+3;
4）酸素（フッ素または過酸化物化合物との組み合わせを除く）-2;

酸化状態のこれらの定数値（ナトリウムと酸素の場合）に基づいて、 酸化状態 Na 2 S 2O3化合物中の硫黄。 組成がこれを反映している元素のすべての酸化状態の総電荷以来 複合式、はゼロに等しく、硫黄の未知の電荷を示します " 2X」（式には硫黄原子が2つあるため）、次の数式を作成します。

（+1）x 2 + 2X+（-2）x 3 = 0

この方程式を2xで解くと、次のようになります。

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

したがって、Na 2 S 2 O 3化合物の硫黄の酸化状態は（+2）です。 しかし、化合物中の特定の元素の酸化状態を決定するために、そのような不便な方法を使用することが本当に常に必要でしょうか？ もちろん、常にではありません。 たとえば、二元化合物（酸化物、硫化物、窒化物など）の場合、いわゆる「クロスツークロス」法を使用して酸化状態を決定できます。 与えられたとしましょう 複合式：酸化チタン– Ti 2O3。 酸素の酸化状態が既知であり、（-2）：Ti 2 O 3に等しいという事実に基づいて、簡単な数学的分析を使用すると、チタンの酸化状態が（-2）に等しくなることを簡単に確認できます。 +3）。 または、たとえば、組み合わせて メタン CH 4水素の酸化状態は（+1）であることが知られているので、炭素の酸化状態を決定することは難しくありません。 この化合物の式（-4）に対応します。 また、「クリスクロス」法を使用すると、次の場合にそれを確立することは難しくありません 複合式 Cr 4 Si 3の場合、クロムの酸化度は（+3）、シリコンは（-4）になります。
塩の場合、これも難しくありません。 そして、それが与えられているかどうかは関係ありません 中塩また 酸性塩。 これらの場合、塩形成酸から進む必要があります。 たとえば、与えられた塩 硝酸ナトリウム（NaNO3）。 それは硝酸（HNO 3）の誘導体であることが知られており、この化合物では窒素の酸化度は（+5）であるため、その塩である硝酸ナトリウムでは、窒素の酸化度も（+5）です。 ）。 重炭酸ナトリウム（NaHCO 3）は、炭酸（H 2 CO 3）の酸性塩です。 酸と同じように、この塩の炭素の酸化状態は（+4）になります。

化合物の酸化状態：金属および非金属（コンパイル時）に注意する必要があります 電子バランス方程式）はゼロに等しい：K 0、Ca 0、Al 0、H 2 0、Cl 2 0、N 2 0例として、最も典型的な元素の酸化状態を示します。

酸化剤のみが、最大の、通常は正の酸化状態を持つ物質です。たとえば、KCl +7 O 4、H 2 S +6 O 4、K 2 Cr +6 O 4、HN +5 O 3、KMn +7 O4。 これは簡単に証明できます。 これらの化合物が還元剤である可能性がある場合、これらの状態では、電子を提供する必要があります。

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

しかし、塩素と硫黄の元素は、そのような酸化状態では存在できません。 同様に、還元剤のみが、原則として、負の酸化状態が最小である物質です。たとえば、H 2 S -2、HJ-、N -3 H3。レドックス反応の過程で、このような化合物は酸化できません。エージェントは、電子を追加する必要があるため、次のようになります。

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

しかし、硫黄とヨウ素の場合、そのような酸化度のイオンは一般的ではありません。 中間の酸化状態を持つ元素、たとえばN + 1、N + 4、S + 4、Cl + 3、C +2は、酸化特性と還元特性の両方を示すことができます。

3 。 酸化還元反応の種類。

酸化還元反応には4つのタイプがあります。

1) 分子間レドックス反応.
最も一般的なタイプの反応。 これらの反応は変化します 酸化状態要素異なる分子で、例えば：

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) 分子間レドックス反応の一種は反応です 比例、ここで、酸化剤と還元剤は同じ元素の原子です。この反応では、酸化状態が異なる同じ元素の2つの原子が、酸化状態が異なる1つの原子を形成します。

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

S-2-2 e= S 0

S + 4 + 4 e= S 0

3) 反応 不均化酸化剤と還元剤が同じ元素の原子である場合、または1つの酸化状態を持つ元素の1つの原子が、2つの酸化状態を持つ化合物を形成する場合に実行されます。

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）分子内酸化還元反応は、酸化原子と還元原子が同じ物質にある場合に発生します。たとえば、次のようになります。

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

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

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

4 。 酸化還元反応のメカニズム。

酸化還元反応は、ある元素の原子から別の元素の原子への電子の移動によって実行されます。 原子または分子が電子を失う場合、このプロセスは酸化と呼ばれ、この原子は還元剤です。たとえば、次のようになります。

Al 0-3 e= Al3 +

2Cl --- 2 e= Cl 2 0

Fe2+- e= Fe3 +

これらの例では、Al 0、Cl-、Fe 2+は還元剤であり、化合物Al 3+、Cl 2 0、Fe3+へ​​のそれらの変換プロセスは酸化剤と呼ばれます。 原子または分子が電子を獲得する場合、そのようなプロセスは還元と呼ばれ、この原子は酸化剤です。たとえば、次のようになります。

Ca 2+ + 2 e= Ca0

Cl 2 0 + 2 e=2Cl-

Fe3 + + e= Fe 2+

酸化剤は、原則として、非金属（S、Cl 2、F 2、O 2）または最大酸化状態（Mn + 7、Cr + 6、Fe +3）の金属化合物です。 還元剤は、金属（K、Ca、Al）または最小の酸化状態（S -2、Cl -1、N -3、P -3）を持つ非金属化合物です。

レドックス方程式は 分子方程式反応物および反応生成物の前の係数を選択することの難しさによる他の反応。 この使用のために 電子バランス方式、 また 電子イオン方程式の方法（後者は「 半反応式"）。 酸化還元反応の方程式をまとめる例として、次のようなプロセスを考えてみましょう。 濃硫酸（H 2 SO 4）はヨウ化水素（HJ）と反応します：

H 2 SO 4（濃度）+HJ→H2 S + J 2 + H 2 O

まず第一に、それを確立しましょう 酸化状態ヨウ化水素中のヨウ素は（-1）、硫酸中の硫黄は（+6）です。 反応中、ヨウ素（-1）は分子状態に酸化され、硫黄（+6）は酸化状態（-2）に還元されます-硫化水素：

J-→J02
S+6→S-2

それを考慮に入れる必要があるようにするために 額粒子半反応の左右の部分の原子は同じでなければなりません

2J --- 2 e→J02
S + 6 + 8 e→S-2

この半反応スキームの右側に垂直線を設定することにより、反応係数を決定します。

2J --- 2 e→J02 | 8
S + 6 + 8 e→S-2|2

「2」で減らすと、係数の最終値が得られます。

2J --- 2 e→J02 | 4
S + 6 + 8 e→S-2|1

このスキームの下で要約しましょう 半反応水平線と反応を要約します 粒子の数原子：

2J --- 2 e→J02 | 4
S + 6 + 8 e→S-2|1
____________________
8J-+ S+6→4J0 2 + S -2

その後必要です。 得られた係数の値を分子方程式に代入すると、次の形式になります：

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

方程式の左と右の部分の水素原子の数を数えたので、水の前の係数「4」を修正する必要があることを確認します。完全な方程式が得られます。

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

この方程式は、 電子の方法イオンバランス。 この場合、水分子の前の係数を修正する必要はありません。 この方程式は、反応に関与する化合物のイオンの解離に基づいてまとめられています。たとえば、 硫酸の解離 2つの水素プロトンと硫酸陰イオンの形成につながります：

H2SO4↔2H++SO 42-

同様に、ヨウ化水素と硫化水素の解離は次のように書くことができます。

HJ↔H++J-
H2S↔2H++S2-

J2は解離しません。 また、実際にはH2Oを解離しません。コンパイル 半反応式ヨウ素は同じままです：

2J --- 2 e→J02
硫黄原子の半反応は次の形式になります。

SO4-2→S-2

半反応式の右側に4つの酸素原子がないため、この量は水とバランスを取る必要があります。

SO4-2→S-2+ 4H 2 O

次に、半反応の左側で、陽子による水素原子を補償する必要があります（媒体の反応は酸性であるため）。

SO 4 2- +8H+→S-2+ 4H 2 O

通過する電子の数を数えると、方程式の完全な記録が次のように得られます。 半反応式:

SO 4 2- + 8H + + 8 e→S-2+ 4H 2 O

両方の半反応式を合計すると、次のようになります。 電子バランス方程式:

2J --- 2 e→J02 | 8 4
SO 4 2- + 8H + + 8 e→S-2+ 4H 2 O | 2 1

8J-+ SO 42-+8Н+→4J20 + S 0 + 4H 2 O

このエントリから、メソッドは次のようになります 電子イオン方程式酸化還元反応のより完全な全体像を示します 電子バランス方式。プロセスに関与する電子の数は、両方のバランス方法で同じですが、後者の場合、レドックスプロセスに関与するプロトンと水分子の数は「自動的に」設定されます。

メソッドによってコンパイルできるレドックス反応のいくつかの特定のケースを分析しましょう 電子イオンバランス。 一部のレドックスプロセスは、アルカリ性環境を使用して実行されます。たとえば、次のようになります。

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

この反応では、還元剤はクロマイトイオン（CrO 2-）であり、これは酸化されてクロメートイオン（CrO -2 4）になります。 酸化剤-臭素（Br 0 2）は臭化物イオン（Br-）に還元されます：
CrO2-→CrO42-
Br02→2Br-

反応はアルカリ性媒体で行われるため、最初の半反応は水酸化物イオン（OH-）を考慮して構成する必要があります。
CrO 2-+ 4OH --- 3 e\ u003d CrO 2- 4 + 2H 2 O

既知の方法で後半反応を構成します。
CrO 2-+ 4OH --- 3 e\ u003d CrO 4 2-+ 2H 2 O | 2
Br 0 2 + 2 e= Br-| 3
__________
2CrO 2-+ 3Br 2 0 + 8OH-\ u003d 2CrO 2- 4 + 6Br-+ 4H 2 O

この後、する必要があります 反応式に係数を配置しますそして完全に 分子方程式このレドックスプロセスの形式は次のとおりです。

2KCrO 2 + 3Br 2 + 8KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KBr +4H2O。

多くの場合、非解離性物質が同時にレドックス反応に関与します。 例えば：

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

それで 半反応式このプロセスを考慮してコンパイルされます。

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

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

分子方程式次の形式になります。

AsH 3 + 8HNO 3 \ u003d H 3 AsO 4 + 8NO 2 +4H2O。

酸化還元反応は、いくつかの物質の同時酸化還元プロセスを伴うことがあります。 たとえば、硫化銅との反応では相互作用します 濃硝酸:

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

レドックスプロセスには、銅、硫黄、窒素の原子が含まれます。 方程式をコンパイルするとき 半反応式次の手順を考慮する必要があります。

Cu+→Cu2+
S2-→S+6
N5+→N+2

この状況では、酸化プロセスと還元プロセスを1つの段階で組み合わせる必要があります。

2Cu +-2 e→2Cu2+| 十 e
S 2〜8 e→S6+
_______________________
N 5+ + 3 e→N2+| 3 e

レドックス半反応は次の形式を取ります。

2Cu +-2 e→2Cu2+
S 2〜8 e→S6+3（ 回復プロセス)
_______________________
N 5+ + 3 e→N2+10（酸化プロセス）
_____________________________________

6Cu + + 3S 2- + 10N5+→6Cu2+ + 3S 6+ + 10N 2+

最終的 分子反応式次の形式になります。

3Cu 2 S + 22HNO 3 \ u003d 6Cu（NO 3）2 + 3H 2 SO 4 + 10NO +8H2O。

有機物が関与する酸化還元反応には特に注意を払う必要があります。 たとえば、ブドウ糖が酸化されるとき 過マンガン酸カリウム酸性環境では、次の反応が起こります。

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

貸借対照表を作成するとき 半反応式グルコースの変換は、その解離がないことを考慮に入れていますが、水素原子の数の補正は、プロトンと水分子のために実行されます。

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

関与する半反応 過マンガン酸カリウム次の形式になります。

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

その結果、レドックスプロセスの次のスキームが得られます。

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

5C 6 H 12 O 6 + 30H 2O+24MnО4-+192H+ = 30CO 2 + 120H + + 24Mn 2+ + 96H 2 O

左側と右側の陽子と水分子の数を減らすことによって 半反応、ファイナルを取得します 分子方程式:

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

5.レドックス反応の過程の性質に対する環境の影響。

媒体（過剰なH +、中性、過剰なOH-）によっては、同じ物質間の反応の性質が変わる可能性があります。 酸性環境を作るために通常使用されます 硫酸（H 2 SO 4）、 硝酸（HNO 3）、塩酸（HCl）、OH媒体として、水酸化ナトリウム（NaOH）または水酸化カリウム（KOH）が使用されます。 たとえば、環境がどのように影響するかを示します 過マンガン酸カリウム（KMnO 4）。 およびその反応生成物：

たとえば、Na 2 SO 3を還元剤、KMnO4を酸化剤とします。

酸性環境の場合：

5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2SO4→5Na2SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

SO 3 2- + H 2 O-2 e→SO42- + 2H + | 5
MnO 4-+ 8H + + 5 e→Mn2++ 4H 2 O | 2
________________________________________________
5SO 3 2- + 2MnO 4-+6H+→5SO42- + 2Mn 2+ + 3H 2 O

中性（または弱アルカリ性）:

3Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H2O→3Na2SO 4 + 2MnO 2 + 2KOH

SO 3 2- + H 2 O-2 e→SO42- + 2H + | 3
MnO 4-+ 2H 2 O + 3 e→MnO2+ 4OH | 2
_____________________________________
3SO 3 2- + 2 MnO 4-+ H2O→3SO42- + 2MnO 2 + 2OH

高アルカリ環境の場合：

Na 2 SO 3 + 2KMnO 4+2NaOH→Na2SO 4 + K 2 MnO 4 + Na 2 MnO + H 2 O

SO 3 2- + 2 OH --- 2 e→SO42- + H 2 O | 1
MnO4-+ e→MnO42 | 2
____________________________________

SO 3 2- + 2 MnO4-+2OH→SO42- + 2MnO 4 2- + H 2 O

過酸化水素（H 2 O 2）は、環境に応じて、スキームに従って復元されます。

1）酸性環境（H +）H 2 O 2 + 2H + + 2 e→2H2O

2）中性媒体（H 2 O）H 2 O 2 + 2 e→2OH

3）アルカリ性媒体（OH-）H 2 O 2 + 2 e→2OH

過酸化水素（H 2 O 2）は酸化剤として機能します：

2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO4→Fe2（SO 4）3 + 2H 2 O

Fe2+- e= Fe3 + | 2
H 2 O 2 + 2H + + 2 e\ u003d 2H 2 O | 1
________________________________
2Fe 2+ + H 2 O 2 +2H+→2Fe3++ 2 H 2 O

ただし、非常に強力な酸化剤（KMnO 4）と会う場合 過酸化水素（H 2 O 2）は還元剤として機能します：

5H 2 O 2 + 2KMnO 4 + 3H 2SO4→5O2+ 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

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

6. 酸化還元反応の生成物の決定。

このトピックの実際の部分では、酸化還元プロセスが考慮され、初期試薬のみが示されます。 通常、反応生成物を決定する必要があります。 たとえば、反応には 塩化第二鉄（FeCl 3）および ヨウ化カリウム（KJ）：

FeCl 3 + KJ = A + B + C

インストールに必要 複合式酸化還元プロセスの結果として形成されたA、B、C。

試薬の初期酸化状態は次のとおりです：Fe 3+、Cl-、K +、J-。 酸化剤である（最大の酸化状態を有する）Fe 3+は、その酸化状態をFe2+にしか還元できないと容易に推測できます。

Fe3 + + e= Fe 2+

塩化物イオンとカリウムイオンは反応中に酸化状態を変化させず、ヨウ化物イオンはその酸化状態を増加させることしかできません。 状態J20に移動します：

2J --- 2 e= J 2 0

反応の結果、レドックスプロセスに加えて、 交換反応 FeCl 3とKJの間ですが、酸化状態の変化を考慮に入れると、反応はこのスキームに従って決定されません。

FeCl 3 + KJ = FeJ 3 + KCl、

しかし、形を取ります

FeCl 3 + KJ = FeJ 2 + KCl、

ここで、積Cは化合物J 20です。

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

Fe3 + + e=> Fe2 + | 2

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

________________________________

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

将来、レドックスプロセスの製品を決定するときに、いわゆる「エレベーターシステム」を使用することができます。 その原理は、レドックス反応は、2つの相互に反対の方向への高層ビルのエレベータの動きとして表すことができるということです。 また、「フロア」は 酸化状態関連する要素。 レドックスプロセスの2つの半反応のいずれかには、減少または増加が伴うため 酸化状態これまたはその元素の場合、簡単な推論に​​よって、結果として生じる反応生成物におけるそれらの可能な酸化状態について推測することができます。

例として、硫黄が反応する反応を考えてみましょう。 濃水酸化ナトリウム溶液（ NaOH）：

S + NaOH（濃度）=（A）+（B）+ H 2 O

この反応では、硫黄の酸化状態でのみ変化が発生するため、わかりやすくするために、可能な状態の図を作成します。

化合物（A）と（B）を同時に硫黄状態S+4とS+6にすることはできません。この場合、プロセスは電子の放出によってのみ発生するためです。 回復するでしょう：

S 0-4 e= S + 4

S 0-6 e= S + 6

しかし、これはレドックスプロセスの原則に反します。 次に、ある場合にはプロセスは電子の放出を進め、他の場合には反対方向に移動する必要があると想定する必要があります。 酸化的であること：

S 0-4 e= S + 4

S 0 + 2 e= S-2

一方、状態S+4またはS+6に回復プロセスが実行される可能性はどのくらいありますか？ 反応は酸性環境ではなくアルカリ性で進行するため、その酸化能力ははるかに低く、したがって、この反応でのＳ ＋ ４化合物の形成は、Ｓ ＋ ６よりも好ましい。 したがって、最終的な反応は次の形式になります。

4S + 6NaOH（濃度）= 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-\ u003d 2S-2 + SO 3 2-+ 3H 2 O

別の例として、ホスフィンとホスフィンの間の次の反応を考えてみましょう。 濃硝酸（HNO3）：

PH 3 + HNO 3 \ u003d（A）+（B）+ H 2 O

この場合、リンと窒素の酸化の程度はさまざまです。 明確にするために、それらの酸化状態の状態の図を示します。

リン酸化状態（-3）では還元特性のみを示すため、反応では酸化状態が増加します。 硝酸それ自体が強力な酸化剤であり、酸性環境を作り出すため、状態（-3）のリンは最大酸化状態（+5）に達します。

対照的に、窒素はその酸化状態を低下させます。 このタイプの反応では、通常は状態（+4）までです。

さらに、生成物（Ａ）である状態（＋５）のリンは、反応媒体が強酸性であるため、リン酸Ｈ ３ ＰＯ ４のみであると仮定することは難しいことではない。 このような場合の窒素は通常、酸化状態（+2）または（+4）、より頻繁には（+4）になります。 したがって、製品（B）は次のようになります。 窒素酸化物 NO2。 この方程式をバランス法で解くだけです。

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

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

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

サイトでは、資料の完全または部分的なコピーがあり、ソースへのリンクが必要です。

酸化状態

酸化状態は、分子内の原子の条件付き電荷であり、分子がイオンで構成され、一般に電気的に中性であると仮定して計算されます。

化合物のほとんどの電気陰性元素は負の酸化状態を持ち、電気陰性度の低い元素の原子は正です。

酸化の程度は正式な概念です。 場合によっては、酸化状態が原子価と一致しないことがあります。

例えば：

N2H4（ヒドラジン）

窒素酸化状態--2; 窒素価-3。

酸化度の計算

元素の酸化状態を計算するには、次の規定を考慮に入れる必要があります。

1.単純な物質の原子の酸化状態はゼロです（Na 0; H2 0）。

2.分子を構成するすべての原子の酸化状態の代数和は常にゼロであり、錯イオンではこの和はイオンの電荷に等しくなります。

3.原子の酸化状態は一定です：アルカリ金属（+1）、アルカリ土類金属（+2）、水素（+1）（水素の酸化状態が-1である水素化物NaH、CaH2などを除く） 、酸素（-2）（F 2 -1 O +2と、酸素の酸化状態が-1である–O–O–基を含む過酸化物を除く）。

4.元素の場合、正の酸化状態は周期系のグループ番号に等しい値を超えることはできません。

例：

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 ; K2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2

酸化状態の変化がない場合とある場合の反応

化学反応には2つのタイプがあります。

元素の酸化状態が変化しない反応：

付加反応

それで 2 + Na 2 O→Na 2 それで 3

分解反応

Cu（OH） 2 →CuO+H 2 O

交換反応

AgNO 3+KCl→AgCl+KNO 3

NaOH +HNO3→NaNO3+ H 2 O

B反応する化合物を構成する元素の原子の酸化状態に変化がある反応：

2Mg 0 + O20→2Mg+2O -2

2KCl +5 O3-2→2KCl-1+3O 2 0

2KI -1 + Cl20→2KCl-1+ I 2 0

Mn +4 O 2+4HCl-1®Mn+2Cl2 + Cl +1 2 0 + 2H 2 O

このような反応はレドックス反応と呼ばれます。

酸化還元反応は、原子の酸化状態が変化する反応です。 酸化還元反応は非常に一般的です。 すべての燃焼反応はレドックス反応です。
酸化還元反応は、互いに別々に進行することができない2つのプロセスで構成されています。 酸化状態を高めるプロセスは酸化と呼ばれます。 酸化と同時に還元が起こります。つまり、酸化の程度を下げるプロセスです。

酸化、還元

したがって、酸化還元反応では、酸化剤と還元剤の2つの主要な参加者が区別されます。 電子を提供するプロセスは酸化です。 酸化されると、酸化状態が上昇します。 反応中の酸化剤はその酸化状態を低下させ、回復します。 ここでは、化学元素酸化剤と物質酸化剤を区別する必要があります。

N +5 - 酸化剤; HN +5 O3とNaN +5 O3-酸化剤。
硝酸とその塩が強力な酸化剤であると言えば、これは酸化剤が酸化状態が+5の窒素原子であり、物質全体ではないことを意味します。
酸化還元反応の2番目の必須の参加者は還元剤と呼ばれます。 電子を追加するプロセスは還元です。 還元されると、酸化状態が低下します。

還元剤は、反応の過程で酸化されることによってその酸化状態を増加させます。 酸化剤の場合と同様に、還元剤と還元性化学元素を区別する必要があります。 アルデヒドからアルコールへの還元反応を行う場合、酸化状態が-1の水素を単純に摂取することはできませんが、水素化物を摂取するのが最適です。水素化アルミニウムリチウムが最適です。

H -1 - 還元剤; NaH -1 およびLiAlH -1 4-還元剤。
酸化還元反応では、イオン結合を持つ化合物がほとんどないため、還元剤から酸化剤への電子の完全な移動は非常にまれです。 しかし、係数を調整するときは、そのような遷移が発生するという仮定から進めます。 これにより、酸化剤と還元剤の式の前にある主な係数を正しく決定することができます。
5H 2 SO 3 + 2KMnO 4 \ u003d 2H 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
S +4 –2e→S +6 5-還元剤、酸化
Mn +7 +5e→Mn +2 2-酸化剤、還元

この反応で電子を獲得する原子またはイオンは酸化剤であり、電子を提供する原子またはイオンは還元剤です。

物質の酸化還元特性とその構成原子の酸化度

最大の酸化度を持つ元素の原子を含む化合物は、これらの原子のために酸化剤にしかなり得ません。 彼らはすでにすべての価電子をあきらめており、電子を受け入れることしかできません。 元素の原子の最大酸化状態は、元素が属する周期表のグループの数に等しくなります。 酸化度が最小の元素の原子を含む化合物は、電子を供与することしかできないため、還元剤としてのみ機能します。これは、そのような原子の外部エネルギーレベルが8つの電子によって完了するためです。 金属原子の最小酸化状態は0で、非金属の場合-（n–8）（nは周期系のグループ番号）。 中間酸化状態の元素の原子を含む化合物は、それらが相互作用するパートナーおよび反応条件に応じて、酸化剤と還元剤の両方になる可能性があります。

最も重要な還元剤と酸化剤

リクレーマ：

金属、

水素、

石炭。

一酸化炭素（II）（CO）。

硫化水素（H 2 S）;

硫黄酸化​​物（IV）（SO 2）;

亜硫酸H2SO3とその塩。

ハロゲン化水素酸とその塩。

低酸化状態の金属カチオン：SnCl 2、FeCl 2、MnSO 4、Cr 2（SO 4）3。

亜硝酸HNO2;

アンモニアNH3;

ヒドラジンNH2NH 2;

一酸化窒素（II）（NO）。

電気分解の陰極。

酸化剤

ハロゲン。

過マンガン酸カリウム（KMnO 4）;

マンガン酸カリウム（K 2 MnO 4）;

酸化マンガン（IV）（MnO 2）。

二クロム酸カリウム（K 2 Cr 2 O 7）;

クロム酸カリウム（K 2 CrO 4）。

硝酸（HNO3）。

硫酸（H 2 SO 4）濃度

酸化銅（II）（CuO）;

酸化鉛（IV）（PbO 2）;

酸化銀（Ag 2 O）;

過酸化水素（H 2 O 2）。

塩化鉄（III）（FeCl 3）。

ベルトレの塩（KClO 3）。

電気分解におけるアノード。

このような各半反応は、標準酸化還元電位E 0（次元-ボルト、V）によって特徴付けられます。 E 0が大きいほど、酸化剤としての酸化型が強くなり、還元剤としての還元型が弱くなり、逆もまた同様です。

半反応式をポテンシャルの基準点としました：2H ++2ē®H2、ここでE 0 = 0

半反応式Mn++nē®M0の場合、E0は標準電極電位と呼ばれます。 この電位の大きさに応じて、一連の標準電極電位（一連の金属電圧）に金属を配置するのが通例です。

多くの応力が金属の化学的性質を特徴づけます。

1.金属が一連の電圧の左側にあるほど、その還元能力は強くなり、溶液中のイオンの酸化能力は弱くなります（つまり、電子を放出しやすく（酸化しやすく）、困難になります。そのイオンが電子を元に戻すためのものです）。

2.各金属は、塩溶液から、その右側の一連の電圧にある金属を置き換えることができます。 後続の金属のイオンを電気的に中性の原子に復元し、電子を放棄してイオン自体に変えます。

3.水素（H）の左側にある一連の電圧にある金属のみが、水素（H）を酸性溶液から置き換えることができます（たとえば、Zn、Fe、Pbですが、Cu、Hg、Agは置き換えられません）。

ガルバニ電池

電解質で満たされたサイフォンを介して互いに通信する塩の溶液に浸された2つの金属ごとに、ガルバニ電池が形成されます。 溶液に浸された金属板は元素電極と呼ばれます。

電極の外端（要素の極）をワイヤーで接続すると、電位値が低い金属から、電子は電位値が大きい金属に移動し始めます（たとえば、 ZnからPb）。 電子の逃げは、溶液中の金属とそのイオンの間に存在するバランスを乱し、新しい数のイオンを溶液に通過させます-金属は徐々に溶解します。 同時に、別の金属を通過する電子は、その表面近くの溶液中のイオンを放出します-金属は溶液から放出されます。 酸化が起こる電極はアノードと呼ばれます。 還元が行われる電極はカソードと呼ばれます。 鉛-亜鉛セルでは、亜鉛電極がアノードであり、鉛電極がカソードです。

したがって、閉じたガルバニ電池では、金属と別の金属の塩溶液との間で相互作用が発生しますが、これらは互いに直接接触していません。 最初の金属の原子は、電子を提供することによってイオンに変わり、2番目の金属のイオンは電子を獲得することによって原子に変わります。 最初の金属は、2番目の金属をその塩溶液から置き換えます。 たとえば、亜鉛と鉛で構成され、それぞれZn（NO 3）2とPb（NO 3）2の溶液に浸されたガルバニ電池の動作中に、電極で次のプロセスが発生します。

Zn –2ē→Zn 2+

Pb2++2ē→Pb

両方のプロセスを合計すると、方程式Zn +Pb2+→Pb+Zn 2+が得られます。これは、元素で発生する反応をイオンの形で表します。 同じ反応の分子方程式は次のようになります。

Zn + Pb（NO 3）2→Pb + Zn（NO 3）2

ガルバニ電池の起電力は、2つの電極間の電位差に等しくなります。 それを決定するとき、小さい方は常に大きい方のポテンシャルから差し引かれます。 たとえば、考慮される要素の起電力（EMF）は次のとおりです。

イオン濃度が1g-ion/lの溶液に金属を浸すと、このような値になります。 他の濃度の溶液では、電極電位の値は多少異なります。 これらは、次の式を使用して計算できます。

E \ u003d E 0 +（0.058 / n）lgC

ここで、Eは金属の望ましい電位（ボルト単位）です。

E0-その通常の電位

n-金属イオンの原子価

C-溶液中のイオン濃度（g-ion / l）

例

0.1 MのZn（NO 3）2溶液に浸した亜鉛電極と2 MのPb（NO 3）2溶液に浸した鉛電極によって形成される元素（emf）の起電力を求めます。

決断

亜鉛電極の電位を計算します。

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

リード電極の電位を計算します。

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

要素の起電力を見つけます。

E.d。s。 = -0.12-（-0.79）= 0.67v

電解

電気分解による 電流による物質の分解のプロセスはと呼ばれます。

電解の本質は、電流が電解質溶液（または溶融電解質）を通過すると、正に帯電したイオンが陰極に移動し、負に帯電したイオンが陽極に移動するという事実にあります。 電極に到達すると、イオンが放出され、その結果、溶解した電解質の成分または水からの水素と酸素が電極から放出されます。

さまざまなイオンを中性原子または原子のグループに変換するには、さまざまな電圧の電流が必要です。 一部のイオンは電荷を失いやすく、他のイオンはより困難です。 金属イオンが放電（電子を付着）する容易さの程度は、電圧系列内の金属の位置によって決まります。 金属が一連の電圧の左側にあるほど、その負の電位が大きくなり（または正の電位が低くなり）、他の条件が同じであれば、そのイオンが放出されます（Au 3+、Ag +イオンが最も簡単になります）放電;Li+、Rb +、Kが最も難しい+）。

溶液中に同時に複数の金属のイオンが存在する場合、負の電位が低い（または正の電位が高い）金属のイオンが最初に放出されます。 たとえば、Zn2+およびCu2+イオンを含む溶液から、金属銅が最初に放出されます。 しかし、金属の電位の値は、溶液中のそのイオンの濃度にも依存します。 各金属のイオンの放出のしやすさも、それらの濃度に応じて同じように変化します。濃度の増加はイオンの放出を促進し、減少は困難になります。 したがって、いくつかの金属のイオンを含む溶液の電気分解中に、より活性の高い金属の放出が、より活性の低い金属の放出よりも早く起こる可能性があります（最初の金属のイオンの濃度が重要である場合、そして2番目は非常に低いです）。

塩の水溶液には、塩イオンに加えて、常に水イオン（H +およびOH-）があります。 これらのうち、水素イオンは、電圧系列で水素に先行するすべての金属イオンよりも簡単に放電します。 ただし、最も活性の高い金属の塩を除くすべての塩の電気分解中の水素イオンの濃度はごくわずかであるため、金属は水素ではなく陰極で放出されます。 ナトリウム、カルシウム、およびアルミニウムを含む他の金属の塩の電気分解中にのみ、水素イオンが放出され、水素が放出されます。

アノードでは、酸残留物のイオンまたは水の水酸化物イオンのいずれかを排出できます。 酸性残留物のイオンに酸素が含まれていない場合（Cl-、S 2-、CN-など）、通常、これらのイオンが放出され、ヒドロキシルイオンではなく、電荷をはるかに困難に失います。 2、Sおよびtはアノードで放出されます。 逆に、酸素含有酸の塩または酸自体が電気分解を受けると、酸素残留物のイオンではなく、ヒドロキシルイオンが放出されます。 ヒドロキシルイオンの放出中に形成された中性OH基は、次の式に従って即座に分解します。

4OH→2H2O + O 2

その結果、アノードで酸素が放出されます。

塩化ニッケル溶液NiCl2の電気分解

この溶液には、Ni 2+およびCl-イオンと、わずかな濃度のH+およびOH-イオンが含まれています。 電流が流れると、Ni 2+イオンが陰極に移動し、Cl-イオンが陽極に移動します。 陰極から2つの電子を奪うと、Ni2+イオンは中性原子に変わり、溶液から放出されます。 陰極は徐々にニッケルで覆われます。

塩素イオンはアノードに到達し、アノードに電子を供与して塩素原子に変わり、ペアで結合すると塩素分子を形成します。 塩素はアノードで放出されます。

したがって、カソードで 回復プロセス、アノードで- 酸化プロセス.

ヨウ化カリウム溶液KIの電気分解

ヨウ化カリウムは、K+およびI-イオンの形で溶液になっています。 電流が流れると、K +イオンが陰極に移動し、I-イオンが陽極に移動します。 しかし、カリウムは水素のはるか左側にある一連の電圧にあるため、陰極で放出されるのはカリウムイオンではなく、水の水素イオンです。 得られた水素原子はH2分子に結合され、したがって水素はカソードで放出されます。

水素イオンが放出されると、ますます多くの水分子が解離し、その結果、水酸化物イオン（水分子から放出された）がカソードに蓄積し、K+イオンがカソードに向かって連続的に移動します。 KOHの溶液が形成されます。

アノードでは、I-イオンが水ヒドロキシルイオンよりも放出されやすいため、ヨウ素が放出されます。

硫酸カリウム溶液の電気分解

この溶液には、水からのイオンK +、SO42-およびイオンH+とOH-が含まれています。 K+イオンはH+イオンよりも放電しにくく、SO 4 2-イオンはOH-イオンよりも放電しにくいため、電流を流すと水素イオンがカソードに放電し、ヒドロキシル基がアノードに放電します。 、つまり、実際には、 水の電気分解。 同時に、水の水素および水酸化物イオンの放出と、カソードへのK +イオン、およびアノードへのSO 4 2-イオンの連続的な移動により、カソードでアルカリ溶液（KOH）が形成されます。そして、陰極で硫酸溶液が形成される。

銅陽極による硫酸銅溶液の電気分解

陽極が塩が溶解している同じ金属でできている場合、電気分解は特別な方法で進行します。 この場合、アノードでイオンは放出されませんが、アノード自体が徐々に溶解し、イオンを溶液に送り、電流源に電子を与えます。

プロセス全体は、カソードでの銅の放出とアノードの段階的な溶解に還元されます。 溶液中のCuSO4の量は変わりません。

電気分解の法則（M.ファラデー）

1.電気分解中に放出される物質の重量は、溶液を流れる電気の量に比例し、実際には他の要因に依存しません。

2.電気分解中に、さまざまな化合物と同等の量の物質から等量の電気が放出されます。

3.電解液から1グラム当量の物質を分離するには、96,500クーロンの電気を溶液に通す必要があります。

m（x）=（（I t）/ F）（M（x）/ n）

ここで、m（x）は還元または酸化された物質の量（g）です。

I-送信電流の強さ（a）;

tは電気分解時間（s）です。

M（x）-モル質量;

nは、レドックス反応で取得または放出される電子の数です。

F-ファラデー定数（96500 cou / mol）。

この式に基づいて、電気分解プロセスに関連するいくつかの計算を行うことができます。たとえば、次のようになります。

1.一定量の電気によって放出または分解される物質の量を計算します。

2.放出された物質の量とその放出に費やされた時間によって現在の強度を見つけます。

3.特定の現在の強度で特定の量の物質を放出するのにかかる時間を確立します。

例1

5アンペアの電流が硫酸銅СuSO4の溶液に10分間流れると、何グラムの銅が陰極に放出されますか？

決断

ソリューションを流れる電気の量を決定します。

Q =それ、

ここで、Iはアンペア単位の現在の強度です。

tは秒単位の時間です。

Q = 5A 600s = 3000coulombs

銅（質量63.54）に相当するものは63.54：2 \u003d31.77です。 したがって、96500クーロンは31.77gの銅を放出します。 銅の望ましい量：

m =（31.77 3000）/96500»0.98g

例2

5.6リットルの水素（n.a.）を得るのに、10アンペアの電流を酸性溶液に流すのにどのくらい時間がかかりますか？

決断

5.6リットルの水素を溶液から放出するために溶液を通過しなければならない電気の量を見つけます。 1g-eq以降 水素はnで占めます。 y。 容量は11.2リットルで、必要な電気量です

Q =（96500 5.6）/ 11.2=48250クーロン

現在の通過時間を決定しましょう：

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

例3

陰極上の銀塩の溶液に電流を流したとき、10分。 銀1g。 電流の強さを決定します。

決断

1g-eq。 銀は107.9gに相当します。1gの銀を分離するには、96500：107.9=894クーロンが溶液を通過する必要があります。 したがって、現在

私は\u003d894 /（10 60） "1.5A

例4

SnCl 2の溶液から30分で2.5アンペアの電流が流れている場合は、スズに相当するものを見つけます。 2.77gのスズが放出されます。

決断

30分で溶液を通過した電気の量。

Q \ u003d 2.5 30 60 \u003d4500クーロン

1g-eqを分離するため。 96,500個のペンダントが必要で、それからスズに相当します。

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

腐食

電気化学の議論を離れる前に、私たちが学んだことを1つの非常に重要な問題の研究に適用しましょう- 腐食金属。 腐食はレドックス反応によって引き起こされ、金属はその環境からの物質との相互作用の結果として、望ましくない化合物に変わります。

最も広く知られている腐食プロセスの1つは、鉄の錆です。 経済的な観点から、これは非常に重要なプロセスです。 入手可能な推定によると、米国で毎年生産される鉄の20％は、錆のために使用できなくなった鉄製品に取って代わります。

鉄の錆には酸素が関与していることが知られています。 鉄は酸素がないと水中で酸化しません。 水も錆びる過程に関与します。 鉄は、微量の水を含まない限り、酸素化油中で腐食しません。 さびは、媒体のpH、その中の塩の存在、鉄よりも酸化しにくい金属との鉄の接触、および機械的ストレスの影響など、多くの要因によって加速されます。

鉄の腐食は基本的に電気化学的プロセスです。 鉄の表面のいくつかの部分は、それが酸化される陽極として機能します。

Fe（固体）→Fe 2+（水性）+2e-Eº酸化物\ u003d 0.44 V

結果として生じる電子は、金属を通って表面の他の部分に移動し、陰極の役割を果たします。 酸素の減少はそれらで起こります：

O 2（g。）+ 4H +（aq。）+4e-→2H2 O（l。）Eº復元\ u003d 1.23 V

H+イオンがO2還元のプロセスに関与していることに注意してください。 H +の濃度が低下すると（つまり、pHが上昇すると）、O2の回収がより困難になります。 pHが9〜10を超える溶液と接触している鉄は腐食しないことが観察されています。 腐食プロセス中に、アノードで形成されたFe2+イオンはFe3+に酸化されます。 Fe 3+イオンは、錆と呼ばれる水和酸化鉄（III）を形成します。

4Fe 2+（aq。）+ O 2（g。）+ 4H 2 O（l。）+2 バツ H 2 O（l。） →2Fe2O3。 バツ H 2 O（テレビ）+ 8H +（aq。）

陰極の役割は通常、酸素の流入が最もよく供給される表面の部分によって果たされるため、錆はこれらの領域で最も頻繁に発生します。 開いた湿った空気の中でしばらく立っていたショベルを注意深く調べると、ブレードに汚れが付着していることがわかります。汚れの下の金属の表面にくぼみが形成され、O2が存在する可能性のあるすべての場所に錆が発生しています。浸透します。

運転手は、氷結と戦うために冬に道路に塩が豊富に散らばっている地域で、塩の存在下で腐食の増加に遭遇することがよくあります。 塩の影響は、塩が形成するイオンが、閉じた電気回路の出現に必要な電解質を生成するという事実によって説明されます。

鉄の表面に陽極および陰極のサイトが存在すると、その上に2つの異なる化学的環境が作成されます。 それらは、結晶格子内の不純物または欠陥の存在が原因で発生する可能性があります（明らかに金属内部の応力が原因です）。 そのような不純物または欠陥がある場所では、特定の鉄原子の微視的環境は、結晶格子の通常の位置と比較して、その酸化状態のいくらかの増加または減少を引き起こす可能性があります。 したがって、そのような場所はアノードまたはカソードの役割を果たすことができます。 このような欠陥の数が最小限に抑えられた超純鉄は、通常の鉄よりもはるかに腐食が少ないです。

鉄は、その表面を腐食から保護するために、塗料またはスズ、亜鉛、クロムなどの他の金属でコーティングされていることがよくあります。 いわゆる「ブリキ」は、鉄板をスズの薄層で覆うことによって得られます。 スズは、保護層が無傷である限り、鉄を保護します。 損傷するとすぐに、空気と湿気が鉄に影響を及ぼし始めます。 スズは、電気化学的腐食プロセスの陰極として機能するため、鉄の腐食を加速します。 鉄とスズの酸化電位を比較すると、鉄はスズよりも酸化されやすいことがわかります。

Fe（固体）→Fe 2+ （水）+2e-Eº酸化物\ u003d 0.44 V

Sn（テレビ）→Sn 2+ （水）+2e-Eº酸化物\u003d 0.14 V

したがって、この場合、鉄は陽極として機能し、酸化されます。

「亜鉛メッキ」（亜鉛メッキ）鉄は、亜鉛の薄層で鉄をコーティングすることによって得られます。 亜鉛は、コーティングの完全性が損なわれた後でも、鉄を腐食から保護します。 この場合、亜鉛は鉄よりも酸化されやすいため、鉄は腐食時に陰極の役割を果たします。

Zn（固体）→Zn 2+ （水）+2e-Eº酸化物\ u003d 0.76 V

したがって、亜鉛は陽極の役割を果たし、鉄の代わりに腐食します。 電気化学的腐食の過程で陰極の役割を果たす金属のそのような保護は、と呼ばれます 陰極防食。地下に敷設されたパイプは、電気化学セルの陰極にすることで腐食から保護することがよくあります。 これを行うために、いくつかの活性金属、ほとんどの場合マグネシウムのブロックがパイプラインに沿って地面に埋め込まれ、それらはワイヤーでパイプに接続されます。 湿った土壌では、活性金属が陽極として機能し、鉄パイプが陰極防食を受けます。

私たちの議論は鉄に焦点を当てていますが、腐食の対象となる金属は鉄だけではありません。 同時に、不注意に戸外に放置されたアルミ缶が、鉄缶よりも計り知れないほどゆっくりと腐食するのは奇妙に思えるかもしれません。 アルミニウム（Eº酸化物= 1.66 V）と鉄（Eº酸化物= 0.44 V）の標準的な酸化電位から判断すると、アルミニウムの腐食ははるかに速く起こると予想されます。 アルミニウムのゆっくりとした腐食は、その表面に薄い緻密な酸化膜が形成され、それが下の金属をさらなる腐食から保護するという事実によって説明されます。 酸化電位の高いマグネシウムは、同じ酸化皮膜の形成により腐食から保護されます。 残念ながら、鉄の表面の酸化皮膜は構造が緩すぎて、信頼できる保護を作成することができません。 ただし、鉄クロム合金の表面には良好な保護酸化皮膜が形成されます。 このような合金はステンレス鋼と呼ばれます。

反応物を構成する原子の酸化状態の変化に基づいて、化学反応は2つのタイプに分けられます。

1）原子の酸化状態を変えずに進行する反応。

例えば：

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

この反応では、各原子の酸化状態は変化しませんでした。

2）原子の酸化状態の変化に伴って起こる反応。

例えば：

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

この反応では、亜鉛原子と銅原子の酸化状態が変化しました。

レドックス反応は最も一般的な化学反応です。

実際には、レドックス反応は電子の追加または放出です。 一部の原子（イオン、分子）は、他の原子から電子を供与または受信します。

酸化。

原子、イオン、または分子から電子を提供するプロセスは、 酸化.

電子が供与されると、原子の酸化状態が増加します。

原子、イオン、または分子が電子を提供する物質は、 還元剤.

この例では、酸化状態が0の原子は、酸化状態が+2の原子に移動しています。 つまり、酸化プロセスが発生しました。 この場合、2つの電子をあきらめた亜鉛原子は還元剤です（酸化状態を0から+2に増加させました）。

酸化プロセスは、原子の酸化状態の変化と還元剤によって提供された電子の数を示す電子方程式によって記録されます。

例えば：

0 +2 0
Zn-2e-= Zn（酸化、Zn-還元剤）。

回復。

電子を追加するプロセスは、 復元.

電子が追加されると、原子の酸化状態が低下します。

原子、イオン、または分子が電子を獲得する物質は、 酸化剤.

この例では、酸化状態が+2の銅原子から酸化状態が0の原子への遷移は還元プロセスです。 同時に、酸化状態が+2の銅原子は、2つの電子を受け取り、酸化状態を+2から0に下げ、酸化剤になります。

酸化プロセスは、電子方程式によっても記述されます。

2 0 0
Cu + 2e-= Cu（還元、Cuは酸化剤です）。

還元プロセスと酸化プロセスは切り離せないものであり、同時に進行します。

0 +2 0 +2
Zn + CuCl 2 \ u003d Cu + ZnCl 2
還元剤酸化剤
酸化還元

酸化度の計算

概要

1. 人事の形成は、人事マネージャーの最も重要な仕事の分野の1つです。

2. 組織に必要な人材を提供するためには、外部環境と活動の技術、会社の構造の中で適切な状況を開発することが重要です。 スタッフの必要性を計算します。

3. 採用プログラムを策定するためには、地域の人事状況を分析し、候補者を惹きつけ評価するための手順を策定し、組織に新入社員を含めるための適応策を実施する必要があります。

テストの質問

1. 組織構造を作成する際に考慮すべき要素のグループは何ですか？
2. 組織設計のどの段階を区別できますか？
3. 「人員配置のニーズの定性的評価」の概念を説明します。
4. 「スタッフの追加の必要性」の概念を説明してください。
5. 地域の人事状況の分析の目的は何ですか？
6. パフォーマンス分析の目的は何ですか？
7. パフォーマンス分析の段階は何ですか？
8. プロフェッシオグラムとは何か説明してください。
9. 採用プロセスに影響を与える環境要因は何ですか？
10. 内部および外部の採用のソースを説明してください。
11. セットの品質を評価する方法は？
12. 候補者を評価するためにどのような方法が使用されますか？
13. どのような競争力のある採用パラダイムを知っていますか？
14. 組織内の従業員の適応の段階に名前を付けます。

元素の酸化状態を計算するには、次の規定を考慮に入れる必要があります。

1.単純な物質の原子の酸化状態はゼロに等しい（Na 0; H 2 0）。

2.分子を構成するすべての原子の酸化状態の代数和は常にゼロであり、錯イオンではこの和はイオンの電荷に等しくなります。

3.原子の酸化状態は一定です：アルカリ金属（+1）、アルカリ土類金属（+2）、水素（+1）（水素の酸化状態が-1である水素化物NaH、CaH 2などを除く） ）、酸素（-2）（F 2 -1 O +2と、酸素の酸化状態が-1である–O–O–基を含む過酸化物を除く）。

4.元素の場合、正の酸化状態は周期系のグループ番号に等しい値を超えることはできません。

例：

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

化学反応には2つのタイプがあります。

元素の酸化状態が変化しない反応：

付加反応

SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3

分解反応

Cu（OH）2-t CuO + H 2 O

交換反応

AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O

B反応する化合物を構成する元素の原子の酸化状態が変化する反応：

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

そのような反応はと呼ばれます レドックス。