Redoksreakcijas ar oksidācijas pakāpju izmaiņām. Redoksvienādojumu sastādīšana

Pamatojoties uz oksidācijas stāvokļa izmaiņām, visas ķīmiskās reakcijas var iedalīt divos veidos:

I. Reakcijas, kas notiek, nemainot to elementu oksidācijas pakāpi, kas veido reaģējošās vielas. Šādas reakcijas tiek klasificētas kā jonu apmaiņas reakcijas.

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

II. Reakcijas, kas rodas, mainoties elementu oksidācijas pakāpei

kas iekļautas reaģējošajās vielās. Šādas reakcijas tiek klasificētas kā redoksreakcijas.

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

Oksidācijas stāvoklis(oksidācija) - elementu atomu stāvokļa raksturojums molekulas sastāvā. Tas raksturo nevienmērīgu elektronu sadalījumu starp elementu atomiem un atbilst lādiņam, ko elementa atoms iegūtu, ja visi tā ķīmisko saišu kopīgie elektronu pāri novirzītos uz elektronnegatīvāku elementu. Atkarībā no saiti veidojošo elementu relatīvās elektronegativitātes elektronu pāri var nobīdīt uz vienu no atomiem vai simetriski izvietoties attiecībā pret atomu kodoliem. Tāpēc elementu oksidācijas pakāpei var būt negatīva, pozitīva vai nulles vērtība.

Elementiem, kuru atomi pieņem elektronus no citiem atomiem, ir negatīvs oksidācijas stāvoklis. Elementiem, kuru atomi nodod savus elektronus citiem atomiem, ir pozitīvs oksidācijas stāvoklis. Vienkāršu vielu molekulās atomiem ir nulles oksidācijas pakāpe, kā arī tad, ja viela atrodas atomu stāvoklī.

Oksidācijas pakāpi norāda ar +1, +2.

Jonu lādiņš 1+, 2+.

Elementa oksidācijas pakāpi savienojumā nosaka saskaņā ar noteikumiem:

1. Elementa oksidācijas pakāpe vienkāršās vielās ir nulle.

2. Daži elementi uzrāda pastāvīgu oksidācijas stāvokli gandrīz visos to savienojumos. Šie elementi ietver:

Oksidācijas pakāpe ir +1 (izņemot metālu hidrīdus).

O oksidācijas pakāpe ir –2 (izņemot fluorīdus).

3. D.I.Mendeļejeva periodiskās elementu tabulas galveno apakšgrupu I, II un III grupas elementiem ir nemainīgs oksidācijas stāvoklis, kas vienāds ar grupas numuru.

Elementi Na, Ba, Al: oksidācijas pakāpe attiecīgi +1, +2, +3.

4. Elementiem, kuriem ir mainīgs oksidācijas līmenis, pastāv augstāka un zemāka oksidācijas pakāpes jēdziens.

Elementa augstākais oksidācijas līmenis ir vienāds ar D. I. Mendeļejeva periodiskās elementu tabulas grupas numuru, kurā elements atrodas.

Elementi N, Cl: augstākais oksidācijas līmenis attiecīgi +5, +7.

Elementa zemākais oksidācijas līmenis ir vienāds ar D. I. Mendeļejeva elementu periodiskās tabulas grupas numuru, kurā atrodas elements mīnus astoņi.

Elementi N, Cl: zemākais oksidācijas līmenis attiecīgi -3, -1.

5. Viena elementa jonos elementa oksidācijas pakāpe ir vienāda ar jona lādiņu.

Fe 3+ - oksidācijas pakāpe ir +3; S 2- - oksidācijas pakāpe ir -2.

6. Visu molekulas elementu atomu oksidācijas pakāpju summa ir nulle.

KNO 3; (+1) + X+ 3 · (-2) = 0; X= +5. Slāpekļa oksidācijas pakāpe ir +5.

7. Jonā esošo elementu visu atomu oksidācijas pakāpju summa ir vienāda ar jona lādiņu.

SO 4 2-; X+ 4· (-2) = -2; X= +6. Sēra oksidācijas pakāpe ir +6.

8. Savienojumos, kas sastāv no diviem elementiem, labajā pusē rakstītajam elementam vienmēr ir viszemākais oksidācijas līmenis.

Reakcijas, kurās mainās elementu oksidācijas pakāpe, tiek klasificētas kā redoksreakcijas /ORR/. Šīs reakcijas sastāv no oksidācijas un reducēšanas procesiem.

Oksidācija ir process, kurā elektronus atdod elements, kas ir daļa no atoma, molekulas vai jona.

Al 0 – 3e = Al 3+

H2-2e = 2H+

Fe 2+ - e = Fe 3+

2Cl - - 2e = Cl 2

Oksidācijas laikā elementa oksidācijas pakāpe palielinās. Vielu (atomu, molekulu vai jonu), kas satur elementu, kas nodod elektronus, sauc par reducētāju. Al, H 2 , Fe 2+ , Cl - - reducējoši līdzekļi. Reducētājs ir oksidēts.

Atveseļošanās ir elektronu pievienošanas process elementam, kas ir daļa no atoma, molekulas vai jona.

Cl 2 + 2e = 2Cl -

Fe 3+ + e = Fe 2+

Reducēšanas laikā elementa oksidācijas pakāpe samazinās. Vielu (atomu, molekulu vai jonu), kas satur elementu, kas pieņem elektronus, sauc par oksidētāju. S, Fe 3+, Cl 2 ir oksidētāji. Oksidētājs tiek reducēts.

Ķīmiskās reakcijas laikā kopējais elektronu skaits sistēmā nemainās. Reducētāja atdoto elektronu skaits ir vienāds ar oksidētāja iegūto elektronu skaitu.

Lai sastādītu vienādojumu oksidācijas-reducēšanas reakcijai (ORR) šķīdumos, tiek izmantota jonu-elektroniskā metode (pusreakcijas metode).

OVR var rasties skābā, neitrālā vai sārmainā vidē. Reakciju vienādojumos ir ņemta vērā iespējamā ūdens molekulu (HOH) līdzdalība un šķīdumā esošo H + vai OH - jonu pārpalikums atkarībā no vides rakstura:

skābā vidē - HOH un H + joni;

neitrālā vidē - tikai NAV;

sārmainā vidē - HON un OH - joni.

Sastādot OVR vienādojumus, ir jāievēro noteikta secība:

1.Uzrakstiet reakcijas diagrammu.

2.Identificējiet elementus, kas mainīja oksidācijas stāvokli.

3.Uzrakstiet diagrammu īsā jonu molekulārā formā: spēcīgi elektrolīti jonu veidā, vāji elektrolīti molekulu formā.

4. Sastādīt vienādojumus oksidācijas un reducēšanas procesiem (pusreakciju vienādojumi). Lai to izdarītu, pierakstiet elementus, kas maina oksidācijas pakāpi reālu daļiņu veidā (joni, atomi, molekulas) un izlīdziniet katra elementa skaitu pusreakcijas kreisajā un labajā pusē.

Piezīme:

Ja izejviela satur mazāk skābekļa atomu nekā produkti (P ​​PO 4 3-), tad skābekļa trūkumu nodrošina vide.

Ja izejviela satur vairāk skābekļa atomu nekā produkti (SO 4 2- SO 2), tad atbrīvoto skābekli saista vide.

5. Izlīdziniet vienādojumu kreiso un labo pusi pēc lādiņu skaita. Lai to izdarītu, pievienojiet vai atņemiet nepieciešamo elektronu skaitu.

6.Izvēlieties oksidācijas un reducēšanas pusreakciju faktorus tā, lai elektronu skaits oksidācijas laikā būtu vienāds ar elektronu skaitu reducēšanas laikā.

7.Apkopojiet oksidēšanās un reducēšanas pusreakcijas, ņemot vērā atrastos faktorus.

8.Uzrakstiet iegūto jonu-molekulāro vienādojumu molekulārā formā.

9.Veikt skābekļa pārbaudi.

Ir trīs veidu redoksreakcijas:

a) Starpmolekulāras - reakcijas, kurās mainās oksidācijas pakāpe elementiem, kas veido dažādas molekulas.

2KMnO4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 2 MnSO 4 + 5 NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

b) Intramolekulāras - reakcijas, kurās mainās oksidācijas pakāpe elementiem, kas veido vienu molekulu.

1. Kā definēt redoksreakciju?

Ir dažādas ķīmisko reakciju klasifikācijas. Viens no tiem ietver tos, kuros vielas, kas mijiedarbojas viena ar otru (vai pati viela), maina elementu oksidācijas pakāpi.

Piemēram, apsveriet divas reakcijas:

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)

Reakcija (1) ietver cinku un sālsskābe. Cinks un ūdeņradis maina oksidācijas pakāpi, hlors atstāj oksidācijas pakāpi nemainīgu:

Zn 0 - 2е = Zn 2+
2Н +1 + 2е = H20
2Сl -1 = 2 Сl -1

Un reakcijā (2), ( neitralizācijas reakcija), hlors, ūdeņradis, kālijs un skābeklis nemaina savus oksidācijas pakāpi: Cl -1 = Cl -1, H +1 = H +1, K +1 = K +1, O -2 = O -2; Reakcija (1) pieder redox tipam, un reakcija (2) pieder citam tipam.

Ķīmiskās reakcijas, kas ietver izmaiņaselementu oksidācijas stāvokļi, sauc par redoksiem.

Lai noteiktu redoksreakciju, ir nepieciešams noteikt stepenav elementu oksidācijas vienādojuma kreisajā un labajā pusē. Lai to izdarītu, jums jāzina, kā noteikt konkrēta elementa oksidācijas pakāpi.

Reakcijas (1) gadījumā elementi Zn un H maina savus stāvokļus, zaudējot vai iegūstot elektronus. Cinks, atdodot 2 elektronus, nonāk jonu stāvoklī – kļūst par Zn 2+ katjonu. Šajā gadījumā process notiek atveseļošanās un cinks tiek oksidēts. Ūdeņradis iegūst 2 elektronus, eksponē oksidatīvsīpašības, pati reakcijas procesā tiek atjaunots.

2. Definīcijaelementu oksidācijas stāvokļi.

Elementu oksidācijas stāvoklis tā savienojumos nosaka, pamatojoties uz nostāju, ka dotā savienojuma visu elementu oksidācijas pakāpju kopējais kopējais lādiņš ir vienāds ar nulli. Piemēram, savienojumā H 3 PO 4 oksidācijas pakāpes ir +1 ūdeņradim, +5 fosforam un -2 skābeklim; Sastādot matemātisko vienādojumu, mēs to nosakām kopā daļiņu skaits(atomi vai joni) veidos lādiņu, kas vienāds ar nulli: (+1)x3+(+5)+(-2)x4 = 0

Bet šajā piemērā elementu oksidācijas pakāpes jau ir norādītas. Kā var noteikt sēra oksidācijas pakāpi, piemēram, savienojumā nātrija tiosulfāts Na 2 S 2 O 3 vai mangāns savienojumā kālija permanganāts- KMnO 4? Lai to izdarītu, jums jāzina vairāku elementu nemainīgi oksidācijas stāvokļi. Tiem ir šādas nozīmes:

1) Periodiskās tabulas I grupas elementi (ieskaitot ūdeņradi savienojumā ar nemetāliem) +1;
2) Periodiskās tabulas II grupas elementi +2;
3) Periodiskās tabulas III grupas elementi +3;
4) Skābeklis (izņemot kombinācijā ar fluora vai peroksīda savienojumiem) -2;

Pamatojoties uz šīm nemainīgajām oksidācijas pakāpju vērtībām (nātrijam un skābeklim), mēs nosakām oksidācijas stāvoklis sērs Na 2 S 2 O 3 savienojumā. Kopš visu elementu oksidācijas stāvokļu kopējais lādiņš, kuru sastāvu atspoguļo dotais saliktā formula, ir vienāds ar nulli, kas apzīmē nezināmu sēra lādiņu. 2X"(tā kā formulā ir divi sēra atomi), mēs izveidojam šādu matemātisko vienādību:

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

Atrisinot šo vienādojumu 2 x, mēs iegūstam

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

Tāpēc sēra oksidācijas pakāpe Na 2 S 2 O 3 savienojumā ir vienāda ar (+2). Bet vai tiešām vienmēr vajadzēs izmantot tik neērtu metodi, lai noteiktu savienojumu elementu oksidācijas pakāpi? Protams, ne vienmēr. Piemēram, binārajiem savienojumiem: oksīdiem, sulfīdiem, nitrīdiem utt., lai noteiktu oksidācijas stāvokļus, varat izmantot tā saukto “cross-on-cross” metodi. Teiksim dota saliktā formula:titāna oksīds– Ti 2 O 3 . Izmantojot vienkāršu matemātisko analīzi, pamatojoties uz to, ka skābekļa oksidācijas pakāpe mums ir zināma un ir vienāda ar (-2): Ti 2 O 3, nav grūti noteikt, ka titāna oksidācijas pakāpe būs vienāda ar (+3). Vai, piemēram, saistībā metāns CH 4 zināms, ka ūdeņraža oksidācijas pakāpe ir (+1), tad nav grūti noteikt oglekļa oksidācijas pakāpi. Tas atbildīs šī savienojuma formulai (-4). Tāpat, izmantojot “cross-on-cross” metodi, nav grūti noteikt, ka, ja: saliktā formula Cr 4 Si 3, tad hroma oksidācijas pakāpe tajā ir (+3), bet silīcija (-4).
Sāļiem tas arī nav grūti. Turklāt nav svarīgi, vai tas tiek dots vai vidēja sāls vai skābes sāls. Šādos gadījumos ir jāizmanto sāli veidojoša skābe. Piemēram, tiek dota sāls nātrija nitrāts(NaNO 3). Ir zināms, ka tas ir slāpekļskābes (HNO 3) atvasinājums, un šajā savienojumā slāpekļa oksidācijas pakāpe ir (+5), tāpēc tā sālī - nātrija nitrātā slāpekļa oksidācijas pakāpe ir arī vienāda ar ( +5). Nātrija bikarbonāts(NaHCO 3) ir ogļskābes (H 2 CO 3) skābais sāls. Tāpat kā skābē, arī šajā sālī oglekļa oksidācijas pakāpe būs vienāda ar (+4).

Jāņem vērā, ka oksidācijas pakāpes savienojumos: metālos un nemetālos (apstādot elektroniskie bilances vienādojumi) ir vienādi ar nulli: K 0, Ca 0, Al 0, H 2 0, Cl 2 0, N 2 0 Piemēram, mēs sniedzam tipiskāko elementu oksidācijas pakāpi:

Tikai oksidētāji ir vielas, kurām ir maksimālais, parasti pozitīvs, oksidācijas stāvoklis, piemēram: KCl +7 O 4, H 2 S +6 O 4, K 2 Cr +6 O 4, HN +5 O 3, KMn +7 O 4 . To ir viegli pierādīt. Ja šie savienojumi varētu būt reducējoši aģenti, tad šajos stāvokļos tiem būtu jāatsakās no elektroniem:

Cl +7 – e = Cl +8
S +6 – e = S +7

Bet elementi hlors un sērs nevar pastāvēt ar šādiem oksidācijas stāvokļiem. Tāpat tikai reducētāji ir vielas, kurām ir minimāls, parasti negatīvs, oksidācijas stāvoklis, piemēram: H 2 S -2, HJ -, N -3 H 3. Redoksreakciju procesā šādi savienojumi nevar būt oksidētāji, tā kā mums būtu jāpievieno elektroni:

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

Bet sēram un jodam joni ar šādiem oksidācijas stāvokļiem nav raksturīgi. Elementiem ar vidējiem oksidācijas stāvokļiem, piemēram, N +1, N +4, S +4, Cl +3, C +2, var būt gan oksidējošas, gan reducējošas īpašības.

3 . Redoksreakciju veidi.

Ir četri redoksreakcijas veidi.

1) Starpmolekulārās redoksreakcijas.
Visizplatītākais reakcijas veids. Šīs reakcijas mainās oksidācijas stāvokļielementi dažādās molekulās, piemēram:

2Bi +3 Cl3 + 3Sn +2 Cl 2 = 2Bi 0 + 3Sn +4 Cl 4

Bi +3 - 3 e= Bi 0

Sn +2 + 2 e= Sn +4

2) Starpmolekulāro redoksreakciju veids ir reakcija proporcionalitāte, kurā oksidētājs un reducētājs ir viena un tā paša elementa atomi: šajā reakcijā divi viena elementa atomi ar dažādiem oksidācijas pakāpēm veido vienu atomu ar atšķirīgu oksidācijas pakāpi:

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) Reakcijas nesamērīgums veic, ja oksidētājs un reducētājs ir viena elementa atomi vai viens elementa atoms ar vienu oksidācijas pakāpi veido savienojumu ar diviem oksidācijas pakāpēm:

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) Intramolekulāri redoksreakcijas notiek gadījumos, kad oksidējošais atoms un reducējošais atoms atrodas vienā vielā, piemēram:

N -3H4N +5O3 = N +12O + 2H2O

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

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

4 . Redoksreakciju mehānisms.

Redoksreakcijas tiek veiktas, pārvietojot elektronus no viena elementa atomiem uz otru. Ja atoms vai molekula zaudē elektronus, tad šo procesu sauc par oksidāciju, un šis atoms ir reducētājs, piemēram:

Al 0-3 e= Al 3+

2Cl - - 2 e= Cl 2 0

Fe 2+ - e= Fe 3+

Šajos piemēros Al 0, Cl -, Fe 2+ ir reducējošie aģenti, un to pārvēršanās procesus savienojumos Al 3+, Cl 2 0, Fe 3+ sauc par oksidatīviem. Ja atoms vai molekula iegūst elektronus, tad šo procesu sauc par reducēšanu, un šis atoms ir oksidētājs, piemēram:

Ca 2+ + 2 e= Ca 0

Cl 2 0 + 2 e= 2Cl -

Fe 3++ e= Fe 2+

Oksidētāji, kā likums, ir nemetāli (S, Cl 2, F 2, O 2) vai metālu savienojumi ar maksimālo oksidācijas pakāpi (Mn +7, Cr +6, Fe +3). Reducētāji ir metāli (K, Ca, Al) vai nemetālu savienojumi ar minimālu oksidācijas pakāpi (S -2, Cl -1, N -3, P -3);

Redox vienādojumi atšķiras no molekulārie vienādojumi citas reakcijas, ko izraisa reaģentu un reakcijas produktu koeficientu izvēles sarežģītība. Šim nolūkam viņi izmanto elektroniskā bilances metode, vai elektronu-jonu vienādojumu metode(dažreiz pēdējo sauc par " pusreakcijas metode"). Kā piemēru redoksreakciju vienādojumu sastādīšanai apsveriet procesu, kurā koncentrēta sērskābe(H2SO4) reaģēs ar ūdeņraža jodīdu (HJ):

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

Pirmkārt, noskaidrosim to oksidācijas stāvoklis jods ūdeņraža jodīdā ir (-1), bet sērs sērskābē: (+6). Reakcijas laikā jods (-1) tiks oksidēts līdz molekulārajam stāvoklim, un sērs (+6) tiks reducēts līdz oksidācijas stāvoklim (-2) - sērūdeņradis:

J - → J 0 2
S +6 → S -2

Sastādot, tas ir jāņem vērā daudzumsdaļiņas atomiem pusreakciju kreisajā un labajā pusē jābūt vienādiem

2J - - 2 e→ J 0 2
S +6 + 8 e→ S -2

Novietojot vertikālu līniju šīs pusreakcijas diagrammas labajā pusē, mēs nosakām reakcijas koeficientus:

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

Samazinot par “2”, iegūstam galīgās koeficienta vērtības:

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

Apkoposim zem šīs diagrammas pusreakcijas horizontālu līniju un summējiet to, kas ir iesaistīts reakcijā daļiņu skaits atomi:

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

Pēc tam tas ir nepieciešams. Aizvietojot iegūtās koeficientu vērtības molekulārajā vienādojumā, mēs to samazinām līdz šādai formai:

8HJ + H2SO4 = 4J2 + H2S + H2O

Saskaitot ūdeņraža atomu skaitu vienādojuma kreisajā un labajā pusē, mēs pārliecināsimies par nepieciešamību labot koeficientu “4” pirms ūdens, un mēs iegūsim pilnu vienādojumu:

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

Šo vienādojumu var izveidot, izmantojot elektroniskā metodejonu līdzsvars. Šajā gadījumā nav nepieciešams labot koeficientu ūdens molekulu priekšā. Vienādojums ir balstīts uz reakcijā iesaistīto savienojumu jonu disociāciju: Piemēram, sērskābes disociācija Rezultātā veidojas divi ūdeņraža protoni un sulfāta anjons:

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-

Ūdeņraža jodīda un sērūdeņraža disociāciju var uzrakstīt līdzīgi:

HJ ↔ N + + J -
H 2 S ↔ 2Н + + S 2-

J 2 nedisociējas. H 2 O arī praktiski nedisociējas.Sastāvs pusreakcijas vienādojumi jodam paliek nemainīgs:

2J - - 2 e→ J 0 2
Pusreakcija uz sēra atomiem notiks šādā formā:

SO 4 -2 → S -2

Tā kā pusreakcijas labajā pusē trūkst četru skābekļa atomu, šis daudzums jāsabalansē ar ūdeni:

SO 4 -2 → S -2 + 4H 2 O

Tad pusreakcijas kreisajā pusē ir nepieciešams kompensēt ūdeņraža atomus uz protonu rēķina (jo vides reakcija ir skāba):

SO42- + 8H+ → S-2 + 4H2O

Saskaitot pārnesto elektronu skaitu, mēs iegūstam pilnīgu vienādojuma attēlojumu saskaņā ar pusreakcijas metode:

SO4 2- + 8H + + 8 e→ S-2 + 4H2O

Summējot abas pusreakcijas, mēs iegūstam elektroniskā līdzsvara vienādojums:

2J - - 2 e→ J 0 2 |8 4
SO4 2- + 8H + + 8 e→ S -2 + 4H 2 O |2 1

8J - + SO42- +8H+ → 4J20 + S0 + 4H2O

No šī ieraksta izriet, ka metode elektronu-jonu vienādojums sniedz pilnīgāku priekšstatu par redoksreakciju nekā elektroniskā bilances metode. Procesā iesaistīto elektronu skaits abām līdzsvara metodēm ir vienāds, bet otrajā gadījumā redoksprocesā iesaistīto protonu un ūdens molekulu skaits tiek it kā “automātiski” noteikts.

Apskatīsim vairākus konkrētus redoksreakciju gadījumus, kurus var apkopot, izmantojot metodi elektronu-jonu līdzsvars. Daži redoksprocesi tiek veikti, piedaloties sārmainā vidē, piemēram:

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

Šajā reakcijā reducētājs ir hromīta jons (CrO 2 -), kas tiek oksidēts par hromātjonu (CrO -2 4). Oksidētājs - broms (Br 0 2) tiek reducēts par bromīda jonu (Br -):
CrO 2 - → CrO 4 2-
Br 0 2 → 2 Br -

Tā kā reakcija notiek sārmainā vidē, pirmā pusreakcija jāsastāda, ņemot vērā hidroksīda jonus (OH -):
CrO 2 - + 4OH - - 3 e= CrO2-4 + 2H2O

Otro pusreakciju mēs veidojam labi zināmā veidā:
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

Pēc tam ir nepieciešams beidzot piešķir koeficientus reakcijas vienādojumā un pilnībā molekulārais vienādojumsšim redoksprocesam būs šāda forma:

2KCrO2 + 3Br2 + 8KOH = 2K 2CrO4 + 6KBr + 4H2O.

Dažos gadījumos redoksreakcijā piedalās arī nedisociējamas vielas. Piemēram:

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

Tad pusreakcijas metode ir sastādīts, ņemot vērā šo procesu:

AsH3 + 4H2O – 8 e= AsO 4 3- + 11H + |1
NO 3 + 2H + + e= NO 2 + H 2 O |8

AsH3 + 8NO3 + 4H2O + 2H+ = AsO43- + 8NO2 + 11H + O

Molekulārais vienādojums būs šādā formā:

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

Redoksreakcijas dažkārt pavada vairāku vielu vienlaicīga oksidēšanās-reducēšanās process. Piemēram, reakcijā ar vara sulfīdu tas mijiedarbojas koncentrēta slāpekļskābe:

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

Redoksprocesā tiek iesaistīti vara, sēra un slāpekļa atomi. Sastādot vienādojumu pusreakcijas metode Ir jāņem vērā šī procesa posmi:

Cu+ → Cu2+
S 2- → S +6
N 5+ → N +2

Šajā situācijā ir nepieciešams apvienot oksidācijas un reducēšanas procesus vienā posmā:

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

Kurā redoks-pusreakcija izpaužas šādā formā:

2Cu + - 2 e→ 2Cu 2+
S 2--8 e→ S 6+ 3 ( atveseļošanās procesi)
_______________________
N 5+ + 3 e→ N 2+ 10 (oksidācijas process)
_____________________________________

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

Galu galā molekulārās reakcijas vienādojums būs šādā formā:

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

Īpaša uzmanība jāpievērš redoksreakcijām, kas saistītas ar organiskām vielām. Piemēram, glikozes oksidēšanas laikā kālija permanganāts Skābā vidē notiek šāda reakcija:

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

Sastādot bilanci pusreakcijas metode glikozes transformācija, tiek ņemta vērā tās disociācijas neesamība, bet ūdeņraža atomu skaita korekcija tiek veikta protonu un ūdens molekulu dēļ:

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

Pusreakcija, kas ietver kālija permanganāts būs šādā formā:

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

Rezultātā mēs iegūstam šādu redoksprocesa shēmu:

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

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

Samazinot protonu un ūdens molekulu skaitu kreisajā un labajā pusē pusreakcijas, mēs iegūstam finālu molekulārais vienādojums:

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

5. Vides ietekme uz redoksreakciju raksturu.

Atkarībā no vides (pārmērīgs H +, neitrāls, pārmērīgs OH -) reakcijas raksturs starp tām pašām vielām var mainīties. Parasti izmanto, lai radītu skābu vidi sērskābe(H2SO4), Slāpekļskābe(HNO 3), sālsskābi (HCl), nātrija hidroksīdu (NaOH) vai kālija hidroksīdu (KOH) izmanto kā OH vidi. Piemēram, mēs parādīsim, kā vide ietekmē kālija permanganāts(КMnO 4) . un tā reakcijas produkti:

Piemēram, ņemsim Na 2 SO 3 kā reducētāju un KMnO 4 kā oksidētāju.

Skābā vidē:

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

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

Neitrālā (vai viegli sārmainā):

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

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

Ļoti sārmainā vidē:

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

Ūdeņraža peroksīds(H 2 O 2) atkarībā no vides tiek samazināts saskaņā ar shēmu:

1) Skāba vide (H +) H 2 O 2 + 2H + + 2 e→ 2H2O

2) Neitrāla vide (H 2 O) H 2 O 2 + 2 e→ 2OH

3) Sārmaina vide (OH -) H 2 O 2 + 2 e→ 2OH

Ūdeņraža peroksīds(H 2 O 2) darbojas kā oksidētājs:

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

Fe 2+ - e= Fe 3+ |2
H2O2+2H++2 e= 2H 2 O |1
________________________________
2Fe 2+ + H2O2 + 2H+ → 2Fe 3+ + 2 H2O

Tomēr, saskaroties ar ļoti spēcīgiem oksidētājiem (KMnO 4) Ūdeņraža peroksīds(H 2 O 2) darbojas kā reducētājs:

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

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

6. Redoksreakciju produktu noteikšana.

Šīs tēmas praktiskajā daļā aplūkoti redoksprocesi, norādot tikai sākuma reaģentus. Parasti ir jānosaka reakcijas produkti. Piemēram, reakcija ietver dzelzs hlorīds(FeCl 3) un kālija jodīds(KJ):

FeCl 3 + KJ = A + B + C

nepieciešams uzstādīt saliktās formulas A, B, C, veidojas redoksprocesa rezultātā.

Sākotnējie reaģentu oksidācijas stāvokļi ir šādi: Fe 3+, Cl -, K +, J -. Ir viegli pieņemt, ka Fe 3+, būdams oksidētājs (tam ir maksimālais oksidācijas stāvoklis), var tikai samazināt savu oksidācijas stāvokli līdz Fe 2+:

Fe 3++ e= Fe 2+

Hlorīda jons un kālija jons reakcijā nemaina savu oksidācijas pakāpi, bet jodīda jons var tikai palielināt savu oksidācijas pakāpi, t.i. dodieties uz stāvokli J 2 0:

2J - - 2 e= J 2 0

Reakcijas rezultātā papildus redoksprocesam būs apmaiņas reakcija starp FeCl 3 un KJ, bet, ņemot vērā oksidācijas pakāpju izmaiņas, reakcija netiek noteikta saskaņā ar šo shēmu:

FeCl 3 + KJ = FeJ 3 + KCl,

bet pieņems formu

FeCl 3 + KJ = FeJ 2 + KCl,

kur reizinājums C ir savienojums J 2 0:

FeCl3 + 6KJ = 2FeJ 2 + 6KJ + J 2

Fe 3++ e═> Fe 2+ |2

2J - - 2 e═> J 2 0 |1

________________________________

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

Nākotnē, nosakot redoksprocesa produktus, var izmantot tā saukto “liftu sistēmu”. Tās princips ir tāds, ka jebkuru redoksreakciju var attēlot kā liftu kustību daudzstāvu ēkā divos savstarpēji pretējos virzienos. Turklāt "grīdas" būs oksidācijas stāvokļi atbilstošie elementi. Tā kā jebkuru no divām redoksprocesa pusreakcijām pavada vai nu samazinājums, vai palielinājums oksidācijas stāvokļi viena vai otra elementa, tad ar vienkāršu argumentāciju varam pieņemt to iespējamos oksidācijas stāvokļus iegūtajos reakcijas produktos.

Kā piemēru apsveriet reakciju, kurā sērs reaģē ar koncentrēts nātrija hidroksīda šķīdums ( NaOH):

S + NaOH(konc) = (A) + (B) + H2O

Tā kā šajā reakcijā izmaiņas notiks tikai ar sēra oksidācijas pakāpēm, skaidrības labad mēs sastādīsim tā iespējamo stāvokļu diagrammu:

Savienojumi (A) un (B) nevar vienlaikus būt sēra stāvokļi S +4 un S +6, jo šajā gadījumā process notiktu tikai ar elektronu izdalīšanos, t.i. būtu atjaunojošs:

S 0-4 e= S +4

S 0-6 e= S +6

Bet tas būtu pretrunā redoksprocesu principam. Tad jāpieņem, ka vienā gadījumā procesam jāturpina ar elektronu atbrīvošanu, bet otrā jāvirzās pretējā virzienā, t.i. būt oksidējošam:

S 0-4 e= S +4

S0+2 e= S -2

No otras puses, cik liela ir iespējamība, ka atkopšanas process tiks veikts līdz stāvoklim S +4 vai S +6? Tā kā reakcija notiek sārmainā, nevis skābā vidē, tās oksidatīvais potenciāls ir daudz zemāks, tāpēc S +4 savienojuma veidošanās šajā reakcijā ir labāka nekā S +6. Tāpēc galīgā reakcija būs šāda:

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

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

Kā citu piemēru apsveriet šādu reakciju starp fosfīnu un koncentrēta slāpekļskābe(HNO3) :

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

Šajā gadījumā mums ir mainīgi fosfora un slāpekļa oksidācijas stāvokļi. Skaidrības labad mēs piedāvājam to oksidācijas stāvokļu diagrammas.

Fosfors oksidācijas stāvoklī (-3) uzrādīs tikai reducējošās īpašības, tāpēc reakcijā tas palielinās oksidācijas pakāpi. Slāpekļskābe pats par sevi ir spēcīgs oksidētājs un rada skābu vidi, tāpēc fosfors no stāvokļa (-3) sasniegs maksimālo oksidācijas pakāpi (+5).

Turpretim slāpeklis pazeminās tā oksidācijas pakāpi. Šāda veida reakcijās parasti līdz stāvoklim (+4).

Turklāt nav grūti pieņemt, ka fosfors stāvoklī (+5) kā produkts (A) var būt tikai ortofosforskābe H 3 PO 4, jo reakcijas vide ir stipri skāba. Slāpeklis šādos gadījumos parasti iegūst oksidācijas pakāpi (+2) vai (+4), biežāk (+4). Tāpēc produkts (B) būs Slāpekļa oksīds NO2. Atliek tikai atrisināt šo vienādojumu, izmantojot līdzsvara metodi:

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

tīmekļa vietni, kopējot materiālu pilnībā vai daļēji, ir nepieciešama saite uz avotu.

Oksidācijas stāvoklis

Oksidācijas stāvoklis ir atoma nominālais lādiņš molekulā, ko aprēķina, pieņemot, ka molekula sastāv no joniem un parasti ir elektriski neitrāla.

Visvairāk elektronegatīvajiem elementiem savienojumā ir negatīvi oksidācijas stāvokļi, un elementu atomiem ar mazāku elektronegativitāti ir pozitīvi oksidācijas stāvokļi.

Oksidācijas stāvoklis ir formāls jēdziens; dažos gadījumos oksidācijas pakāpe nesakrīt ar valenci.

Piemēram:

N2H4 (hidrazīns)

slāpekļa oksidācijas pakāpe – -2; slāpekļa valence - 3.

Oksidācijas pakāpes aprēķins

Lai aprēķinātu elementa oksidācijas pakāpi, jāņem vērā šādi noteikumi:

1. Atomu oksidācijas pakāpes vienkāršās vielās ir vienādas ar nulli (Na 0; H2 0).

2. Visu molekulu veidojošo atomu oksidācijas pakāpju algebriskā summa vienmēr ir vienāda ar nulli, un kompleksā jona šī summa ir vienāda ar jona lādiņu.

3. Atomiem ir nemainīga oksidācijas pakāpe: sārmu metāli (+1), sārmzemju metāli (+2), ūdeņradis (+1) (izņemot hidrīdus NaH, CaH2 u.c., kur ūdeņraža oksidācijas pakāpe ir -1 ), skābeklis (-2) (izņemot F 2 -1 O +2 un –O–O– grupu saturošus peroksīdus, kuros skābekļa oksidācijas pakāpe ir –1).

4. Elementiem pozitīvais oksidācijas stāvoklis nedrīkst pārsniegt vērtību, kas vienāda ar periodiskās sistēmas grupas numuru.

Piemēri:

V 2 +5 O 5 -2 ;Nē 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 ;Nē 2 +1 Kr 2 +6 O 7 -2

Reakcijas bez oksidācijas stāvokļa izmaiņām un ar izmaiņām

Ir divu veidu ķīmiskās reakcijas:

AReakcijas, kurās nemainās elementu oksidācijas pakāpe:

Papildinājuma reakcijas

SO 2 +Na 2 O → Na 2 SO 3

Sadalīšanās reakcijas

Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O

Apmaiņas reakcijas

AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O

BReakcijas, kurās mainās to elementu atomu oksidācijas pakāpe, kas veido reaģējošos savienojumus:

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 O2 + 4HCl -1 ® Mn +2 Cl 2 + Cl +1 2 0 + 2H 2 O

Šādas reakcijas sauc par redoksreakcijām

Redoksreakcijas ir reakcijas, kurās mainās atomu oksidācijas pakāpe. Redoksreakcijas ir ļoti izplatītas. Visas degšanas reakcijas ir redokss.
Redoksreakcija sastāv no diviem procesiem, kas nevar notikt atsevišķi viens no otra. Oksidācijas pakāpes paaugstināšanas procesu sauc par oksidāciju. Vienlaikus ar oksidēšanu notiek reducēšana, tas ir, oksidācijas stāvokļa samazināšanas process.

Oksidācija, reducēšana

Attiecīgi redoksreakcijās ir divi galvenie dalībnieki: oksidētājs un reducētājs. Elektronu zaudēšanas process ir oksidēšanās. Oksidācijas laikā palielinās oksidācijas pakāpe. Reakcijas laikā oksidētājs pazemina oksidācijas pakāpi un tiek samazināts. Šeit ir jānošķir oksidējošs ķīmiskais elements un oksidējoša viela.

N +5 - oksidētājs; HN +5 O3 un NaN +5 O 3 - oksidētāji.
Ja mēs sakām, ka slāpekļskābe un tās sāļi ir spēcīgi oksidētāji, tad ar to mēs domājam, ka oksidētājs ir slāpekļa atomi ar oksidācijas pakāpi +5, nevis visa viela kopumā.
Otro obligāto redoksreakcijas dalībnieku sauc par reducētāju. Elektronu pievienošanas process ir reducēšana. Reducēšanas laikā oksidācijas pakāpe samazinās.

Reducētājs palielina tā oksidācijas skaitu, oksidējoties reakcijas laikā. Tāpat kā oksidētāja gadījumā, ir jānošķir reducējošā viela un reducējošais ķīmiskais elements. Veicot aldehīda reducēšanas reakciju uz spirtu, mēs nevaram ņemt tikai ūdeņradi ar oksidācijas pakāpi -1, bet gan kādu hidrīdu, vēlams litija alumīnija hidrīdu.

N -1 - reducētājs; NaH -1 un LiAlH -1 4 - reducējošie līdzekļi.
Redoksreakcijās pilnīga elektronu pārnešana no reducētāja uz oksidētāju notiek ārkārtīgi reti, jo ir maz savienojumu ar jonu saitēm. Bet, kārtojot koeficientus, mēs izejam no pieņēmuma, ka šāda pāreja patiešām notiek. Tas ļauj pareizi noteikt galvenos koeficientus oksidētāja un reducētāja formulu priekšā.
5H 2 SO 3 + 2 KMnO 4 = 2 H 2 SO 4 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
S +4 – 2e → S +6 5 - reducētājs, oksidēšana
Mn +7 + 5e → Mn +2 2 - oksidētājs, reducēšana

Atomi vai joni, kas iegūst elektronus noteiktā reakcijā, ir oksidētāji, un tie, kas nodod elektronus, ir reducētāji.

Vielas redoksīpašības un tās sastāvā esošo atomu oksidācijas pakāpe

Savienojumi, kas satur elementu atomus ar maksimālo oksidācijas pakāpi, var būt tikai oksidētāji šo atomu dēļ, jo viņi jau ir atdevuši visus savus valences elektronus un spēj pieņemt tikai elektronus. Elementa atoma maksimālais oksidācijas līmenis ir vienāds ar tās grupas skaitu periodiskajā tabulā, kurai elements pieder. Savienojumi, kas satur elementu atomus ar minimālu oksidācijas pakāpi, var kalpot tikai par reducētājiem, jo ​​tie spēj nodot tikai elektronus, jo šādu atomu ārējo enerģijas līmeni papildina astoņi elektroni. Minimālais oksidācijas pakāpe metālu atomiem ir 0, nemetāliem - (n–8) (kur n ir grupas numurs periodiskajā tabulā). Savienojumi, kas satur elementu atomus ar vidējiem oksidācijas stāvokļiem, var būt gan oksidētāji, gan reducētāji atkarībā no partnera, ar kuru tie mijiedarbojas, un reakcijas apstākļiem.

Svarīgākie reducētāji un oksidētāji

Reducētāji:

metāli,

ūdeņradis,

ogles.

Oglekļa (II) monoksīds (CO).

Sērūdeņradis (H 2 S);

sēra oksīds (IV) (SO 2);

sērskābe H 2 SO 3 un tās sāļi.

Halogenskābes un to sāļi.

Metālu katjoni zemākos oksidācijas pakāpēs: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3.

slāpekļskābe HNO 2;

amonjaks NH 3;

hidrazīns NH 2 NH 2;

slāpekļa oksīds (II) (NO).

Katods elektrolīzes laikā.

Oksidētāji

Halogēni.

Kālija permanganāts (KMnO 4);

kālija manganāts (K 2 MnO 4);

mangāna (IV) oksīds (MnO 2).

kālija dihromāts (K 2 Cr 2 O 7);

kālija hromāts (K 2 CrO 4).

Slāpekļskābe (HNO 3).

Sērskābe (H 2 SO 4) konc.

Vara(II) oksīds (CuO);

svina(IV) oksīds (PbO 2);

sudraba oksīds (Ag 2 O);

ūdeņraža peroksīds (H 2 O 2).

Dzelzs(III) hlorīds (FeCl 3).

Bertoleta sāls (KClO 3).

Anods elektrolīzes laikā.

Katru šādu pusreakciju raksturo standarta redokspotenciāls E 0 (izmērs - volts, V). Jo lielāks E0, jo spēcīgāka ir oksidētāja forma kā oksidētājs un jo vājāka ir reducētā forma kā reducētājs, un otrādi.

Pusreakcija tiek ņemta par atskaites punktu potenciāliem: 2H + + 2ē ® H 2, kam E 0 =0

Pusreakcijām M n+ + nē ® M 0 E 0 sauc par standarta elektroda potenciālu. Pamatojoties uz šī potenciāla lielumu, metālus parasti ievieto standarta elektrodu potenciālu sērijā (metāla spriegumu sērijā):

Metālu ķīmiskās īpašības raksturo vairāki spriegumi:

1. Jo tālāk pa kreisi metāls atrodas sprieguma virknē, jo spēcīgāka ir tā reducējošā spēja un jo vājāka ir tā jona oksidēšanas spēja šķīdumā (t.i., jo vieglāk atdod elektronus (oksidējas) un jo grūtāk ir lai tā joni atkal piesaistītu elektronus).

2. Katrs metāls spēj izspiest no sāls šķīdumiem tos metālus, kas atrodas sprieguma rindā pa labi no tā, t.i. reducē nākamo metālu jonus elektriski neitrālos atomos, nododot elektronus un pārvēršoties par joniem.

3. Tikai metāli, kas atrodas sprieguma virknē pa kreisi no ūdeņraža (H), spēj to izspiest no skābju šķīdumiem (piemēram, Zn, Fe, Pb, bet ne Cu, Hg, Ag).

Galvaniskās šūnas

Katrs divi metāli, iegremdēti to sāļu šķīdumos, kas sazinās viens ar otru caur sifonu, kas piepildīts ar elektrolītu, veido galvanisko elementu. Metāla plāksnes, kas iegremdētas šķīdumos, sauc par elementa elektrodiem.

Ja savieno elektrodu ārējos galus (elementa polus) ar vadu, tad elektroni sāk kustēties no metāla, kuram ir mazāks potenciāls, uz metālu, kuram ir lielāks potenciāls (piemēram, no Zn uz Pb). Elektronu aiziešana izjauc līdzsvaru, kas pastāv starp metālu un tā joniem šķīdumā, un liek šķīdumā nonākt jaunam jonu skaitam - metāls pakāpeniski izšķīst. Tajā pašā laikā elektroni, kas pāriet uz citu metālu, izlādē šķīdumā esošos jonus tā virsmā - metāls tiek atbrīvots no šķīduma. Elektrodu, pie kura notiek oksidēšanās, sauc par anodu. Elektrodu, pie kura notiek reducēšana, sauc par katodu. Svina-cinka šūnā cinka elektrods ir anods un svina elektrods ir katods.

Tādējādi slēgtā galvaniskajā šūnā notiek mijiedarbība starp metālu un cita metāla sāls šķīdumu, kas nav tiešā saskarē viens ar otru. Pirmā metāla atomi, atsakoties no elektroniem, pārvēršas jonos, bet otrā metāla joni, pievienojot elektronus, pārvēršas atomos. Pirmais metāls izspiež otro no tā sāls šķīduma. Piemēram, galvaniskajam elementam, kas sastāv no cinka un svina, kas iegremdēts attiecīgi Zn(NO 3) 2 un Pb(NO 3) 2 šķīdumos, elektrodos notiek šādi procesi:

Zn – 2ē → Zn 2+

Pb 2+ + 2ē → Pb

Summējot abus procesus, iegūstam vienādojumu Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+, izsakot elementā notiekošo reakciju jonu formā. Tās pašas reakcijas molekulārais vienādojums būtu šāds:

Zn + Pb(NO 3) 2 → Pb + Zn(NO 3) 2

Galvaniskās šūnas elektromotora spēks ir vienāds ar potenciālu starpību starp diviem elektrodiem. To nosakot, mazākais vienmēr tiek atņemts no lielākā potenciāla. Piemēram, aplūkotā elementa elektromotora spēks (emf) ir vienāds ar:

Tam būs šī vērtība, ja metāli ir iegremdēti šķīdumos, kuros jonu koncentrācija ir 1 g-jons/l. Citās šķīdumu koncentrācijās elektrodu potenciālu vērtības būs nedaudz atšķirīgas. Tos var aprēķināt, izmantojot formulu:

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

kur E ir vēlamais metāla potenciāls (voltos)

E 0 - tā normālais potenciāls

n - metāla jonu valence

C - jonu koncentrācija šķīdumā (g-jons/l)

Piemērs

Atrodiet elektromotora spēku elementam (emf), ko veido cinka elektrods, kas iegremdēts 0,1 M Zn(NO 3) 2 šķīdumā, un svina elektrods, kas iegremdēts 2 M Pb(NO 3) 2 šķīdumā.

Risinājums

Mēs aprēķinām cinka elektroda potenciālu:

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

Mēs aprēķinām svina elektroda potenciālu:

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

Atrodiet elementa elektromotora spēku:

E.m.f. = -0,12 – (-0,79) = 0,67 v

Elektrolīze

Elektrolīze Vielas sadalīšanās procesu ar elektrisko strāvu sauc.

Elektrolīzes būtība ir tāda, ka, laižot strāvu caur elektrolīta šķīdumu (vai izkausētu elektrolītu), pozitīvi lādēti joni virzās uz katodu, bet negatīvi lādēti joni virzās uz anodu. Sasniedzot elektrodus, joni tiek izvadīti, kā rezultātā pie elektrodiem izdalās izšķīdinātā elektrolīta sastāvdaļas jeb ūdeņradis un skābeklis no ūdens.

Lai dažādus jonus pārvērstu neitrālos atomos vai atomu grupās, ir nepieciešami dažādi elektriskās strāvas spriegumi. Daži joni zaudē lādiņus vieglāk, citi grūtāk. Metālu jonu izlādes (elektronu iegūšanas) viegluma pakāpi nosaka metālu novietojums sprieguma virknē. Jo tālāk pa kreisi metāls atrodas sprieguma virknē, jo lielāks ir tā negatīvais potenciāls (vai mazāk pozitīvais potenciāls), jo grūtāk, ja citas lietas ir vienādas, ir tā jonu izvadīšana (visvieglāk ir Au 3+, Ag + joni izlādēties; visgrūtākie ir Li +, Rb +, K +).

Ja šķīdumā vienlaikus ir vairāku metālu joni, tad vispirms tiek izvadīti metāla joni ar mazāku negatīvo potenciālu (vai lielāku pozitīvo potenciālu). Piemēram, metāliskais varš vispirms tiek atbrīvots no šķīduma, kas satur Zn 2+ un Cu 2+ jonus. Bet metāla potenciāla lielums ir atkarīgs arī no tā jonu koncentrācijas šķīdumā; atkarībā no to koncentrācijas mainās arī katra metāla jonu izvadīšanas vieglums: koncentrācijas palielināšanās atvieglo jonu izvadīšanu, samazināšanās apgrūtina. Tāpēc vairāku metālu jonus saturoša šķīduma elektrolīzes laikā var gadīties, ka aktīvāka metāla izdalīšanās notiks agrāk nekā mazāk aktīva (ja pirmā metāla jonu koncentrācija ir nozīmīga un otrā koncentrācija ir ļoti maza).

Sāļu ūdens šķīdumos papildus sāls joniem vienmēr ir arī ūdens joni (H + un OH -). No tiem ūdeņraža joni tiks izvadīti vieglāk nekā visu metālu joni, kas atrodas pirms ūdeņraža sprieguma virknē. Taču, ņemot vērā nenozīmīgo ūdeņraža jonu koncentrāciju visu sāļu elektrolīzes laikā, izņemot aktīvāko metālu sāļus, pie katoda izdalās metāls, nevis ūdeņradis. Tikai nātrija, kalcija un citu metālu sāļu elektrolīzes laikā līdz alumīnijam ieskaitot, tiek izvadīti ūdeņraža joni un izdalās ūdeņradis.

Pie anoda var izvadīt vai nu skābju atlikumu jonus, vai ūdens hidroksiljonus. Ja skābo atlikumu joni nesatur skābekli (Cl -, S 2-, CN - u.c.), tad parasti izlādējas tieši šie joni, nevis hidroksiljoni, kas daudz grūtāk zaudē lādiņu, un Cl. 2, S utt tiek atbrīvoti pie anoda .d. Gluži pretēji, ja skābekli saturošas skābes sāls vai pati skābe tiek elektrolīzē, tad tiek izvadīti hidroksiljoni, nevis skābekļa atlikumu joni. Neitrālās OH grupas, kas veidojas hidroksiljonu izvadīšanas laikā, nekavējoties sadalās saskaņā ar vienādojumu:

4OH → 2H2O + O2

Tā rezultātā pie anoda izdalās skābeklis.

Niķeļa hlorīda šķīduma NiCl2 elektrolīze

Šķīdums satur Ni 2+ un Cl - jonus, kā arī H + un OH - jonus niecīgā koncentrācijā. Kad strāva tiek nodota, Ni 2+ joni pārvietojas uz katodu, bet Cl - joni pāriet uz anodu. Paņemot divus elektronus no katoda, Ni 2+ joni pārvēršas neitrālos atomos, kas izdalās no šķīduma. Katods pakāpeniski tiek pārklāts ar niķeli.

Hlora joni, sasniedzot anodu, atdod tam elektronus un pārvēršas par hlora atomiem, kas, savienojoties pa pāriem, veido hlora molekulas. Pie anoda izdalās hlors.

Tādējādi pie katoda ir atveseļošanās process, pie anoda - oksidācijas process.

Kālija jodīda šķīduma KI elektrolīze

Kālija jodīds ir šķīdumā K + un I - jonu formā. Pārvadot strāvu, K + joni virzās uz katodu, I - joni pāriet uz anodu. Bet, tā kā kālijs atrodas daudz pa kreisi no ūdeņraža sprieguma virknē, pie katoda tiek izvadīti nevis kālija joni, bet gan ūdens ūdeņraža joni. Šajā gadījumā izveidotie ūdeņraža atomi apvienojas H 2 molekulās, un tādējādi katodā tiek atbrīvots ūdeņradis.

Ūdeņraža joniem izlādējoties, arvien vairāk ūdens molekulu atdalās, kā rezultātā pie katoda uzkrājas hidroksiljoni (izdalās no ūdens molekulas), kā arī K + joni, kas nepārtraukti virzās uz katodu. Tiek izveidots KOH šķīdums.

Pie anoda izdalās jods, jo I-joni tiek izvadīti vieglāk nekā ūdens hidroksiljoni.

Kālija sulfāta šķīduma elektrolīze

Šķīdums satur K + jonus, SO 4 2- un H + un OH - jonus no ūdens. Tā kā K + jonus ir grūtāk izlādēt nekā H + jonus un SO 4 2- jonus nekā OH - jonus, tad, palaižot elektrisko strāvu, pie katoda tiks izlādēti ūdeņraža joni, bet pie anoda - hidroksilgrupas, patiesībā ir ūdens elektrolīze. Tajā pašā laikā, pateicoties ūdens ūdeņraža un hidroksiljonu izlādei un nepārtrauktai K + jonu kustībai uz katodu, bet SO 4 2- jonu - uz anodu, pie katoda veidojas sārmu šķīdums (KOH), un pie anoda veidojas sērskābes šķīdums.

Vara sulfāta šķīduma elektrolīze ar vara anodu

Elektrolīze notiek īpašā veidā, ja anods ir izgatavots no tā paša metāla, kura sāls ir šķīdumā. Šajā gadījumā pie anoda netiek izlādēti joni, bet pats anods pamazām izšķīst, nosūtot jonus šķīdumā un nododot elektronus strāvas avotam.

Viss process ir saistīts ar vara atbrīvošanu pie katoda un pakāpenisku anoda izšķīšanu. CuSO 4 daudzums šķīdumā paliek nemainīgs.

Elektrolīzes likumi (M. Faradejs)

1. Elektrolīzes laikā izdalītās vielas masas daudzums ir proporcionāls caur šķīdumu plūstošajam elektrības daudzumam un praktiski nav atkarīgs no citiem faktoriem.

2. Elektrolīzes laikā no dažādiem ķīmiskiem savienojumiem līdzvērtīgos vielu daudzumos izdalās vienāds elektroenerģijas daudzums.

3. Lai izolētu vienu grama ekvivalentu jebkuras vielas no elektrolīta šķīduma, caur šķīdumu ir jāizlaiž 96 500 kulonu elektrības.

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

kur m (x) ir reducētās vai oksidētās vielas daudzums (g);

I ir pārraidītās strāvas stiprums (a);

t - elektrolīzes laiks (s);

M(x) - molmasa;

n ir redoksreakcijās iegūto vai atdoto elektronu skaits;

F — Faradeja konstante (96500 vēss/mol).

Pamatojoties uz šo formulu, varat veikt vairākus ar elektrolīzes procesu saistītus aprēķinus, piemēram:

1. Aprēķināt vielu daudzumus, ko izdala vai sadalās noteikts elektroenerģijas daudzums;

2. Atrodiet strāvas stiprumu pēc izdalītās vielas daudzuma un izdalīšanās laika;

3. Nosakiet, cik ilgs laiks būs nepieciešams, lai pie noteiktas strāvas izdalītos noteikts vielas daudzums.

1. piemērs

Cik gramu vara izdalīsies pie katoda, ja caur vara sulfāta CuSO 4 šķīdumu 10 minūtes laiž 5 ampēru strāvu?

Risinājums

Ļaujiet mums noteikt elektroenerģijas daudzumu, kas plūst caur risinājumu:

J = tas,

kur I ir strāva ampēros;

t – laiks sekundēs.

Q = 5A 600 s = 3000 kulonu

Vara ekvivalents (masa 63,54) ir 63,54: 2 = 31,77. Tāpēc 96500 kulonu atbrīvo 31,77 g vara. Nepieciešamais vara daudzums:

m = (31,77 3000) / 96500 » 0,98 g

2. piemērs

Cik ilgs laiks nepieciešams 10 ampēru strāvas izlaišanai caur skābes šķīdumu, lai iegūtu 5,6 litrus ūdeņraža (normālos apstākļos)?

Risinājums

Mēs atrodam elektroenerģijas daudzumu, kam jāiziet cauri šķīdumam, lai no tā izdalītos 5,6 litri ūdeņraža. Tā kā 1 g-ekv. ūdeņradis aizņem n. u. tilpums ir 11,2 l, tad nepieciešamais elektrības daudzums

Q = (96500 5,6) / 11,2 = 48250 kuloni

Noteiksim pašreizējo caurbraukšanas laiku:

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

3. piemērs

Izlaižot strāvu caur sudraba sāls šķīdumu pie katoda, tā tika atbrīvota 10 minūtēs. 1 g sudraba. Nosakiet strāvas stiprumu.

Risinājums

1 g-ekv. sudrabs ir vienāds ar 107,9 g.Lai atbrīvotu 1 g sudraba, caur šķīdumu jāiziet 96500: 107,9 = 894 kuloni. Līdz ar to pašreizējais spēks

I = 894 / (10 60)" 1,5 A

4. piemērs

Atrodiet alvas ekvivalentu, ja pie 2,5 ampēru strāvas no SnCl 2 šķīduma 30 minūtēs. Izdalās 2,77 g alvas.

Risinājums

Elektrības daudzums, kas iziet cauri šķīdumam 30 minūtēs.

Q = 2,5 30 60 = 4500 kuloni

Tā kā 1 g-ekv. Nepieciešami 96 500 kuloni, tad ekvivalents alvai.

E Sn = (2,77 96500)/4500 =59,4

Korozija

Pirms pabeigsim diskusiju par elektroķīmiju, pielietosim iegūtās zināšanas vienas ļoti svarīgas problēmas izpētē - korozija metāli Koroziju izraisa oksidēšanās-reducēšanās reakcijas, kurās metāls mijiedarbības rezultātā ar kādu savā vidē esošu vielu pārvēršas nevēlamā savienojumā.

Viens no visplašāk zināmajiem korozijas procesiem ir dzelzs rūsēšana. No ekonomiskā viedokļa tas ir ļoti svarīgs process. Tiek lēsts, ka 20% no Amerikas Savienotajās Valstīs gadā saražotās dzelzs tiek izmantoti, lai aizstātu dzelzs izstrādājumus, kas kļuvuši nelietojami rūsēšanas dēļ.

Ir zināms, ka skābeklis ir iesaistīts dzelzs rūsēšanā; dzelzs neoksidējas ūdenī bez skābekļa. Rūsēšanas procesā piedalās arī ūdens; dzelzs nerūsē skābekli saturošā eļļā, kamēr tajā nav ūdens pēdu. Rūsēšanu paātrina vairāki faktori, piemēram, vides pH, sāļu klātbūtne tajā, dzelzs saskare ar metālu, kas oksidējas grūtāk nekā dzelzi, kā arī mehāniskā spriedzes ietekmē.

Dzelzs korozija principā ir elektroķīmisks process. Dažas dzelzs virsmas zonas kalpo kā anods, uz kura notiek tā oksidēšanās:

Fe (cieta viela) → Fe 2+ (aq) + 2e - Eº oksīds = 0,44 V

Šajā gadījumā radītie elektroni pārvietojas caur metālu uz citām virsmas zonām, kurām ir katoda loma. Uz tiem notiek skābekļa samazināšana:

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

Ņemiet vērā, ka H + joni piedalās O 2 reducēšanās procesā. Ja H+ koncentrācija samazinās (t.i., palielinoties pH), O2 samazināšana kļūst grūtāka. Ir novērots, ka dzelzs saskarē ar šķīdumu, kura pH ir virs 9-10, nerūsē. Korozijas procesā Fe 2+ joni, kas veidojas pie anoda, tiek oksidēti līdz Fe 3+. Fe 3+ joni veido hidratētu dzelzs (III) oksīdu, ko sauc par rūsu:

4Fe 2+ (ūdens) + O 2 (g.) + 4H 2O (l.) +2 X H2O (l.) → 2Fe 2 O 3 . x H2O( tv.) + 8H + (ūdens)

Tā kā katoda lomu parasti spēlē tā virsmas daļa, kas vislabāk tiek nodrošināta ar skābekļa pieplūdumu, šajās vietās visbiežāk parādās rūsa. Ja rūpīgi izpētīsiet lāpstu, kas kādu laiku stāvējusi atklātā, mitrā gaisā ar netīrumiem, kas pielipuši pie asmeņa, pamanīsiet, ka zem netīrumiem uz metāla virsmas ir izveidojušās ieplakas, un visur, kur varētu rasties O2, ir parādījusies rūsa. iekļūt.

Ar pastiprinātu koroziju sāļu klātbūtnē autobraucēji bieži sastopas vietās, kur ziemā ceļi tiek bagātīgi kaisīti ar sāli, lai cīnītos pret ledus apstākļiem. Sāļu iedarbība skaidrojama ar to, ka to veidotie joni rada elektrolītu, kas nepieciešams slēgtas elektriskās ķēdes veidošanai.

Anoda un katoda vietu klātbūtne uz dzelzs virsmas rada divas dažādas ķīmiskās vides. Tās var rasties kristāliskā režģa piemaisījumu vai defektu dēļ (acīmredzot, ko izraisa spriedze metālā). Vietās, kur pastāv šādi piemaisījumi vai defekti, konkrēta dzelzs atoma mikroskopiskā vide var izraisīt tā oksidācijas pakāpes nelielu palielināšanos vai samazināšanos no parastajām pozīcijām kristāliskajā režģī. Tāpēc šādas vietas var spēlēt anodu vai katodu lomu. Īpaši tīram dzelzs, kurā šādu defektu skaits ir samazināts līdz minimumam, ir daudz mazāka korozijas iespēja nekā parastajam dzelzs.

Dzelzs bieži tiek pārklāts ar krāsu vai kādu citu metālu, piemēram, alvu, cinku vai hromu, lai aizsargātu tās virsmu no korozijas. Tā saukto “skārdu” iegūst, pārklājot lokšņu dzelzi ar plānu alvas kārtu. Alva aizsargā dzelzi tikai tik ilgi, kamēr aizsargslānis paliek neskarts. Tiklīdz tas ir bojāts, gaiss un mitrums sāk ietekmēt dzelzi; Alva pat paātrina dzelzs koroziju, jo tā kalpo kā katods elektroķīmiskās korozijas procesā. Dzelzs un alvas oksidācijas potenciālu salīdzinājums parāda, ka dzelzs oksidējas vieglāk nekā alva:

Fe (ciets) → Fe 2+ (ūdens) + 2e - Eº oksīds = 0,44 V

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

Tāpēc dzelzs šajā gadījumā kalpo kā anods un tiek oksidēts.

"Cinkota" (cinkota) dzelzs tiek izgatavota, pārklājot gludekli ar plānu cinka kārtu. Cinks aizsargā dzelzi no korozijas pat pēc tam, kad pārklājuma integritāte ir bojāta. Šajā gadījumā dzelzs spēlē katoda lomu korozijas procesā, jo cinks oksidējas vieglāk nekā dzelzs:

Zn (ciets) → Zn 2+ (ūdens) + 2e - Eº oksīds = 0,76 V

Līdz ar to cinks darbojas kā anods un dzelzs vietā korodē. Šo metāla aizsardzības veidu, kurā tas spēlē katoda lomu elektroķīmiskās korozijas procesā, sauc par katoda aizsardzība. Pazemē novietotās caurules bieži tiek pasargātas no korozijas, padarot tās par elektroķīmiskās šūnas katodu. Lai to izdarītu, dažu aktīvā metāla, visbiežāk magnija, bloki tiek aprakti zemē gar cauruļvadu un savienoti ar vadu ar caurulēm. Mitrā augsnē aktīvais metāls darbojas kā anods, un dzelzs caurule saņem katoda aizsardzību.

Lai gan mūsu diskusija ir vērsta uz dzelzi, tas nav vienīgais metāls, kas ir uzņēmīgs pret koroziju. Tajā pašā laikā var šķist dīvaini, ka alumīnija kanna, nevērīgi atstāta brīvā dabā, korodē neizmērojami lēnāk nekā dzelzs. Spriežot pēc alumīnija (Eº oksīds = 1,66 V) un dzelzs (Eº oksīds = 0,44 V) standarta oksidācijas potenciāliem, tad jārēķinās, ka alumīnija korozijai vajadzētu notikt daudz ātrāk. Alumīnija lēnā korozija ir izskaidrojama ar to, ka uz tā virsmas veidojas plāna, blīva oksīda plēve, kas pasargā apakšā esošo metālu no turpmākas korozijas. Magnijs, kuram ir augsts oksidācijas potenciāls, ir pasargāts no korozijas, jo veidojas tāda pati oksīda plēve. Diemžēl oksīda plēvei uz dzelzs virsmas ir pārāk vaļīga struktūra un tā nespēj radīt drošu aizsardzību. Tomēr uz dzelzs-hroma sakausējumu virsmas veidojas laba aizsargājoša oksīda plēve. Šādus sakausējumus sauc par nerūsējošo tēraudu.

Pamatojoties uz izmaiņām atomu oksidācijas pakāpēs, kas veido reaģējošās vielas, ķīmiskās reakcijas iedala divos veidos.

1) Reakcijas, kas notiek, nemainot atomu oksidācijas pakāpi.

Piemēram:

2+4-2 t +2 -2 +4 -2
CaCO 3 = CaO + CO 2

Šajā reakcijā katra atoma oksidācijas stāvoklis nemainījās.

2) Reakcijas, kas notiek, mainoties atomu oksidācijas pakāpēm.

Piemēram:

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

Šajā reakcijā mainījās cinka un vara atomu oksidācijas stāvokļi.

Redoksreakcijas ir visizplatītākās ķīmiskās reakcijas.

Praksē redoksreakcija ir elektronu pieaugums vai zudums. Daži atomi (joni, molekulas) dod vai saņem elektronus no citiem.

Oksidācija.

Tiek saukts process, kurā atoms, jons vai molekula atdod elektronus oksidēšanās.

Kad elektroni tiek zaudēti, atoma oksidācijas pakāpe palielinās.

Vielu, kuras atomi, joni vai molekulas atsakās no elektroniem, sauc reducētājs.

Mūsu piemērā atomi oksidācijas stāvoklī 0 pārgāja atomos ar oksidācijas pakāpi +2. Tas ir, ir noticis oksidācijas process. Šajā gadījumā cinka atoms, kas ziedoja divus elektronus, ir reducētājs (tas palielināja oksidācijas pakāpi no 0 līdz +2).

Oksidācijas procesu reģistrē ar elektronisku vienādojumu, kas norāda atomu oksidācijas pakāpes izmaiņas un reducētāja ziedoto elektronu skaitu.

Piemēram:

0 +2 0
Zn – 2e – = Zn (oksidētājs, Zn – reducētājs).

Atveseļošanās.

Elektronu pievienošanas procesu sauc restaurācija.

Pievienojot elektronus, atoma oksidācijas pakāpe samazinās.

Vielu, kuras atomi, joni vai molekulas iegūst elektronus, sauc oksidētājs.

Mūsu piemērā vara atomu ar oksidācijas pakāpi +2 pāreja uz atomiem ar oksidācijas pakāpi 0 ir reducēšanas process. Šajā gadījumā vara atoms ar oksidācijas pakāpi +2, pieņemot divus elektronus, pazemina oksidācijas pakāpi no +2 līdz 0 un ir oksidētājs.

Oksidācijas process tiek uzrakstīts arī, izmantojot elektronisku vienādojumu:

2 0 0
Cu + 2e – = Cu (reducēšana, Cu ir oksidētājs).

Reducēšanas process un oksidācijas process nav atdalāmi un notiek vienlaicīgi.

0 +2 0 +2
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2
reducētājs oksidētājs
oksidēts reducēts

Oksidācijas pakāpes aprēķins

Kopsavilkums

1. Personāla veidošana ir viena no nozīmīgākajām personāla vadītāja darba jomām.

2. Lai nodrošinātu organizāciju ar nepieciešamajiem cilvēkresursiem, ir svarīgi attīstīt adekvātu situāciju ārējā vidē un darbības tehnoloģiju, uzņēmuma struktūru; aprēķināt personāla vajadzības.

3. Personāla atlases programmu izstrādei nepieciešams analizēt personāla situāciju reģionā, izstrādāt kandidātu piesaistes un vērtēšanas procedūras un veikt adaptācijas pasākumus jaunu darbinieku iesaistīšanai organizācijā.

Kontroles jautājumi

1. Kādas faktoru grupas jāņem vērā, veidojot organizatorisko struktūru?
2. Kādus organizācijas projektēšanas posmus var izšķirt?
3. Izskaidrojiet jēdzienu "personāla vajadzību kvalitatīvs novērtējums".
4. Aprakstiet jēdzienu “papildu vajadzības pēc personāla”.
5. Kāds ir personāla situācijas analīzes mērķis reģionā?
6. Kāds ir veiktspējas analīzes mērķis?
7. Kādus darbības analīzes posmus var izšķirt?
8. Paskaidrojiet, kas ir professiogramma?
9. Kādi vides faktori ietekmē kandidātu atlases procesu?
10. Aprakstiet iekšējās un ārējās vervēšanas avotus.
11. Kā novērtēt komplekta kvalitāti?
12. Kādas metodes tiek izmantotas kandidātu vērtēšanai?
13. Kādas konkurētspējīgas personāla atlases paradigmas jūs zināt?
14. Nosauciet darbinieku adaptācijas posmus organizācijā.

Lai aprēķinātu elementa oksidācijas pakāpi, jāņem vērā šādi punkti:

1. Atomu oksidācijas pakāpes vienkāršās vielās ir vienādas ar nulli (Na 0; H 2 0).

2. Visu molekulu veidojošo atomu oksidācijas pakāpju algebriskā summa vienmēr ir vienāda ar nulli, un kompleksā jona šī summa ir vienāda ar jona lādiņu.

3. Atomiem ir nemainīgs oksidācijas stāvoklis: sārmu metāli (+1), sārmzemju metāli (+2), ūdeņradis (+1) (izņemot hidrīdus NaH, CaH 2 u.c., kur ūdeņraža oksidācijas pakāpe ir - 1), skābeklis (-2 ) (izņemot F 2 -1 O +2 un –O–O– grupu saturošus peroksīdus, kuros skābekļa oksidācijas pakāpe ir –1).

4. Elementiem pozitīvais oksidācijas stāvoklis nedrīkst pārsniegt vērtību, kas vienāda ar periodiskās sistēmas grupas numuru.

Piemēri:

V 2 +5 O 5 -2; Na2+1B4+3O7-2; K +1 Cl +7 O 4 -2; N-3 H3+1; K2+1 H+1P+5O4-2; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2

Ir divu veidu ķīmiskās reakcijas:

A Reakcijas, kurās nemainās elementu oksidācijas pakāpe:

Papildinājuma reakcijas

SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3

Sadalīšanās reakcijas

Cu(OH) 2 – t CuO + H 2 O

Apmaiņas reakcijas

AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O

B Reakcijas, kurās mainās to elementu atomu oksidācijas pakāpe, kas veido reaģējošos savienojumus:

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 2 KCl -1 + I 2 0

Mn +4 O2 + 4HCl -1 Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O

Šādas reakcijas sauc redokss.