Reakcje redoks ze zmianami stanów utlenienia. Tworzenie równań redoks

Zgodnie ze zmianą stanu utlenienia wszystkie reakcje chemiczne można podzielić na dwa typy:

I. Reakcje zachodzące bez zmiany stopnia utlenienia pierwiastków tworzących reagenty. Takie reakcje nazywane są reakcjami wymiany jonowej.

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

II. Reakcje zachodzące wraz ze zmianą stopnia utlenienia pierwiastków,

zawarte w reagentach. Takie reakcje nazywane są reakcjami redoks.

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

Stan utlenienia(utlenianie) - charakterystyka stanu atomów pierwiastków w składzie cząsteczki. Charakteryzuje nierównomierny rozkład elektronów między atomami pierwiastków i odpowiada ładunkowi, jaki uzyskałby atom pierwiastka, gdyby wszystkie wspólne pary elektronowe jego wiązań chemicznych przesunęły się w kierunku bardziej elektroujemnego pierwiastka. W zależności od względnej elektroujemności pierwiastków tworzących wiązanie, para elektronów może być przesunięta do jednego z atomów lub usytuowana symetrycznie względem jąder atomów. Dlatego stan utlenienia pierwiastków może być ujemny, dodatni lub zerowy.

Pierwiastki, których atomy przyjmują elektrony z innych atomów, mają ujemny stan utlenienia. Pierwiastki, których atomy oddają swoje elektrony innym atomom, mają dodatni stan utlenienia. Atomy w cząsteczkach prostych substancji mają zerowy stan utlenienia, a także, jeśli substancja jest w stanie atomowym.

Stan utlenienia oznaczono +1, +2.

Ładunek jonowy 1+, 2+.

Stopień utlenienia pierwiastka w związku określają zasady:

1. Stopień utlenienia pierwiastka w prostych substancjach wynosi zero.

2. Niektóre pierwiastki w prawie wszystkich ich związkach wykazują stały stopień utlenienia. Te elementy obejmują:

Posiada stopień utlenienia +1 (z wyjątkiem wodorków metali).

O ma stopień utlenienia -2 (z wyjątkiem fluorków).

3. Elementy grup I, II i III głównych podgrup układu okresowego pierwiastków D.I. Mendelejewa mają stały stopień utlenienia równy liczbie grupy.

Pierwiastki Na, Ba, Al: odpowiednio stopień utlenienia +1, +2, +3.

4. W przypadku pierwiastków o zmiennym stopniu utlenienia istnieje pojęcie wyższego i niższego stopnia utlenienia.

Najwyższy stopień utlenienia pierwiastka jest równy numerowi grupy Układu Okresowego Pierwiastków D.I. Mendelejewa, w którym znajduje się pierwiastek.

Pierwiastki N, Cl: najwyższy stopień utlenienia to odpowiednio +5, +7.

Najniższy stopień utlenienia pierwiastka jest równy numerowi grupy Układu Okresowego Pierwiastków D.I. Mendelejewa, w którym znajduje się pierwiastek minus osiem.

Pierwiastki N, Cl: najniższy stopień utlenienia to odpowiednio -3, -1.

5. W jonach jednoelementowych stopień utlenienia pierwiastka jest równy ładunkowi jonu.

Fe 3+ - stopień utlenienia wynosi +3; S 2- - stopień utlenienia wynosi -2.

6. Suma stanów utlenienia wszystkich atomów pierwiastków w cząsteczce wynosi zero.

KNO 3 ; (+1) + X+ 3 (-2) = 0; X = +5. Stan utlenienia azotu wynosi +5.

7. Suma stanów utlenienia wszystkich atomów pierwiastków w jonie jest równa ładunkowi jonu.

SO 4 2- ; X+ 4 (-2) = -2; X= +6. Stopień utlenienia siarki wynosi +6.

8. W związkach składających się z dwóch pierwiastków pierwiastek zapisany po prawej stronie ma zawsze najniższy stopień utlenienia.

Reakcje, w których zmienia się stopień utlenienia pierwiastków, określane są mianem reakcji redoks /ORD/. Reakcje te składają się z procesów utleniania i redukcji.

Utlenianie Nazywa się proces oddawania elektronów przez pierwiastek będący częścią atomu, cząsteczki lub jonu.

Al 0 - 3e \u003d Al 3+

H 2 - 2e \u003d 2H +

Fe 2+ - e \u003d Fe 3+

2Cl - - 2e \u003d Cl 2

Po utlenieniu wzrasta stopień utlenienia pierwiastka. Substancja (atom, cząsteczka lub jon) zawierająca pierwiastek oddający elektrony nazywana jest środkiem redukującym. Al, H 2 , Fe 2+ , Cl - - środki redukujące. Środek redukujący jest utleniany.

Powrót do zdrowia Nazywa się proces dodawania elektronów do pierwiastka, który jest częścią atomu, cząsteczki lub jonu.

Cl 2 + 2e \u003d 2Cl -

Fe 3+ + e \u003d Fe 2+

Po zmniejszeniu zmniejsza się stopień utlenienia pierwiastka. Substancja (atom, cząsteczka lub jon) zawierająca pierwiastek przyjmujący elektrony nazywana jest środkiem utleniającym. S, Fe 3+, Cl 2 to środki utleniające. Utleniacz zostaje przywrócony.

Całkowita liczba elektronów w układzie podczas reakcji chemicznej nie zmienia się. Liczba elektronów oddanych przez środek redukujący jest równa liczbie elektronów przyłączonych przez środek utleniający.

Do zestawienia równania reakcji redoks (ORR) w roztworach stosuje się metodę jonowo-elektroniczną (metoda półreakcyjna).

OVR może wystąpić w środowisku kwaśnym, obojętnym lub zasadowym. Równania reakcji uwzględniają możliwy udział cząsteczek wody (HOH) oraz zawartych w roztworze, w zależności od charakteru ośrodka, nadmiar jonów H+ lub OH-:

w środowisku kwaśnym - jony HOH i H+;

w środowisku neutralnym - tylko HOH;

w środowisku alkalicznym - jony HOH i OH.

Podczas kompilacji równań OVR konieczne jest przestrzeganie określonej kolejności:

1. Napisz schemat reakcji.

2. Określ pierwiastki, które zmieniły swój stan utlenienia.

3. Napisz schemat w krótkiej postaci jonowo-cząsteczkowej: mocne elektrolity w postaci jonów, słabe elektrolity w postaci cząsteczek.

4. Układać równania procesów utleniania i redukcji (równanie reakcji połówkowych). W tym celu wypisz pierwiastki, które zmieniają stopień utlenienia w postaci rzeczywistych cząstek (jony, atomy, cząsteczki) i wyrównaj liczbę każdego pierwiastka w lewej i prawej części połówkowej reakcji.

Notatka:

Jeśli pierwotna substancja zawiera mniej atomów tlenu niż produkty (P PO 4 3-), to brak tlenu jest dostarczany przez środowisko.

Jeżeli pierwotna substancja zawiera więcej atomów tlenu niż produkty (SO 4 2-SO 2), to uwolniony tlen jest wiązany przez medium.

5. Wyrównaj lewą i prawą część równania przez liczbę ładunków. Aby to zrobić, dodaj lub odejmij wymaganą liczbę elektronów.

6. Dobrać współczynniki połówkowej reakcji utleniania i redukcji tak, aby liczba elektronów podczas utleniania była równa liczbie elektronów podczas redukcji.

7. Podsumuj reakcje połówkowe utleniania i redukcji z uwzględnieniem znalezionych czynników.

8. Zapisz otrzymane równanie jonowo-cząsteczkowe w postaci cząsteczkowej.

9. Przeprowadź test tlenowy.

Istnieją trzy rodzaje reakcji redoks:

a) Międzycząsteczkowe - reakcje, w których zmienia się stopień utlenienia pierwiastków tworzących różne cząsteczki.

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

b) Wewnątrzcząsteczkowe - reakcje, w których zmienia się stopień utlenienia pierwiastków tworzących jedną cząsteczkę.

1. Jak określić reakcję redoks?

Istnieją różne klasyfikacje reakcji chemicznych. Jednym z nich są te, w których substancje oddziałujące ze sobą (lub sama substancja) zmieniają stany utlenienia pierwiastków.

Jako przykład rozważ dwie reakcje:

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)

Reakcja (1) obejmuje cynk i kwas chlorowodorowy. Cynk i wodór zmieniają swój stan utlenienia, chlor pozostawia swój stan utlenienia niezmieniony:

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

I w reakcji (2), ( Reakcja neutralizacji), chlor, wodór, potas i tlen nie zmieniają swoich stanów utlenienia: Cl -1 = Cl -1, H +1 = H +1, K +1 = K +1, O -2 = O -2; Reakcja (1) należy do reakcji redoks, a reakcja (2) należy do innego typu.

Reakcje chemiczne przeprowadzane ze zmianąstany utlenienia pierwiastkównazywane są redoksami.

W celu określenia reakcji redoks konieczne jest ustalenie stepbrak utleniania pierwiastków po lewej i prawej stronie równania. Wymaga to wiedzy, jak określić stopień utlenienia pierwiastka.

W przypadku reakcji (1) pierwiastki Zn i H zmieniają swój stan tracąc lub zyskując elektrony. Cynk oddając 2 elektrony przechodzi w stan jonowy - staje się kationem Zn 2+. W tym przypadku proces powrót do zdrowia a cynk jest utleniany. Wodór zyskuje 2 elektrony, eksponaty utleniający właściwości, sam w procesie reakcji odzyskiwanie.

2. Definicjastany utlenienia pierwiastków.

Stan utlenienia pierwiastków w jego związkach określa się na podstawie pozycji, że całkowity ładunek całkowity stanów utlenienia wszystkich pierwiastków danego związku wynosi zero. Na przykład w związku H 3 PO 4 stopień utlenienia wodoru wynosi +1, fosforu +5, a tlenu -2; Po wykonaniu równania matematycznego ustalamy, że w sumie liczba cząstek(atomy lub jony) będą miały ładunek równy zero: (+1)x3+(+5)+(-2)x4 = 0

Ale w tym przykładzie stany utlenienia pierwiastków są już ustawione. Jak określić stopień utlenienia siarki, na przykład w związku? tiosiarczan sodu Na 2 S 2 O 3, czyli mangan w związku nadmanganian potasu- KMnO 4 ? W tym celu musisz wiedzieć stałe stany utlenienia wielu pierwiastków. Mają następujące znaczenie:

1) Pierwiastki grupy I układu okresowego (w tym wodór w połączeniu z niemetalami) +1;
2) Elementy grupy II układu okresowego +2;
3) Elementy grupy III układu okresowego +3;
4) Tlen (z wyjątkiem połączenia z fluorem lub w związkach nadtlenkowych) -2;

Na podstawie tych stałych wartości stopni utlenienia (dla sodu i tlenu) określamy stan utlenienia siarka w związku Na2S2O3. Ponieważ całkowity ładunek wszystkich stopni utlenienia pierwiastków, których skład to odzwierciedla formuła złożona, jest równy zero, to oznacza nieznany ładunek siarki " 2X”(ponieważ we wzorze występują dwa atomy siarki), układamy następujące równanie matematyczne:

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

Rozwiązując to równanie dla 2 x, otrzymujemy

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

Dlatego stopień utlenienia siarki w związku Na 2 S 2 O 3 wynosi (+2). Ale czy naprawdę zawsze będzie konieczne stosowanie tak niewygodnej metody do określania stanów utlenienia niektórych pierwiastków w związkach? Oczywiście nie zawsze. Na przykład dla związków binarnych: tlenków, siarczków, azotków itp. można zastosować tzw. metodę „cross-over” w celu określenia stanów utlenienia. Powiedzmy, że dano formuła złożona:tlenek tytanu– Ti 2 O 3 . Korzystając z prostej analizy matematycznej, opartej na fakcie, że stan utlenienia tlenu jest nam znany i wynosi (-2): Ti 2 O 3, łatwo jest ustalić, że stan utlenienia tytanu będzie równy ( +3). Lub na przykład w połączeniu metan CH 4 wiadomo, że stopień utlenienia wodoru to (+1), wtedy nie jest trudno określić stopień utlenienia węgla. Odpowiada we wzorze tego związku (-4). Ponadto, stosując metodę „krzyżową”, nie jest trudno ustalić, że jeśli: formuła złożona Cr 4 Si 3, to stopień utlenienia chromu do niego wynosi (+3), a krzemu (-4).
W przypadku soli również nie jest to trudne. I nie ma znaczenia, czy jest dane, czy średnia sól lub sól kwasowa. W takich przypadkach konieczne jest przejście od kwasu tworzącego sól. Na przykład podana sól Azotan sodu(NaNO3). Wiadomo, że jest pochodną kwasu azotowego (HNO 3), a w związku tym stopień utlenienia azotu wynosi (+5), dlatego w jego soli - azotanie sodu stopień utlenienia azotu również wynosi (+5 ). wodorowęglan sodu(NaHCO 3) to kwaśna sól kwasu węglowego (H 2 CO 3). Podobnie jak w kwasie, stopień utlenienia węgla w tej soli będzie (+4).

Należy zauważyć, że stopnie utlenienia w związkach: metale i niemetale (przy kompilacji) równania równowagi elektronicznej) są równe zeru: K 0, Ca 0, Al 0, H 2 0, Cl 2 0, N 2 0 Jako przykład podajemy stany utlenienia najbardziej typowych pierwiastków:

Jedynie środki utleniające to substancje, które mają maksymalny, zwykle dodatni stan utlenienia, np.: KCl +7 O 4, H 2 S +6 O 4, K 2 Cr +6 O 4, HN +5 O 3, KMn +7 O 4 . Łatwo to udowodnić. Gdyby te związki mogły być reduktorami, to w tych stanach musiałyby oddawać elektrony:

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

Ale pierwiastki chloru i siarki nie mogą istnieć w takich stanach utlenienia. Podobnie tylko środki redukujące to substancje, które mają z reguły minimalny ujemny stopień utlenienia, na przykład: H 2 S -2, HJ -, N -3 H 3. W procesie reakcji redoks takie związki nie mogą być utleniające agentów, ponieważ musieliby dodać elektrony:

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

Ale w przypadku siarki i jodu jony o takim stopniu utlenienia nie są typowe. Pierwiastki o pośrednich stanach utlenienia, na przykład N+1 , N +4 , S +4 , Cl +3 , C +2 mogą wykazywać zarówno właściwości utleniające, jak i redukujące.

3 . Rodzaje reakcji redoks.

Istnieją cztery rodzaje reakcji redoks.

1) Międzycząsteczkowe reakcje redoks.
Najczęstszy rodzaj reakcji. Te reakcje się zmieniają stany utlenieniaelementy w różnych cząsteczkach, na przykład:

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

Bi +3 - 3 mi= Bi0

sn+2+2 mi= Sn+4

2) Rodzajem międzycząsteczkowych reakcji redoks jest reakcja procentowy, w której środki utleniające i redukujące są atomami tego samego pierwiastka: w tej reakcji dwa atomy tego samego pierwiastka o różnych stopniach utlenienia tworzą jeden atom o różnym stopniu utlenienia:

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

S-2-2 mi= S 0

S+4+4 mi= S 0

3) Reakcje dysproporcja są przeprowadzane, gdy utleniacz i środek redukujący są atomami tego samego pierwiastka lub jeden atom pierwiastka o jednym stopniu utlenienia tworzy związek o dwóch stopniach utlenienia:

N +4O2 + NaOH = NaN +5O3 + NaN +3O2 + H2O

N +4 - mi=N+5

N+4+ mi= N+3

4) wewnątrzcząsteczkowe reakcje redoks zachodzą, gdy atom utleniający i atom redukujący znajdują się w tej samej substancji, na przykład:

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

2BA -3 - 8 mi=2N+1

2N+5+8 mi= 2N+1

4 . Mechanizm reakcji redoks.

Reakcje redoks są przeprowadzane w wyniku przenoszenia elektronów z atomów jednego pierwiastka na drugi. Jeśli atom lub cząsteczka traci elektrony, to proces ten nazywa się utlenianiem, a ten atom jest środkiem redukującym, na przykład:

Al 0 - 3 mi=Al3+

2Cl - - 2 mi= Cl 2 0

Fe 2+ - mi= Fe3+

W tych przykładach Al 0 , Cl - , Fe 2+ są środkami redukującymi, a procesy ich przekształcania w związki Al 3+ , Cl 2 0 , Fe 3+ nazywane są utleniającymi. Jeśli atom lub cząsteczka nabywa elektrony, taki proces nazywa się redukcją, a ten atom jest środkiem utleniającym, na przykład:

Ca 2+ + 2 mi= Ca0

Cl 2 0 + 2 mi= 2Cl -

Fe3+ + mi= Fe 2+

Utleniacze są z reguły niemetalami (S, Cl 2, F 2, O 2) lub związkami metali o maksymalnym stopniu utlenienia (Mn +7, Cr +6, Fe +3). Środki redukujące to metale (K, Ca, Al) lub związki niemetaliczne o minimalnym stopniu utlenienia (S-2, Cl-1, N-3, P-3);

Równania redoks różnią się od równania molekularne inne reakcje przez trudność wyboru współczynników przed reagentami i produktami reakcji. Do tego celu metoda równowagi elektronicznej, lub metoda równań elektron-jon(czasami ten ostatni nazywa się „ metoda półreakcyjna"). Jako przykład kompilacji równań dla reakcji redoks rozważ proces, w którym stężony kwas siarkowy(H 2 SO 4) będzie reagował z jodowodorem (HJ):

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

Przede wszystkim ustalmy, że stan utlenienia jod w jodowodorze to (-1), a siarka w kwasie siarkowym: (+6). Podczas reakcji jod (-1) zostanie utleniony do stanu cząsteczkowego, a siarka (+6) zostanie zredukowana do stanu utlenienia (-2) - siarkowodór:

J - → J 0 2
S+6 → S-2

Aby konieczne było uwzględnienie tego ilośćcząstki atomy w lewej i prawej części reakcji połówkowej powinny być takie same

2J - - 2 mi→ J 0 2
S+6+8 mi→S-2

Ustawiając linię pionową po prawej stronie tego schematu połówkowej reakcji, określamy współczynniki reakcji:

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

Zmniejszając o „2” otrzymujemy końcowe wartości współczynników:

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

Podsumujmy w ramach tego schematu połowa reakcji linia pozioma i podsumuj reakcję liczba cząstek atomy:

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

Potem jest to konieczne. Podstawiając uzyskane wartości współczynników do równania molekularnego, sprowadzamy je do tej postaci:

8HJ + H2SO4 \u003d 4J2 + H2S + H2O

Po zliczeniu liczby atomów wodoru w lewej i prawej części równania upewnimy się, że współczynnik „4” przed wodą wymaga korekty, otrzymujemy pełne równanie:

8HJ + H2SO4 \u003d 4J2 + H2S + 4H2O

To równanie można zapisać za pomocą metoda elektronicznabilans jonowy. W takim przypadku nie ma potrzeby korygowania współczynnika przed cząsteczkami wody. Równanie zestawiane jest na podstawie dysocjacji jonów związków biorących udział w reakcji: Np. dysocjacja kwasu siarkowego prowadzi do powstania dwóch protonów wodoru i anionu siarczanowego:

H 2 SO 4 ↔ 2 H + + SO 4 2-

Podobnie dysocjację jodowodu i siarkowodoru można zapisać:

HJ ↔ H + + J -
H 2 S ↔ 2H + + S 2-

J 2 nie dysocjuje. Praktycznie też nie dysocjuje H 2 O. Kompilacja równania połówkowe bo jod pozostaje taki sam:

2J - - 2 mi→ J 0 2
Reakcja połówkowa dla atomów siarki przyjmie następującą postać:

SO 4 -2 → S -2

Ponieważ po prawej stronie reakcji połówkowej brakuje czterech atomów tlenu, ilość tę należy zrównoważyć wodą:

SO 4 -2 → S -2 + 4 H 2 O

Następnie w lewej części reakcji połówkowej konieczne jest skompensowanie atomów wodoru z powodu protonów (ponieważ reakcja ośrodka jest kwaśna):

SO 4 2- + 8 H + → S -2 + 4 H 2 O

Po zliczeniu liczby przepływających elektronów otrzymujemy pełny zapis równania pod względem metoda półreakcyjna:

SO4 2- + 8H + + 8 mi→ S -2 + 4H 2O

Podsumowując obie połówkowe reakcje, otrzymujemy równanie równowagi elektronicznej:

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

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

Z tego wpisu wynika, że ​​metoda równanie elektron-jon daje pełniejszy obraz reakcji redoks niż metoda wagi elektronicznej. Liczba elektronów biorących udział w procesie jest taka sama dla obu metod bilansowania, ale w tym drugim przypadku liczba protonów i cząsteczek wody biorących udział w procesie redoks jest ustawiana „automatycznie”.

Przeanalizujmy kilka konkretnych przypadków reakcji redoks, które można zestawić metodą równowaga elektronowo-jonowa. Niektóre procesy redoks prowadzone są przy udziale środowiska alkalicznego, np.:

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

W tej reakcji czynnikiem redukującym jest jon chromitu (CrO 2 -), który jest utleniany do jonu chromianu (CrO -2 4). Utleniacz - brom (Br 0 2) zostaje zredukowany do jonu bromkowego (Br -):
CrO 2 - → CrO 4 2-
Br 0 2 → 2 Br -

Ponieważ reakcja zachodzi w środowisku alkalicznym, pierwsza połówkowa reakcja musi być skomponowana z uwzględnieniem jonów wodorotlenowych (OH -):
CrO 2 - + 4OH - - 3 mi\u003d CrO2-4 + 2H2O

Drugą połówkową reakcję komponujemy w znany już sposób:
CrO 2 - + 4OH - -3 mi\u003d CrO 4 2 - + 2H 2 O | 2
Br 0 2 + 2 mi= Br - |3
__________
2CrO 2 - + 3Br 2 0 + 8OH - \u003d 2CrO 2 - 4 + 6Br - + 4H 2 O

Następnie konieczne jest ułożyć współczynniki w równaniu reakcji i całkowicie równanie molekularne tego procesu redoks przyjmie postać:

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

W wielu przypadkach w reakcji redoks biorą udział jednocześnie substancje niedysocjujące. Na przykład:

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

Następnie metoda półreakcyjna jest opracowywany z uwzględnieniem tego procesu:

AsH3 + 4H2O - 8 mi\u003d AsO4 3- + 11H + | 1
NO3 + 2H + + mi= NO 2 + H 2 O | 8

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

równanie molekularne przyjmie formę:

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

Reakcjom redoks towarzyszy czasem jednoczesny proces oksydacyjno-redukcyjny kilku substancji. Na przykład w reakcji z siarczkiem miedzi oddziałuje stężony kwas azotowy:

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

W procesie redoks biorą udział atomy miedzi, siarki i azotu. Podczas kompilowania równania metoda półreakcyjna należy wziąć pod uwagę następujące kroki:

Cu+ → Cu 2+
S 2- → S +6
N5+ → N+2

W tej sytuacji konieczne jest połączenie procesów utleniania i redukcji w jednym etapie:

2Cu + - 2 mi→ 2Cu 2+ | dziesięć mi
S 2- - 8 mi→ S 6+
_______________________
N 5+ + 3 mi→ N 2+ | 3 mi

W którym reakcja połówkowa redoks przyjmie postać:

2Cu + - 2 mi→ 2Cu 2+
S 2- - 8 mi→ S 6+ 3 ( procesy odzyskiwania)
_______________________
N 5+ + 3 mi→ N 2+ 10 (proces utleniania)
_____________________________________

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

Ostatecznie równanie reakcji molekularnej przyjmie formę:

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

Szczególną uwagę należy zwrócić na reakcje redoks z udziałem substancji organicznych. Na przykład, gdy glukoza ulega utlenieniu nadmanganian potasu w środowisku kwaśnym zachodzi następująca reakcja:

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

Przy sporządzaniu bilansu metoda półreakcyjna Konwersja glukozy uwzględnia brak jej dysocjacji, ale korekta liczby atomów wodoru odbywa się dzięki protonom i cząsteczkom wody:

C6H12O6 + 6H2O - 24 mi\u003d 6CO2 + 24H +

Reakcja połowiczna obejmująca nadmanganian potasu przyjmie formę:

MnO 4 - + 8H + + 5 mi\u003d Mn2+ + 4H2O

W rezultacie otrzymujemy następujący schemat procesu redoks:

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

5C 6H12O 6 + 30H2O + 24MnО 4 - + 192H + = 30CO2 + 120H + + 24Mn 2+ + 96H2O

Zmniejszając liczbę protonów i cząsteczek wody po lewej i prawej stronie połowa reakcji, dostajemy finał równanie molekularne:

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

5. Wpływ środowiska na przebieg reakcji redoks.

W zależności od medium (nadmiar H+, obojętny, nadmiar OH-) charakter reakcji między tymi samymi substancjami może się zmieniać. Do stworzenia kwaśnego środowiska zwykle używa się Kwas siarkowy(H2SO4), Kwas azotowy(HNO 3), kwas solny (HCl), jako środowisko OH stosuje się wodorotlenek sodu (NaOH) lub wodorotlenek potasu (KOH). Na przykład pokażemy, jak środowisko wpływa nadmanganian potasu(KMnO 4). i produkty jego reakcji:

Na przykład weźmy Na 2 SO 3 jako środek redukujący, KMnO 4 jako środek utleniający

W środowisku kwaśnym:

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

SO 3 2- + H 2 O - 2 mi→ SO4 2- + 2H + |5
MnO 4 - + 8H + + 5 mi→ Mn2+ + 4H2O |2
________________________________________________
5SO 3 2- + 2MnO 4 - + 6H + → 5SO 4 2- + 2Mn 2+ + 3H 2 O

W neutralnym (lub lekko zasadowym):

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

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

W środowisku silnie alkalicznym:

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

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

Nadtlenek wodoru(H 2 O 2), w zależności od środowiska, jest przywracany zgodnie ze schematem:

1) Środowisko kwaśne (H +) H 2 O 2 + 2H + + 2 mi→ 2H2O

2) Medium neutralne (H 2 O) H 2 O 2 + 2 mi→ 2OH

3) Medium alkaliczne (OH -) H 2 O 2 + 2 mi→ 2OH

Nadtlenek wodoru(H 2 O 2) działa jako środek utleniający:

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

Fe 2+ - mi= Fe3+ |2
H2O2 + 2H + + 2 mi\u003d 2H 2 O | 1
________________________________
2Fe 2+ + H 2 O 2 + 2H + → 2Fe 3+ + 2 H 2 O

Jednak w przypadku spotkania z bardzo silnymi utleniaczami (KMnO 4) Nadtlenek wodoru(H 2 O 2) działa jako środek redukujący:

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

H 2 O 2 - 2 mi→ O2 + 2H + |5
MnO 4 - + 8H + + 5 mi→ Mn2+ + 4H2O |2
_________________________________
5H 2 O + 2 MnO 4 - + 6H + → 5O 2 + 2Mn 2+ + 8H 2 O

6. Oznaczanie produktów reakcji redoks.

W praktycznej części tego tematu rozważane są procesy redoks, wskazując tylko początkowe odczynniki. Produkty reakcji zwykle muszą być określone. Na przykład reakcja obejmuje: Chlorek żelaza(FeCl 3) i jodek potasu(KJ):

FeCl3 + KJ = A + B + C

wymagane do zainstalowania formuły złożone A, B, C, powstałe w wyniku procesu redoks.

Początkowe stany utlenienia reagentów są następujące: Fe 3+ , Cl - , K + , J - . Łatwo założyć, że Fe 3+, będąc środkiem utleniającym (ma maksymalny stopień utlenienia), może jedynie obniżyć swój stopień utlenienia do Fe 2+:

Fe3+ + mi= Fe 2+

Jon chlorkowy i potasowy nie zmieniają swojego stopnia utlenienia w reakcji, a jon jodkowy może jedynie zwiększać swój stopień utlenienia, tj. przejdź do stanu J 2 0:

2J - - 2 mi= J 2 0

W wyniku reakcji, oprócz procesu redoks, nastąpi reakcja wymiany między FeCl3 i KJ, ale biorąc pod uwagę zmianę stanów utlenienia, reakcja nie jest wyznaczana według tego schematu:

FeCl3 + KJ = FeJ3 + KCl,

ale przyjmie formę

FeCl3 + KJ = FeJ2 + KCl,

gdzie iloczynem C jest związek J 2 0:

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

Fe3+ + mi═> Fe2+ |2

2J - - 2 mi═> J 2 0 |1

________________________________

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

W przyszłości przy określaniu produktów procesu redoks można skorzystać z tzw. „systemu windy”. Jego zasadą jest to, że każdą reakcję redoks można przedstawić jako ruch wind w wielopiętrowym budynku w dwóch wzajemnie przeciwnych kierunkach. Ponadto „podłogi” będą stany utlenienia odpowiednie elementy. Ponieważ każdej z dwóch reakcji połówkowych w procesie redoks towarzyszy albo spadek, albo wzrost stany utlenienia tego lub innego pierwiastka, to prostym rozumowaniem można założyć o ich możliwych stanach utlenienia w powstałych produktach reakcji.

Jako przykład rozważ reakcję, w której siarka reaguje z stężony roztwór wodorotlenku sodu ( NaOH):

S + NaOH (stęż.) = (A) + (B) + H2O

Ponieważ w tej reakcji zmiany zajdą tylko ze stanami utlenienia siarki, dla jasności sporządzimy wykres jej możliwych stanów:

Związki (A) i (B) nie mogą być jednocześnie stanami siarki S+4 i S+6, gdyż w tym przypadku proces zaszedłby tylko z uwolnieniem elektronów, tj. byłby regenerujący:

S 0 - 4 mi=S+4

S 0 - 6 mi=S+6

Byłoby to jednak sprzeczne z zasadą procesów redoks. Wówczas należy przyjąć, że w jednym przypadku proces powinien przebiegać z uwolnieniem elektronów, a w drugim powinien poruszać się w przeciwnym kierunku, tj. być utleniającym:

S 0 - 4 mi=S+4

S 0 + 2 mi=S-2

Z drugiej strony, jakie jest prawdopodobieństwo, że proces odzyskiwania zostanie przeprowadzony do stanu S +4 lub do S +6? Ponieważ reakcja przebiega w środowisku zasadowym, a nie kwaśnym, jego zdolność utleniania jest znacznie niższa, dlatego tworzenie związku S+4 w tej reakcji jest korzystniejsze niż S+6. Dlatego ostateczna reakcja przyjmie postać:

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

S 0 +2 mi= S-2 | 4 | 2

S 0 + 6OH - - 4 mi= SO 3 2 - + 3 H 2 O | 2 | jeden

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

Jako inny przykład rozważ następującą reakcję między fosfiną a stężony kwas azotowy(HNO3) :

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

W tym przypadku mamy do czynienia z różnym stopniem utlenienia fosforu i azotu. Dla jasności przedstawiamy wykresy stanów ich utlenienia.

Fosfor w stanie utlenienia (-3) będzie wykazywał tylko właściwości redukujące, a więc w reakcji zwiększy swój stan utlenienia. Kwas azotowy sam w sobie jest silnym utleniaczem i tworzy środowisko kwaśne, więc fosfor ze stanu (-3) osiągnie swój maksymalny stan utlenienia (+5).

Natomiast azot obniży swój stopień utlenienia. W reakcjach tego typu, zwykle do stanu (+4).

Ponadto nietrudno założyć, że fosfor w stanie (+5), będący produktem (A), może być tylko kwasem fosforowym H3PO4, ponieważ środowisko reakcji jest silnie kwaśne. Azot w takich przypadkach zwykle przyjmuje stan utlenienia (+2) lub (+4), częściej (+4). Dlatego produkt (B) będzie tlenek azotu NO2. Pozostaje tylko rozwiązać to równanie metodą bilansową:

P - 3 - 8 mi= P+5 | jeden
N+ 5 + mi= N+4 | osiem

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

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

strony, z pełnym lub częściowym skopiowaniem materiału, wymagany jest link do źródła.

Stan utlenienia

Stan utlenienia to warunkowy ładunek atomu w cząsteczce, obliczony przy założeniu, że cząsteczka składa się z jonów i jest ogólnie obojętna elektrycznie.

Najbardziej elektroujemne pierwiastki w związku mają ujemne stany utlenienia, podczas gdy atomy pierwiastków o mniejszej elektroujemności są dodatnie.

Stopień utlenienia jest pojęciem formalnym; w niektórych przypadkach stan utlenienia nie pokrywa się z wartościowością.

Na przykład:

N2H4 (hydrazyna)

stan utlenienia azotu - -2; wartościowość azotu - 3.

Obliczanie stopnia utlenienia

Aby obliczyć stopień utlenienia pierwiastka, należy wziąć pod uwagę następujące przepisy:

1. Stopnie utlenienia atomów w prostych substancjach wynoszą zero (Na 0; H2 0).

2. Suma algebraiczna stanów utlenienia wszystkich atomów tworzących cząsteczkę jest zawsze równa zeru, aw jonie zespolonym suma ta jest równa ładunkowi jonu.

3. Atomy mają stały stopień utlenienia: metale alkaliczne (+1), metale ziem alkalicznych (+2), wodór (+1) (z wyjątkiem wodorków NaH, CaH2 itp., gdzie stopień utlenienia wodoru wynosi -1) , tlen (-2) (z wyjątkiem F 2 -1 O +2 i nadtlenków zawierających grupę –O–O–, w których stopień utlenienia tlenu wynosi -1).

4. Dla pierwiastków dodatni stopień utlenienia nie może przekroczyć wartości równej numerowi grupowemu układu okresowego.

Przykłady:

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

Reakcje bez i ze zmianą stanu utlenienia

Istnieją dwa rodzaje reakcji chemicznych:

AReakcje, w których stan utlenienia pierwiastków nie zmienia się:

Reakcje dodawania

WIĘC 2 + Na 2 O → Na 2 WIĘC 3

Reakcje rozkładu

Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O

Reakcje wymiany

AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O

BReakcje, w których następuje zmiana stanów utlenienia atomów pierwiastków tworzących reagujące związki:

2Mg 0 + O 2 0 → 2Mg +2 O -2

2KCl +5 O 3 -2 →2KCl -1 + 3O 2 0

2KI -1 + Cl 2 0 → 2KCl -1 + I 2 0

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

Takie reakcje nazywane są reakcjami redoks.

Reakcje redoks to reakcje, w których następuje zmiana stanów utlenienia atomów. Reakcje redoks są bardzo częste. Wszystkie reakcje spalania są reakcjami redoks.
Reakcja redoks składa się z dwóch procesów, które nie mogą przebiegać oddzielnie od siebie. Proces zwiększania stopnia utlenienia nazywa się utlenianiem. Równolegle z utlenianiem zachodzi redukcja, czyli proces obniżania stopnia utlenienia.

Utlenianie, redukcja

W związku z tym w reakcjach redoks wyróżnia się dwóch głównych uczestników: czynnik utleniający i czynnik redukujący. Proces oddawania elektronów to utlenianie. Po utlenieniu wzrasta stopień utlenienia. Środek utleniający podczas reakcji obniża swój stan utlenienia, odzyskując. Tutaj konieczne jest rozróżnienie między chemicznym środkiem utleniającym a środkiem utleniającym substancję.

N +5 - utleniacz; HN +5 O 3 i NaN +5 O 3 - środki utleniające.
Jeśli mówimy, że kwas azotowy i jego sole są silnymi środkami utleniającymi, to rozumiemy przez to, że środkiem utleniającym są atomy azotu o stopniu utlenienia +5, a nie cała substancja jako całość.
Drugim obowiązkowym uczestnikiem reakcji redoks jest czynnik redukujący. Proces dodawania elektronów to redukcja. Po zmniejszeniu zmniejsza się stopień utlenienia.

Czynnik redukujący zwiększa swój stopień utlenienia poprzez utlenianie w trakcie reakcji. Podobnie jak w przypadku środka utleniającego, należy rozróżnić środek redukujący i redukujący pierwiastek chemiczny. Przeprowadzając reakcję redukcji aldehydu do alkoholu, nie możemy po prostu wziąć wodoru o stopniu utlenienia -1, ale weź trochę wodorku, wodorek litowo-glinowy jest najlepszy.

H -1 - Środek redukujący; NaH -1 i LiAlH -1 4 - środki redukujące.
W reakcjach redoks całkowite przeniesienie elektronów ze środka redukującego do środka utleniającego jest niezwykle rzadkie, ponieważ istnieje niewiele związków z wiązaniami jonowymi. Ale przy ustalaniu współczynników wychodzimy z założenia, że ​​takie przejście ma miejsce. Umożliwia to prawidłowe określenie głównych współczynników przed formułami środka utleniającego i środka redukującego.
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 - środek redukujący, utlenianie
Mn +7 + 5e → Mn +2 2 - utleniacz, redukcja

Atomy lub jony, które uzyskują elektrony w tej reakcji, są czynnikami utleniającymi, a te, które oddają elektrony, są czynnikami redukującymi.

Właściwości redoks substancji i stopień utlenienia jej atomów składowych

Związki zawierające atomy pierwiastków o maksymalnym stopniu utlenienia mogą być tylko utleniaczami ze względu na te atomy, ponieważ porzucili już wszystkie swoje elektrony walencyjne i są w stanie przyjąć tylko elektrony. Maksymalny stopień utlenienia atomu pierwiastka jest równy numerowi grupy w układzie okresowym, do którego należy pierwiastek. Związki zawierające atomy pierwiastków o minimalnym stopniu utlenienia mogą służyć jedynie jako środki redukujące, ponieważ są zdolne jedynie do oddawania elektronów, ponieważ poziom energii zewnętrznej takich atomów uzupełnia osiem elektronów. Minimalny stopień utlenienia dla atomów metali wynosi 0, dla niemetali - (n–8) (gdzie n to liczba grup w układzie okresowym). Związki zawierające atomy pierwiastków o pośrednim stopniu utlenienia mogą być zarówno środkami utleniającymi, jak i redukującymi, w zależności od partnera, z którym oddziałują i od warunków reakcji.

Najważniejsze reduktory i utleniacze

Odzyskiwacze:

Metale,

wodór,

węgiel.

Tlenek węgla (II) (CO).

siarkowodór (H2S);

tlenek siarki (IV) (SO 2);

kwas siarkawy H 2 SO 3 i jego sole.

Kwasy chlorowcowodorowe i ich sole.

Kationy metali na niższych stopniach utlenienia: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3.

Kwas azotawy HNO 2 ;

amoniak NH3;

hydrazyna NH2NH2;

tlenek azotu (II) (NO).

katoda w elektrolizie.

Utleniacze

Halogeny.

Nadmanganian potasu (KMnO 4);

manganian potasu (K2MnO4);

tlenek manganu (IV) (MnO 2).

dichromian potasu (K2Cr2O7);

chromian potasu (K2CrO4).

Kwas azotowy (HNO 3).

Kwas siarkowy (H2SO4) stęż.

Tlenek miedzi(II) (CuO);

tlenek ołowiu(IV) (PbO2);

tlenek srebra (Ag 2 O);

nadtlenek wodoru (H2O2).

Chlorek żelaza(III) (FeCl 3).

Sól Bertholleta (KClO 3).

Anoda w elektrolizie.

Każda taka reakcja połówkowa charakteryzuje się standardowym potencjałem redoks E 0 (wymiar - wolt, V). Im większa E0, tym silniejsza forma utleniająca jako środek utleniający i słabsza forma zredukowana jako środek redukujący i odwrotnie.

Reakcja połówkowa została przyjęta jako punkt odniesienia potencjałów: 2H + + 2ē ® H 2, dla których E 0 =0

Dla reakcji połówkowych M n+ + nē ® M 0 , E 0 nazywa się standardowym potencjałem elektrody. Zgodnie z wielkością tego potencjału zwyczajowo umieszcza się metale w szeregu standardowych potencjałów elektrody (seria napięć metali):

Szereg naprężeń charakteryzuje właściwości chemiczne metali:

1. Im bardziej w lewo metal znajduje się w szeregu napięć, tym silniejsza jest jego zdolność redukująca i słabsza zdolność utleniania jego jonu w roztworze (tj. im łatwiej wydziela elektrony (utlenia się) i tym trudniej jest dla jego jonów, aby przyłączać elektrony z powrotem).

2. Każdy metal jest w stanie wyprzeć z roztworów soli te metale, które znajdują się w szeregu napięć po prawej stronie, tj. przywraca jony kolejnych metali do elektrycznie obojętnych atomów, oddając elektrony i same zamieniając się w jony.

3. Tylko metale stojące w szeregu napięć na lewo od wodoru (H) są w stanie wyprzeć go z kwaśnych roztworów (np. Zn, Fe, Pb, ale nie Cu, Hg, Ag).

Ogniwa galwaniczne

Co dwa metale, zanurzone w roztworach swoich soli, które komunikują się ze sobą poprzez syfon wypełniony elektrolitem, tworzą ogniwo galwaniczne. Płyty z metali zanurzone w roztworach nazywane są elektrodami elementarnymi.

Jeśli połączysz zewnętrzne końce elektrod (bieguny elementu) drutem, to z metalu, który ma niższą wartość potencjału, elektrony zaczynają przemieszczać się do metalu, który ma większy (na przykład z Zn do Pb). Ucieczka elektronów zaburza równowagę między metalem a jego jonami w roztworze i powoduje przejście nowej liczby jonów do roztworu - metal stopniowo się rozpuszcza. W tym samym czasie elektrony przechodzące do innego metalu rozładowują jony w roztworze w pobliżu jego powierzchni - metal jest uwalniany z roztworu. Elektroda, na której następuje utlenianie, nazywana jest anodą. Elektroda, w której zachodzi redukcja, nazywana jest katodą. W ogniwie ołowiowo-cynkowym elektroda cynkowa jest anodą, a elektroda ołowiowa katodą.

Tak więc w zamkniętym ogniwie galwanicznym zachodzi oddziaływanie między metalem a roztworem soli innego metalu, które nie stykają się ze sobą bezpośrednio. Atomy pierwszego metalu, oddając elektrony, zamieniają się w jony, a jony drugiego metalu, pozyskując elektrony, zamieniają się w atomy. Pierwszy metal wypiera drugi z roztworu soli. Przykładowo, podczas pracy ogniwa galwanicznego złożonego z cynku i ołowiu, zanurzonego odpowiednio w roztworach Zn (NO 3) 2 i Pb (NO 3) 2, na elektrodach zachodzą następujące procesy:

Zn – 2ē → Zn 2+

Pb 2+ + 2ē → Pb

Podsumowując oba procesy, otrzymujemy równanie Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+ , które wyraża reakcję zachodzącą w elemencie w postaci jonowej. Równanie molekularne dla tej samej reakcji będzie następujące:

Zn + Pb(NO 3) 2 → Pb + Zn(NO 3) 2

Siła elektromotoryczna ogniwa galwanicznego jest równa różnicy potencjałów między jej dwiema elektrodami. Przy jej określaniu zawsze odejmowana jest mniejsza od większej. Na przykład siła elektromotoryczna (EMF) rozważanego elementu to:

Taka wartość będzie miała pod warunkiem zanurzenia metali w roztworach, w których stężenie jonów wynosi 1 g-jon/l. Przy innych stężeniach roztworów wartości potencjałów elektrod będą nieco inne. Można je obliczyć za pomocą wzoru:

E \u003d E 0 + (0,058 / n) lgC

gdzie E jest pożądanym potencjałem metalu (w woltach)

E 0 - jego normalny potencjał

n - wartościowość jonów metali

C - stężenie jonów w roztworze (g-jon/l)

Przykład

Znajdź siłę elektromotoryczną elementu (sem) utworzonego przez elektrodę cynkową zanurzoną w 0,1 M roztworze Zn (NO 3) 2 i elektrodę ołowiową zanurzoną w 2 M roztworze Pb (NO 3) 2.

Rozwiązanie

Obliczamy potencjał elektrody cynkowej:

E Zn \u003d -0,76 + (0,058 / 2) lg 0,1 \u003d -0,76 + 0,029 (-1) \u003d -0,79 v

Obliczamy potencjał elektrody ołowiowej:

E Pb \u003d -0,13 + (0,058 / 2) lg 2 \u003d -0,13 + 0,029 0,3010 \u003d -0,12 v

Znajdź siłę elektromotoryczną elementu:

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

Elektroliza

przez elektrolizę Nazywa się proces rozkładu substancji przez prąd elektryczny.

Istota elektrolizy polega na tym, że przy przepływie prądu przez roztwór elektrolitu (lub stopiony elektrolit) jony naładowane dodatnio przemieszczają się do katody, a jony naładowane ujemnie do anody. Po dotarciu do elektrod jony są rozładowywane, w wyniku czego z wody na elektrodach uwalniane są składniki rozpuszczonego elektrolitu lub wodór i tlen.

Aby przekształcić różne jony w neutralne atomy lub grupy atomów, wymagane są różne napięcia prądu elektrycznego. Niektóre jony łatwiej tracą ładunki, inne trudniej. Stopień łatwości wyładowania jonów metali (przyłączanie elektronów) zależy od pozycji metali w szeregu napięć. Im bardziej na lewo metal znajduje się w szeregu napięć, tym większy jest jego potencjał ujemny (lub mniejszy potencjał dodatni), tym trudniej, przy innych czynnikach równych, jego jony są rozładowywane (najbardziej jony Аu 3+, Ag + łatwo rozładowywane, najtrudniejsze to Li +, Rb +, K +).

Jeżeli w roztworze jednocześnie znajdują się jony kilku metali, to najpierw rozładowywane są jony metalu o niższym potencjale ujemnym (lub wyższym potencjale dodatnim). Na przykład z roztworu zawierającego jony Zn 2+ i Cu 2+ najpierw uwalniana jest metaliczna miedź. Ale wartość potencjału metalu zależy również od stężenia jego jonów w roztworze; łatwość odprowadzania jonów każdego metalu również zmienia się w ten sam sposób w zależności od ich stężenia: wzrost stężenia ułatwia odprowadzanie jonów, spadek utrudnia. Dlatego podczas elektrolizy roztworu zawierającego jony kilku metali może się zdarzyć, że uwolnienie bardziej aktywnego metalu nastąpi wcześniej niż uwolnienie mniej aktywnego (jeśli stężenie jonów pierwszego metalu jest znaczne, a drugi jest bardzo niski).

W wodnych roztworach soli oprócz jonów soli zawsze występują jony wody (H+ i OH-). Spośród nich jony wodorowe rozładowują się łatwiej niż wszystkie jony metali poprzedzające wodór w szeregu napięć. Jednak ze względu na znikome stężenie jonów wodorowych podczas elektrolizy wszystkich soli, z wyjątkiem soli najbardziej aktywnych metali, na katodzie uwalniany jest metal, a nie wodór. Tylko podczas elektrolizy soli sodu, wapnia i innych metali, aż do aluminium włącznie, jony wodorowe są rozładowywane i uwalniany jest wodór.

Na anodzie mogą być odprowadzane jony reszt kwasowych lub jony wodorotlenkowe wody. Jeżeli jony reszt kwasowych nie zawierają tlenu (Cl -, S 2 -, CN - itp.), to zwykle te jony są rozładowywane, a nie jony hydroksylowe, które znacznie trudniej tracą swój ładunek, a Cl 2, S i t są uwalniane na anodzie .d. Przeciwnie, jeśli sól kwasu zawierającego tlen lub sam kwas poddaje się elektrolizie, to jony hydroksylowe są rozładowywane, a nie jony reszt tlenowych. Obojętne grupy OH powstałe podczas wyładowania jonów hydroksylowych natychmiast rozkładają się zgodnie z równaniem:

4OH → 2H2O + O2

W rezultacie na anodzie uwalniany jest tlen.

Elektroliza roztworu chlorku niklu NiCl 2

Roztwór zawiera jony Ni 2+ i Cl - oraz znikome stężenie jonów H + i OH -. Gdy przepływa prąd, jony Ni 2+ przemieszczają się do katody, a jony Cl - do anody. Pobierając dwa elektrony z katody, jony Ni 2+ zamieniają się w neutralne atomy, które są uwalniane z roztworu. Katoda jest stopniowo pokrywana niklem.

Jony chloru docierając do anody oddają jej elektrony i zamieniają się w atomy chloru, które połączone parami tworzą cząsteczki chloru. Na anodzie uwalniany jest chlor.

Tak więc na katodzie Proces odzyskiwania, na anodzie - proces utleniania.

Elektroliza roztworu jodku potasu KI

Jodek potasu jest w roztworze w postaci jonów K + i I -. Gdy przepływa prąd, jony K + przemieszczają się do katody, jony I - do anody. Ale ponieważ potas znajduje się w szeregu napięć znacznie na lewo od wodoru, to nie jony potasu są wyładowywane na katodzie, ale jony wodorowe wody. Powstałe atomy wodoru są łączone w cząsteczki H2 iw ten sposób wodór jest uwalniany na katodzie.

W miarę odprowadzania jonów wodorowych coraz więcej cząsteczek wody ulega dysocjacji, w wyniku czego na katodzie gromadzą się jony wodorotlenkowe (uwolnione z cząsteczki wody) oraz jony K+, które w sposób ciągły przemieszczają się w kierunku katody. Powstaje roztwór KOH.

Na anodzie uwalniany jest jod, ponieważ jony I - są odprowadzane łatwiej niż jony hydroksylowe wody.

Elektroliza roztworu siarczanu potasu

Roztwór zawiera jony K + , SO 4 2- oraz jony H + i OH - z wody. Ponieważ jony K + są trudniejsze do rozładowania niż jony H +, a jony SO 4 2- niż jony OH -, po przejściu prądu elektrycznego jony wodorowe zostaną rozładowane na katodzie, a grupy hydroksylowe zostaną rozładowane na anodzie , czyli w rzeczywistości będzie elektroliza wody. Jednocześnie, w wyniku wyładowania jonów wodorowych i wodorotlenowych wody oraz ciągłego ruchu jonów K + do katody i jonów SO 4 2- do anody, na katodzie powstaje roztwór alkaliczny (KOH), a na anodzie powstaje roztwór kwasu siarkowego.

Elektroliza roztworu siarczanu miedzi z miedzianą anodą

Elektroliza przebiega w szczególny sposób, gdy anoda jest wykonana z tego samego metalu, którego sól jest w roztworze. W tym przypadku żadne jony nie są rozładowywane na anodzie, ale sama anoda stopniowo się rozpuszcza, wysyłając jony do roztworu i oddając elektrony do źródła prądu.

Cały proces sprowadza się do uwolnienia miedzi na katodzie i stopniowego rozpuszczania się anody. Ilość CuSO4 w roztworze pozostaje niezmieniona.

Prawa elektrolizy (M. Faraday)

1. Masa substancji uwalnianej podczas elektrolizy jest proporcjonalna do ilości energii elektrycznej przepływającej przez roztwór i praktycznie nie zależy od innych czynników.

2. Równe ilości energii elektrycznej emitowane podczas elektrolizy z różnych związków chemicznych równoważne ilości substancji.

3. Aby wyizolować jeden gramowy ekwiwalent dowolnej substancji z roztworu elektrolitu, przez roztwór musi przepuścić 96 500 kulombów elektryczności.

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

gdzie m (x) jest ilością zredukowanej lub utlenionej substancji (g);

Ja - siła przesyłanego prądu (a);

t jest czasem elektrolizy (s);

M(x) - masa molowa;

n to liczba elektronów nabytych lub oddanych w reakcjach redoks;

F - stała Faradaya (96500 cou/mol).

Na podstawie tego wzoru można wykonać szereg obliczeń związanych z procesem elektrolizy, na przykład:

1. Oblicz ilości substancji uwalnianych lub rozkładanych przez określoną ilość energii elektrycznej;

2. Znajdź aktualną siłę na podstawie ilości uwolnionej substancji i czasu spędzonego na jej uwolnieniu;

3. Ustal, ile czasu zajmie uwolnienie określonej ilości substancji o danej aktualnej sile.

Przykład 1

Ile gramów miedzi zostanie uwolnionych na katodzie, gdy prąd o natężeniu 5 amperów przepływa przez roztwór siarczanu miedzi CuSO 4 przez 10 minut?

Rozwiązanie

Określ ilość energii elektrycznej przepływającej przez roztwór:

P = to,

gdzie ja jest aktualną siłą w amperach;

t to czas w sekundach.

Q=5A 600s=3000 kulombów

Odpowiednik miedzi (o masie 63,54) wynosi 63,54: 2 \u003d 31,77. Dlatego 96500 kulombów emituje 31,77 g miedzi. Pożądana ilość miedzi:

m = (31,77 3000) / 96500 » 0,98 g

Przykład 2

Ile czasu zajmuje przejście prądu o natężeniu 10 amperów przez roztwór kwasu w celu uzyskania 5,6 litra wodoru (w przypadku n.d.)?

Rozwiązanie

Znajdujemy ilość energii elektrycznej, która musi przejść przez roztwór, aby uwolnić z niego 5,6 litra wodoru. Od 1 g-równ. wodór zajmuje n. tak. objętość wynosi 11,2 litra, a następnie pożądana ilość energii elektrycznej

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

Ustalmy aktualny czas przejazdu:

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

Przykład 3

Po przepuszczeniu prądu przez roztwór soli srebra na katodzie, 10 min. 1 g srebra. Określ siłę prądu.

Rozwiązanie

1 g-równ. srebro jest równe 107,9 g. Aby wyizolować 1 g srebra, przez roztwór musi przejść 96500: 107,9 = 894 kulomby. Stąd prąd

I \u003d 894 / (10 60) „1,5 A

Przykład 4

Znajdź ekwiwalent cyny, jeśli przy prądzie 2,5 ampera z roztworu SnCl 2 w ciągu 30 minut. Uwalnia się 2,77 g cyny.

Rozwiązanie

Ilość energii elektrycznej przeszła przez roztwór w ciągu 30 minut.

Q \u003d 2,5 30 60 \u003d 4500 kulombów

Ponieważ wyizolować 1 g-równ. wymagane 96 500 wisiorków, a następnie odpowiednik cyny.

E Sn \u003d (2,77 96500) / 4500 \u003d 59,4

Korozja

Zanim opuścimy dyskusję o elektrochemii, zastosujmy to, czego się nauczyliśmy, do badania jednego bardzo ważnego problemu - korozja metale. Korozja jest spowodowana reakcjami redoks, w których metal w wyniku interakcji z dowolną substancją z otoczenia zamienia się w niepożądany związek.

Jednym z najbardziej znanych procesów korozyjnych jest rdzewienie żelaza. Z ekonomicznego punktu widzenia jest to bardzo ważny proces. Według dostępnych szacunków 20% żelaza produkowanego corocznie w Stanach Zjednoczonych ma zastąpić produkty żelazne, które stały się bezużyteczne z powodu rdzewienia.

Wiadomo, że tlen bierze udział w rdzewieniu żelaza; żelazo nie utlenia się w wodzie przy braku tlenu. Woda bierze również udział w procesie rdzewienia; żelazo nie koroduje w natlenionym oleju, chyba że zawiera śladowe ilości wody. Rdzewienie przyspiesza szereg czynników, takich jak pH środowiska, obecność w nim soli, kontakt żelaza z metalem trudniejszym do utlenienia niż żelazo, a także pod wpływem naprężeń mechanicznych.

Korozja żelaza jest zasadniczo procesem elektrochemicznym. Niektóre części powierzchni żelaza służą jako anoda, na której jest utleniane:

Fe (stały) → Fe 2+ (wodny) + 2e - tlenek Eº \u003d 0,44 V

Powstałe elektrony przemieszczają się przez metal do innych części powierzchni, które pełnią rolę katody. Odbywa się na nich redukcja tlenu:

O 2 (g.) + 4H + (aq.) + 4e - → 2H 2 O (l.) Eº przywrócić \u003d 1,23 V

Zauważ, że jony H + biorą udział w procesie redukcji O2. Jeśli stężenie H+ spada (tj. wraz ze wzrostem pH), odzyskiwanie O2 staje się trudniejsze. Zaobserwowano, że żelazo w kontakcie z roztworem o pH powyżej 9-10 nie koroduje. Podczas procesu korozji jony Fe 2+ powstające na anodzie są utleniane do Fe 3+ . Jony Fe 3+ tworzą uwodniony tlenek żelaza (III), zwany rdzą:

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

Ponieważ rolę katody odgrywa zwykle ta część powierzchni, która jest najlepiej zaopatrzona w dopływ tlenu, rdza najczęściej pojawia się w tych miejscach. Jeśli dokładnie zbadasz łopatę, która przez jakiś czas stała w otwartym, wilgotnym powietrzu z brudem przylegającym do ostrza, zauważysz, że na powierzchni metalu pod brudem utworzyły się zagłębienia, a rdza pojawiła się wszędzie, gdzie mógł przenikać.

Kierowcy często napotykają na zwiększoną korozję w obecności soli w miejscach, gdzie zimą drogi są obficie posypywane solą w celu zwalczania oblodzenia. Wpływ soli tłumaczy się tym, że tworzone przez nie jony tworzą elektrolit niezbędny do powstania zamkniętego obwodu elektrycznego.

Obecność miejsc anodowych i katodowych na powierzchni żelaza prowadzi do powstania na niej dwóch różnych środowisk chemicznych. Mogą powstawać z powodu obecności zanieczyszczeń lub defektów w sieci krystalicznej (podobno z powodu naprężeń wewnątrz metalu). W miejscach, w których występują takie zanieczyszczenia lub defekty, mikroskopijne środowisko danego atomu żelaza może powodować pewien wzrost lub spadek jego stopnia utlenienia w porównaniu z normalnymi pozycjami w sieci krystalicznej. Dlatego takie miejsca mogą pełnić rolę anod lub katod. Ultraczyste żelazo, w którym liczba takich defektów jest zminimalizowana, koroduje znacznie mniej niż zwykłe żelazo.

Żelazo jest często pokrywane farbą lub innym metalem, takim jak cyna, cynk lub chrom, aby chronić jego powierzchnię przed korozją. Tak zwaną „blachę” uzyskuje się pokrywając blachę cienką warstwą cyny. Cyna chroni żelazo tylko tak długo, jak długo warstwa ochronna pozostaje nienaruszona. Gdy tylko ulegnie uszkodzeniu, powietrze i wilgoć zaczynają wpływać na żelazko; Cyna nawet przyspiesza korozję żelaza, ponieważ służy jako katoda w elektrochemicznym procesie korozji. Porównanie potencjałów utleniania żelaza i cyny pokazuje, że żelazo utlenia się łatwiej niż cyna:

Fe (stałe) → Fe 2+ (woda) + 2e - tlenek Eº \u003d 0,44 V

Sn (telewizja) → Sn 2+ (woda) + 2e - tlenek Eº \u003d 0,14 V

Dlatego żelazo służy w tym przypadku jako anoda i jest utleniane.

Żelazo „ocynkowane” (ocynkowane) otrzymuje się przez powlekanie żelaza cienką warstwą cynku. Cynk chroni żelazo przed korozją nawet po zerwaniu integralności powłoki. W tym przypadku żelazo pełni rolę katody podczas korozji, ponieważ cynk utlenia się łatwiej niż żelazo:

Zn (ciało stałe) → Zn 2+ (woda) + 2e - tlenek Eº \u003d 0,76 V

Dlatego cynk pełni rolę anody i koroduje zamiast żelaza. Taką ochronę metalu, w którym pełni on rolę katody w procesie korozji elektrochemicznej, nazywa się ochrona katodowa. Rury ułożone pod ziemią często chronią przed korozją, czyniąc z nich katodę ogniwa elektrochemicznego. Aby to zrobić, bloki jakiegoś aktywnego metalu, najczęściej magnezu, są zakopane w ziemi wzdłuż rurociągu i są połączone drutem z rurami. W wilgotnej glebie aktywny metal działa jak anoda, a żelazna rura otrzymuje ochronę katodową.

Chociaż nasza dyskusja koncentruje się na żelazie, nie jest to jedyny metal podlegający korozji. Jednocześnie może wydawać się dziwne, że aluminiowa puszka pozostawiona niedbale na świeżym powietrzu koroduje niezmiernie wolniej niż puszka żelazna. Sądząc po standardowych potencjałach utleniania aluminium (tlenek EO = 1,66 V) i żelaza (tlenek EO = 0,44 V), należy oczekiwać, że korozja aluminium powinna zachodzić znacznie szybciej. Powolną korozję aluminium tłumaczy się tym, że na jego powierzchni tworzy się cienka, gęsta warstwa tlenku, która chroni metal pod spodem przed dalszą korozją. Magnez, który ma wysoki potencjał utleniający, jest chroniony przed korozją dzięki tworzeniu się tej samej warstewki tlenkowej. Niestety film tlenkowy na powierzchni żelaza ma zbyt luźną strukturę i nie jest w stanie zapewnić niezawodnej ochrony. Jednak na powierzchni stopów żelazo-chrom tworzy się dobra ochronna warstwa tlenku. Takie stopy nazywane są stalą nierdzewną.

Na podstawie zmian stanów utlenienia atomów tworzących reagenty reakcje chemiczne dzielą się na dwa typy.

1) Reakcje przebiegające bez zmiany stanów utlenienia atomów.

Na przykład:

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

W tej reakcji stan utlenienia każdego z atomów pozostał niezmieniony.

2) Reakcje zachodzące ze zmianą stanów utlenienia atomów.

Na przykład:

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

W tej reakcji zmieniły się stany utlenienia atomów cynku i miedzi.

Reakcje redoks są najczęstszymi reakcjami chemicznymi.

W praktyce reakcja redoks polega na dodaniu lub utracie elektronów. Niektóre atomy (jony, cząsteczki) oddają lub otrzymują elektrony od innych.

Utlenianie.

Nazywa się proces oddawania elektronów z atomu, jonu lub cząsteczki utlenianie.

Kiedy elektron jest oddany, stopień utlenienia atomu wzrasta.

Substancja, której atomy, jony lub cząsteczki oddają elektrony, nazywa się Środek redukujący.

W naszym przykładzie atomy na stopniu utlenienia 0 przeszły do ​​atomów na stopniu utlenienia +2. Oznacza to, że miał miejsce proces utleniania. W tym przypadku reduktorem jest atom cynku, który oddał dwa elektrony (zwiększał stopień utlenienia z 0 do +2).

Proces utleniania jest rejestrowany za pomocą równania elektronicznego, które wskazuje zmianę stopnia utlenienia atomów oraz liczbę elektronów oddanych przez czynnik redukujący.

Na przykład:

0 +2 0
Zn - 2e - = Zn (utlenianie, Zn - środek redukujący).

Powrót do zdrowia.

Proces dodawania elektronów nazywa się przywrócenie.

Po dodaniu elektronów zmniejsza się stopień utlenienia atomu.

Nazywa się substancję, której atomy, jony lub cząsteczki nabywają elektrony Środek utleniający.

W naszym przykładzie przejście atomów miedzi o stopniu utlenienia +2 na atomy o stopniu utlenienia 0 jest procesem redukcji. Jednocześnie atom miedzi o stopniu utlenienia +2, przyjmujący dwa elektrony, obniża stopień utlenienia z +2 do 0 i jest środkiem utleniającym.

Proces utleniania jest również opisany równaniem elektronicznym:

2 0 0
Cu + 2e - = Cu (redukcja, Cu jest utleniaczem).

Proces redukcji i proces utleniania są nierozłączne i przebiegają jednocześnie.

0 +2 0 +2
Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2
środek redukujący środek utleniający
utleniona zredukowana

Obliczanie stopnia utlenienia

Streszczenie

1. Formowanie personelu jest jednym z najważniejszych obszarów pracy kierownika personalnego.

2. Aby zapewnić organizacji niezbędne zasoby ludzkie, ważne jest wypracowanie odpowiedniej sytuacji w otoczeniu zewnętrznym i technologii działania, struktury firmy; obliczyć zapotrzebowanie na personel.

3. Do opracowania programów rekrutacyjnych niezbędna jest analiza sytuacji kadrowej w regionie, opracowanie procedur pozyskiwania i oceny kandydatów oraz przeprowadzenie działań adaptacyjnych w celu włączenia nowych pracowników do organizacji.

pytania testowe

1. Jakie grupy czynników należy wziąć pod uwagę przy tworzeniu struktury organizacyjnej?
2. Jakie etapy projektowania organizacji można wyróżnić?
3. Wyjaśnij pojęcie „jakościowej oceny potrzeb kadrowych”.
4. Opisz pojęcie „dodatkowe zapotrzebowanie na personel”.
5. Jaki jest cel analizy sytuacji kadrowej w regionie?
6. Jaki jest cel analizy wydajności?
7. Jakie są etapy analizy wydajności?
8. Wyjaśnij, co to jest profesjogram?
9. Jakie czynniki środowiskowe wpływają na proces rekrutacji?
10. Opisz źródła rekrutacji wewnętrznej i zewnętrznej.
11. Jak ocenić jakość zestawu?
12. Jakie metody stosuje się do oceny kandydatów?
13. Jakie znasz konkurencyjne paradygmaty rekrutacyjne?
14. Wymień etapy adaptacji pracownika w organizacji.

Aby obliczyć stopień utlenienia pierwiastka, należy wziąć pod uwagę następujące przepisy:

1. Stany utlenienia atomów w prostych substancjach są równe zeru (Na 0; H 2 0).

2. Suma algebraiczna stanów utlenienia wszystkich atomów tworzących cząsteczkę jest zawsze równa zeru, aw jonie zespolonym suma ta jest równa ładunkowi jonu.

3. Atomy mają stały stopień utlenienia: metale alkaliczne (+1), metale ziem alkalicznych (+2), wodór (+1) (z wyjątkiem wodorków NaH, CaH 2 itd., gdzie stopień utlenienia wodoru wynosi -1 ), tlen (-2) (z wyjątkiem F 2 -1 O +2 i nadtlenków zawierających grupę –O–O–, w których stopień utlenienia tlenu wynosi -1).

4. Dla pierwiastków dodatni stopień utlenienia nie może przekroczyć wartości równej numerowi grupowemu układu okresowego.

Przykłady:

V 2 +5 O 5 -2; Na2+1B4+3O7-2; K+1C1+704-2; N-3H3+1; K2+1H+1P+5O4-2; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2

Istnieją dwa rodzaje reakcji chemicznych:

Reakcje, w których stopień utlenienia pierwiastków nie zmienia się:

Reakcje dodawania

SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3

Reakcje rozkładu

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

Reakcje wymiany

AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O

B Reakcje, w których następuje zmiana stanów utlenienia atomów pierwiastków tworzących reagujące związki:

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

Takie reakcje nazywają się redoks.