Reações redox com mudanças nos estados de oxidação. Elaboração de equações redox

Com base na mudança no estado de oxidação, todas as reações químicas podem ser divididas em dois tipos:

I. Reações que ocorrem sem alteração do estado de oxidação dos elementos que compõem as substâncias reagentes. Tais reações são classificadas como reações de troca iônica.

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

II. Reações que ocorrem com uma mudança no estado de oxidação dos elementos

incluídos nas substâncias reagentes. Tais reações são classificadas como reações redox.

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

Estado de oxidação(oxidação) - uma característica do estado dos átomos dos elementos na composição de uma molécula. Caracteriza a distribuição desigual de elétrons entre os átomos dos elementos e corresponde à carga que um átomo de um elemento adquiriria se todos os pares de elétrons comuns de suas ligações químicas se deslocassem para um elemento mais eletronegativo. Dependendo da eletronegatividade relativa dos elementos que formam a ligação, o par de elétrons pode ser deslocado para um dos átomos ou localizado simetricamente em relação aos núcleos atômicos. Portanto, o estado de oxidação dos elementos pode ter valor negativo, positivo ou zero.

Elementos cujos átomos aceitam elétrons de outros átomos apresentam um estado de oxidação negativo. Elementos cujos átomos doam seus elétrons para outros átomos têm um estado de oxidação positivo. Os átomos nas moléculas de substâncias simples têm estado de oxidação zero e também se a substância estiver em estado atômico.

O estado de oxidação é indicado por +1, +2.

Carga de íon 1+, 2+.

O estado de oxidação de um elemento em um composto é determinado de acordo com as regras:

1. O estado de oxidação de um elemento em substâncias simples é zero.

2. Alguns elementos apresentam um estado de oxidação constante em quase todos os seus compostos. Esses elementos incluem:

Possui estado de oxidação +1 (exceto hidretos metálicos).

O tem um estado de oxidação de –2 (exceto fluoretos).

3. Os elementos dos grupos I, II e III dos subgrupos principais da Tabela Periódica dos Elementos de DI Mendeleev têm um estado de oxidação constante igual ao número do grupo.

Elementos Na, Ba, Al: estado de oxidação +1, +2, +3 respectivamente.

4. Para elementos que possuem estado de oxidação variável, existe o conceito de estados de oxidação superiores e inferiores.

O estado de oxidação mais alto de um elemento é igual ao número do grupo da Tabela Periódica de Elementos de DI Mendeleev em que o elemento está localizado.

Elementos N, Cl: estado de oxidação mais alto +5, +7, respectivamente.

O estado de oxidação mais baixo de um elemento é igual ao número do grupo da Tabela Periódica dos Elementos de DI Mendeleev, na qual o elemento menos oito está localizado.

Elementos N, Cl: estado de oxidação mais baixo -3, -1 respectivamente.

5. Em íons de elemento único, o estado de oxidação do elemento é igual à carga do íon.

Fe 3+ - o estado de oxidação é +3; S 2- - o estado de oxidação é -2.

6. A soma dos estados de oxidação de todos os átomos dos elementos de uma molécula é zero.

KNO 3; (+1) + X+ 3 · (-2) = 0; X = +5. O estado de oxidação do nitrogênio é +5.

7. A soma dos estados de oxidação de todos os átomos dos elementos de um íon é igual à carga do íon.

SO 4 2-; X+ 4· (-2) = -2; X = +6. O estado de oxidação do enxofre é +6.

8. Em compostos constituídos por dois elementos, o elemento escrito à direita apresenta sempre o estado de oxidação mais baixo.

As reações nas quais o estado de oxidação dos elementos muda são classificadas como reações redox /ORR/. Essas reações consistem em processos de oxidação e redução.

Oxidaçãoé o processo de cedência de elétrons por um elemento que faz parte de um átomo, molécula ou íon.

Al 0 – 3e = Al 3+

H 2 – 2e = 2H +

Fe 2+ - e = Fe 3+

2Cl - - 2e=Cl2

Durante a oxidação, o estado de oxidação do elemento aumenta. Uma substância (átomo, molécula ou íon) que contém um elemento que doa elétrons é chamada de agente redutor. Al, H 2 , Fe 2+ , Cl - - agentes redutores. O agente redutor é oxidado.

Recuperaçãoé o processo de adição de elétrons a um elemento que faz parte de um átomo, molécula ou íon.

Cl2 + 2e = 2Cl -

Fe 3+ + e = Fe 2+

Durante a redução, o estado de oxidação do elemento diminui. Uma substância (átomo, molécula ou íon) que contém um elemento que aceita elétrons é chamada de agente oxidante. S, Fe 3+, Cl 2 são agentes oxidantes. O agente oxidante é reduzido.

O número total de elétrons no sistema não muda durante uma reação química. O número de elétrons cedidos pelo agente redutor é igual ao número de elétrons ganhos pelo agente oxidante.

Para compilar uma equação para uma reação de oxidação-redução (ORR) em soluções, é usado o método íon-eletrônico (método de meia reação).

OVR pode ocorrer em ambientes ácidos, neutros ou alcalinos. As equações de reação levam em consideração a possível participação de moléculas de água (HOH) e excesso de íons H + ou OH - contidos na solução, dependendo da natureza do ambiente:

em ambiente ácido - íons HOH e H +;

em ambiente neutro - apenas NÃO;

em ambiente alcalino - íons HOH e OH.

Ao compilar equações OVR, é necessário seguir uma determinada sequência:

1.Escreva um diagrama de reação.

2.Identificar os elementos que alteraram o estado de oxidação.

3. Escreva um diagrama em uma breve forma iônico-molecular: eletrólitos fortes na forma de íons, eletrólitos fracos na forma de moléculas.

4. Compor equações para os processos de oxidação e redução (equações de semi-reações). Para fazer isso, anote os elementos que alteram o estado de oxidação na forma de partículas reais (íons, átomos, moléculas) e equalize o número de cada elemento nos lados esquerdo e direito da semi-reação.

Observação:

Se a substância inicial contiver menos átomos de oxigênio do que os produtos (P PO 4 3-), então a falta de oxigênio é suprida pelo meio ambiente.

Se a substância inicial contiver mais átomos de oxigênio do que os produtos (SO 4 2- SO 2), então o oxigênio liberado será ligado ao meio.

5. Equalize os lados esquerdo e direito das equações de acordo com o número de cargas. Para fazer isso, adicione ou subtraia o número necessário de elétrons.

6.Selecione fatores para as semi-reações de oxidação e redução de modo que o número de elétrons durante a oxidação seja igual ao número de elétrons durante a redução.

7.Resumir as semi-reações de oxidação e redução, tendo em conta os fatores encontrados.

8.Escreva a equação iônico-molecular resultante na forma molecular.

9.Faça um teste de oxigênio.

Existem três tipos de reações redox:

a) Intermoleculares - reações em que o estado de oxidação muda para elementos que compõem diferentes moléculas.

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

b) Intramoleculares - reações em que muda o estado de oxidação dos elementos que compõem uma molécula.

1. Como definir uma reação redox?

Existem várias classificações de reações químicas. Um deles inclui aqueles em que substâncias que interagem entre si (ou com a própria substância) alteram os estados de oxidação dos elementos.

Como exemplo, considere duas reações:

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)

A reação (1) envolve zinco e ácido clorídrico. O zinco e o hidrogênio mudam seus estados de oxidação, o cloro deixa seu estado de oxidação inalterado:

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

E na reação (2), ( reação neutralizadora), cloro, hidrogênio, potássio e oxigênio não alteram seus estados de oxidação: Cl -1 = Cl -1, H +1 = H +1, K +1 = K +1, O -2 = O -2; A reação (1) pertence ao tipo redox e a reação (2) pertence a outro tipo.

Reações químicas que envolvem mudançasestados de oxidação dos elementos, são chamados redox.

Para determinar a reação redox é necessário estabelecer estepesem oxidação de elementos nos lados esquerdo e direito da equação. Para fazer isso, você precisa saber como determinar o estado de oxidação de um determinado elemento.

No caso da reação (1), os elementos Zn e H mudam de estado, perdendo ou ganhando elétrons. O zinco, cedendo 2 elétrons, entra em um estado iônico - torna-se um cátion Zn 2+. Neste caso, o processo ocorre recuperação e o zinco é oxidado. O hidrogênio ganha 2 elétrons, exibe oxidativo propriedades, ela própria no processo de reação está sendo restaurado.

2. Definiçãoestados de oxidação dos elementos.

Estado de oxidação dos elementos em seus compostos é determinado com base na posição de que a carga total total dos estados de oxidação de todos os elementos de um determinado composto é igual a zero. Por exemplo, no composto H 3 PO 4 os estados de oxidação são +1 para hidrogênio, +5 para fósforo e -2 para oxigênio; Depois de compor uma equação matemática, determinamos que no total número de partículas(átomos ou íons) formarão uma carga igual a zero: (+1)x3+(+5)+(-2)x4 = 0

Mas neste exemplo, os estados de oxidação dos elementos já estão especificados. Como determinar o estado de oxidação do enxofre, por exemplo, no composto tiossulfato de sódio Na 2 S 2 O 3, ou manganês no composto permanganato de potássio- KMnO 4? Para fazer isso você precisa saber estados de oxidação constantes de vários elementos. Eles têm os seguintes significados:

1) Elementos do grupo I da tabela periódica (incluindo hidrogênio em combinação com não metais) +1;
2) Elementos do grupo II da tabela periódica +2;
3) Elementos do grupo III da tabela periódica +3;
4) Oxigênio (exceto em combinação com compostos de flúor ou peróxido) -2;

Com base nesses valores constantes dos estados de oxidação (para sódio e oxigênio), determinamos Estado de oxidação enxofre no composto Na 2 S 2 O 3. Uma vez que a carga total de todos os estados de oxidação dos elementos, cuja composição é refletida por um determinado fórmula composta, é igual a zero, denotando então a carga desconhecida no enxofre “ 2X"(já que existem dois átomos de enxofre na fórmula), criamos a seguinte igualdade matemática:

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

Resolvendo esta equação para 2 x, obtemos

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

Portanto, o estado de oxidação do enxofre no composto Na 2 S 2 O 3 é (+2). Mas será sempre necessário utilizar um método tão inconveniente para determinar os estados de oxidação de certos elementos nos compostos? Claro que nem sempre. Por exemplo, para compostos binários: óxidos, sulfetos, nitretos, etc., você pode usar o chamado método “cruzado” para determinar os estados de oxidação. Digamos dado fórmula composta:óxido de titânio– Ti 2 O 3 . Usando uma análise matemática simples, baseada no fato de que o estado de oxidação do oxigênio é conhecido por nós e é igual a (-2): Ti 2 O 3, não é difícil estabelecer que o estado de oxidação do titânio será igual a (+3). Ou, por exemplo, em conexão metano CH 4 sabe-se que o estado de oxidação do hidrogênio é (+1), então não é difícil determinar o estado de oxidação do carbono. Corresponderá à fórmula deste composto (-4). Além disso, utilizando o método “cruzado sobre cruzado”, não é difícil estabelecer que se os seguintes fórmula composta Cr 4 Si 3, então o estado de oxidação do cromo é (+3) e do silício (-4).
Para sais isso também não é difícil. Além disso, não importa se é dado ou sal médio ou sal ácido. Nestes casos, é necessário proceder a partir de um ácido formador de sal. Por exemplo, o sal é dado nitrato de sódio(NaNO3). Sabe-se que é um derivado do ácido nítrico (HNO 3), e neste composto o estado de oxidação do nitrogênio é (+5), portanto, em seu sal - nitrato de sódio, o estado de oxidação do nitrogênio também é igual a ( +5). Bicarbonato de Sódio(NaHCO 3) é o sal ácido do ácido carbônico (H 2 CO 3). Assim como num ácido, o estado de oxidação do carbono neste sal será igual a (+4).

Deve-se notar que os estados de oxidação em compostos: metais e não metais (ao compilar equações de equilíbrio eletrônico) são iguais a zero: K 0, Ca 0, Al 0, H 2 0, Cl 2 0, N 2 0 Como exemplo, damos os estados de oxidação dos elementos mais típicos:

Apenas agentes oxidantes são substâncias que apresentam estado de oxidação máximo, geralmente positivo, por exemplo: KCl +7 O 4, H 2 S +6 O 4, K 2 Cr +6 O 4, HN +5 O 3, KMn +7 Ó4. Isto é fácil de provar. Se esses compostos pudessem ser agentes redutores, então, nestes estados, eles teriam que abrir mão de elétrons:

Cl +7 – e = Cl +8
S +6 – e = S +7

Mas os elementos cloro e enxofre não podem existir com tais estados de oxidação. Da mesma forma, apenas agentes redutores são substâncias que apresentam um estado de oxidação mínimo, geralmente negativo, por exemplo: H 2 S -2, HJ -, N -3 H 3. No processo de reações redox, tais compostos não podem ser agentes oxidantes, já que teríamos que adicionar elétrons:

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

Mas para enxofre e iodo, íons com tais estados de oxidação não são típicos. Elementos com estados de oxidação intermediários, por exemplo N +1, N +4, S +4, Cl +3, C +2, podem exibir propriedades oxidantes e redutoras.

3 . Tipos de reações redox.

Existem quatro tipos de reações redox.

1) Reações redox intermoleculares.
O tipo de reação mais comum. Essas reações mudam estados de oxidaçãoelementos em diferentes moléculas, por exemplo:

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

Bi +3 - 3 e=Bi 0

Sn +2 + 2 e= Sn +4

2) Um tipo de reações redox intermoleculares é a reação proporção, em que o agente oxidante e o agente redutor são átomos do mesmo elemento: nesta reação, dois átomos de um elemento com diferentes estados de oxidação formam um átomo com um estado de oxidação diferente:

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

S -2 - 2 e= S 0

S+4+4 e= S 0

3) Reações desproporção são realizadas se o agente oxidante e o agente redutor forem átomos do mesmo elemento, ou se um átomo de um elemento com um estado de oxidação formar um composto com dois estados de oxidação:

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) Intramolecular As reações redox ocorrem nos casos em que um átomo oxidante e um átomo redutor estão na mesma substância, por exemplo:

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

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

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

4 . O mecanismo das reações redox.

As reações redox são realizadas pela transferência de elétrons dos átomos de um elemento para outro. Se um átomo ou molécula perde elétrons, esse processo é chamado de oxidação, e esse átomo é um agente redutor, por exemplo:

Al 0 - 3 e=Al3+

2Cl - - 2 e= Cl 2 0

Fe 2+ - e= Fe3+

Nestes exemplos, Al 0, Cl -, Fe 2+ são agentes redutores, e os processos de sua transformação em compostos Al 3+, Cl 2 0, Fe 3+ são chamados de oxidativos. Se um átomo ou molécula ganha elétrons, então esse processo é chamado de redução, e esse átomo é um agente oxidante, por exemplo:

Ca 2+ + 2 e=Ca0

Cl 2 0 + 2 e= 2Cl -

Fe 3+ + e= Fe2+

Os agentes oxidantes, via de regra, são não metais (S, Cl 2, F 2, O 2) ou compostos de metais com estado de oxidação máximo (Mn +7, Cr +6, Fe +3). Os agentes redutores são metais (K, Ca, Al) ou compostos de não metais com estado de oxidação mínimo (S -2, Cl -1, N -3, P -3);

As equações redox diferem de equações moleculares outras reações devido à complexidade de seleção de coeficientes para reagentes e produtos de reação. Para isso eles usam método de equilíbrio eletrônico, ou método da equação elétron-íon(às vezes o último é chamado de " método de meia reação"). Como exemplo de compilação de equações para reações redox, considere um processo no qual ácido sulfúrico concentrado(H 2 SO 4) reagirá com iodeto de hidrogênio (HJ):

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

Em primeiro lugar, vamos estabelecer que Estado de oxidação iodo em iodeto de hidrogênio é (-1) e enxofre em ácido sulfúrico: (+6). Durante a reação, o iodo (-1) será oxidado ao estado molecular e o enxofre (+6) será reduzido ao estado de oxidação (-2) - sulfeto de hidrogênio:

J - → J 0 2
S +6 → S -2

Para compor é preciso levar em conta que quantidadepartículas os átomos nos lados esquerdo e direito das semi-reações devem ser iguais

2J - - 2 e→ J 0 2
S +6 + 8 e→S-2

Colocando uma linha vertical à direita deste diagrama de semi-reação, determinamos os coeficientes de reação:

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

Reduzindo por “2”, obtemos os valores finais dos coeficientes:

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

Vamos resumir neste diagrama meias-reações linha horizontal e resumir o que está envolvido na reação número de partículasátomos:

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

Depois disso é necessário. Substituindo os valores obtidos dos coeficientes na equação molecular, reduzimos-a a esta forma:

8HJ + H 2 SO 4 = 4J 2 + H 2 S + H 2 O

Contando o número de átomos de hidrogênio nos lados esquerdo e direito da equação, estaremos convencidos da necessidade de corrigir o coeficiente “4” antes da água, e obteremos a equação completa:

8HJ + H 2 SO 4 = 4J 2 + H 2 S + 4H 2 O

Esta equação pode ser criada usando método eletrônicoequilíbrio iônico. Neste caso, não há necessidade de corrigir o coeficiente diante das moléculas de água. A equação é baseada na dissociação de íons dos compostos envolvidos na reação: Por exemplo, dissociação de ácido sulfúrico resulta na formação de dois prótons de hidrogênio e um ânion sulfato:

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-

A dissociação de iodeto de hidrogênio e sulfeto de hidrogênio pode ser escrita de forma semelhante:

HJ ↔ N + + J -
H 2 S ↔ 2H + + S 2-

J 2 não se dissocia. H 2 O também praticamente não se dissocia. equações de meia reação para o iodo permanece o mesmo:

2J - - 2 e→ J 0 2
A semi-reação nos átomos de enxofre terá a seguinte forma:

SO 4 -2 → S -2

Como faltam quatro átomos de oxigênio no lado direito da semi-reação, essa quantidade deve ser equilibrada com água:

SO 4 -2 → S -2 + 4H 2 O

Então, no lado esquerdo da semi-reação, é necessário compensar os átomos de hidrogênio em detrimento dos prótons (já que a reação do meio é ácida):

SO 4 2- + 8H + → S -2 + 4H 2 O

Contando o número de elétrons transferidos, obtemos uma representação completa da equação de acordo com método de meia reação:

SO 4 2- + 8Н + + 8 e→ S -2 + 4H 2 O

Somando as duas semi-reações, obtemos equação de equilíbrio eletrônico:

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

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

Desta entrada segue-se que o método equação elétron-íon dá uma imagem mais completa da reação redox do que método de equilíbrio eletrônico. O número de elétrons participantes do processo é o mesmo para ambos os métodos de equilíbrio, mas no último caso, o número de prótons e moléculas de água participantes do processo redox é como se fosse estabelecido “automaticamente”.

Vejamos vários casos específicos de reações redox que podem ser compiladas usando o método equilíbrio elétron-íon. Alguns processos redox são realizados com a participação de um ambiente alcalino, por exemplo:

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

Nesta reação, o agente redutor é o íon cromita (CrO 2 -), que é oxidado a íon cromato (CrO -2 4). O agente oxidante - bromo (Br 0 2) é reduzido a íon brometo (Br -):
CrO 2 - → CrO 4 2-
Br 0 2 → 2 Br -

Como a reação ocorre em meio alcalino, a primeira semi-reação deve ser composta levando-se em consideração os íons hidróxido (OH -):
CrO 2 - + 4OH - - 3 e= CrO 2- 4 + 2H 2 O

Compomos a segunda semi-reação de uma forma bem conhecida:
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

Depois disso é necessário finalmente atribuir coeficientes na equação de reação e completamente equação molecular este processo redox assumirá a forma:

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

Em alguns casos, substâncias indissociáveis ​​também participam da reação redox. Por exemplo:

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

Então método de meia reaçãoé compilado levando em consideração este processo:

AsH 3 + 4H 2 O – 8 e= AsO 4 3- + 11H + |1
NÃO 3 + 2H + + e= NÃO 2 + H 2 O |8

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

Equação molecular assumirá a forma:

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

As reações redox às vezes são acompanhadas pelo processo simultâneo de oxidação-redução de várias substâncias. Por exemplo, numa reação com sulfeto de cobre ele interage ácido nítrico concentrado:

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

O processo redox envolve átomos de cobre, enxofre e nitrogênio. Ao compor a equação método de meia reaçãoÉ necessário levar em consideração as etapas deste processo:

Cu+ → Cu2+
S 2- → S +6
N 5+ → N +2

Nesta situação, é necessário combinar os processos oxidativos e redutores em uma única etapa:

2Cu + - 2 e→ 2Cu2+ | 10 e
S 2- - 8 e→S 6+
_______________________
N 5+ + 3 e→N2+ | 3 e

Em que a semi-reação redox assume a forma:

2Cu + - 2 e→ 2Cu 2+
S 2- - 8 e→ S 6+ 3 ( processos de recuperação)
_______________________
N 5+ + 3 e→ N 2+ 10 (processo de oxidação)
_____________________________________

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

Eventualmente equação de reação molecular assumirá a forma:

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

Deve ser dada especial atenção às reações redox envolvendo substâncias orgânicas. Por exemplo, durante a oxidação da glicose permanganato de potássio em um ambiente ácido ocorre a seguinte reação:

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

Ao fazer um balanço método de meia reação transformação da glicose, leva-se em consideração a ausência de sua dissociação, mas a correção do número de átomos de hidrogênio é realizada devido aos prótons e às moléculas de água:

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

Meia reação envolvendo permanganato de potássio assumirá a forma:

MnO 4 - + 8H + + 5 e= Mn 2+ +4H 2 O

Como resultado, obtemos o seguinte esquema do processo redox:

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

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

Ao reduzir o número de prótons e moléculas de água nos lados esquerdo e direito meias-reações, obtemos o final equação molecular:

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

5. A influência do meio ambiente na natureza das reações redox.

Dependendo do ambiente (excesso de H +, neutro, excesso de OH -), a natureza da reação entre as mesmas substâncias pode mudar. Normalmente usado para criar um ambiente ácido ácido sulfúrico(H2SO4), Ácido nítrico(HNO 3), ácido clorídrico (HCl), hidróxido de sódio (NaOH) ou hidróxido de potássio (KOH) são usados ​​​​como meio OH. Por exemplo, mostraremos como o meio ambiente afeta permanganato de potássio(КMnO 4) . e seus produtos de reação:

Por exemplo, tomemos Na 2 SO 3 como agente redutor e KMnO 4 como agente oxidante.

Em um ambiente ácido:

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

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

Em neutro (ou ligeiramente alcalino):

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

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

Em um ambiente altamente alcalino:

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

ASSIM 3 2- + 2OH - - 2 e→ SO 4 2- + H 2 O |1
MnO 4 - + e→ MnO 4 2 |2
____________________________________

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

Peróxido de hidrogênio(H 2 O 2) dependendo do ambiente é reduzido de acordo com o esquema:

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

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

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

Peróxido de hidrogênio(H 2 O 2) atua como agente oxidante:

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

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

No entanto, ao encontrar agentes oxidantes muito fortes (KMnO 4) Peróxido de hidrogênio(H 2 O 2) atua como agente redutor:

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

6. Determinação de produtos de reações redox.

A parte prática deste tópico aborda os processos redox, indicando apenas os reagentes iniciais. Os produtos da reação geralmente precisam ser determinados. Por exemplo, a reação envolve cloreto férrico(FeCl3) e iodeto de potássio(KJ):

FeCl3 + KJ = A + B + C

necessário para instalar fórmulas compostas A, B, C, formados como resultado do processo redox.

Os estados de oxidação iniciais dos reagentes são os seguintes: Fe 3+, Cl -, K +, J -. É fácil supor que o Fe 3+, sendo um agente oxidante (tem um estado de oxidação máximo), só pode reduzir seu estado de oxidação para Fe 2+:

Fe 3+ + e= Fe2+

O íon cloreto e o íon potássio não alteram seu estado de oxidação na reação, mas o íon iodeto só pode aumentar seu estado de oxidação, ou seja, vá para o estado J 2 0:

2J - - 2 e= J 2 0

Como resultado da reação, além do processo redox, haverá reação de troca entre FeCl 3 e KJ, mas levando em consideração a mudança nos estados de oxidação, a reação não é determinada de acordo com este esquema:

FeCl3 + KJ = FeJ3 + KCl,

mas assumirá a forma

FeCl3 + KJ = FeJ2 + KCl,

onde o produto C é o composto J 2 0:

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

Fe 3+ + e═> Fe 2+ |2

2J - - 2 e═> J 2 0 |1

________________________________

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

Futuramente, na determinação dos produtos do processo redox, poderá ser utilizado o chamado “sistema elevador”. Seu princípio é que qualquer reação redox pode ser representada como o movimento dos elevadores em um edifício de vários andares em duas direções mutuamente opostas. Além disso, os “pisos” serão estados de oxidação elementos correspondentes. Como qualquer uma das duas semi-reações no processo redox é acompanhada por uma diminuição ou um aumento estados de oxidação de um ou outro elemento, então por simples raciocínio podemos assumir seus possíveis estados de oxidação nos produtos de reação resultantes.

Como exemplo, considere uma reação na qual o enxofre reage com solução concentrada de hidróxido de sódio ( NaOH):

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

Como nesta reação ocorrerão mudanças apenas com os estados de oxidação do enxofre, para maior clareza traçaremos um diagrama de seus possíveis estados:

Os compostos (A) e (B) não podem estar simultaneamente nos estados de enxofre S +4 e S +6, pois neste caso o processo ocorreria apenas com a liberação de elétrons, ou seja, seria restaurador:

S 0 - 4 e= S +4

S 0 - 6 e= S +6

Mas isto contradiria o princípio dos processos redox. Então deve-se supor que em um caso o processo deve prosseguir com a liberação de elétrons, e no outro deve se mover na direção oposta, ou seja, ser oxidante:

S 0 - 4 e= S +4

S0+2 e=S-2

Por outro lado, qual a probabilidade de o processo de recuperação ser realizado para o estado S+4 ou para S+6? Como a reação ocorre em ambiente alcalino e não ácido, seu potencial oxidativo é muito menor, portanto a formação do composto S +4 nesta reação é preferível ao S +6. Portanto, a reação final assumirá a forma:

4S + 6NaOH(conc) = Na 2 SO 3 + 2Na 2 S + 3H 2 O

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

S 0 + 6OH - - 4 e=SO 3 2 - + 3H 2 O | 2 | 1

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

Como outro exemplo, considere a seguinte reação entre fosfina e ácido nítrico concentrado(HNO3) :

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

Neste caso, temos estados de oxidação variáveis ​​de fósforo e nitrogênio. Para maior clareza, apresentamos diagramas de estados de seus estados de oxidação.

Fósforo no estado de oxidação (-3) exibirá apenas propriedades redutoras, portanto na reação aumentará seu estado de oxidação. Ácido nítrico em si é um forte agente oxidante e cria um ambiente ácido, de modo que o fósforo de um estado de (-3) atingirá seu estado de oxidação máximo (+5).

Em contraste, o nitrogênio diminuirá seu estado de oxidação. Em reações deste tipo, geralmente até um estado de (+4).

Além disso, não é difícil assumir que o fósforo no estado (+5), sendo um produto (A), só pode ser ácido ortofosfórico H 3 PO 4, uma vez que o meio de reação é fortemente ácido. O nitrogênio, nesses casos, geralmente assume o estado de oxidação (+2) ou (+4), mais frequentemente (+4). Portanto, o produto (B) será Óxido nítrico NO2. Resta apenas resolver esta equação usando o método do equilíbrio:

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

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Estado de oxidação

O estado de oxidação é a carga nominal de um átomo em uma molécula, calculada sob a suposição de que a molécula consiste em íons e geralmente é eletricamente neutra.

Os elementos mais eletronegativos em um composto apresentam estados de oxidação negativos, e os átomos dos elementos com menos eletronegatividade apresentam estados de oxidação positivos.

O estado de oxidação é um conceito formal; em alguns casos, o estado de oxidação não coincide com a valência.

Por exemplo:

N2H4 (hidrazina)

grau de oxidação do nitrogênio – -2; valência do nitrogênio – 3.

Cálculo do estado de oxidação

Para calcular o estado de oxidação de um elemento, devem ser levados em consideração os seguintes pontos:

1. Os estados de oxidação dos átomos em substâncias simples são iguais a zero (Na 0; H2 0).

2. A soma algébrica dos estados de oxidação de todos os átomos que compõem uma molécula é sempre igual a zero, e em um íon complexo essa soma é igual à carga do íon.

3. Os átomos têm um estado de oxidação constante: metais alcalinos (+1), metais alcalino-terrosos (+2), hidrogênio (+1) (exceto hidretos NaH, CaH2, etc., onde o estado de oxidação do hidrogênio é -1 ), oxigênio (-2) (exceto F 2 -1 O +2 e peróxidos contendo o grupo –O–O–, nos quais o estado de oxidação do oxigênio é -1).

4. Para os elementos, o estado de oxidação positivo não pode exceder um valor igual ao número do grupo do sistema periódico.

Exemplos:

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

Reações sem e com mudanças no estado de oxidação

Existem dois tipos de reações químicas:

AReações em que o estado de oxidação dos elementos não muda:

Reações de adição

ENTÃO 2 +Na 2 O → Na 2 ENTÃO 3

Reações de decomposição

Cu(OH) 2 → CuO + H 2 Ó

Reações de troca

AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O

BReações em que há alteração dos estados de oxidação dos átomos dos elementos que compõem os compostos reagentes:

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

Tais reações são chamadas de reações redox

As reações redox são reações nas quais os estados de oxidação dos átomos mudam. As reações redox são muito comuns. Todas as reações de combustão são redox.
A reação redox consiste em dois processos que não podem ocorrer separadamente um do outro. O processo de aumento do estado de oxidação é denominado oxidação. Simultaneamente à oxidação ocorre a redução, ou seja, o processo de diminuição do estado de oxidação.

Redução de oxidação

Conseqüentemente, nas reações redox existem dois participantes principais: um agente oxidante e um agente redutor. O processo de perda de elétrons é a oxidação. Durante a oxidação, o estado de oxidação aumenta. Durante a reação, o agente oxidante diminui seu estado de oxidação e é reduzido. Aqui é necessário distinguir entre um elemento químico oxidante e uma substância oxidante.

N +5 - oxidante; HN +5 O3 e NaN +5 O 3 - agentes oxidantes.
Se dissermos que o ácido nítrico e seus sais são agentes oxidantes fortes, com isso queremos dizer que o agente oxidante são os átomos de nitrogênio com um estado de oxidação de +5, e não a substância inteira como um todo.
O segundo participante obrigatório na reação redox é denominado agente redutor. O processo de adição de elétrons é a redução. Durante a redução, o estado de oxidação diminui.

O agente redutor aumenta seu número de oxidação ao ser oxidado durante a reação. Tal como no caso de um agente oxidante, deve-se distinguir entre uma substância redutora e um elemento químico redutor. Ao realizar a reação de redução de um aldeído a álcool, não podemos tomar apenas hidrogênio com estado de oxidação -1, mas sim algum tipo de hidreto, preferencialmente hidreto de alumínio e lítio.

N -1 - agente redutor; NaH -1 e LiAlH -1 4 - agentes redutores.
Nas reações redox, a transferência completa de elétrons de um agente redutor para um agente oxidante é extremamente rara, uma vez que existem poucos compostos com ligações iônicas. Mas ao organizar os coeficientes, partimos do pressuposto de que tal transição ocorre. Isso permite determinar corretamente os principais coeficientes diante das fórmulas do agente oxidante e do agente redutor.
5H 2 SO 3 + 2KMnO 4 = 2H 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
S +4 – 2e → S +6 5 - agente redutor, oxidação
Mn +7 + 5e → Mn +2 2 - oxidante, redução

Átomos ou íons que ganham elétrons em uma determinada reação são agentes oxidantes, e aqueles que doam elétrons são agentes redutores.

Propriedades redox de uma substância e o estado de oxidação de seus átomos constituintes

Compostos contendo átomos de elementos com estado de oxidação máximo só podem ser agentes oxidantes devido a esses átomos, pois eles já desistiram de todos os seus elétrons de valência e só são capazes de aceitar elétrons. O estado de oxidação máximo do átomo de um elemento é igual ao número do grupo da tabela periódica ao qual o elemento pertence. Compostos contendo átomos de elementos com estado de oxidação mínimo só podem servir como agentes redutores, pois só são capazes de doar elétrons, pois o nível de energia externo desses átomos é completado por oito elétrons. O estado de oxidação mínimo para átomos metálicos é 0, para não metais - (n–8) (onde n é o número do grupo na tabela periódica). Compostos contendo átomos de elementos com estados de oxidação intermediários podem ser agentes oxidantes e redutores, dependendo do parceiro com o qual interagem e das condições de reação.

Os agentes redutores e oxidantes mais importantes

Redutores:

Metais,

hidrogênio,

carvão.

Monóxido de carbono (II) (CO).

Sulfeto de hidrogênio (H2S);

óxido de enxofre (IV) (SO 2);

ácido sulfuroso H 2 SO 3 e seus sais.

Ácidos hidrohálicos e seus sais.

Cátions metálicos em estados de oxidação mais baixos: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3.

Ácido nitroso HNO 2;

amônia NH3;

hidrazina NH2NH2;

óxido nítrico (II) (NO).

Cátodo durante a eletrólise.

Agentes oxidantes

Halogênios.

Permanganato de potássio (KMnO 4);

manganato de potássio (K 2 MnO 4);

óxido de manganês (IV) (MnO 2).

Dicromato de potássio (K 2 Cr 2 O 7);

cromato de potássio (K 2 CrO 4).

Ácido nítrico (HNO 3).

Ácido sulfúrico (H 2 SO 4) conc.

Óxido de cobre(II) (CuO);

óxido de chumbo(IV) (PbO 2);

óxido de prata (Ag2O);

peróxido de hidrogênio (H 2 O 2).

Cloreto de ferro (III) (FeCl 3).

Sal de Berthollet (KClO 3).

Ânodo durante a eletrólise.

Cada uma dessas semi-reações é caracterizada por um potencial redox padrão E 0 (dimensão - volts, V). Quanto maior E0, mais forte será a forma oxidante como agente oxidante e mais fraca será a forma reduzida como agente redutor e vice-versa.

A meia-reação é tomada como ponto de referência para os potenciais: 2H + + 2ē ® H 2, para o qual E 0 =0

Para meias reações M n+ + nē ® M 0, E 0 é chamado de potencial padrão do eletrodo. Com base na magnitude deste potencial, os metais são geralmente colocados em uma série de potenciais de eletrodo padrão (uma série de tensões metálicas):

Uma série de tensões caracterizam as propriedades químicas dos metais:

1. Quanto mais à esquerda um metal estiver localizado na série de tensões, mais forte será sua capacidade redutora e mais fraca será a capacidade oxidante de seu íon em solução (ou seja, mais fácil ele cede elétrons (oxida) e mais difícil é para que seus íons reconectem elétrons).

2. Cada metal é capaz de deslocar das soluções salinas aqueles metais que estão na série de tensões à direita dele, ou seja, reduz íons de metais subsequentes em átomos eletricamente neutros, doando elétrons e transformando-se em íons.

3. Somente metais que estão na série de tensões à esquerda do hidrogênio (H) são capazes de deslocá-lo de soluções ácidas (por exemplo, Zn, Fe, Pb, mas não Cu, Hg, Ag).

Células galvânicas

Cada dois metais, imersos em soluções de seus sais, que se comunicam por meio de um sifão preenchido com um eletrólito, formam uma célula galvânica. Placas de metal imersas em soluções são chamadas de eletrodos do elemento.

Se você conectar as extremidades externas dos eletrodos (pólos do elemento) com um fio, os elétrons começarão a se mover do metal, que tem um potencial mais baixo, para o metal, que tem um potencial mais alto (por exemplo, de Zn para Pb). A saída de elétrons perturba o equilíbrio que existe entre o metal e seus íons na solução e faz com que um novo número de íons passe para a solução - o metal se dissolve gradualmente. Ao mesmo tempo, os elétrons que passam para outro metal descarregam os íons da solução em sua superfície - o metal é liberado da solução. O eletrodo no qual ocorre a oxidação é chamado de ânodo. O eletrodo no qual ocorre a redução é chamado de cátodo. Em uma célula de chumbo-zinco, o eletrodo de zinco é o ânodo e o eletrodo de chumbo é o cátodo.

Assim, em uma célula galvânica fechada, ocorre interação entre um metal e uma solução salina de outro metal, que não estão em contato direto entre si. Os átomos do primeiro metal, cedendo elétrons, transformam-se em íons, e os íons do segundo metal, adicionando elétrons, transformam-se em átomos. O primeiro metal desloca o segundo da solução do seu sal. Por exemplo, durante o funcionamento de uma célula galvânica composta por zinco e chumbo, imersa respectivamente em soluções de Zn(NO 3) 2 e Pb(NO 3) 2, ocorrem nos eletrodos os seguintes processos:

Zn – 2ē → Zn 2+

Pb 2+ + 2ē → Pb

Somando os dois processos, obtemos a equação Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+, expressando a reação que ocorre no elemento na forma iônica. A equação molecular para a mesma reação seria:

Zn + Pb(NÃO 3) 2 → Pb + Zn(NÃO 3) 2

A força eletromotriz de uma célula galvânica é igual à diferença de potencial entre seus dois eletrodos. Ao determiná-lo, o menor é sempre subtraído do maior potencial. Por exemplo, a força eletromotriz (fem) do elemento considerado é igual a:

Terá este valor desde que os metais estejam imersos em soluções nas quais a concentração de íons seja de 1 g-íon/l. Em outras concentrações de soluções, os valores dos potenciais dos eletrodos serão um pouco diferentes. Eles podem ser calculados usando a fórmula:

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

onde E é o potencial metálico desejado (em volts)

E 0 - seu potencial normal

n - valência de íons metálicos

C - concentração de íons em solução (g-ion/l)

Exemplo

Encontre a força eletromotriz do elemento (fem) formado por um eletrodo de zinco imerso em uma solução 0,1 M de Zn(NO 3) 2 e um eletrodo de chumbo imerso em uma solução 2 M de Pb(NO 3) 2.

Solução

Calculamos o potencial do eletrodo de zinco:

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

Calculamos o potencial do eletrodo de chumbo:

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

Encontre a força eletromotriz do elemento:

E.m.f. = -0,12 – (-0,79) = 0,67v

Eletrólise

Eletrólise É chamado o processo de decomposição de uma substância por corrente elétrica.

A essência da eletrólise é que quando a corrente passa através de uma solução eletrolítica (ou eletrólito fundido), os íons carregados positivamente se movem para o cátodo e os íons carregados negativamente se movem para o ânodo. Ao atingir os eletrodos, os íons são descarregados, fazendo com que os componentes do eletrólito dissolvido ou hidrogênio e oxigênio da água sejam liberados nos eletrodos.

Para converter diferentes íons em átomos neutros ou grupos de átomos, são necessárias diferentes tensões de corrente elétrica. Alguns íons perdem suas cargas com mais facilidade, outros com mais dificuldade. O grau de facilidade com que os íons metálicos são descarregados (ganham elétrons) é determinado pela posição dos metais na série de tensões. Quanto mais à esquerda um metal estiver na série de tensões, maior será seu potencial negativo (ou menos potencial positivo), mais difícil, mantendo-se iguais as demais condições, será a descarga de seus íons (íons Au 3+, Ag + são mais fáceis de descarregar). descarga; Li +, Rb +, K são os mais difíceis +).

Se houver íons de vários metais em uma solução ao mesmo tempo, então os íons do metal com potencial negativo mais baixo (ou potencial positivo mais alto) serão descarregados primeiro. Por exemplo, o cobre metálico é liberado primeiro de uma solução contendo íons Zn 2+ e Cu 2+. Mas a magnitude do potencial do metal também depende da concentração dos seus iões na solução; a facilidade de descarga dos íons de cada metal também muda dependendo de sua concentração: um aumento na concentração facilita a descarga de íons, uma diminuição dificulta. Portanto, durante a eletrólise de uma solução contendo íons de vários metais, pode acontecer que a liberação de um metal mais ativo ocorra antes da liberação de um menos ativo (se a concentração de íons do primeiro metal for significativa e o a concentração do segundo é muito pequena).

Nas soluções aquosas de sais, além dos íons salinos, sempre existem também íons água (H + e OH -). Destes, os íons de hidrogênio serão descarregados mais facilmente do que os íons de todos os metais que precedem o hidrogênio na série de tensões. No entanto, devido à concentração insignificante de íons hidrogênio durante a eletrólise de todos os sais, exceto os sais dos metais mais ativos, o metal, e não o hidrogênio, é liberado no cátodo. Somente durante a eletrólise de sais de sódio, cálcio e outros metais até o alumínio inclusive, os íons de hidrogênio são descarregados e o hidrogênio é liberado.

No ânodo, tanto íons de resíduos ácidos quanto íons hidroxila de água podem ser descarregados. Se os íons de resíduos ácidos não contêm oxigênio (Cl -, S 2-, CN -, etc.), então geralmente são esses íons que são descarregados, e não os hidroxila, que perdem sua carga com muito mais dificuldade, e Cl 2, S, etc. são liberados no ânodo .d. Pelo contrário, se um sal de um ácido contendo oxigênio ou o próprio ácido sofrer eletrólise, então os íons hidroxila são descarregados, e não os íons dos resíduos de oxigênio. Os grupos OH neutros formados durante a descarga de íons hidroxila se decompõem imediatamente de acordo com a equação:

4OH → 2H2O + O2

Como resultado, o oxigênio é liberado no ânodo.

Eletrólise da solução de cloreto de níquel NiCl 2

A solução contém íons Ni 2+ e Cl -, bem como íons H + e OH - em concentrações insignificantes. Quando a corrente passa, os íons Ni 2+ se movem para o cátodo e os íons Cl - se movem para o ânodo. Tirando dois elétrons do cátodo, os íons Ni 2+ se transformam em átomos neutros que são liberados da solução. O cátodo é gradualmente revestido com níquel.

Os íons cloro, chegando ao ânodo, cedem elétrons para ele e se transformam em átomos de cloro, que, quando combinados aos pares, formam moléculas de cloro. O cloro é liberado no ânodo.

Assim, no cátodo existe processo de recuperação, no ânodo – processo de oxidação.

Eletrólise da solução de iodeto de potássio KI

O iodeto de potássio está em solução na forma de íons K + e I -. Quando a corrente passa, os íons K + se movem para o cátodo, os íons I - se movem para o ânodo. Mas como o potássio está muito à esquerda do hidrogénio na série de tensões, não são os iões de potássio que são descarregados no cátodo, mas os iões de hidrogénio da água. Os átomos de hidrogênio formados neste caso combinam-se em moléculas de H 2 e, assim, o hidrogênio é liberado no cátodo.

À medida que os íons de hidrogênio são descarregados, mais e mais moléculas de água se dissociam, como resultado do acúmulo de íons hidroxila (liberados da molécula de água) no cátodo, bem como íons K +, que se movem continuamente para o cátodo. Uma solução de KOH é formada.

O iodo é liberado no ânodo, uma vez que os íons I são descarregados mais facilmente do que os íons hidroxila da água.

Eletrólise de solução de sulfato de potássio

A solução contém íons K +, íons SO 4 2- e H + e OH - da água. Como os íons K + são mais difíceis de descarregar do que os íons H +, e os íons SO 4 2- do que os íons OH -, então, quando uma corrente elétrica é passada, os íons hidrogênio serão descarregados no cátodo e os grupos hidroxila no ânodo, que é, na verdade, eletrólise da água. Ao mesmo tempo, devido à descarga de íons hidrogênio e hidroxila da água e ao movimento contínuo de íons K + para o cátodo e íons SO 4 2- para o ânodo, uma solução alcalina (KOH) é formada no cátodo, e uma solução de ácido sulfúrico é formada no ânodo.

Eletrólise de solução de sulfato de cobre com ânodo de cobre

A eletrólise ocorre de forma especial quando o ânodo é feito do mesmo metal cujo sal está em solução. Neste caso, nenhum íon é descarregado no ânodo, mas o próprio ânodo se dissolve gradualmente, enviando íons para a solução e doando elétrons para a fonte de corrente.

Todo o processo se resume à liberação de cobre no cátodo e à dissolução gradual do ânodo. A quantidade de CuSO 4 na solução permanece inalterada.

Leis da eletrólise (M. Faraday)

1. A quantidade em peso da substância liberada durante a eletrólise é proporcional à quantidade de eletricidade que flui através da solução e praticamente não depende de outros fatores.

2. Quantidades iguais de eletricidade são liberadas durante a eletrólise de vários compostos químicos em quantidades equivalentes de substâncias.

3. Para isolar um grama equivalente de qualquer substância de uma solução eletrolítica, 96.500 coulombs de eletricidade devem passar pela solução.

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

onde m(x) é a quantidade de substância reduzida ou oxidada (g);

I é a intensidade da corrente transmitida (a);

t - tempo(s) de eletrólise;

M(x) - massa molar;

n é o número de elétrons adquiridos ou cedidos em reações redox;

F - Constante de Faraday (96500 frio/mol).

Com base nesta fórmula, você pode fazer vários cálculos relacionados ao processo de eletrólise, por exemplo:

1. Calcular as quantidades de substâncias liberadas ou decompostas por uma determinada quantidade de eletricidade;

2. Encontre a intensidade da corrente pela quantidade de substância liberada e pelo tempo gasto em sua liberação;

3. Determine quanto tempo levará para liberar uma certa quantidade de uma substância em uma determinada corrente.

Exemplo 1

Quantos gramas de cobre serão liberados no cátodo quando uma corrente de 5 amperes passar por uma solução de sulfato de cobre CuSO 4 por 10 minutos?

Solução

Vamos determinar a quantidade de eletricidade que flui através da solução:

P = Isso,

onde I é a corrente em amperes;

t – tempo em segundos.

Q = 5A 600 s = 3.000 coulombs

O equivalente ao cobre (com massa 63,54) é 63,54: 2 = 31,77. Portanto, 96.500 coulombs liberam 31,77 g de cobre. Quantidade necessária de cobre:

m = (31,77 3000) / 96500 »0,98g

Exemplo 2

Quanto tempo leva para passar uma corrente de 10 amperes através de uma solução ácida para obter 5,6 litros de hidrogênio (em condições normais)?

Solução

Encontramos a quantidade de eletricidade que deve passar pela solução para que dela sejam liberados 5,6 litros de hidrogênio. Desde 1 g-eq. o hidrogênio ocupa em n. você. o volume é 11,2 l, então a quantidade necessária de eletricidade

Q = (96.500 5,6) / 11,2 = 48.250 coulombs

Vamos determinar o tempo de passagem atual:

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

Exemplo 3

Ao passar uma corrente por uma solução de sal de prata no cátodo, ela foi liberada em 10 minutos. 1g de prata. Determine a força atual.

Solução

1 g-eq. a prata é igual a 107,9 g. Para liberar 1 g de prata, 96.500 devem passar pela solução: 107,9 = 894 coulombs. Daí a força atual

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

Exemplo 4

Encontre o equivalente ao estanho se estiver a uma corrente de 2,5 amperes de uma solução de SnCl 2 em 30 minutos. São liberados 2,77 g de estanho.

Solução

A quantidade de eletricidade que passa pela solução em 30 minutos.

Q = 2,5 30 60 = 4.500 coulombs

Já para o lançamento de 1 g-eq. São necessários 96.500 coulombs, então o equivalente ao estanho.

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

Corrosão

Antes de terminar a nossa discussão sobre eletroquímica, vamos aplicar o conhecimento que adquirimos ao estudo de um problema muito importante - corrosão metais A corrosão é causada por reações de oxidação-redução nas quais um metal, como resultado da interação com alguma substância em seu ambiente, se transforma em um composto indesejável.

Um dos processos de corrosão mais conhecidos é a ferrugem do ferro. Do ponto de vista económico, este é um processo muito importante. Estima-se que 20% do ferro produzido anualmente nos Estados Unidos é usado para substituir produtos de ferro que se tornaram inutilizáveis ​​devido à ferrugem.

Sabe-se que o oxigênio está envolvido na ferrugem do ferro; o ferro não oxida na água na ausência de oxigênio. A água também participa do processo de ferrugem; o ferro não corrói em óleo oxigenado, desde que não haja vestígios de água nele. A ferrugem é acelerada por uma série de fatores, como o pH do ambiente, a presença de sais no mesmo, o contato do ferro com o metal, que é mais difícil de oxidar que o ferro, bem como sob a influência de esforços mecânicos.

A corrosão do ferro é, em princípio, um processo eletroquímico. Algumas áreas da superfície do ferro servem como ânodo onde ocorre sua oxidação:

Fe(sólido) → Fe 2+ (aq) + 2e - Eº óxido = 0,44 V

Os elétrons gerados neste caso movem-se através do metal para outras áreas da superfície, que desempenham o papel de cátodo. A redução de oxigênio ocorre neles:

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

Observe que os íons H + participam do processo de redução do O 2. Se a concentração de H+ diminuir (isto é, à medida que o pH aumenta), a redução de O2 torna-se mais difícil. Observou-se que o ferro em contato com uma solução cujo pH está acima de 9-10 não sofre corrosão. Durante o processo de corrosão, os íons Fe 2+ formados no ânodo são oxidados a Fe 3+. Os íons Fe 3+ formam óxido de ferro (III) hidratado, que é chamado de ferrugem:

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

Como o papel do cátodo geralmente é desempenhado pela parte da superfície que recebe melhor o fluxo de oxigênio, a ferrugem aparece com mais frequência nessas áreas. Se você examinar cuidadosamente uma pá que está parada há algum tempo ao ar livre e úmido com sujeira grudada na lâmina, notará que se formaram depressões sob a sujeira na superfície do metal e ferrugem apareceu em todos os lugares onde o O2 poderia penetrar.

O aumento da corrosão na presença de sais é frequentemente encontrado pelos motoristas em áreas onde as estradas são generosamente polvilhadas com sal no inverno para combater o gelo. O efeito dos sais é explicado pelo fato de os íons que eles formam criarem o eletrólito necessário para a formação de um circuito elétrico fechado.

A presença de sítios anódicos e catódicos na superfície do ferro leva à criação de dois ambientes químicos diferentes nele. Eles podem surgir devido à presença de impurezas ou defeitos na rede cristalina (aparentemente causados ​​por tensões no metal). Em locais onde existem tais impurezas ou defeitos, o ambiente microscópico de um átomo de ferro específico pode fazer com que o seu estado de oxidação aumente ou diminua ligeiramente em relação às posições normais na rede cristalina. Portanto, tais locais podem desempenhar o papel de ânodos ou cátodos. O ferro ultrapuro, no qual o número de tais defeitos é reduzido ao mínimo, tem muito menos probabilidade de sofrer corrosão do que o ferro comum.

O ferro é frequentemente revestido com tinta ou algum outro metal, como estanho, zinco ou cromo, para proteger sua superfície da corrosão. A chamada “folha-de-flandres” é obtida cobrindo a chapa de ferro com uma fina camada de estanho. O estanho protege o ferro apenas enquanto a camada protetora permanecer intacta. Assim que estiver danificado, o ar e a umidade começam a afetar o ferro; O estanho ainda acelera a corrosão do ferro porque serve como cátodo no processo de corrosão eletroquímica. Uma comparação dos potenciais de oxidação do ferro e do estanho mostra que o ferro é oxidado mais facilmente que o estanho:

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

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

Portanto, o ferro serve como ânodo neste caso e é oxidado.

O ferro "galvanizado" (galvanizado) é feito revestindo o ferro com uma fina camada de zinco. O zinco protege o ferro da corrosão mesmo depois de a integridade do revestimento ser danificada. Nesse caso, o ferro desempenha o papel de cátodo durante o processo de corrosão, pois o zinco oxida mais facilmente que o ferro:

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

Conseqüentemente, o zinco atua como ânodo e corrói em vez do ferro. Esse tipo de proteção metálica, na qual desempenha o papel de cátodo no processo de corrosão eletroquímica, é denominada proteção catódica. Os tubos colocados no subsolo são frequentemente protegidos da corrosão, tornando-os o cátodo de uma célula eletroquímica. Para fazer isso, blocos de algum metal ativo, geralmente magnésio, são enterrados no solo ao longo da tubulação e conectados com fio aos tubos. Em solo úmido, o metal ativo atua como ânodo e o tubo de ferro recebe proteção catódica.

Embora nossa discussão tenha se concentrado no ferro, ele não é o único metal suscetível à corrosão. Ao mesmo tempo, pode parecer estranho que uma lata de alumínio, deixada descuidadamente ao ar livre, corroa imensamente mais lentamente do que uma lata de ferro. A julgar pelos potenciais de oxidação padrão do alumínio (óxido Eº = 1,66 V) e do ferro (óxido Eº = 0,44 V), então deve-se esperar que a corrosão do alumínio ocorra muito mais rapidamente. A corrosão lenta do alumínio é explicada pelo fato de que uma película fina e densa de óxido se forma em sua superfície, protegendo o metal subjacente de corrosão adicional. O magnésio, que possui alto potencial de oxidação, é protegido da corrosão devido à formação do mesmo filme de óxido. Infelizmente, o filme de óxido na superfície do ferro tem uma estrutura muito frouxa e não é capaz de criar uma proteção confiável. No entanto, uma boa película protetora de óxido se forma na superfície das ligas de ferro-cromo. Essas ligas são chamadas de aço inoxidável.

Com base nas mudanças nos estados de oxidação dos átomos que constituem as substâncias reagentes, as reações químicas são divididas em dois tipos.

1) Reações que ocorrem sem alterar os estados de oxidação dos átomos.

Por exemplo:

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

Nesta reação, o estado de oxidação de cada átomo permaneceu inalterado.

2) Reações que ocorrem com mudança nos estados de oxidação dos átomos.

Por exemplo:

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

Nesta reação, os estados de oxidação dos átomos de zinco e cobre mudaram.

As reações redox são as reações químicas mais comuns.

Na prática, uma reação redox é o ganho ou perda de elétrons. Alguns átomos (íons, moléculas) dão ou recebem elétrons de outros.

Oxidação.

O processo de cedência de elétrons por um átomo, íon ou molécula é chamado oxidação.

Quando os elétrons são perdidos, o estado de oxidação de um átomo aumenta.

Uma substância cujos átomos, íons ou moléculas doam elétrons é chamada agente redutor.

Em nosso exemplo, os átomos no estado de oxidação 0 transformaram-se em átomos com o estado de oxidação +2. Ou seja, ocorreu um processo de oxidação. Nesse caso, o átomo de zinco, que doou dois elétrons, é um agente redutor (aumentou o estado de oxidação de 0 para +2).

O processo de oxidação é registrado por uma equação eletrônica, que indica a mudança no estado de oxidação dos átomos e o número de elétrons doados pelo agente redutor.

Por exemplo:

0 +2 0
Zn – 2e – = Zn (oxidação, Zn – agente redutor).

Recuperação.

O processo de adição de elétrons é chamado restauração.

Quando elétrons são adicionados, o estado de oxidação do átomo diminui.

Uma substância cujos átomos, íons ou moléculas ganham elétrons é chamada agente oxidante.

Em nosso exemplo, a transição de átomos de cobre com estado de oxidação +2 para átomos com estado de oxidação 0 é um processo de redução. Nesse caso, um átomo de cobre com estado de oxidação +2, aceitando dois elétrons, diminui o estado de oxidação de +2 para 0 e é um agente oxidante.

O processo de oxidação também é escrito usando uma equação eletrônica:

2 0 0
Cu + 2e – = Cu (redução, Cu é um agente oxidante).

O processo de redução e o processo de oxidação são inseparáveis ​​e ocorrem simultaneamente.

0 +2 0 +2
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2
agente redutor agente oxidante
oxidado reduzido

Cálculo do estado de oxidação

Resumo

1. A formação de pessoal é uma das áreas mais significativas do trabalho de um gestor de pessoal.

2. Para dotar a organização dos recursos humanos necessários, é importante desenvolver uma situação adequada no ambiente externo e na tecnologia de atividade, na estrutura da empresa; calcular as necessidades de pessoal.

3. Para desenvolver programas de recrutamento, é necessário analisar a situação do pessoal na região, desenvolver procedimentos de atração e avaliação de candidatos e realizar medidas de adaptação para incluir novos colaboradores na organização.

Perguntas de controle

1. Que grupos de fatores precisam ser levados em consideração ao criar uma estrutura organizacional?
2. Que fases do desenho organizacional podem ser distinguidas?
3. Explique o conceito de “avaliação qualitativa das necessidades de pessoal”.
4. Descreva o conceito de “necessidades adicionais de pessoal”.
5. Qual é o objetivo de analisar a situação do pessoal na região?
6. Qual é o propósito da análise de desempenho?
7. Quais etapas da análise da atividade podem ser distinguidas?
8. Explique o que é um professiograma?
9. Que fatores ambientais influenciam o processo de recrutamento de candidatos?
10. Descrever fontes de recrutamento interno e externo.
11. Como avaliar a qualidade de um conjunto?
12. Que métodos são usados ​​para avaliar os candidatos?
13. Que paradigmas de recrutamento competitivo você conhece?
14. Cite as etapas de adaptação dos funcionários na organização.

Para calcular o estado de oxidação de um elemento, devem ser levados em consideração os seguintes pontos:

1. Os estados de oxidação dos átomos em substâncias simples são iguais a zero (Na 0; H 2 0).

2. A soma algébrica dos estados de oxidação de todos os átomos que compõem uma molécula é sempre igual a zero, e em um íon complexo essa soma é igual à carga do íon.

3. Os átomos têm um estado de oxidação constante: metais alcalinos (+1), metais alcalino-terrosos (+2), hidrogênio (+1) (exceto hidretos NaH, CaH 2, etc., onde o estado de oxidação do hidrogênio é - 1), oxigênio (-2 ) (exceto para F 2 -1 O +2 e peróxidos contendo o grupo –O–O–, nos quais o estado de oxidação do oxigênio é -1).

4. Para os elementos, o estado de oxidação positivo não pode exceder um valor igual ao número do grupo do sistema periódico.

Exemplos:

V 2 +5 O 5 -2; Na 2 +1 B 4 +3 O 7 -2; K +1 Cl +7 O 4 -2 ; N-3H3+1; K 2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2

Existem dois tipos de reações químicas:

A Reações nas quais o estado de oxidação dos elementos não muda:

Reações de adição

SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3

Reações de decomposição

Cu(OH)2 – t CuO + H2O

Reações de troca

AgNO3 + KCl AgCl + KNO3

NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O

B Reações em que há alteração nos estados de oxidação dos átomos dos elementos que compõem os compostos reagentes:

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

Tais reações são chamadas redox.