Redoks reakcije s spremembo oksidacijskih stanj. Sestavljanje redoks enačb

Glede na spremembo oksidacijskega stanja lahko vse kemične reakcije razdelimo na dve vrsti:

I. Reakcije, ki potekajo brez spremembe stopnje oksidacije elementov, ki sestavljajo reaktante. Takšne reakcije imenujemo reakcije ionske izmenjave.

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

II. Reakcije, ki se pojavijo s spremembo oksidacijskega stanja elementov,

vključeni v reaktante. Takšne reakcije imenujemo redoks reakcije.

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

Oksidacijsko stanje(oksidacija) - značilnost stanja atomov elementov v sestavi molekule. Označuje neenakomerno porazdelitev elektronov med atomi elementov in ustreza naboju, ki bi ga pridobil atom elementa, če bi se vsi skupni elektronski pari njegovih kemijskih vezi premaknili proti bolj elektronegativnemu elementu. Odvisno od relativne elektronegativnosti elementov, ki tvorijo vez, se lahko elektronski par premakne na enega od atomov ali se nahaja simetrično glede na jedra atomov. Zato je lahko oksidacijsko stanje elementov negativno, pozitivno ali nič.

Elementi, katerih atomi sprejemajo elektrone od drugih atomov, imajo negativno oksidacijsko stanje. Elementi, katerih atomi oddajo svoje elektrone drugim atomom, imajo pozitivno oksidacijsko stanje. Atomi v molekulah enostavnih snovi imajo ničelno oksidacijsko stanje, pa tudi, če je snov v atomskem stanju.

Oksidacijsko stanje je označeno z +1, +2.

Ionski naboj 1+, 2+.

Oksidacijsko stanje elementa v spojini določajo pravila:

1. Stopnja oksidacije elementa v enostavnih snoveh je nič.

2. Nekateri elementi v skoraj vseh svojih spojinah kažejo konstantno oksidacijsko stanje. Ti elementi vključujejo:

Ima oksidacijsko stopnjo +1 (z izjemo kovinskih hidridov).

O ima oksidacijsko stopnjo -2 (z izjemo fluoridov).

3. Elementi skupin I, II in III glavnih podskupin periodnega sistema elementov D. I. Mendelejeva imajo konstantno oksidacijsko stanje, ki je enako številu skupine.

Elementi Na, Ba, Al: oksidacijsko stanje +1, +2, +3.

4. Za elemente, ki imajo spremenljivo oksidacijsko stopnjo, obstaja koncept višje in nižje oksidacijske stopnje.

Najvišje oksidacijsko stanje elementa je enako številki skupine periodnega sistema elementov D. I. Mendelejeva, v kateri se element nahaja.

Elementi N, Cl: najvišje oksidacijsko stanje je +5, +7.

Najnižje oksidacijsko stanje elementa je enako številki skupine periodnega sistema elementov D. I. Mendelejeva, v katerem se element nahaja minus osem.

Elementi N, Cl: najnižje oksidacijsko stanje je -3 oziroma -1.

5. Pri enoelementnih ionih je oksidacijsko stanje elementa enako naboju iona.

Fe 3+ - oksidacijsko stanje je +3; S 2- - oksidacijsko stanje je -2.

6. Vsota oksidacijskih stanj vseh atomov elementov v molekuli je enaka nič.

KNO 3 ; (+1) + X+ 3 (-2) = 0; X = +5. Oksidacijsko stanje dušika je +5.

7. Vsota oksidacijskih stanj vseh atomov elementov v ionu je enaka naboju iona.

SO 4 2-; X+ 4 (-2) = -2; X= +6. Oksidacijsko stanje žvepla je +6.

8. V spojinah, sestavljenih iz dveh elementov, ima element, ki je napisan na desni, vedno najnižje oksidacijsko stanje.

Reakcije, pri katerih se spremeni oksidacijsko stanje elementov, imenujemo redoks reakcije /ORD/. Te reakcije so sestavljene iz procesov oksidacije in redukcije.

Oksidacija Postopek oddajanja elektronov s strani elementa, ki je del atoma, molekule ali iona, se imenuje.

Al 0 - 3e \u003d Al 3+

H 2 - 2e \u003d 2H +

Fe 2+ - e \u003d Fe 3+

2Cl - - 2e \u003d Cl 2

Pri oksidaciji se oksidacijsko stanje elementa poveča. Snov (atom, molekula ali ion), ki vsebuje element, ki oddaja elektrone, se imenuje reducent. Al, H 2 , Fe 2+ , Cl - - reducenti. Reducent se oksidira.

Okrevanje Postopek dodajanja elektronov elementu, ki je del atoma, molekule ali iona, se imenuje.

Cl 2 + 2e \u003d 2Cl -

Fe 3+ + e \u003d Fe 2+

Ko se zmanjša, se oksidacijsko stanje elementa zmanjša. Snov (atom, molekula ali ion), ki vsebuje element, ki sprejema elektrone, se imenuje oksidant. S, Fe 3+, Cl 2 so oksidanti. Oksidant se obnovi.

Skupno število elektronov v sistemu se med kemijsko reakcijo ne spremeni. Število elektronov, ki jih odda redukcijsko sredstvo, je enako številu elektronov, ki jih veže oksidacijsko sredstvo.

Za sestavljanje enačbe redoks reakcije (ORR) v raztopinah se uporablja ionsko-elektronska metoda (metoda polovične reakcije).

OVR se lahko pojavi v kislem, nevtralnem ali alkalnem okolju. Reakcijske enačbe upoštevajo možno sodelovanje molekul vode (HOH) in tistih, ki jih vsebuje raztopina, odvisno od narave medija, presežek H + ali OH - ionov:

v kislem okolju - ioni HOH in H +;

v nevtralnem okolju - samo HOH;

v alkalnem okolju - HOH in OH - ioni.

Pri sestavljanju enačb OVR je treba upoštevati določeno zaporedje:

1. Napiši reakcijsko shemo.

2. Določite elemente, ki so spremenili oksidacijsko stanje.

3. Napiši diagram v kratki ionsko-molekularni obliki: močni elektroliti v obliki ionov, šibki elektroliti v obliki molekul.

4. Sestavite enačbe za procese oksidacije in redukcije (enačba polreakcij). Za to zapišite elemente, ki spreminjajo stopnjo oksidacije v obliki pravih delcev (ionov, atomov, molekul) in izenačite število posameznega elementa v levem in desnem delu polovične reakcije.

Opomba:

Če izvirna snov vsebuje manj atomov kisika kot produkti (P ​​PO 4 3-), potem pomanjkanje kisika nadomešča okolje.

Če izvirna snov vsebuje več atomov kisika kot produkti (SO 4 2-SO 2), potem sproščeni kisik veže medij.

5. Levi in ​​desni del enačbe izenačite po številu nabojev. Če želite to narediti, dodajte ali odštejte potrebno število elektronov.

6. Izberite faktorje za polreakcije oksidacije in redukcije tako, da bo število elektronov med oksidacijo enako številu elektronov med redukcijo.

7. Povzemite polovične reakcije oksidacije in redukcije ob upoštevanju najdenih faktorjev.

8. Nastalo ionsko-molekularno enačbo zapišite v molekulski obliki.

9. Izvedite test kisika.

Obstajajo tri vrste redoks reakcij:

a) Medmolekulske – reakcije, pri katerih se spremeni oksidacijsko stanje elementov, ki sestavljajo različne molekule.

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

b) Intramolekularne – reakcije, pri katerih se elementom, ki sestavljajo eno molekulo, spremeni oksidacijsko stanje.

1. Kako določiti redoks reakcijo?

Obstajajo različne klasifikacije kemijskih reakcij. Eden od njih vključuje tiste, pri katerih snovi, ki medsebojno delujejo (ali snov sama), spremenijo oksidacijska stanja elementov.

Kot primer razmislite o dveh reakcijah:

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)

Reakcija (1) vključuje cink in klorovodikova kislina. Cink in vodik spremenita svoja oksidacijska stanja, klor pusti svoje oksidacijsko stanje nespremenjeno:

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

In v reakciji (2), ( reakcija nevtralizacije), klor, vodik, kalij in kisik ne spremenijo svojih oksidacijskih stanj: Cl -1 = Cl -1, H +1 = H +1, K +1 = K +1, O -2 = O -2; Reakcija (1) spada v redoks reakcijo, reakcija (2) pa v drugo vrsto.

Kemijske reakcije, ki se izvajajo s spremembooksidacijska stanja elementovimenujemo redoks.

Za določitev redoks reakcije je treba ugotoviti stepabrez oksidacije elementov na levi in ​​desni strani enačbe. To zahteva znanje, kako določiti oksidacijsko stanje elementa.

V primeru reakcije (1) elementa Zn in H spremenita svoja stanja z izgubo ali pridobitvijo elektronov. Cink, ki odda 2 elektrona, preide v ionsko stanje - postane kation Zn 2+. V tem primeru postopek okrevanje in cink oksidira. Vodik pridobi 2 elektrona, razstavlja oksidativno lastnosti, sam v procesu reakcije okrevanje.

2. Opredelitevoksidacijska stanja elementov.

Oksidacijsko stanje elementov v njenih spojinah se določi na podlagi stališča, da je skupni naboj oksidacijskih stanj vseh elementov dane spojine enak nič. Na primer, v spojini H 3 PO 4 je oksidacijsko stanje vodika +1, fosforja +5 in kisika -2; Ko sestavimo matematično enačbo, to določimo v vsoti število delcev(atomi ali ioni) bodo imeli naboj enak nič: (+1)x3+(+5)+(-2)x4 = 0

Toda v tem primeru so oksidacijska stanja elementov že nastavljena. Kako lahko določimo stopnjo oksidacije žvepla, na primer, v spojini natrijev tiosulfat Na 2 S 2 O 3 ali mangan v spojini kalijev permanganat- KMnO 4 ? Za to morate vedeti stalna oksidacijska stanja številnih elementov. Imajo naslednje pomene:

1) Elementi skupine I periodičnega sistema (vključno z vodikom v kombinaciji z nekovinami) +1;
2) Elementi skupine II periodnega sistema +2;
3) Elementi III. skupine periodnega sistema +3;
4) kisik (razen v kombinaciji s fluorom ali v peroksidnih spojinah) -2;

Na podlagi teh stalnih vrednosti oksidacijskih stanj (za natrij in kisik) določimo oksidacijsko stanježveplo v spojini Na 2 S 2 O 3. Ker skupni naboj vseh oksidacijskih stanj elementov, katerih sestava to odraža formula spojine, je enako nič, potem pa označuje neznani naboj žvepla " 2X”(ker sta v formuli dva atoma žvepla), sestavimo naslednjo matematično enačbo:

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

Če rešimo to enačbo za 2 x, dobimo

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

Zato je oksidacijsko stanje žvepla v spojini Na 2 S 2 O 3 (+2). Toda ali bo res vedno treba uporabljati tako neprijetno metodo za določanje oksidacijskih stanj določenih elementov v spojinah? Seveda ne vedno. Na primer, za binarne spojine: okside, sulfide, nitride itd., lahko uporabite tako imenovano "cross-over" metodo za določanje oksidacijskih stanj. Recimo dano formula spojine:titanov oksid– Ti 2 O 3 . S preprosto matematično analizo, ki temelji na dejstvu, da nam je oksidacijsko stanje kisika znano in je enako (-2): Ti 2 O 3, je enostavno ugotoviti, da bo oksidacijsko stanje titana enako ( +3). Ali pa na primer v povezavi metan CH 4 je znano, da je oksidacijsko stanje vodika (+1), potem ni težko določiti oksidacijskega stanja ogljika. Ustrezal bo v formuli te spojine (-4). Prav tako z uporabo metode "križ navzkriž" ni težko ugotoviti, da je naslednje formula spojine Cr 4 Si 3, potem je stopnja oksidacije kroma vanj (+3) in silicija (-4).
Za soli tudi to ni težko. In ni pomembno ali je podarjeno oz srednja sol oz kisla sol. V teh primerih je treba izhajati iz kisline, ki tvori sol. Na primer, dana sol natrijev nitrat(NaNO3). Znano je, da je derivat dušikove kisline (HNO 3), v tej spojini pa je stopnja oksidacije dušika (+5), zato je v njeni soli - natrijevem nitratu tudi stopnja oksidacije dušika (+5). ). natrijev bikarbonat(NaHCO 3) je kisla sol ogljikove kisline (H 2 CO 3). Tako kot v kislini bo oksidacijsko stanje ogljika v tej soli (+4).

Upoštevati je treba, da so oksidacijska stanja v spojinah: kovine in nekovine (pri sestavljanju enačbe elektronskega ravnotežja) so enake nič: K 0, Ca 0, Al 0, H 2 0, Cl 2 0, N 2 0 Kot primer podajamo oksidacijska stanja najbolj tipičnih elementov:

Samo oksidanti so snovi, ki imajo največje, običajno pozitivno, oksidacijsko stanje, na primer: KCl +7 O 4, H 2 S +6 O 4, K 2 Cr +6 O 4, HN +5 O 3, KMn +7 O 4. To je enostavno dokazati. Če bi te spojine lahko bile redukcijske snovi, bi morale v teh stanjih oddajati elektrone:

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

Toda elementa klor in žveplo ne moreta obstajati s takimi oksidacijskimi stanji. Podobno so le reducenti snovi, ki imajo praviloma minimalno negativno oksidacijsko stanje, na primer: H 2 S -2, HJ -, N -3 H 3. V procesu redoks reakcij takšne spojine ne morejo biti oksidativne agenti, saj bi morali dodati elektrone:

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

Toda za žveplo in jod ioni s takšno stopnjo oksidacije niso značilni. Elementi z vmesnimi oksidacijskimi stopnjami, na primer N +1, N +4, S +4, Cl +3, C +2, lahko kažejo tako oksidacijske kot redukcijske lastnosti.

3 . Vrste redoks reakcij.

Obstajajo štiri vrste redoks reakcij.

1) Medmolekularne redoks reakcije.
Najpogostejša vrsta reakcije. Te reakcije se spremenijo oksidacijska stanjaelementi v različnih molekulah, npr.

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

Bi +3 - 3 e= Bi0

sn+2+2 e= Sn+4

2) Nekakšna medmolekularna redoks reakcija je reakcija sorazmeren, v kateri sta oksidant in reducent atoma istega elementa: pri tej reakciji dva atoma istega elementa z različnimi oksidacijskimi stanji tvorita en atom z različnim oksidacijskim stanjem:

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

S-2-2 e= S 0

S+4+4 e= S 0

3) Reakcije nesorazmernost se izvajajo, če sta oksidant in reducent atoma istega elementa ali en atom elementa z enim oksidacijskim stanjem tvori spojino z dvema oksidacijskima stanjema:

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) Intramolekularni redoks reakcije nastanejo, ko sta oksidacijski atom in redukcijski atom v isti snovi, na primer:

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

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

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

4 . Mehanizem redoks reakcij.

Redoks reakcije se izvajajo zaradi prenosa elektronov iz atomov enega elementa v drugega. Če atom ali molekula izgubi elektrone, se ta proces imenuje oksidacija in ta atom je redukcijsko sredstvo, na primer:

Al 0 - 3 e=Al3+

2Cl - - 2 e= Cl 2 0

Fe 2+ - e= Fe3+

V teh primerih so Al 0 , Cl - , Fe 2+ reducenti, procese njihove pretvorbe v spojine Al 3+ , Cl 2 0 , Fe 3+ pa imenujemo oksidativni. Če atom ali molekula pridobi elektrone, se tak proces imenuje redukcija, ta atom pa je oksidant, na primer:

Ca 2+ + 2 e= Ca0

Cl 2 0 + 2 e= 2Cl -

Fe3+ + e= Fe 2+

Oksidanti so praviloma nekovine (S, Cl 2, F 2, O 2) ali kovinske spojine z največjim oksidacijskim stanjem (Mn +7, Cr +6, Fe +3). Reducenti so kovine (K, Ca, Al) ali nekovinske spojine z minimalnim oksidacijskim stanjem (S -2, Cl -1, N -3, P -3);

Redoks enačbe se razlikujejo od molekularne enačbe druge reakcije s težavo pri izbiri koeficientov pred reaktanti in produkti reakcije. Za to uporabo metoda elektronske tehtnice, oz metoda elektronsko-ionskih enačb(včasih se slednji imenuje " metoda polovične reakcije"). Kot primer sestavljanja enačb za redoks reakcije razmislite o procesu, v katerem koncentrirana žveplova kislina(H 2 SO 4) bo reagiral z vodikovim jodidom (HJ):

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

Najprej to ugotovimo oksidacijsko stanje jod v vodikovem jodidu je (-1), žveplo v žveplovi kislini pa (+6). Med reakcijo bo jod (-1) oksidiran v molekularno stanje, žveplo (+6) pa reducirano v oksidacijsko stanje (-2) - vodikov sulfid:

J - → J 0 2
S+6 → S-2

Da bi bilo treba upoštevati, da znesekdelci atomi v levem in desnem delu pol-reakcij bi morali biti enaki

2J - - 2 e→ J 0 2
S+6+8 e→ S-2

Z nastavitvijo navpične črte na desni strani te sheme polovične reakcije določimo reakcijske koeficiente:

2J - - 2 e→ J 0 2 |8
S+6+8 e→ S-2 |2

Z zmanjšanjem za "2" dobimo končne vrednosti koeficientov:

2J - - 2 e→ J 0 2 |4
S+6+8 e→ S-2 |1

Povzemimo po tej shemi polovične reakcije vodoravna črta in povzemite reakcijo število delcev atomi:

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

Po tem je potrebno. Če zamenjamo dobljene vrednosti koeficientov v molekularno enačbo, jo pripeljemo do te oblike:

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

Ko preštejemo število vodikovih atomov v levem in desnem delu enačbe, se prepričamo, da je treba koeficient "4" pred vodo popraviti, dobimo celotno enačbo:

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

To enačbo lahko zapišemo z uporabo metoda elektronskegaionsko ravnovesje. V tem primeru ni treba popravljati koeficienta pred molekulami vode. Enačba je sestavljena na podlagi disociacije ionov spojin, ki sodelujejo v reakciji: Npr. disociacija žveplove kisline vodi do tvorbe dveh vodikovih protonov in sulfatnega aniona:

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-

Podobno lahko zapišemo disociacijo vodikovega jodida in vodikovega sulfida:

HJ ↔ H + + J -
H 2 S ↔ 2H + + S 2-

J 2 ne disociira. Prav tako praktično ne disociira H 2 O. Kompilacija enačbe polovične reakcije za jod ostane enak:

2J - - 2 e→ J 0 2
Polreakcija za atome žvepla bo imela naslednjo obliko:

SO 4 -2 → S -2

Ker na desni strani polovične reakcije manjkajo štirje atomi kisika, je treba to količino uravnotežiti z vodo:

SO 4 -2 → S -2 + 4H 2 O

Nato je v levem delu polovične reakcije potrebno kompenzirati vodikove atome zaradi protonov (ker je reakcija medija kisla):

SO 4 2- + 8H + → S -2 + 4H 2 O

Po štetju števila pretečih elektronov dobimo popoln zapis enačbe v smislu metoda polovične reakcije:

SO 4 2- + 8H + + 8 e→ S -2 + 4H 2 O

Če povzamemo obe polovični reakciji, dobimo enačba elektronskega ravnotežja:

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

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

Iz tega zapisa izhaja, da metoda elektron-ionska enačba daje popolnejšo sliko redoks reakcije kot metoda elektronske tehtnice.Število elektronov, vključenih v proces, je pri obeh metodah ravnotežja enako, vendar se v slednjem primeru število protonov in molekul vode, vključenih v redoks proces, nastavi »samodejno«.

Analizirajmo več specifičnih primerov redoks reakcij, ki jih je mogoče sestaviti z metodo ravnotežje elektronov. Nekateri redoks procesi se izvajajo s sodelovanjem alkalnega okolja, na primer:

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

Pri tej reakciji je redukcijsko sredstvo kromitni ion (CrO 2 -), ki se oksidira v kromatov ion (CrO -2 4). Oksidant - brom (Br 0 2) se reducira v bromidni ion (Br -):
CrO 2 - → CrO 4 2-
Br 0 2 → 2 Br -

Ker reakcija poteka v alkalnem mediju, je treba prvo polovično reakcijo sestaviti ob upoštevanju hidroksidnih ionov (OH -):
CrO 2 - + 4OH - - 3 e\u003d CrO 2- 4 + 2H 2 O

Drugo polovično reakcijo sestavimo na že znan način:
CrO 2 - + 4OH - -3 e\u003d CrO 4 2 - + 2H 2 O | 2
Br 0 2 + 2 e= Br - |3
__________
2CrO 2 - + 3Br 2 0 + 8OH - \u003d 2CrO 2- 4 + 6Br - + 4H 2 O

Po tem je potrebno uredite koeficiente v reakcijski enačbi in popolnoma molekularna enačba tega redoks procesa bo imel obliko:

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

V številnih primerih neločljive snovi hkrati sodelujejo v redoks reakciji. Na primer:

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

Potem metoda polovične reakcije je sestavljen ob upoštevanju tega postopka:

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

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

molekularna enačba bo imel obliko:

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

Redoks reakcije včasih spremlja hkratni oksidacijsko-redukcijski proces več snovi. Na primer, v reakciji z bakrovim sulfidom sodeluje koncentrirana dušikova kislina:

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

Redoks proces vključuje atome bakra, žvepla in dušika. Pri sestavljanju enačbe metoda polovične reakcije upoštevati je treba naslednje korake:

Cu + → Cu 2+
S 2- → S +6
N5+ → N+2

V tem primeru je treba združiti procese oksidacije in redukcije v eni stopnji:

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

Pri kateri bo redoks polovična reakcija prevzela obliko:

2Cu + - 2 e→ 2Cu 2+
S 2- - 8 e→ S 6+ 3 ( obnovitveni procesi)
_______________________
N 5+ + 3 e→ N 2+ 10 (proces oksidacije)
_____________________________________

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

Sčasoma enačba molekularne reakcije bo imel obliko:

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

Posebno pozornost je treba nameniti redoks reakcijam, ki vključujejo organske snovi. Na primer, ko se glukoza oksidira kalijev permanganat v kislem okolju pride do naslednje reakcije:

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

Pri sestavi bilance stanja metoda polovične reakcije Pretvorba glukoze upošteva odsotnost njene disociacije, vendar se popravek števila vodikovih atomov izvede zaradi protonov in molekul vode:

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

Polovična reakcija, ki vključuje kalijev permanganat bo imel obliko:

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

Kot rezultat dobimo naslednjo shemo redoks procesa:

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

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

Z zmanjšanjem števila protonov in molekul vode na levi in ​​desni strani polovične reakcije, dobimo finale molekularna enačba:

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

5. Vpliv okolja na naravo poteka redoks reakcij.

Odvisno od medija (presežek H +, nevtralen, presežek OH -) se lahko narava reakcije med istimi snovmi spremeni. Za ustvarjanje kislega okolja se običajno uporablja žveplova kislina(H 2 SO 4), Dušikova kislina(HNO 3), klorovodikova kislina (HCl), kot OH medij se uporablja natrijev hidroksid (NaOH) ali kalijev hidroksid (KOH). Na primer, pokazali bomo, kako vpliva okolje kalijev permanganat(KMnO 4). in produkti njegove reakcije:

Na primer, vzemimo Na 2 SO 3 kot reducent, KMnO 4 kot oksidant

V kislem okolju:

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

V nevtralnem (ali rahlo alkalnem):

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

V zelo alkalnem okolju:

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

SO 3 2- + 2 OH - - 2 e→ SO 4 2- + H 2 O | 1
MnO4 - + e→ MnO 4 2 |2
____________________________________

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

Vodikov peroksid(H 2 O 2), odvisno od okolja, se obnovi po shemi:

1) Kislo okolje (H +) H 2 O 2 + 2H + + 2 e→ 2H2O

2) Nevtralni medij (H 2 O) H 2 O 2 + 2 e→ 2OH

3) Alkalni medij (OH -) H 2 O 2 + 2 e→ 2OH

Vodikov peroksid(H 2 O 2) deluje kot oksidant:

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

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

Vendar pa pri srečanju z zelo močnimi oksidanti (KMnO 4) Vodikov peroksid(H 2 O 2) deluje kot reducent:

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. Določanje produktov redoks reakcij.

V praktičnem delu te teme so obravnavani redoks procesi, pri čemer so navedeni samo začetni reagenti. Ponavadi je treba določiti produkte reakcije. Na primer, reakcija vključuje železov klorid(FeCl 3) in kalijev jodid(KJ):

FeCl 3 + KJ = A + B + C

potrebno za namestitev sestavljene formule A, B, C, ki nastanejo kot posledica redoks procesa.

Začetna oksidacijska stanja reagentov so naslednja: Fe 3+ , Cl - , K + , J - . Zlahka je domnevati, da lahko Fe 3+, ki je oksidant (ima največje oksidacijsko stanje), zmanjša svoje oksidacijsko stanje le na Fe 2+:

Fe3+ + e= Fe 2+

Kloridni ion in kalijev ion v reakciji ne spremenita svojega oksidacijskega stanja, jodidni ion pa lahko samo poveča svoje oksidacijsko stanje, tj. pojdi v stanje J 2 0:

2J - - 2 e= J 2 0

Kot rezultat reakcije bo poleg redoks procesa prišlo do reakcija izmenjave med FeCl 3 in KJ, vendar ob upoštevanju spremembe oksidacijskih stanj reakcija ni določena po tej shemi:

FeCl 3 + KJ = FeJ 3 + KCl,

ampak bo prevzel obliko

FeCl 3 + KJ = FeJ 2 + KCl,

kjer je produkt C spojina J 2 0:

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

Fe3+ + e═> Fe2+ |2

2J - - 2 e═> J 2 0 |1

________________________________

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

V prihodnosti lahko pri določanju produktov redoks procesa uporabite tako imenovani "dvigalni sistem". Njegovo načelo je, da lahko vsako redoks reakcijo predstavimo kot gibanje dvigal v večnadstropni stavbi v dveh medsebojno nasprotnih smereh. Poleg tega bodo "nadstropja". oksidacijska stanja ustrezne elemente. Ker katero koli od obeh pol-reakcij v redoks procesu spremlja zmanjšanje ali povečanje oksidacijska stanja tega ali onega elementa, potem lahko s preprostim sklepanjem sklepamo o njihovih možnih oksidacijskih stanjih v nastalih reakcijskih produktih.

Kot primer razmislite o reakciji, pri kateri žveplo reagira z koncentrirana raztopina natrijevega hidroksida ( NaOH):

S + NaOH (konc.) = (A) + (B) + H 2 O

Ker se bodo v tej reakciji spremembe zgodile samo z oksidacijskimi stanji žvepla, bomo zaradi jasnosti sestavili diagram njegovih možnih stanj:

Spojini (A) in (B) ne moreta biti istočasno žveplovi stanji S +4 in S +6, saj bi v tem primeru proces potekal le s sproščanjem elektronov, tj. bi bilo obnovitveno:

S 0 - 4 e=S+4

S 0 - 6 e=S+6

Toda to bi bilo v nasprotju z načelom redoks procesov. Potem je treba predpostaviti, da se mora v enem primeru proces odvijati s sproščanjem elektronov, v drugem primeru pa v nasprotni smeri, tj. biti oksidativen:

S 0 - 4 e=S+4

S 0 + 2 e=S-2

Po drugi strani pa, kako verjetno je, da bo postopek obnovitve izveden v stanje S +4 ali v S +6? Ker reakcija poteka v alkalnem in ne v kislem okolju, je njegova oksidacijska sposobnost veliko nižja, zato je tvorba spojine S +4 v tej reakciji boljša od S +6. Zato bo končna reakcija v obliki:

4S + 6NaOH (konc) = 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 | eno

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

Kot drug primer razmislite o naslednji reakciji med fosfinom in koncentrirana dušikova kislina(HNO3) :

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

V tem primeru imamo različne stopnje oksidacije fosforja in dušika. Zaradi jasnosti predstavljamo diagrame stanja njihovih oksidacijskih stanj.

fosfor v oksidacijskem stanju (-3) bo pokazal samo redukcijske lastnosti, tako da bo v reakciji povečal svoje oksidacijsko stanje. Dušikova kislina sam je močan oksidant in ustvarja kislo okolje, zato bo fosfor iz stanja (-3) dosegel svoje največje oksidacijsko stanje (+5).

Nasprotno pa bo dušik znižal svojo oksidacijsko stopnjo. Pri reakcijah te vrste običajno do stanja (+4).

Poleg tega ni težko domnevati, da je fosfor v stanju (+5), ki je produkt (A), lahko samo fosforna kislina H 3 PO 4, saj je reakcijski medij močno kisel. Dušik v takih primerih običajno prevzame oksidacijsko stanje (+2) ali (+4), pogosteje (+4). Zato bo izdelek (B). dušikov oksid NO2. Ostaja samo rešiti to enačbo z ravnotežno metodo:

P - 3 - 8 e= P+5 | eno
N+ 5 + e= N+4 | osem

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

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

spletno mesto, s popolnim ali delnim kopiranjem gradiva je obvezna povezava do vira.

Oksidacijsko stanje

Oksidacijsko stanje je pogojni naboj atoma v molekuli, izračunan ob predpostavki, da je molekula sestavljena iz ionov in je na splošno električno nevtralna.

Najbolj elektronegativni elementi v spojini imajo negativna oksidacijska stanja, medtem ko so atomi elementov z manjšo elektronegativnostjo pozitivni.

Stopnja oksidacije je formalni koncept; v nekaterih primerih oksidacijsko stanje ne sovpada z valenco.

Na primer:

N2H4 (hidrazin)

oksidacijsko stanje dušika - -2; valenca dušika - 3.

Izračun stopnje oksidacije

Za izračun oksidacijskega stanja elementa je treba upoštevati naslednje določbe:

1. Oksidacijska stanja atomov v enostavnih snoveh so enaka nič (Na 0; H2 0).

2. Algebraična vsota oksidacijskih stanj vseh atomov, ki sestavljajo molekulo, je vedno enaka nič, v kompleksnem ionu pa je ta vsota enaka naboju iona.

3. Atomi imajo konstantno oksidacijsko stanje: alkalijske kovine (+1), zemeljskoalkalijske kovine (+2), vodik (+1) (razen hidridov NaH, CaH2 itd., kjer je oksidacijsko stanje vodika -1) , kisik (-2) (razen za F 2 -1 O +2 in perokside, ki vsebujejo skupino –O–O–, pri katerih je oksidacijsko stanje kisika -1).

4. Pri elementih pozitivno oksidacijsko stanje ne more preseči vrednosti, ki je enaka številu skupine periodnega sistema.

Primeri:

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 Kr 2 +6 O 7 -2

Reakcije brez in s spremembo oksidacijskega stanja

Obstajata dve vrsti kemičnih reakcij:

AReakcije, pri katerih se oksidacijsko stanje elementov ne spremeni:

Adicijske reakcije

SO 2 + Na 2 O → Na 2 SO 3

Reakcije razgradnje

Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O

Reakcije izmenjave

AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O

BReakcije, pri katerih pride do spremembe oksidacijskih stanj atomov elementov, ki sestavljajo reagirajoče spojine:

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

Take reakcije imenujemo redoks reakcije.

Redoks reakcije so reakcije, pri katerih pride do spremembe oksidacijskih stanj atomov. Redoks reakcije so zelo pogoste. Vse reakcije zgorevanja so redoks reakcije.
Redoks reakcija je sestavljena iz dveh procesov, ki ne moreta potekati ločeno drug od drugega. Proces povečanja oksidacijskega stanja imenujemo oksidacija. Hkrati z oksidacijo poteka redukcija, to je proces zniževanja stopnje oksidacije.

Oksidacija, redukcija

V skladu s tem se v redoks reakcijah razlikujeta dva glavna udeleženca: oksidant in reducent. Proces oddajanja elektronov je oksidacija. Pri oksidaciji se stopnja oksidacije dvigne. Oksidacijsko sredstvo med reakcijo zniža svoje oksidacijsko stanje in se obnovi. Pri tem je treba razlikovati med kemičnim elementom-oksidantom in snovjo-oksidantom.

n +5 - oksidant; HN +5 O 3 in NaN +5 O 3 - oksidanti.
Če rečemo, da so dušikova kislina in njene soli močni oksidanti, potem s tem mislimo, da so oksidanti atomi dušika z oksidacijskim stanjem +5 in ne celotna snov kot celota.
Drugi obvezni udeleženec redoks reakcije se imenuje redukcijsko sredstvo. Proces dodajanja elektronov je redukcija. Ko se zmanjša, se stopnja oksidacije zmanjša.

Reducent poveča svoje oksidacijsko stanje tako, da oksidira med potekom reakcije. Tako kot pri oksidantu je treba razlikovati med redukcijskim sredstvom in redukcijskim kemičnim elementom. Če izvajamo reakcijo redukcije aldehida v alkohol, ne moremo preprosto vzeti vodika z oksidacijskim stanjem -1, ampak vzamemo nekaj hidrida, najboljši je litijev aluminijev hidrid.

H -1 - redukcijsko sredstvo; NaH -1 in LiAlH -1 4 - redukcijska sredstva.
Pri redoks reakcijah je popoln prenos elektronov z reducenta na oksidant izjemno redek, saj je malo spojin z ionskimi vezmi. Toda pri razporejanju koeficientov izhajamo iz predpostavke, da do takega prehoda pride. To omogoča pravilno določitev glavnih koeficientov pred formulama oksidanta in reducenta.
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 - redukcijsko sredstvo, oksidacija
Mn +7 + 5e → Mn +2 2 - oksidant, redukcija

Atomi ali ioni, ki v tej reakciji pridobijo elektrone, so oksidanti, tisti, ki oddajo elektrone, pa reducenti.

Redoks lastnosti snovi in ​​stopnja oksidacije njenih sestavnih atomov

Spojine, ki vsebujejo atome elementov z največjo stopnjo oksidacije, so lahko oksidanti le zaradi teh atomov, ker so že oddali vse svoje valenčne elektrone in so sposobni samo sprejemati elektrone. Najvišje oksidacijsko stanje atoma elementa je enako številu skupine v periodnem sistemu, ki ji element pripada. Spojine, ki vsebujejo atome elementov z minimalnim oksidacijskim stanjem, lahko služijo le kot reducenti, saj so sposobne samo oddajati elektrone, ker zunanjo energijsko raven takih atomov dopolnjuje osem elektronov. Najmanjše oksidacijsko stanje za kovinske atome je 0, za nekovine - (n–8) (kjer je n številka skupine v periodnem sistemu). Spojine, ki vsebujejo atome elementov z vmesnim oksidacijskim stanjem, so lahko oksidanti in reducenti, odvisno od partnerja, s katerim sodelujejo, in reakcijskih pogojev.

Najpomembnejša redukcijska sredstva in oksidanti

Regeneratorji:

kovine,

vodik,

premog.

Ogljikov monoksid (II) (CO).

vodikov sulfid (H 2 S);

žveplov oksid (IV) (SO 2);

žveplova kislina H 2 SO 3 in njene soli.

Halovodikove kisline in njihove soli.

Kovinski kationi v nižjih oksidacijskih stopnjah: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3.

Dušikova kislina HNO 2 ;

amoniak NH3;

hidrazin NH2NH2;

dušikov oksid (II) (NO).

katoda pri elektrolizi.

Oksidanti

Halogeni.

Kalijev permanganat (KMnO 4);

kalijev manganat (K 2 MnO 4);

manganov (IV) oksid (MnO 2).

Kalijev dikromat (K 2 Cr 2 O 7);

kalijev kromat (K 2 CrO 4).

Dušikova kislina (HNO 3).

Žveplova kislina (H 2 SO 4) konc.

bakrov(II) oksid (CuO);

svinčev (IV) oksid (PbO 2);

srebrov oksid (Ag 2 O);

vodikov peroksid (H 2 O 2).

Železov(III) klorid (FeCl 3).

Bertoletova sol (KClO3).

Anoda v elektrolizi.

Za vsako takšno polovično reakcijo je značilen standardni redoks potencial E 0 (dimenzija - volt, V). Večji kot je E 0, močnejša je oksidacijska oblika kot oksidant in šibkejša je reducirana oblika kot reducent in obratno.

Za referenčno točko potencialov smo vzeli polovično reakcijo: 2H + + 2ē ® H 2, za katero je E 0 =0

Za polovične reakcije M n+ + nē ® M 0 se E 0 imenuje standardni elektrodni potencial. Glede na velikost tega potenciala je običajno kovine razporediti v niz standardnih elektrodnih potencialov (niz kovinskih napetosti):

Številne napetosti označujejo kemijske lastnosti kovin:

1. Bolj kot je kovina levo v nizu napetosti, močnejša je njena redukcijska sposobnost in šibkejša je oksidacijska sposobnost njenega iona v raztopini (tj. lažje oddaja elektrone (oksidira) in težje je, da njegovi ioni pritrdijo elektrone nazaj).

2. Vsaka kovina je sposobna iz solnih raztopin izpodriniti tiste kovine, ki so v nizu napetosti desno od nje, tj. obnovi ione naslednjih kovin v električno nevtralne atome, pri čemer se odpove elektronom in se sam spremeni v ione.

3. Samo kovine, ki stojijo v nizu napetosti levo od vodika (H), ga lahko izpodrinejo iz kislinskih raztopin (npr. Zn, Fe, Pb, ne pa Cu, Hg, Ag).

Galvanski členi

Vsaki dve kovini, potopljeni v raztopino svojih soli, ki med seboj komunicirata skozi sifon, napolnjen z elektrolitom, tvorita galvanski člen. Plošče kovin, potopljene v raztopine, se imenujejo elektrode elementov.

Če zunanje konce elektrod (polov elementa) povežete z žico, se elektroni začnejo premikati iz kovine, ki ima nižjo potencialno vrednost, v kovino, ki ima večjo (npr. Zn v Pb). Uhajanje elektronov poruši ravnotežje, ki obstaja med kovino in njenimi ioni v raztopini, in povzroči, da novo število ionov preide v raztopino - kovina se postopoma raztopi. Istočasno elektroni, ki preidejo na drugo kovino, izpraznijo ione v raztopini blizu njene površine - kovina se sprosti iz raztopine. Elektroda, na kateri pride do oksidacije, se imenuje anoda. Elektroda, kjer poteka redukcija, se imenuje katoda. V svinčevo-cinkovi celici je cinkova elektroda anoda, svinčena elektroda pa katoda.

Tako v zaprtem galvanskem členu poteka interakcija med kovino in raztopino soli druge kovine, ki nista v neposrednem stiku med seboj. Atomi prve kovine se z oddajo elektronov spremenijo v ione, ioni druge kovine pa s pridobivanjem elektronov v atome. Prva kovina izpodrine drugo iz njene raztopine soli. Na primer, med delovanjem galvanske celice, sestavljene iz cinka in svinca, potopljene v raztopini Zn (NO 3) 2 oziroma Pb (NO 3) 2, na elektrodah potekajo naslednji procesi:

Zn – 2ē → Zn 2+

Pb 2+ + 2ē → Pb

Če povzamemo oba procesa, dobimo enačbo Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+ , ki izraža reakcijo, ki poteka v elementu v ionski obliki. Molekulska enačba za isto reakcijo bo:

Zn + Pb(NO 3) 2 → Pb + Zn(NO 3) 2

Elektromotorna sila galvanskega členka je enaka potencialni razliki med njegovima elektrodama. Pri njegovem določanju se od večjega potenciala vedno odšteje manjši. Na primer, elektromotorna sila (EMS) obravnavanega elementa je:

To vrednost bo imela pod pogojem, da so kovine potopljene v raztopine, v katerih je koncentracija ionov 1 g-ion / l. Pri drugih koncentracijah raztopin bodo vrednosti elektrodnih potencialov nekoliko drugačne. Izračunamo jih lahko po formuli:

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

kjer je E želeni potencial kovine (v voltih)

E 0 - njegov normalni potencial

n - valenca kovinskih ionov

C - koncentracija ionov v raztopini (g-ion / l)

Primer

Poiščite elektromotorno silo elementa (emf), ki ga tvorita cinkova elektroda, potopljena v 0,1 M raztopino Zn (NO 3) 2, in svinčena elektroda, potopljena v 2 M raztopino Pb (NO 3) 2.

rešitev

Izračunamo potencial cinkove elektrode:

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

Izračunamo potencial svinčene elektrode:

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

Poiščite elektromotorno silo elementa:

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

elektroliza

z elektrolizo Postopek razgradnje snovi z električnim tokom imenujemo.

Bistvo elektrolize je v tem, da se pri prehajanju toka skozi raztopino elektrolita (ali staljeni elektrolit) pozitivno nabiti ioni premaknejo na katodo, negativno nabiti ioni pa na anodo. Ko dosežejo elektrode, se ioni izpraznijo, zaradi česar se komponente raztopljenega elektrolita ali vodik in kisik sprostijo iz vode na elektrodah.

Za pretvorbo različnih ionov v nevtralne atome ali skupine atomov so potrebne različne napetosti električnega toka. Nekateri ioni lažje izgubijo naboj, drugi težje. Stopnja enostavnosti, s katero se kovinski ioni odvajajo (pritrjujejo elektrone), je določena s položajem kovin v nizu napetosti. Bolj kot je kovina levo v nizu napetosti, večji je njen negativni potencial (ali manj pozitivni potencial), težje se, ob drugih enakih pogojih, izpraznijo njeni ioni (najbolj so ioni Аu 3+, Ag + zlahka se izprazni; najtežje so Li +, Rb +, K +).

Če so v raztopini ioni več kovin hkrati, se najprej izpraznijo ioni kovine z nižjim negativnim potencialom (ali višjim pozitivnim potencialom). Na primer, iz raztopine, ki vsebuje ione Zn 2+ in Cu 2+, se najprej sprosti kovinski baker. Toda vrednost potenciala kovine je odvisna tudi od koncentracije njenih ionov v raztopini; tudi enostavnost odvajanja ionov vsake kovine se spreminja na enak način glede na njihovo koncentracijo: povečanje koncentracije olajša odvajanje ionov, zmanjšanje ga oteži. Zato se med elektrolizo raztopine, ki vsebuje ione več kovin, lahko zgodi, da se bolj aktivna kovina sprosti prej kot manj aktivna (če je koncentracija ionov prve kovine pomembna, in drugi je zelo nizek).

V vodnih raztopinah soli so poleg solnih ionov vedno tudi vodni ioni (H + in OH -). Od teh se bodo vodikovi ioni lažje izpraznili kot vsi kovinski ioni pred vodikom v nizu napetosti. Vendar se zaradi zanemarljive koncentracije vodikovih ionov med elektrolizo vseh soli, razen soli najbolj aktivnih kovin, na katodi sprošča kovina in ne vodik. Samo med elektrolizo soli natrija, kalcija in drugih kovin do vključno aluminija se vodikovi ioni odvajajo in sprošča vodik.

Na anodi se lahko odvajajo bodisi ioni kislinskih ostankov bodisi hidroksidni ioni vode. Če ioni kislih ostankov ne vsebujejo kisika (Cl -, S 2-, CN - itd.), potem se običajno izpraznijo ti ioni in ne hidroksilni ioni, ki veliko težje izgubijo naboj in Cl 2 se na anodi sproščata S in t .d. Nasprotno, če je sol kisline, ki vsebuje kisik, ali sama kislina izpostavljena elektrolizi, se izpraznijo hidroksilni ioni in ne ioni kisikovih ostankov. Nevtralne OH skupine, ki nastanejo med odvajanjem hidroksilnih ionov, takoj razpadejo po enačbi:

4OH → 2H 2 O + O 2

Posledično se na anodi sprošča kisik.

Elektroliza raztopine nikljevega klorida NiCl 2

Raztopina vsebuje ione Ni 2+ in Cl - ter neznatno koncentracijo ionov H + in OH -. Ko prehaja tok, se ioni Ni 2+ premaknejo na katodo, ioni Cl - pa na anodo. Če vzamemo dva elektrona s katode, se ioni Ni 2+ spremenijo v nevtralne atome, ki se sprostijo iz raztopine. Katoda se postopoma prekrije z nikljem.

Klorovi ioni, ki dosežejo anodo, ji oddajo elektrone in se spremenijo v atome klora, ki, ko se združijo v pare, tvorijo molekule klora. Na anodi se sprošča klor.

Tako na katodi proces okrevanja, na anodi - proces oksidacije.

Elektroliza raztopine kalijevega jodida KI

Kalijev jodid je v raztopini v obliki K + in I - ionov. Ko prehaja tok, se ioni K + premaknejo na katodo, ioni I - na anodo. Ker pa je kalij v nizu napetosti precej levo od vodika, se na katodi ne odvajajo kalijevi ioni, temveč vodikovi ioni vode. Nastali atomi vodika se združijo v molekule H 2 in tako se na katodi sprosti vodik.

Ko se vodikovi ioni odvajajo, vedno več molekul vode disociira, zaradi česar se na katodi kopičijo hidroksidni ioni (sproščeni iz molekule vode) ter ioni K +, ki se nenehno premikajo proti katodi. Nastane raztopina KOH.

Na anodi se sprošča jod, ker se I - ioni lažje odvajajo kot vodni hidroksilni ioni.

Elektroliza raztopine kalijevega sulfata

Raztopina vsebuje ione K + , SO 4 2- ter ione H + in OH - iz vode. Ker je ione K + težje izprazniti kot ione H + in ione SO 4 2- kot ione OH -, se ob prehodu električnega toka vodikovi ioni izpraznijo na katodi, hidroksilne skupine pa na anodi. , se pravi, da bo vodna elektroliza. Hkrati zaradi odvajanja vodikovih in hidroksidnih ionov vode ter neprekinjenega gibanja ionov K + do katode in ionov SO 4 2- do anode nastane na katodi alkalna raztopina (KOH), na anodi pa nastane raztopina žveplove kisline.

Elektroliza raztopine bakrovega sulfata z bakrovo anodo

Elektroliza poteka na poseben način, ko je anoda izdelana iz iste kovine, katere sol je v raztopini. V tem primeru se na anodi ne izpraznijo ioni, ampak se sama anoda postopoma raztopi, pošilja ione v raztopino in daje elektrone viru toka.

Celoten proces se zmanjša na sproščanje bakra na katodi in postopno raztapljanje anode. Količina CuSO 4 v raztopini ostane nespremenjena.

Zakoni elektrolize (M. Faraday)

1. Teža snovi, ki se sprosti med elektrolizo, je sorazmerna s količino električne energije, ki teče skozi raztopino, in praktično ni odvisna od drugih dejavnikov.

2. Enake količine električne energije oddajajo med elektrolizo iz različnih kemičnih spojin enakovredne količine snovi.

3. Za izolacijo enega grama ekvivalenta katere koli snovi iz raztopine elektrolita je treba skozi raztopino prenesti 96.500 kulonov elektrike.

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

kjer je m (x) količina reducirane ali oksidirane snovi (g);

I - jakost prenesenega toka (a);

t je čas elektrolize (s);

M(x) - molska masa;

n je število elektronov, pridobljenih ali oddanih v redoks reakcijah;

F - Faradayeva konstanta (96500 cou/mol).

Na podlagi te formule lahko naredite številne izračune, povezane s postopkom elektrolize, na primer:

1. Izračunajte količine snovi, ki jih sprosti ali razgradi določena količina elektrike;

2. Poiščite jakost toka glede na količino sproščene snovi in ​​čas, porabljen za njeno sproščanje;

3. Ugotovite, koliko časa bo trajalo, da se sprosti določena količina snovi pri določeni jakosti toka.

Primer 1

Koliko gramov bakra se bo sprostilo na katodi, ko skozi raztopino bakrovega sulfata СuSO 4 10 minut teče tok 5 amperov?

rešitev

Določite količino električne energije, ki teče skozi raztopino:

Q = To,

kjer je I jakost toka v amperih;

t je čas v sekundah.

Q=5A 600s=3000kulonov

Ekvivalent bakra (pri masi 63,54) je 63,54: 2 \u003d 31,77. Zato 96500 kulonov oddaja 31,77 g bakra. Želena količina bakra:

m = (31,77 3000) / 96500 » 0,98 g

Primer 2

Koliko časa je potrebno, da skozi raztopino kisline preide tok 10 amperov, da dobimo 5,6 litra vodika (pri n.a.)?

rešitev

Poiščemo količino elektrike, ki mora preiti skozi raztopino, da iz nje sprostimo 5,6 litra vodika. Ker je 1 g-ekv. vodik zavzema pri n. l. prostornina je 11,2 litra, nato želena količina el

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

Določimo trenutni čas prehoda:

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

Primer 3

Ko je tok tekel skozi raztopino srebrove soli na katodi, je 10 min. 1 g srebra. Določite jakost toka.

rešitev

1 g-ekv. srebro je enako 107,9 g. Za izolacijo 1 g srebra mora skozi raztopino preiti 96500: 107,9 = 894 kulonov. Zato tok

I \u003d 894 / (10 60) "1,5 A

Primer 4

Poiščite ekvivalent kositra, če pri toku 2,5 ampera iz raztopine SnCl 2 v 30 minutah. Pri tem se sprosti 2,77 g kositra.

rešitev

Količina elektrike, ki je prešla skozi raztopino v 30 minutah.

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

Ker izoliramo 1 g-ekv. zahteval 96.500 obeskov, torej ekvivalent kositra.

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

korozija

Preden zapustimo razpravo o elektrokemiji, uporabimo, kar smo se naučili, pri študiju enega zelo pomembnega problema - korozija kovine. Korozija nastane zaradi redoks reakcij, pri katerih se kovina zaradi interakcije s katero koli snovjo iz svojega okolja spremeni v nezaželeno spojino.

Eden najbolj znanih korozijskih procesov je rjavenje železa. Z ekonomskega vidika je to zelo pomemben proces. Po razpoložljivih ocenah gre 20 % letno proizvedenega železa v ZDA za zamenjavo železnih izdelkov, ki so postali neuporabni zaradi rjavenja.

Znano je, da kisik sodeluje pri rjavenju železa; železo v vodi brez kisika ne oksidira. Pri procesu rjavenja sodeluje tudi voda; železo ne korodira v oksigeniranem olju, razen če vsebuje sledi vode. Rjavenje pospešujejo številni dejavniki, kot so pH medija, prisotnost soli v njem, stik železa s kovino, ki težje oksidira kot železo, pa tudi pod vplivom mehanskih obremenitev.

Korozija železa je v osnovi elektrokemični proces. Nekateri deli površine železa služijo kot anoda, na kateri se oksidira:

Fe (trdno) → Fe 2+ (vodno) + 2e - Eº oksid \u003d 0,44 V

Nastali elektroni se premikajo skozi kovino na druge dele površine, ki igrajo vlogo katode. Na njih poteka redukcija kisika:

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

Upoštevajte, da so ioni H + vključeni v proces redukcije O 2 . Če se koncentracija H + zmanjša (tj. s povečanjem pH), postane pridobivanje O 2 težje. Ugotovljeno je bilo, da železo v stiku z raztopino, katere pH je nad 9-10, ne korodira. Med procesom korozije se ioni Fe 2+, ki nastanejo na anodi, oksidirajo v Fe 3+. Ioni Fe 3+ tvorijo hidratiran železov oksid (III), ki se imenuje rja:

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

Ker vlogo katode običajno igra tisti del površine, ki je najbolje preskrbljen z dotokom kisika, se rja najpogosteje pojavlja na teh mestih. Če natančno pregledate lopato, ki je nekaj časa stala na odprtem, vlažnem zraku z umazanijo, oprijeto na rezilu, boste opazili, da so na površini kovine pod umazanijo nastale vdolbine in rja se je pojavila povsod, kjer bi lahko O 2 prodreti.

Vozniki se pogosto srečujejo s povečano korozijo v prisotnosti soli na območjih, kjer so ceste pozimi obilno posute s soljo za boj proti poledici. Vpliv soli je razložen z dejstvom, da ioni, ki jih tvorijo, ustvarjajo elektrolit, potreben za nastanek zaprtega električnega tokokroga.

Prisotnost anodnih in katodnih mest na površini železa povzroči nastanek dveh različnih kemičnih okolij na njej. Lahko nastanejo zaradi prisotnosti nečistoč ali napak v kristalni mreži (očitno zaradi napetosti v kovini). Na mestih, kjer so takšne nečistoče ali napake, lahko mikroskopsko okolje določenega železovega atoma povzroči nekaj povečanja ali zmanjšanja njegovega oksidacijskega stanja v primerjavi z običajnimi položaji v kristalni mreži. Zato lahko takšna mesta igrajo vlogo anode ali katode. Izjemno čisto železo, pri katerem je število tovrstnih napak minimizirano, korodira veliko manj kot običajno železo.

Železo je pogosto prevlečeno z barvo ali kakšno drugo kovino, kot je kositer, cink ali krom, da zaščiti svojo površino pred korozijo. Tako imenovano "belo pločevino" dobimo tako, da železno pločevino prekrijemo s tanko plastjo kositra. Kositer ščiti železo le, dokler ostane zaščitna plast nedotaknjena. Takoj, ko je poškodovan, začne zrak in vlaga vplivati ​​na železo; kositer celo pospešuje korozijo železa, ker služi kot katoda v elektrokemijskem procesu korozije. Primerjava oksidacijskih potencialov železa in kositra kaže, da se železo lažje oksidira kot kositer:

Fe (trdno) → Fe 2+ (voda) + 2e - Eº oksid \u003d 0,44 V

Sn (tv.) → Sn 2+ (voda) + 2e - Eº oksid \u003d 0,14 V

Zato železo v tem primeru služi kot anoda in se oksidira.

»Galvanizirano« (pocinkano) železo dobimo tako, da železo prevlečemo s tanko plastjo cinka. Cink ščiti železo pred korozijo tudi po tem, ko je celovitost prevleke porušena. V tem primeru ima železo vlogo katode med korozijo, ker cink oksidira lažje kot železo:

Zn (trden) → Zn 2+ (voda) + 2e - Eº oksid \u003d 0,76 V

Zato ima cink vlogo anode in korodira namesto železa. Takšno zaščito kovine, pri kateri igra vlogo katode v procesu elektrokemične korozije, imenujemo katodna zaščita. Cevi, položene pod zemljo, pogosto ščitijo pred korozijo tako, da postanejo katoda elektrokemične celice. Da bi to naredili, so bloki neke aktivne kovine, najpogosteje magnezija, zakopani v zemljo vzdolž cevovoda in povezani z žico na cevi. V mokrih tleh deluje aktivna kovina kot anoda, železna cev pa ima katodno zaščito.

Čeprav je naša razprava osredotočena na železo, to ni edina kovina, ki je izpostavljena koroziji. Ob tem se morda zdi nenavadno, da aluminijasta pločevinka, ki jo malomarno pustimo na prostem, rjavi neprimerno počasneje kot železna. Sodeč po standardnih oksidacijskih potencialih aluminija (Eº oksid = 1,66 V) in železa (Eº oksid = 0,44 V) je pričakovati, da bo do korozije aluminija prišlo veliko hitreje. Počasno korozijo aluminija pojasnjujejo z dejstvom, da se na njegovi površini oblikuje tanek gost oksidni film, ki ščiti kovino pod njim pred nadaljnjo korozijo. Magnezij, ki ima visok oksidacijski potencial, je zaščiten pred korozijo zaradi tvorbe istega oksidnega filma. Na žalost ima oksidni film na površini železa preveč ohlapno strukturo in ne more ustvariti zanesljive zaščite. Vendar pa se na površini zlitin železa in kroma tvori dober zaščitni oksidni film. Takšne zlitine imenujemo nerjavno jeklo.

Na podlagi sprememb v oksidacijskih stopnjah atomov, ki sestavljajo reaktante, delimo kemijske reakcije na dve vrsti.

1) Reakcije, ki potekajo brez spreminjanja oksidacijskih stanj atomov.

Na primer:

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

Pri tej reakciji je oksidacijsko stanje vsakega od atomov ostalo nespremenjeno.

2) Reakcije, ki se pojavijo s spremembo oksidacijskih stanj atomov.

Na primer:

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

Pri tej reakciji se je spremenilo oksidacijsko stanje atomov cinka in bakra.

Redoks reakcije so najpogostejše kemijske reakcije.

V praksi je redoks reakcija dodajanje ali izguba elektronov. Nekateri atomi (ioni, molekule) dajejo ali sprejemajo elektrone od drugih.

Oksidacija.

Postopek oddajanja elektronov iz atoma, iona ali molekule se imenuje oksidacijo.

Ko je elektron podarjen, se oksidacijsko stanje atoma poveča.

Snov, katere atomi, ioni ali molekule oddajajo elektrone, se imenuje redukcijsko sredstvo.

V našem primeru so se atomi v oksidacijskem stanju 0 premaknili v atome z oksidacijskim stanjem +2. To pomeni, da je prišlo do procesa oksidacije. V tem primeru je atom cinka, ki je oddal dva elektrona, reducent (zvišal je oksidacijsko stanje od 0 do +2).

Oksidacijski proces je zapisan z elektronsko enačbo, ki kaže spremembo oksidacijskega stanja atomov in števila elektronov, ki jih odda reducent.

Na primer:

0 +2 0
Zn - 2e - = Zn (oksidacija, Zn - reducent).

Okrevanje.

Postopek dodajanja elektronov imenujemo obnova.

Ko so dodani elektroni, se oksidacijsko stanje atoma zmanjša.

Imenuje se snov, katere atomi, ioni ali molekule pridobijo elektrone oksidacijsko sredstvo.

V našem primeru je prehod atomov bakra z oksidacijskim stanjem +2 v atome z oksidacijskim stanjem 0 proces redukcije. Hkrati atom bakra z oksidacijskim stanjem +2, ki sprejme dva elektrona, zniža oksidacijsko stanje iz +2 na 0 in je oksidant.

Postopek oksidacije je zapisan tudi z elektronsko enačbo:

2 0 0
Cu + 2e - = Cu (redukcija, Cu je oksidant).

Proces redukcije in proces oksidacije sta neločljiva in potekata sočasno.

0 +2 0 +2
Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2
redukcijsko sredstvo oksidacijsko sredstvo
oksidirano reducirano

Izračun stopnje oksidacije

Povzetek

1. Oblikovanje osebja je eno najpomembnejših področij dela kadrovskega menedžerja.

2. Da bi organizaciji zagotovili potrebne človeške vire, je pomembno razviti ustrezno situacijo v zunanjem okolju in tehnologijo delovanja, strukturo podjetja; izračunajte potrebo po osebju.

3. Za razvoj programov zaposlovanja je potrebno analizirati kadrovsko situacijo v regiji, razviti postopke za privabljanje in ocenjevanje kandidatov ter izvesti prilagoditvene ukrepe za vključevanje novih sodelavcev v organizacijo.

testna vprašanja

1. Katere skupine dejavnikov je treba upoštevati pri oblikovanju organizacijske strukture?
2. Katere stopnje načrtovanja organizacije lahko ločimo?
3. Pojasnite pojem »kvalitativna ocena kadrovskih potreb«.
4. Opišite koncept "dodatne potrebe po osebju".
5. Kaj je namen analize kadrovskega stanja v regiji?
6. Kaj je namen analize uspešnosti?
7. Katere so faze analize uspešnosti?
8. Pojasnite, kaj je profesiogram?
9. Kateri okoljski dejavniki vplivajo na proces zaposlovanja?
10. Opišite vire notranjega in zunanjega zaposlovanja.
11. Kako oceniti kakovost kompleta?
12. Kakšne metode se uporabljajo za ocenjevanje kandidatov?
13. Katere konkurenčne paradigme zaposlovanja poznate?
14. Poimenujte stopnje prilagajanja zaposlenega v organizaciji.

Za izračun oksidacijskega stanja elementa je treba upoštevati naslednje določbe:

1. Oksidacijska stanja atomov v enostavnih snoveh so enaka nič (Na 0; H 2 0).

2. Algebraična vsota oksidacijskih stanj vseh atomov, ki sestavljajo molekulo, je vedno enaka nič, v kompleksnem ionu pa je ta vsota enaka naboju iona.

3. Atomi imajo stalno oksidacijsko stopnjo: alkalijske kovine (+1), zemeljskoalkalijske kovine (+2), vodik (+1) (razen hidridov NaH, CaH 2 itd., kjer je oksidacijsko stanje vodika -1 ), kisik (-2 ) (razen F 2 -1 O +2 in peroksidov, ki vsebujejo skupino –O–O–, pri katerih je oksidacijsko stanje kisika -1).

4. Pri elementih pozitivno oksidacijsko stanje ne more preseči vrednosti, ki je enaka številu skupine periodnega sistema.

Primeri:

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

Obstajata dve vrsti kemičnih reakcij:

A Reakcije, pri katerih se oksidacijsko stanje elementov ne spremeni:

Adicijske reakcije

SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3

Reakcije razgradnje

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

Reakcije izmenjave

AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O

B Reakcije, pri katerih pride do spremembe oksidacijskih stanj atomov elementov, ki tvorijo reagirajoče spojine:

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

Takšne reakcije imenujemo redoks.