Oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo koriste se za formuliranje reakcije u organskoj i neorganskoj hemiji. Razmotrimo glavne karakteristike takvih interakcija, identifikujemo algoritam za sastavljanje jednačine i sređivanje koeficijenata.

Definicije

Oksidacijsko sredstvo je atom ili ion koji u interakciji s drugim elementima prihvata elektrone. Proces prihvatanja elektrona naziva se redukcija, a povezan je sa smanjenjem oksidacionog stanja.

Nije svjestan organska hemija Razmatraju se dvije glavne metode za raspoređivanje koeficijenata. Redukciono i oksidaciono sredstvo u reakcijama određuje se sastavljanjem elektronski balans ili metodom polureakcije. Pogledajmo pobliže prvi način raspoređivanja koeficijenata u OVR-u.

Stanja oksidacije

Prije određivanja oksidacijskog sredstva u reakciji, potrebno je odrediti oksidaciona stanja svih elemenata u tvarima uključenim u transformaciju. Predstavlja naboj atoma elementa, izračunat prema određenim pravilima. U složenim tvarima zbir svih pozitivnih i negativnih oksidacijskih stanja mora biti jednak nuli. Za metale glavnih podgrupa, odgovara valenciji i ima pozitivnu vrijednost.

Za nemetale, koji se nalaze na kraju formule, stepen se određuje oduzimanjem broja grupe od osam i ima negativnu vrijednost.

U jednostavne supstance jednaka je nuli, jer ne postoji proces prihvatanja ili odustajanja od elektrona.

Za složene veze koje se sastoje od nekoliko hemijski elementi, matematički proračuni se koriste za određivanje oksidacijskih stanja.

Dakle, oksidacijsko sredstvo je atom koji u procesu interakcije snižava svoje oksidacijsko stanje, a redukcijski agens, naprotiv, povećava njegovu vrijednost.

Primjeri OVR-a

Glavna karakteristika zadataka koji se odnose na raspored koeficijenata u redoks reakcijama je identifikacija nedostajućih supstanci i priprema njihovih formula. Oksidacijsko sredstvo je element koji će prihvatiti elektrone, ali pored njega u reakciji mora sudjelovati i redukcijski agens koji ih donira.

Predstavljamo generalizirani algoritam pomoću kojeg možete izvršiti zadatke koji se nude maturantima srednja škola na singlu državni ispit. Pogledajmo nekoliko konkretnih primjera kako bismo shvatili da oksidacijsko sredstvo nije samo element u kompleksna supstanca, ali i jednostavna supstanca.

Prvo, morate dodijeliti oksidaciona stanja za svaki element koristeći određena pravila.

Zatim morate analizirati elemente koji nisu sudjelovali u formiranju tvari i stvoriti formule za njih. Nakon što su sve praznine eliminirane, možete nastaviti s procesom sastavljanja elektronske ravnoteže između oksidacijskog agensa i redukcijskog sredstva. Dobijeni koeficijenti se unose u jednadžbu, po potrebi dodajući ih ispred onih supstanci koje nisu uključene u bilans.

Na primjer, metodom elektronske ravnoteže potrebno je popuniti predloženu jednačinu i staviti potrebne koeficijente ispred formula.

H 2 O 2 + H 2 SO 4 + KMnO 4 = MnSO 4 + O 2 + …+…

Za početak određujemo vrijednosti oksidacijskih stanja za svako, dobivamo

H 2+ O 2 - + H 2+ S +6 O 4 -2 +K + Mn +7 O 4 -2 = Mn +2 S +6 O 4 -2 + O 2 0 + …+…

U predloženoj shemi mijenjaju se za kisik, kao i za mangan u kalijum permanganatu. Tako smo pronašli redukciono i oksidaciono sredstvo. Na desnoj strani nema tvari koja bi sadržavala kalij, pa ćemo umjesto praznina kreirati formulu za njegov sulfat.

Posljednja radnja u ovom zadatku će biti postavljanje koeficijenata.

5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 + 2KMnO 4 = 2Mn SO 4 + 5O 2 + 8H 2 O + K 2 SO 4

Kiseline, kalijum permanganat i vodikov peroksid mogu se smatrati jakim oksidantima. Svi metali pokazuju redukciona svojstva, pretvarajući se u katione sa pozitivnim nabojem tokom reakcija.

Zaključak

Procesi koji se odnose na prihvatanje i oslobađanje negativnih elektrona ne dešavaju se samo u neorganska hemija. Metabolizam koji se odvija u živim organizmima je jasan primjer pojave redoks reakcija u organskoj hemiji. To potvrđuje značaj razmatranih procesa, njihovu važnost za živu i neživu prirodu.

Mnoge tvari imaju posebna svojstva, koja se u hemiji obično nazivaju oksidirajućim ili redukcijskim.

Sam hemijske supstance ispoljavaju svojstva oksidatora, drugi - redukcionih agenasa, dok neka jedinjenja mogu da ispolje oba svojstva istovremeno (na primer, vodikov peroksid H 2 O 2).

Što su oksidacijski i redukcijski agensi, oksidacija i redukcija?

Redox svojstva tvari povezana su s procesom davanja i primanja elektrona od strane atoma, jona ili molekula.

Oksidacijsko sredstvo je supstanca koja prihvata elektrone tokom reakcije, tj. redukuje se; redukciono sredstvo - odustaje od elektrona, tj. oksidira. Procesi prijenosa elektrona s jedne supstance na drugu obično se nazivaju redoks reakcije.

Jedinjenja koja sadrže atome elemenata sa maksimalnim oksidacionim stanjem mogu biti samo oksidanti zbog ovih atoma, jer već su se odrekli svih svojih valentnih elektrona i sposobni su da prihvate samo elektrone. Maksimalno oksidaciono stanje atoma elementa jednako je broju grupe u periodnoj tablici kojoj element pripada. Jedinjenja koja sadrže atome elemenata sa minimalnim oksidacionim stanjem mogu služiti samo kao redukcioni agensi, jer su sposobna samo da doniraju elektrone, jer spoljašnji nivo energije u takvim atomima dovršava ga osam elektrona

Hemijske reakcije koje se javljaju s promjenama oksidacijskih stanja elemenata nazivaju se redoks.

Osnovni principi teorije oksidacije-redukcije

1. Proces odustajanja elektrona od strane atoma ili jona naziva se oksidacija:

S 0 - 4e - ® S 4+ (oksidacija)

Atom ili jon koji donira elektrone naziva se redukciono sredstvo (redukciono sredstvo): Zn 0 -2e - ® Zn 2+ (oksidacija).

2. Proces dodavanja elektrona atomom ili jonom naziva se redukcija: S 6+ + 8e - ® S 2- (redukcija).

Atomi ili ioni koji prihvataju elektrone nazivaju se oksidacijskim agensima (oksidacijskim sredstvom): Cl - + e - ® Cl 0 (redukcija).

Oksidaciono sredstvo se redukuje tokom reakcije, a redukciono sredstvo oksidira. Oksidacija je nemoguća ako se istovremeno s njom ne događa redukcija, i obrnuto, redukcija jedne tvari je nemoguća bez istovremene oksidacije druge.

3. U redoks procesima, broj elektrona koji se daju u procesu oksidacije uvijek mora biti jednak broju elektrona prihvaćenih u procesu redukcije.

primjer:

Cu 2+ O 2- + H 2 0 = Cu 0 + H 2 O 2-

oksidant Cu 2+ +2e - ® Cu 0 redukcija

redukciono sredstvo H 2 0 - 2e - ® 2H + oksidacija

4. Izjednačavanje broja datih i primljenih elektrona vrši se odabirom koeficijenata uz preliminarnu kompilaciju elektronske ravnotežne jednačine

primjer:

Pb 2+ S 2- + HNO 3 ® S 0 + Pb 2+ (NO 3) 2 + N 2+ O 2- + H 2 O

Reduktor S 2- - 2e - ® S 0 3 oksidacija

oksidant N 5+ + 3e - ® N 2+ 2 redukcija

3PbS + 8HNO 3 ® 3S + 3Pb(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

5. Prilikom sastavljanja jednadžbe elektronske ravnoteže potrebno je poći od broja atoma ili jona koji su uključeni u molekulu polazne tvari, a ponekad i u molekulu produkta reakcije

primjer:

K 2 Cr 2 6+ O 7 + H 2 SO 4 +KJ - ® J 2 0 + Cr 2 3+ (SO 4) 3 + K 2 SO 4 +H 2 O

Oksidant 2Cr 6+ + 6e - ® 2Cr 3+ 2 1 redukcija

redukciono sredstvo 2J - - 2e - ® J 2 0 6 3 oksidacija

6. Redox procesi se najčešće dešavaju u prisustvu medija: neutralnog, kiselog ili alkalnog.

Izbor koeficijenata u redoks reakcijama

Prilikom odabira koeficijenata mora se uzeti u obzir osnovni stav: broj elektrona koji se daju redukcijom jednak je broju elektrona dobivenih oksidacijom.

Nakon identifikacije oksidacionog agensa, redukcionog agensa, sastavlja se digitalni dijagram tranzicije elektrona (jednačina elektronske ravnoteže) do odgovarajuće jednačine reakcije.

Primjer 1. Al + Cl 2 ® AlCl 3, gdje je Al – redukciono sredstvo, Cl 2 -oksidaciono sredstvo.

Dijagram tranzicije elektrona:

Al 0 - 3e - ® Al +3 3 1 oksidacija

Cl 0 + e - ® Cl 1 1 3 redukcija

Iz ovog dijagrama je jasno da su za jedan atom aluminija koji se oksidira potrebna tri atoma klora da prihvate ova tri elektrona (vidi drugu kolonu). Dakle, za svaki atom aluminijuma potrebna su tri atoma hlora, ili za dva atoma aluminijuma tri molekula hlora. Dobijamo koeficijente:

2Al + 3Cl2 = AlCl3.

Primjer 2. N 3- H 3 + O 0 2 ® N 2+ O 2- + H 2 O, pri čemu je O 2 tipično oksidaciono sredstvo, a N 3- H 3 igra ulogu redukcionog sredstva.

Izrađujemo dijagram (elektronska ravnoteža):

N 3- - 5e - ® N +2 5 2 4 oksidacija

O 0 + 2e - ® O -2 2 5 10 oporavak

Za 4 atoma dušika potrebno je 10 atoma ili 5 molekula kisika. Dobijamo koeficijente:

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O.

Posebni slučajevi sastavljanja jednakosti za redoks reakcije

1. Ako su u reakciji broj elektrona izgubljenih od strane redukcionog sredstva i broj elektrona koje je prihvatio oksidacijski agens parni brojevi, tada se pri pronalaženju koeficijenata broj elektrona dijeli sa najvećim zajedničkim djeliteljem.

primjer:

H 2 SO 3 + HClO 3 ® H 2 SO 4 +HCl

Reduktor S +4 - 2e - ® S +6 6 3 oksidacija

oksidantCl +5 + 6e - ® Cl - 2 1 redukcija

Koeficijenti redukcionog agensa i oksidansa neće biti 2 i 6, već 1 i 3:

3H 2 SO 3 +3HClO 3 =3H 2 SO 4 +HCl.

Ako je broj elektrona izgubljenih od strane redukcionog agensa i stečenih oksidacijskim agensom neparan, a rezultat reakcije bi trebao biti čak broj atoma, tada se koeficijenti udvostručuju.

primjer:

KJ - + KMn +7 O 4 + H 2 S +6 O 4 ® J o 2 + K 2 S +6 O 4 + Mn +2 SO 4 + H 2 O

Reduktor J - -1e - ® J o 5 10 oksidacija

Koeficijenti oksidacionog agensa i redukcionog sredstva neće biti 1 i 5, već 2 i 10:

10KJ + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5J 2 + 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O.

2. Ponekad se dodatno troši redukcijsko sredstvo ili oksidacijsko sredstvo kako bi se vezali proizvodi nastali kao rezultat reakcije.

primjer:

HBr - + KMn +7 O 4 + HBr ®Br 0 2 + KBr - + Mn +2 Br 2 0 + H 2 O

Reduktor Br - - e - ® Br 0 5 10 oksidacija

oksidaciono sredstvo Mn +7 + 5e - ® Mn +2 1 2 redukcija

U ovoj reakciji deset molekula HBr reaguje kao redukcioni agensi, a šest molekula HBr je potrebno da se vežu nastale supstance (formiranje soli):

10HBr + 2KMnO 4 + 6HBr = 5Br 2 + 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O.

3. I pozitivni i negativni joni molekula redukcionog agensa oksidiraju se istovremeno.

primjer:

As 2 +3 S 3 -2 + HN +5 O 3 ® H 3 As +5 O 4 + H 2 S +6 O 4 + N +2 O + H 2 O

Ovdje se joni As +3 oksidiraju u jone As 2 +3 i istovremeno se joni S -2 oksidiraju u jone S +6, a anjoni N +5 se redukuju u N +2.

2As +3 - 4e - ® 2As +5

redukcioni agensi 3S -2 - 24e - ® 3S +6 oksidacija

oksidant N +5 + 3e - ® N +2 redukcija

U ovoj reakciji na svaka tri molekula As 2 S 3 reaguje 28 molekula HNO 3 . Ispravnost jednadžbi za reakciju provjeravamo brojanjem atoma vodika i kisika na desnoj i lijevoj strani. Tako nalazimo da u reakciju ulaze još 4 molekule vode, koje se moraju pripisati lijevoj strani jednakosti za njeno konačno snimanje:

3As 2 S 3 + 28HNO 3 + 4H 2 O = 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO 4 + 28NO

2As +3 –4e®2As +5 4

3S -2 –24e®3S + 24

Reduktanti 2As +3 + 3S -2 - 28e - ®2As +5 + 3S +6 3 oksidacija

oksidant N +5 + 3e - ®N +2 28 redukcija

4. Redukciono sredstvo i oksidaciono sredstvo su joni istog elementa, ali uključeni u sastav različitih supstanci.

primjer:

KJ - + KJ +5 O 3 + H 2 SO 4 ® J 0 2 + K 2 SO 4 + H 2 O

Reduktor J - - e - ® J 0 5 oksidacija

oksidant J +5 + 5e - ®J 0 1 redukcija

5KJ + KJO 3 + 3H 2 SO 4 = 3J 2 + 3K 2 SO 4 + 3H 2 O.

5. Redukciono sredstvo i oksidaciono sredstvo su joni istog elementa koji su deo jedne supstance (autooksidacija – samoizlečenje).

primjer:

HN +3 O 2 ® HN +5 O 3 + N +2 O + H 2 O

Redukciono sredstvo N +3 - 2e - ® N +5 1 oksidacija

oksidant N +3 + e - ® N +2 2 redukcija

Dakle, jednakost reakcije

To uključuje reakcije u kojima reagirajuće tvari razmjenjuju elektrone, čime se mijenjaju oksidacijska stanja atoma elemenata koji čine reagirajuće tvari.

Na primjer:

Zn + 2H + → Zn 2+ + H 2 ,

FeS 2 + 8HNO 3 (konc) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O,

Ogromna većina hemijske reakcije spadaju u redox, igraju izuzetno važnu ulogu.

Oksidacija je proces gubitka elektrona od strane atoma, molekula ili jona.

Ako atom odustane od svojih elektrona, on dobija pozitivan naboj:

Na primjer:

Al - 3e - = Al 3+

H 2 - 2e - = 2H +

Tokom oksidacije, oksidaciono stanje se povećava.

Ako negativno nabijeni ion (naboj -1), na primjer Cl -, preda 1 elektron, tada postaje neutralni atom:

2Cl - - 2e - = Cl 2

Ako pozitivno nabijeni ion ili atom odustane od elektrona, tada se veličina njegovog pozitivnog naboja povećava u skladu s brojem predatih elektrona:

Fe 2+ - e - = Fe 3+

Redukcija je proces dobivanja elektrona od strane atoma, molekula ili jona.

Ako atom dobije elektrone, postaje negativno nabijen ion:

Na primjer:

Sl 2 + 2e- = 2Sl -

S + 2e - = S 2-

Ako pozitivno nabijeni ion prihvati elektrone, njegov naboj se smanjuje:

Fe 3+ + e- = Fe 2+

ili može ići u neutralni atom:

Fe 2+ + 2e- = Fe 0

Oksidacijsko sredstvo je atom, molekula ili ion koji prihvata elektrone. Redukcioni agens je atom, molekula ili ion koji donira elektrone.

Oksidaciono sredstvo se redukuje tokom reakcije, redukciono sredstvo se oksidira.

Oksidacija je uvijek praćena redukcijom, i obrnuto, redukcija je uvijek povezana sa oksidacijom, što se može izraziti jednadžbama:

Redukciono sredstvo - e - ↔ Oksidant

Oksidant + e - ↔ Redukciono sredstvo

Dakle, redoks reakcije predstavljaju jedinstvo dva suprotna procesa - oksidacije i redukcije

Najvažniji redukcijski i oksidacijski agensi

Restauratori

Oksidirajuća sredstva

Metali, vodonik, ugalj Ugljen(II) monoksid CO Vodonik sulfid H 2 S, sumporov oksid (IV) SO 2, sumporna kiselina H 2 SO 3 i njene soli Jodovodonična kiselina HI, bromovodonična kiselina HBr, hlorovodonične kiseline HCl Kalaj(II) hlorid SnCl2, gvožđe(II) sulfat FeSO4, mangan(II) sulfat MnSO4, hrom(III) sulfat Cr2 (SO4) 3 Dušična kiselina HNO 2, amonijak NH 3, hidrazin N 2 H 4, dušikov oksid (II) NO Fosforna kiselina H 3 PO 3 Aldehidi, alkoholi, mravlje i oksalne kiseline, glukoza Katoda tokom elektrolize

Halogeni Kalijum permanganat KMnO 4, kalijum manganat K 2 MnO 4, mangan(IV) oksid MnO 2 Kalijum dihromat K 2 Cr 2 O 7 , kalijum hromat K 2 CrO 4 Azotna kiselina HNO 3 Kiseonik O 2, ozon O 3, vodonik peroksid H 2 O 2 Sumporna kiselina H 2 SO 4 (konc.), selenska kiselina H 2 SeO 4 Bakar(II) oksid CuO, srebro(I) oksid Ag 2 O, olovo(IV) oksid PbO 2 Joni plemenitih metala (Ag +, Au 3+, itd.) Gvožđe(III) hlorid FeCl 3 Hipohloriti, hlorati i perhlorati Aqua regia, mješavina koncentrisane dušične i fluorovodične kiseline Anoda tokom elektrolize

Metoda elektronske ravnoteže.

Za izjednačavanje OVR-a koristi se nekoliko metoda, od kojih ćemo sada razmotriti jednu - metodu elektronske ravnoteže.

Napišimo jednačinu za reakciju između aluminija i kisika:

Al + O 2 = Al 2 O 3

Nemojte da vas zavara jednostavnost ove jednadžbe. Naš zadatak je razumjeti metodu koja će vam u budućnosti omogućiti izjednačavanje mnogo složenijih reakcija.

Dakle, koja je metoda elektronske ravnoteže? Ravnoteža je jednakost. Stoga, broj elektrona koje jedan element odustane, a drugi element prihvati u datoj reakciji treba učiniti jednakim. U početku, ova količina izgleda drugačije, što se može vidjeti iz različitih oksidacijskih stanja aluminija i kisika:

Al 0 + O 2 0 = Al 2 +3 O 3 -2

Aluminijum donira elektrone (dobiće pozitivan stepen oksidacije), a kisik prihvata elektrone (stječe negativno oksidacijsko stanje). Da bi se dobilo +3 oksidacijsko stanje, atom aluminija mora dati 3 elektrona. Molekula kiseonika, da bi se pretvorila u atome kiseonika sa oksidacionim stanjem od -2, mora prihvatiti 4 elektrona:

Al 0 - 3e- = Al +3

O 2 0 + 4e- = 2O -2

Da bi broj datih i primljenih elektrona bio jednak, prva jednačina se mora pomnožiti sa 4, a druga sa 3. Da biste to učinili, dovoljno je pomeriti brojeve datih i primljenih elektrona prema vrhu i dnu linije kao što je prikazano na dijagramu iznad.

Ako sada u jednačinu stavimo koeficijent 4 koji smo pronašli ispred redukcionog agensa (Al), a koeficijent 3 koji smo našli ispred oksidacionog agensa (O 2), tada se broj datih i primljenih elektrona izjednačava i postaje jednako 12. Elektronski balans je postignut. Može se vidjeti da je potreban koeficijent 2 prije produkta reakcije Al 2 O 3. Sada je jednadžba redoks reakcije izjednačena:

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3

Sve prednosti metode elektronske ravnoteže pojavljuju se u složenijim slučajevima od oksidacije aluminija kisikom.

Na primjer, dobro poznati "kalijev permanganat" - kalijum permanganat KMnO 4 - je jako oksidacijsko sredstvo zbog atoma Mn u oksidacijskom stanju +7. Čak i anion hlora Cl – daje mu elektron, pretvarajući se u atom hlora. Ovo se ponekad koristi za proizvodnju plinovitog hlora u laboratoriji:

K + Mn +7 O 4 -2 + K + Cl - + H 2 SO 4 = Cl 2 0 + Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Kreirajmo elektronski balans dijagram:

Mn +7 + 5e- = Mn +2

2Cl - - 2e- = Cl 2 0

Dva i pet su glavni koeficijenti jednačine, zahvaljujući kojima je moguće lako odabrati sve ostale koeficijente. Ispred Cl 2 treba staviti koeficijent 5 (ili 2 × 5 = 10 prije KSl), a ispred KMnO 4 - koeficijent 2. Svi ostali koeficijenti su vezani za ova dva koeficijenta. Ovo je mnogo lakše nego djelovati jednostavnim zbijanjem brojeva.

2 KMnO 4 + 10KCl + 8H 2 SO 4 = 5 Cl 2 + 2MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O

Za izjednačavanje broja K atoma (12 atoma lijevo) potrebno je ispred K 2 SO 4 na desnoj strani jednačine staviti koeficijent 6. Konačno, za izjednačavanje kisika i vodonika dovoljno je da stavimo koeficijent 8 ispred H 2 SO 4 i H 2 O. Dobijamo jednačinu u konačnom obliku.

Metoda elektronske ravnoteže, kao što vidimo, ne isključuje uobičajen izbor koeficijenata u jednadžbi redoks reakcija, ali može značajno olakšati takav odabir.

Sastavljanje jednadžbe za reakciju bakra sa rastvorom paladijum (II) nitrata. Zapišimo formule početnih i konačnih supstanci reakcije i pokažimo promjene u oksidacijskim stanjima:

iz čega slijedi da su sa redukcijskim i oksidacijskim sredstvom koeficijenti jednaki 1. Konačna jednadžba reakcije je:

Cu + Pd(NO 3) 2 = Cu(NO 3) 2 + Pd

Kao što vidite, elektroni se ne pojavljuju u ukupnoj jednadžbi reakcije.

Da bismo provjerili ispravnost jednačine, brojimo broj atoma svakog elementa u njegovoj desnoj i lijevoj strani. Na primjer, na desnoj strani ima 6 atoma kisika, na lijevoj također 6 atoma; paladijum 1 i 1; bakar je takođe 1 i 1. To znači da je jednačina ispravno napisana.

Prepišimo ovu jednačinu u ionskom obliku:

Cu + Pd 2+ + 2NO 3 - = Cu 2+ + 2NO 3 - + Pd

I nakon redukcije identičnih jona dobijamo

Cu + Pd 2+ = Cu 2+ + Pd

Izrada jednadžbe reakcije za interakciju mangan (IV) oksida sa koncentriranom hlorovodoničnom kiselinom

(hlor se proizvodi ovom reakcijom u laboratoriji).

Zapišimo formule početne i krajnje supstance reakcije:

HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Pokažimo promjenu oksidacijskih stanja atoma prije i poslije reakcije:

Ova reakcija je redoks, jer se oksidaciona stanja atoma hlora i mangana mijenjaju. HCl je redukcijski agens, MnO 2 je oksidant. Sastavljamo elektronske jednačine:

i pronađite koeficijente za redukciono sredstvo i oksidaciono sredstvo. Oni su, respektivno, jednaki 2 i 1. Koeficijent 2 (a ne 1) je postavljen jer 2 atoma hlora sa oksidacionim stanjem od -1 daju 2 elektrona. Ovaj koeficijent je već u elektronskoj jednačini:

2HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Nalazimo koeficijente za druge reagirajuće supstance. Od elektronske jednačine vidi se da za 2 mola HCl postoji 1 mol MnO 2. Međutim, uzimajući u obzir da je potrebno još 2 mola kiseline za vezanje nastalog dvostruko nabijenog jona mangana, ispred reduktora treba staviti koeficijent 4. Tada će se dobiti 2 mola vode. Konačna jednačina je

4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O

Provjera ispravnosti pisanja jednadžbe može se ograničiti na brojanje atoma jednog elementa, na primjer klora: na lijevoj strani ima 4, a na desnoj strani 2 + 2 = 4.

Budući da metoda ravnoteže elektrona prikazuje jednadžbe reakcije u molekularnom obliku, nakon kompilacije i verifikacije treba ih napisati u ionskom obliku.

Prepišimo sastavljenu jednačinu u ionskom obliku:

4N + + 4Sl - + MnO 2 = Sl 2 + Mn 2 + + 2Sl - + 2N 2 O

a nakon poništavanja identičnih jona sa obe strane jednačine dobijamo

4H + + 2Cl - + MnO 2 = Cl 2 + Mn 2 + + 2H 2 O

Sastavljanje jednadžbe reakcije za interakciju sumporovodika sa zakiseljenim rastvorom kalijum permanganata.

Napišimo shemu reakcije - formule polaznih i rezultirajućih tvari:

H 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 → S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Zatim prikazujemo promjenu oksidacijskih stanja atoma prije i poslije reakcije:

Mijenjaju se oksidacijska stanja atoma sumpora i mangana (H 2 S je redukcijski agens, KMnO 4 je oksidacijski agens). Sastavljamo elektronske jednačine, tj. Prikazujemo procese gubitka i dobijanja elektrona:

I konačno, nalazimo koeficijente za oksidant i redukcioni agens, a zatim i za ostale reaktante. Iz elektronskih jednadžbi jasno je da treba uzeti 5 mol H 2 S i 2 mol KMnO 4, a zatim dobijamo 5 mola S atoma i 2 mola MnSO 4. Osim toga, iz poređenja atoma na lijevoj i desnoj strani jednačine, nalazimo da nastaje 1 mol K 2 SO 4 i 8 mol vode. Konačna jednačina reakcije će biti

5N 2 S + 2KMnO 4 + ZN 2 SO 4 = 5S + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8N 2 O

Ispravnost pisanja jednadžbe potvrđuje se prebrojavanjem atoma jednog elementa, na primjer kisika; na lijevoj strani je 2 4 + 3 4 = 20, a na desnoj strani je 2 4 + 4 + 8 = 20.

Prepisujemo jednačinu u ionskom obliku:

5H 2 S + 2MnO 4 - + 6H + = 5S + 2Mn 2+ + 8H 2 O

Poznato je da je ispravno napisana jednadžba reakcije izraz zakona održanja mase tvari. Stoga broj istih atoma u polaznim materijalima i produktima reakcije mora biti isti. Naboji se također moraju sačuvati. Zbir naelektrisanja polaznih supstanci mora uvek biti jednak zbiru naelektrisanja produkta reakcije.

Metoda ravnoteže elektrona i jona je univerzalnija u odnosu na metodu ravnoteže elektrona i ima neospornu prednost u odabiru koeficijenata u mnogim redoks reakcijama, posebno onima koje uključuju organska jedinjenja, u kojem je čak i postupak određivanja oksidacijskih stanja vrlo složen.

OVR klasifikacija

Postoje tri glavne vrste redoks reakcija:

1) Intermolekularne oksidaciono-redukcione reakcije
(kada su oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo različite supstance);

2) Reakcije disproporcionalnosti
(kada ista supstanca može poslužiti kao oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo);

3) Intramolekularne oksidaciono-redukcione reakcije
(kada jedan dio molekule djeluje kao oksidacijski agens, a drugi kao redukcijski agens).>

Pogledajmo primjere tri vrste reakcija.

1. Intermolekularne oksidaciono-redukcione reakcije su sve reakcije o kojima smo već govorili u ovom paragrafu.
Pogledajmo još malo težak slučaj, kada se ne može sav oksidacijski agens potrošiti u reakciji, budući da je dio uključen u uobičajenu - ne-redox reakciju izmjene:

Cu 0 + H + N +5 O 3 -2 = Cu +2 (N +5 O 3 -2) 2 + N +2 O -2 + H 2 O

Neke čestice NO 3 - učestvuju u reakciji kao oksidaciono sredstvo, stvarajući dušikov oksid NO, a dio NO 3 - iona nepromijenjeni prelaze u jedinjenje bakra Cu(NO 3) 2. Kreirajmo elektronsku ravnotežu:

Cu 0 - 2e- = Cu +2

N +5 + 3e- = N +2

Stavimo koeficijent 3 pronađen za bakar ispred Cu i Cu(NO 3) 2. Ali koeficijent 2 treba staviti samo ispred NO, jer je sav dušik prisutan u njemu učestvovao u redoks reakciji. Bilo bi pogrešno staviti faktor 2 ispred HNO 3, jer ova supstanca uključuje i one atome azota koji ne učestvuju u oksidaciono-redukciji i deo su proizvoda Cu(NO 3) 2 (čestice NO 3 - ovdje se ponekad naziva "jon" -posmatrač").

Preostali koeficijenti mogu se lako odabrati koristeći one koji su već pronađeni:

3 Cu + 8HNO 3 = 3 Cu(NO 3) 2 + 2 NO + 4H 2 O

2. Reakcije disproporcionalnosti nastaju kada su molekuli iste supstance sposobne oksidirati i reducirati jedni druge. To postaje moguće ako tvar sadrži atome bilo kojeg elementa u srednjem oksidacionom stanju.

Posljedično, oksidacijsko stanje može se smanjiti ili povećati. Na primjer:

HN +3 O 2 = HN +5 O 3 + N +2 O + H 2 O

Ova reakcija se može zamisliti kao reakcija između HNO 2 i HNO 2 kao oksidacijskog agensa i redukcijskog agensa i korištenjem metode ravnoteže elektrona:

HN +3 O 2 + HN +3 O 2 = HN +5 O3 + N +2 O + H 2 O

N +3 - 2e- = N +5

N +3 + e- = N +2

Dobijamo jednačinu:

2HNO 2 + 1HNO 2 = 1 HNO 3 + 2 NO + H 2 O

Ili, dodavanjem molova HNO 2 zajedno:

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

Intramolekularne oksidaciono-redukcione reakcije nastaju kada su oksidirajući atomi i redukcijski atomi susjedni u molekulu. Razmotrite dekompoziciju bertolet soli KClO 3 kada se zagrije:

KCl +5 O 3 -2 = KCl - + O 2 0

Ova jednačina također ispunjava zahtjeve elektronske ravnoteže:

Cl +5 + 6e- = Cl -

2O -2 - 2e- = O 2 0

Ovdje nastaje poteškoća - koji od dva pronađena koeficijenta treba staviti ispred KClO 3 - na kraju krajeva, ovaj molekul sadrži i oksidant i redukcijski agens?

U takvim slučajevima, pronađeni koeficijenti se stavljaju ispred proizvoda:

KClO 3 = 2KCl + 3O 2

Sada je jasno da KClO 3 mora prethoditi faktorom 2.

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2

Intramolekularna reakcija razgradnje bertolet soli pri zagrijavanju se koristi u proizvodnji kisika u laboratoriju.

Metoda polureakcije

Kao što ime govori, ova metoda se zasniva na sastavljanju ionskih jednačina za proces oksidacije i procesa redukcije, a zatim ih zbrajaju u ukupnu jednačinu.
Kao primjer, napravimo jednačinu za istu reakciju koja je korištena za objašnjenje metode elektronske ravnoteže.
Kada se sumporovodik H 2 S propušta kroz zakiseljeni rastvor kalijum permanganata KMnO 4, grimizna boja nestaje i rastvor postaje mutan.
Iskustvo pokazuje da zamućenje rastvora nastaje kao rezultat stvaranja elementarnog sumpora, tj. tok procesa:

H 2 S → S + 2H +

Ova shema je izjednačena brojem atoma. Da biste izjednačili po broju naboja, trebate oduzeti dva elektrona s lijeve strane dijagrama, nakon čega možete zamijeniti strelicu znakom jednakosti:

H 2 S - 2e - = S + 2H +

Ovo je prva polu-reakcija - proces oksidacije redukcionog sredstva H 2 S.

Promjena boje otopine povezana je s prijelazom jona MnO 4 - (ima grimiznu boju) u ion Mn 2+ (gotovo bezbojan i samo pri visokim koncentracijama ima blijedo ružičastu boju), što se može izraziti dijagram

MnO 4 - → Mn 2+

U kiseloj otopini kisik, koji je dio jona MnO 4, zajedno sa ionima vodonika na kraju formira vodu. Stoga pišemo proces tranzicije ovako:

MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O

Da bi se strelica zamijenila znakom jednakosti, naboji se također moraju izjednačiti. Pošto početne supstance imaju sedam pozitivnih naboja (7+), a konačne supstance imaju dva pozitivna naboja (2+), onda da bi se ispunio uslov očuvanja naelektrisanja, na levu stranu dijagrama treba dodati pet elektrona:

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

Ovo je druga polureakcija - proces redukcije oksidacionog sredstva, tj. permanganat jon

Za kompajliranje opšta jednačina reakciju, potrebno je sabrati jednačine polureakcije pojam po član, prethodno izjednačivši brojeve datih i primljenih elektrona. U ovom slučaju, prema pravilima za pronalaženje najmanjeg višekratnika, određuju se odgovarajući faktori kojima se množe jednačine polu-reakcije. Skraćeni oblik je sljedeći:

I, smanjenjem za 10H +, konačno dobijamo

5H 2 S + 2MnO 4 - + 6H + = 5S + 2Mn 2+ + 8H 2 O

Provjeravamo ispravnost jednačine sastavljene u jonskom obliku: broj atoma kisika na lijevoj strani je 8, na desnoj strani 8; broj punjenja: na lijevoj strani (2-)+(6+) = 4+, na desnoj strani 2(2+) = 4+. Jednačina je ispravno napisana, pošto su atomi i naboji jednaki.

Koristeći metodu polu-reakcije, jednadžba reakcije se sastavlja u ionskom obliku. Da bismo prešli s nje na jednadžbu u molekularnom obliku, radimo ovo: na lijevoj strani jonske jednadžbe odabiremo odgovarajući kation za svaki anion, a za svaki kation - anion. Zatim upisujemo iste ione u istom broju na desnoj strani jednadžbe, nakon čega kombiniramo ione u molekule:

Dakle, sastavljanje jednadžbi za redoks reakcije metodom polureakcije dovodi do istog rezultata kao i metoda ravnoteže elektrona.

Hajde da uporedimo obe metode. Prednost metode polureakcije u odnosu na metodu elektronske ravnoteže je u tome što. da ne koristi hipotetičke jone, već one koji postoje. Zapravo, u otopini nema jona, ali ima jona.

Kod metode polureakcije nije potrebno znati oksidacijsko stanje atoma.

Pisanje pojedinačnih jednačina ionske polu-reakcije je neophodno za razumijevanje kemijskih procesa u galvanskoj ćeliji i u elektrolizi. Ovom metodom vidljiva je uloga sredine kao aktivnog učesnika u celokupnom procesu. Konačno, kada koristite metodu polu-reakcije, ne morate znati sve rezultirajuće tvari; one se pojavljuju u jednadžbi reakcije kada se ona izvede. Stoga metodu polureakcija treba dati prednost i koristiti pri sastavljanju jednadžbi za sve redoks reakcije koje se javljaju u vodenim otopinama.

OSNOVE TEORIJSKE HEMIJE

10. Redox reakcije

Redox reakcije u otopinama.

Hemijske reakcije koje se javljaju s promjenom stupnja oksidacije elemenata koji čine reagirajuće tvari nazivaju se redoks.

Oksidacija

- je proces odustajanja elektrona od strane atoma, molekula ili jona. Ako atom odustane od svojih elektrona, on dobija pozitivan naboj: l - , odustane od 1 elektrona, tada postaje neutralni atom:

Ako pozitivno nabijeni ion ili atom odustane od elektrona, tada se veličina njegovog pozitivnog naboja povećava u skladu s brojem predatih elektrona:

Redukcija je proces dobivanja elektrona od strane atoma, molekula ili jona.

Ako atom dobije elektrone, tada se pretvara u negativno nabijeni ion:

Ako pozitivno nabijeni ion prihvati elektrone, njegov naboj se smanjuje:

ili može ići u neutralni atom:

Oksidirajuće sredstvo

prihvatanje elektrona. Restaurator je atom, molekula ili ion, doniranje elektrona.

Oksidator

tokom reakcije se redukuje, redukciono sredstvo oksidira.

Treba imati na umu da razmatranje oksidacije (redukcije) kao procesa davanja (i prihvatanja) elektrona od strane atoma ili jona ne odražava uvijek pravu situaciju, jer u mnogim slučajevima ne dolazi do potpunog prijenosa elektrona, već samo do pomicanja elektrona. elektronski oblak od jednog atoma do drugog.

Međutim, za sastavljanje jednadžbi za redoks reakcije nije bitno koja se veza formira - jonska ili kovalentna. Stoga ćemo, radi jednostavnosti, govoriti o dodavanju ili doniranju elektrona, bez obzira na vrstu veze.

Određivanje stehiometrijskih koeficijenata u jednadžbama redoks reakcija. Prilikom sastavljanja jednadžbe za redoks reakciju potrebno je odrediti redukcijsko sredstvo, oksidacijsko sredstvo i broj datih i primljenih elektrona. Po pravilu, koeficijenti se biraju bilo kojom od metoda elektronski balans

, ili metoda elektron-jonski balans (ponekad se ovo drugo naziva metodom polureakcije ).

Kao primjer sastavljanja jednadžbi za redoks reakcije, razmotrite proces oksidacije pirita koncentriranom dušičnom kiselinom.

Prije svega, odredimo produkte reakcije.

HNO3 je jako oksidacijsko sredstvo, tako da će sumpor oksidirati do svog maksimalnog oksidacijskog stanja S 6+, a gvožđe - do Fe 3+, dok je HNO 3 može oporaviti do N0 ili NE 2. Mi ćemo izabrati N O:

Gdje će se nalaziti

H2O (sa lijeve ili desne strane), još ne znamo.

1. Prvo se prijavite metoda ravnoteže elektron-jona

(polureakcije). Ova metoda razmatra prijenos elektrona s jednog atoma ili jona na drugi, uzimajući u obzir prirodu medija (kiselog, alkalnog ili neutralnog) u kojem se reakcija odvija.

Prilikom sastavljanja jednadžbi za procese oksidacije i redukcije, da bi se izjednačio broj atoma vodika i kisika, uvode se ili molekule vode i vodikovi ioni (ovisno o mediju) (ako je sredina kisela), ili molekule vode i hidroksidnih jona (ako je okolina alkalna). Shodno tome, u rezultirajućim produktima, na desnoj strani jednadžbe elektron-jona nalazit će se ioni vodika i molekuli vode (kisela sredina) ili hidroksidni joni i molekuli vode (alkalna sredina).

To je Prilikom pisanja elektron-jonskih jednačina, mora se polaziti od sastava jona koji su stvarno prisutni u otopini. Osim toga, kao iu pripremi skraćenih ionskih jednačina, tvari su slabo disocirane, slabo topljive ili se oslobađaju u obliku plina. treba pisati u molekularnom obliku.

Razmotrimo polu-reakciju oksidacije za naš slučaj. Molekula

FeS 2 pretvara u Fe jon 3+ (F e(N O 3) 3 potpuno disocira na ione, zanemarujemo hidrolizu) i dva jona SO 4 2 - (disocijacija H 2 SO 4):

Da biste izjednačili kiseonik, dodajte 8 H molekula na lijevu stranu

2 O, a desno - 16 H jona+ (kisela sredina):

Naelektrisanje na levoj strani je 0, naelektrisanje na desnoj strani je +15, dakle

FeS 2 mora odustati od 15 elektrona:

Pogledajmo sada polureakciju redukcije nitratnog jona:

Mora biti oduzeto

N O 3 2 atoma O. Da biste to učinili, dodajte 4 H jona na lijevu stranu 1+ (kisela sredina), a desno - 2 molekula H 2 O:

Za izjednačavanje naboja na lijevoj strani (naboj

+3) dodati 3 elektrona:

Konačno imamo:

Skraćivanjem oba dijela za 16H

+ i 8H 2 Oh, dobijamo skraćenu ionsku jednačinu za redoks reakciju:

Dodavanjem odgovarajućeg broja jona na obje strane jednačine

NE 3 - i H+ nalazimo molekularnu jednačinu reakcije:

Imajte na umu da nikada niste morali da odredite oksidaciono stanje elemenata da biste odredili broj datih i primljenih elektrona. Osim toga, uzeli smo u obzir utjecaj okoline i automatski utvrdili da je H

2 O je na desnoj strani jednačine. Ono što je sigurno je da je ova metoda mnogo više u skladu sa hemijskim značenjem od standardne metode elektronske ravnoteže, iako je ovo drugo nešto lakše razumjeti.

2. Izjednačimo ovu reakciju metodom elektronski balans . Proces oporavka je opisan:

Teže je napraviti shemu oksidacije, jer se dva elementa oksidiraju odjednom -

Fe i S. Možemo dodijeliti oksidacijsko stanje 2+ željezu, 1- sumporu i uzeti u obzir da postoje dva atoma S po atomu Fe:

Moguće je, međutim, odustati od određivanja oksidacijskih stanja i napisati dijagram koji podsjeća na dijagram

Desna strana ima punjenje od +15, lijeva - 0, dakle

FeS 2 mora odustati od 15 elektrona. Bilježimo ukupni bilans:

pet molekula HNO

3 idi na oksidaciju FeS2, i još tri molekula HNO3 neophodno za obrazovanje Fe(N O 3) 3:

Da bismo izjednačili vodonik i kiseonik, dodajemo dva H molekula na desnu stranu

2 O:

Metoda ravnoteže elektronskih jona je univerzalnija u odnosu na metodu elektronske ravnoteže i ima neospornu prednost u odabiru koeficijenata

in mnoge redoks reakcije, posebno one koje uključuju organska jedinjenja, u kojima je čak i postupak za određivanje oksidacionih stanja vrlo složen.

Razmotrimo, na primjer, proces oksidacije etilena koji se događa kada se prođe vodeni rastvor kalijum permanganat. Kao rezultat, etilen se oksidira u etilen glikol HO-

CH 2 - CH 2 -OH, a permanganat se redukuje u mangan (IV) oksid, osim toga, kao što će biti očigledno iz konačna jednačina ravnoteža, kalijev hidroksid se takođe formira na desnoj strani:

Nakon potrebnih redukcija sličnih članova, zapisujemo jednačinu u njenom konačnom molekularnom obliku

Standardni potencijali za redoks reakcije.

Mogućnost da se bilo koja redoks reakcija odvija u realnim uslovima je zbog više razloga: temperature, prirode oksidacionog agensa i redukcionog agensa, kiselosti sredine, koncentracije supstanci koje učestvuju u reakciji, itd. teško je uzeti u obzir sve ove faktore, ali imajući na umu da se svaka redoks reakcija događa s prijenosom elektrona iz redukcijskog agensa u oksidacijsko sredstvo, može se ustanoviti kriterij za mogućnost takve reakcije.

Kvantitativne karakteristike redoks procesa su normalni redoks potencijali oksidacijskih i redukcijskih sredstava (ili standardni potencijali elektrode).

Da bi se razumjelo fizičko-hemijsko značenje takvih potencijala, potrebno je analizirati takozvane elektrohemijske procese.

Hemijski procesi praćeni pojavom električna struja ili uzrokovane njime nazivaju se elektrohemijskim.

Da bismo razumjeli prirodu elektrohemijskih procesa, razmotrimo nekoliko prilično jednostavnih situacija. Zamislimo metalnu ploču uronjenu u vodu. Pod uticajem polarnih molekula U prisustvu vode, joni metala se odvajaju od površine ploče i hidrirani prelaze u tečnu fazu. Potonji je pozitivno naelektrisan i metalna ploča pojavljuje se višak elektrona. Što se proces dalje odvija, naplata postaje veća

, i ploča i tečna faza.

Zbog elektrostatičkog privlačenja kationa otopine i viška metalnih elektrona, na granici faza nastaje takozvani dvostruki električni sloj, koji inhibira daljnji prijelaz metalnih jona u tečnu fazu. Konačno, dolazi trenutak kada se uspostavlja ravnoteža između rastvora i metalne ploče, što se može izraziti jednadžbom:

ili uzimajući u obzir hidrataciju jona u rastvoru:

Stanje ove ravnoteže zavisi od prirode metala, koncentracije njegovih jona u rastvoru, temperature i

pritisak.

Kada je metal uronjen ne u vodu, već u rastvor soli ovog metala, ravnoteža se, u skladu sa Le Chatelierovim principom, pomera ulevo i što je veća koncentracija metalnih jona u rastvoru, to je veća koncentracija . Aktivni metali, čiji joni imaju dobru sposobnost prelaska u rastvor, u ovom slučaju će biti negativno naelektrisani, ali u manjoj meri nego u čistoj vodi.

Ravnoteža se može pomjeriti udesno ako se na ovaj ili onaj način uklone elektroni iz metala. To će uzrokovati otapanje metalne ploče. Naprotiv, ako se elektroni dovode na metalnu ploču izvana, tada će se ioni taložiti na nju

od rješenje.

Kada se metal uroni u otopinu, na granici se formira dvostruki električni sloj. Razlika potencijala koja nastaje između metala i okolne tečne faze naziva se elektrodni potencijal. Ovaj potencijal je karakteristika redoks sposobnosti metala u obliku čvrste faze.

U izolovanom atomu metala (stanje jednoatomske pare koje se javlja na visokim temperaturama i visoki stepeni razrjeđivanje) redoks svojstva karakterizira druga veličina koja se naziva jonizacijski potencijal. Jonizacijski potencijal je energija potrebna za uklanjanje elektrona iz izoliranog atoma.

Apsolutna vrijednost potencijala elektrode ne može se izmjeriti direktno. Istovremeno, nije teško izmjeriti razliku potencijala elektrode koja se javlja u sistemu koji se sastoji od dva para metal-rastvor. Takvi parovi se nazivaju poluelementi . Dogovorili smo se da odredimo elektrodne potencijale metala u odnosu na takozvanu standardnu ​​vodikovu elektrodu, čiji je potencijal proizvoljno uzet jednak nuli. Standardna vodikova elektroda sastoji se od posebno pripremljene platinske ploče uronjene u kiseli rastvor sa koncentracijom vodikovih jona od 1 mol/l i isprane strujom gasovitog vodonika pod pritiskom od 10

5 Pa, na temperaturi od 25 °C.

Raspon standardnih elektrodnih potencijala.

Ako se metalna ploča uronjena u otopinu svoje soli s koncentracijom metalnih iona jednakom 1 mol/l spoji na standardnu ​​vodikovu elektrodu, dobije se galvanska ćelija. Karakterizira elektromotorna sila ovog elementa (EMF), mjerena na 25 °C standard potencijal elektrode metal, obično označen kao E°.

Standardni potencijali elektroda koje djeluju kao redukcioni agensi u odnosu na vodonik imaju predznak “-”, a znak “+” imaju standardne potencijale elektroda koje djeluju kao oksidanti.

Metali raspoređeni u rastućem redosledu svojih standardnih elektrodnih potencijala formiraju tzv elektrohemijski naponski niz metala :Li, Rb, K, Va, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

Odlikuje se niz napona Hemijska svojstva metali:

1. Što je negativniji potencijal elektrode metala, to je veća njegova redukciona sposobnost.

2. Svaki metal je sposoban da istisne (reducira) iz rastvora soli one metale koji stoje unutra elektrohemijske serije metalna naprezanja nakon njega.

3. Svi metali koji imaju negativan standardni potencijal elektrode, odnosno koji se nalaze u elektrohemijskom nizu napona metala lijevo od vodonika, sposobni su da ga istisnu iz kiselih otopina.

Kao iu slučaju određivanja E° vrijednosti metala, E° vrijednosti nemetala se mjere na temperaturi od 25°C i pri koncentraciji svih atomskih i molekularnih vrsta uključenih u ravnotežu od 1 mol/ l.

Algebarska vrijednost standardnog redoks potencijala karakterizira oksidativnu aktivnost odgovarajućeg oksidiranog oblika. Zbog toga Poređenje vrijednosti standardnih redoks potencijala omogućava nam da odgovorimo na pitanje: da li se javlja ova ili ona redoks reakcija?

Kvantitativni kriterij za procjenu mogućnosti nastanka određene redoks reakcije je pozitivna vrijednost razlike u standardnim redoks potencijalima polureakcija oksidacije i redukcije.

Elektroliza rastvora.

Skup redoks reakcija koje se javljaju na elektrodama u otopinama ili topljenima elektrolita kada se kroz njih propušta električna struja naziva se elektroliza.

Na katodi izvora struje dolazi do procesa prijenosa elektrona na katione iz otopine ili taline, stoga katoda je “redukciono sredstvo”. Prema tome, na anodi elektrone odaju anjoni anoda je „oksidaciono sredstvo“.

Tokom elektrolize, konkurentski procesi se mogu javiti i na anodi i na katodi.

Kada se elektroliza provodi pomoću inertne (nepotrošne) anode (na primjer, grafita ili platine), u pravilu se nadmeću dva oksidativna i dva redukcijska procesa:

na anodi - oksidacija anjona i hidroksidnih jona,

na katodi - redukcija katjona i vodikovih jona.

Kada se elektroliza provodi pomoću aktivne (potrošne) anode, proces postaje složeniji, a konkurentske reakcije na elektrodama su:

na anodi - oksidacija anjona i hidroksidnih jona, anodno otapanje metala - materijala anode;

na katodi - redukcija kationa soli i vodikovih jona, redukcija metalnih kationa dobivenih otapanjem anode.

Prilikom odabira najvjerovatnijeg procesa na anodi i katodi treba poći od stava da će teći reakcija koja zahtijeva najmanju količinu energije. Osim toga, za odabir najvjerovatnijeg procesa na anodi i katodi tokom elektrolize otopina soli inertnom elektrodom, koriste se sljedeća pravila:

Na anodi se mogu formirati sljedeći proizvodi: a) tokom elektrolize rastvora koji sadrže F anjone - , SO 4 2- , N O 3 - , RO 4 3 - , kao i alkalne otopine, oslobađa se kisik; b) tokom oksidacije C anjona l - , V r - , ja-oslobađaju se hlor, brom i jod;c) prilikom oksidacije anjona organskih kiselina dolazi do procesa:

2. Tokom elektrolize rastvora soli koji sadrže jone koji se nalaze u naponskom nizu lijevo od Al

3+ , na katodi se oslobađa vodonik; ako se ion nalazi u naponskom nizu desno od vodonika, tada se metal taloži na katodi.

3. Tokom elektrolize rastvora soli koji sadrži jone koji se nalaze u naponskom opsegu između

Al+ i H+ , konkurentski procesi redukcije kationa i evolucije vodonika mogu se pojaviti na katodi.

Razmotrimo, kao primjer, elektrolizu vodene otopine bakrenog klorida na inertnim elektrodama. U rastvoru se nalaze Cu joni

2+ i 2Cl - koji se pod uticajem električne struje usmeravaju na odgovarajuće elektrode:

Metalni bakar se oslobađa na katodi, a gasni hlor se oslobađa na anodi.

Ako je u razmatranom primjeru elektrolize otopine

CuCl2 uzmimo bakarnu ploču kao anodu, tada se bakar oslobađa na katodi, a na anodi, gdje se odvijaju procesi oksidacije, umjesto pražnjenja C iona l - i oslobađanjem hlora dolazi do oksidacije anode (bakar). U ovom slučaju, sama anoda se rastvara i to u obliku Cu jonaprelazi u rešenje. Elektroliza CuCl2 sa rastvorljivom anodom može se napisati na sledeći način:

Elektroliza rastvora soli sa rastvorljivom anodom svodi se na oksidaciju anodnog materijala (njegovo otapanje) i praćena je prelaskom metala sa anode na katodu. Ovo svojstvo se široko koristi u rafiniranju (čišćenju) metala od zagađivača.

Elektroliza taline. Za dobivanje visoko aktivnih metala (natrijum, aluminij, magnezij, kalcij, itd.), koji lako stupaju u interakciju s vodom, koristi se elektroliza rastopljenih soli ili oksida:

Ako propuštate električnu struju kroz vodeni rastvor soli aktivni metal I oksigenisana kiselina, tada se ne ispuštaju ni katjoni metala ni ioni kiselinskog ostatka. Na katodi se oslobađa vodonik,

i dalje anoda sadrži kiseonik, a elektroliza se svodi na elektrolitičku razgradnju vode.

Elektroliza otopina elektrolita energetski je povoljnija od taline, jer se elektroliti - soli i alkalije - tope na vrlo visokim temperaturama.

Faradejev zakon elektrolize.

Ovisnost količine tvari koja nastaje pod utjecajem električne struje o vremenu, jakosti struje i prirodi elektrolita može se utvrditi na osnovu generaliziranog Faradejev zakon :

Gdje T - masa supstance koja nastaje tokom elektrolize (g); E je ekvivalentna masa supstance (g/mol); M - molarna masa supstance (g/mol); P- broj datih ili primljenih elektrona;

I - jačina struje (A); t- trajanje procesa(S); F - Faradejeva konstanta,karakterizira količinu električne energije koja je potrebna za oslobađanje 1 ekvivalentne mase tvari(F= 96,500 C/mol = 26,8 A×h/mol).