Ένας οξειδωτικός παράγοντας και ένας αναγωγικός παράγοντας χρησιμοποιούνται για τη διαμόρφωση αντιδράσεων στην οργανική και ανόργανη χημεία. Ας εξετάσουμε τα κύρια χαρακτηριστικά τέτοιων αλληλεπιδράσεων, να προσδιορίσουμε τον αλγόριθμο για την κατάρτιση της εξίσωσης και την τοποθέτηση των συντελεστών.

Ορισμοί

Οξειδωτής είναι άτομο ή ιόν που, όταν αλληλεπιδρά με άλλα στοιχεία, δέχεται ηλεκτρόνια. Η διαδικασία αποδοχής ηλεκτρονίων ονομάζεται μείωση και σχετίζεται με μείωση της κατάστασης οξείδωσης.

Όχι στο μάθημα οργανική χημεία εξετάζονται δύο βασικές μέθοδοι καθορισμού συντελεστών. Ο αναγωγικός παράγοντας και ο οξειδωτικός παράγοντας στις αντιδράσεις προσδιορίζονται με σύνθεση ηλεκτρονικό ισοζύγιο ή με τη μέθοδο μισής αντίδρασης. Ας εξετάσουμε λεπτομερέστερα την πρώτη μέθοδο ταξινόμησης των συντελεστών στο OVR.

Καταστάσεις οξείδωσης

Πριν από τον προσδιορισμό του οξειδωτικού παράγοντα στην αντίδραση, είναι απαραίτητο να διευθετηθούν οι καταστάσεις οξειδώσεως όλων των στοιχείων στις ουσίες που συμμετέχουν στον μετασχηματισμό. Αντιπροσωπεύει το φορτίο ενός ατόμου ενός στοιχείου, υπολογιζόμενο σύμφωνα με ορισμένους κανόνες. Σε πολύπλοκες ουσίες, το άθροισμα όλων των καταστάσεων θετικής και αρνητικής οξείδωσης πρέπει να είναι μηδέν. Για τα μέταλλα των κύριων υποομάδων, αντιστοιχεί στο σθένος και έχει θετική τιμή.

Για μη μέταλλα, τα οποία βρίσκονται στο τέλος του τύπου, ο βαθμός καθορίζεται αφαιρώντας τον αριθμό ομάδας από οκτώ και έχει αρνητική τιμή.

Σε απλές ουσίες, είναι ίσο με το μηδέν, καθώς δεν υπάρχει διαδικασία αποδοχής ή διακοπής ηλεκτρονίων.

Σύνθετες συνδέσεις που αποτελούνται από πολλές χημικά στοιχεία, οι μαθηματικοί υπολογισμοί χρησιμοποιούνται για τον προσδιορισμό των καταστάσεων οξείδωσης.

Έτσι, ένας οξειδωτικός παράγοντας είναι ένα άτομο που, κατά τη διαδικασία της αλληλεπίδρασης, μειώνει την οξειδωτική του κατάσταση και ένας αναγωγικός παράγοντας, αντίθετα, αυξάνει την αξία του.

Παραδείγματα RIA

Το κύριο χαρακτηριστικό των εργασιών που σχετίζονται με τη διάταξη των συντελεστών στις αντιδράσεις οξειδοαναγωγής είναι ο προσδιορισμός των χαμένων ουσιών και η προετοιμασία των τύπων τους. Ένας οξειδωτικός παράγοντας είναι ένα στοιχείο που δέχεται ηλεκτρόνια, αλλά επιπλέον αυτού, ένας αναγωγικός παράγοντας πρέπει να συμμετέχει στην αντίδραση, δίνοντάς τους μακριά.

Εδώ είναι ένας γενικευμένος αλγόριθμος με τον οποίο μπορείτε να εκτελέσετε εργασίες που προσφέρονται σε αποφοίτους γυμνασίου σε ένα μόνο κρατική εξέταση... Ας δούμε μερικά συγκεκριμένα παραδείγματα για να καταλάβουμε ότι ο οξειδωτής δεν είναι μόνο ένα στοιχείο σύνθετη ουσίααλλά και μια απλή ουσία.

Πρώτον, είναι απαραίτητο να τακτοποιηθούν οι τιμές της κατάστασης οξείδωσης για κάθε στοιχείο χρησιμοποιώντας συγκεκριμένους κανόνες.

Στη συνέχεια, πρέπει να αναλύσετε τα στοιχεία που δεν συμμετείχαν στο σχηματισμό ουσιών και να καταρτίσετε τύπους για αυτές. Αφού εξαλειφθούν όλα τα κενά, μπορείτε να προχωρήσετε στη διαδικασία κατάρτισης μιας ηλεκτρονικής ισορροπίας μεταξύ του οξειδωτικού παράγοντα και του αναγωγικού παράγοντα. Οι συντελεστές που λαμβάνονται τοποθετούνται στην εξίσωση, εάν είναι απαραίτητο, προσθέτοντάς τους πριν από τις ουσίες που δεν περιλαμβάνονται στο υπόλοιπο.

Για παράδειγμα, χρησιμοποιώντας τη μέθοδο ηλεκτρονικής ισορροπίας, είναι απαραίτητο να ολοκληρωθεί η προτεινόμενη εξίσωση, να τοποθετηθούν οι απαραίτητοι συντελεστές μπροστά από τους τύπους.

H 2 O 2 + H 2 SO 4 + KMnO 4 \u003d MnSO 4 + O 2 +… +…

Κατ 'αρχάς, καθορίζουμε τις τιμές των καταστάσεων οξείδωσης για κάθε μία

H2+ O 2 - + H 2+ S +6 O 4 -2 + K + Mn +7 O 4 -2 \u003d Mn +2 S +6 O 4 -2 + O 2 0 +… +…

Στο προτεινόμενο σχήμα, αλλάζουν για το οξυγόνο, καθώς και για το μαγγάνιο στο υπερμαγγανικό κάλιο. Έτσι, βρήκαμε έναν αναγωγικό παράγοντα και έναν οξειδωτικό παράγοντα. Στη δεξιά πλευρά, δεν υπάρχει ουσία στην οποία θα υπήρχε κάλιο, οπότε αντί για κενά θα συνθέσουμε τον τύπο για το θειικό του.

Το τελευταίο βήμα σε αυτήν την εργασία θα είναι να τοποθετήσετε τις πιθανότητες.

5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 + 2KMnO 4 \u003d 2Mn SO 4 + 5O 2 + 8H 2 O + K 2 SO 4

Οξέα, υπερμαγγανικό κάλιο, υπεροξείδιο του υδρογόνου μπορούν να θεωρηθούν ως ισχυρά οξειδωτικά. Όλα τα μέταλλα παρουσιάζουν μειωτικές ιδιότητες, μετατρέποντας τις αντιδράσεις σε κατιόντα με θετικό φορτίο.

συμπέρασμα

Οι διαδικασίες που σχετίζονται με την αποδοχή και την απελευθέρωση αρνητικών ηλεκτρονίων συμβαίνουν όχι μόνο στο ανόργανη χημεία... Ο μεταβολισμός, που πραγματοποιείται σε ζωντανούς οργανισμούς, είναι μια ενδεικτική παραλλαγή της πορείας των οξειδοαναγωγικών αντιδράσεων στην οργανική χημεία. Αυτό επιβεβαιώνει τη σημασία των εξεταζόμενων διαδικασιών, τη σημασία τους για τη ζωή και τη άψυχη φύση.

Πολλές ουσίες έχουν ειδικές ιδιότητες, οι οποίες στη χημεία ονομάζονται συνήθως οξειδωτικές ή αναγωγικές.

Μερικοί ΧΗΜΙΚΕΣ ΟΥΣΙΕΣ εμφανίζουν τις ιδιότητες των οξειδωτικών παραγόντων, άλλοι - αναγωγικούς παράγοντες, ενώ ορισμένες ενώσεις μπορούν να παρουσιάσουν και τις δύο ιδιότητες ταυτόχρονα (για παράδειγμα, υπεροξείδιο του υδρογόνου Н 2 О 2).

Τι είναι οξειδωτικός παράγοντας και αναγωγικός παράγοντας, οξείδωση και αναγωγή;

Οι ιδιότητες οξειδοαναγωγής μιας ουσίας σχετίζονται με τη διαδικασία παροχής και λήψης ηλεκτρονίων από άτομα, ιόντα ή μόρια.

Ένας οξειδωτικός παράγοντας είναι μια ουσία που λαμβάνει ηλεκτρόνια κατά τη διάρκεια μιας αντίδρασης, δηλαδή, μειώνεται. αναγωγικός παράγοντας - εγκαταλείπει τα ηλεκτρόνια, δηλαδή οξειδώνεται. Οι διαδικασίες μεταφοράς ηλεκτρονίων από μια ουσία στην άλλη συνήθως ονομάζονται αντιδράσεις οξειδοαναγωγής.

Οι ενώσεις που περιέχουν άτομα στοιχείων με τη μέγιστη κατάσταση οξείδωσης μπορούν να είναι μόνο οξειδωτικοί παράγοντες λόγω αυτών των ατόμων, επειδή έχουν ήδη εγκαταλείψει όλα τα ηλεκτρόνια σθένους και είναι σε θέση να δέχονται μόνο ηλεκτρόνια. Η μέγιστη κατάσταση οξείδωσης ενός ατόμου ενός στοιχείου είναι ίση με τον αριθμό ομάδας στον περιοδικό πίνακα στον οποίο ανήκει αυτό το στοιχείο. Οι ενώσεις που περιέχουν άτομα στοιχείων με ελάχιστη κατάσταση οξείδωσης μπορούν να χρησιμεύσουν μόνο ως αναγωγικοί παράγοντες, δεδομένου ότι είναι ικανές μόνο να δώσουν ηλεκτρόνια, επειδή το εξωτερικό επίπεδο ενέργειας αυτών των ατόμων συμπληρώνεται από οκτώ ηλεκτρόνια

Οι χημικές αντιδράσεις που συμβαίνουν με μια αλλαγή στις οξειδωτικές καταστάσεις των στοιχείων ονομάζονται redox.

Οι κύριες διατάξεις της θεωρίας της μείωσης της οξείδωσης

1. Η διαδικασία της δωρεάς ηλεκτρονίων από ένα άτομο ή ένα ιόν ονομάζεται οξείδωση:

S 0 - 4e - ® S 4+ (οξείδωση)

Το άτομο ή το ιόν που δωρίζει ηλεκτρόνια ονομάζεται αναγωγικός παράγοντας (αναγωγικός παράγοντας): Zn 0 -2e - ® Zn 2+ (οξείδωση).

2. Η διαδικασία σύνδεσης ηλεκτρονίων από άτομο ή ιόν ονομάζεται αναγωγή: S 6+ + 8e - ® S 2- (μείωση).

Τα άτομα ή τα ιόντα που δέχονται ηλεκτρόνια ονομάζονται οξειδωτικοί παράγοντες (οξειδωτικός παράγοντας): Cl - + e - ® Cl 0 (αναγωγή).

Ο οξειδωτικός παράγοντας ανάγεται κατά τη διάρκεια της αντίδρασης και ο αναγωγικός παράγοντας οξειδώνεται. Η οξείδωση είναι αδύνατη χωρίς μείωση που συμβαίνει ταυτόχρονα με αυτήν, και αντίστροφα, η μείωση μιας ουσίας είναι αδύνατη χωρίς ταυτόχρονη οξείδωση μιας άλλης.

3. Στις διαδικασίες οξειδοαναγωγής, ο αριθμός των ηλεκτρονίων που δίδονται στη διαδικασία οξείδωσης πρέπει πάντα να είναι ίσος με τον αριθμό των ηλεκτρονίων που δίδονται στη διαδικασία αναγωγής.

Παράδειγμα:

Cu 2+ O 2- + H 2 0 \u003d Cu 0 + H 2 O 2-

οξειδωτικός παράγοντας Cu 2+ + 2e - ® Cu 0 μείωση

αναγωγικός παράγοντας H 2 0 - 2e - ® 2H + οξείδωση

4. Η εξίσωση του αριθμού των ηλεκτρονίων που δίδονται και λαμβάνονται γίνεται επιλέγοντας συντελεστές με προκαταρκτική κατάρτιση της ηλεκτρονικής εξίσωσης ισορροπίας

Παράδειγμα:

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

Αναγωγικός παράγοντας S 2- - 2e - ® S 0 3 οξείδωση

οξειδωτικός παράγοντας N 5+ + 3e - ® N 2+ 2 μείωση

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

5. Κατά την κατάρτιση της εξίσωσης της ηλεκτρονικής ισορροπίας, είναι απαραίτητο να προχωρήσετε από τόσα άτομα ή ιόντα όσο βρίσκονται στο μόριο της αρχικής ουσίας και μερικές φορές στο μόριο των προϊόντων αντίδρασης

Παράδειγμα:

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

Οξειδωτικός παράγοντας 2Cr 6+ + 6e - ® 2Cr 3+ 2 1 μείωση

αναγωγικός παράγοντας 2J - - 2e - ® J 2 0 6 3 οξείδωση

6. Οι διαδικασίες redox εμφανίζονται συχνότερα παρουσία περιβάλλοντος: ουδέτερου, όξινου ή αλκαλικού.

Επιλογή συντελεστών σε αντιδράσεις οξειδοαναγωγής

Κατά την επιλογή των συντελεστών, πρέπει να ληφθεί υπόψη το κύριο σημείο: ο αριθμός των ηλεκτρονίων που δίδονται με αναγωγή είναι ίσος με τον αριθμό των ηλεκτρονίων που λαμβάνονται με οξείδωση.

Μετά την αναγνώριση ενός οξειδωτικού παράγοντα, ενός αναγωγικού παράγοντα, ένα ψηφιακό σχήμα της μετάβασης ηλεκτρονίων (εξίσωση ηλεκτρονικής ισορροπίας) καταρτίζεται στην αντίστοιχη ισότητα αντίδρασης.

Παράδειγμα 1.Al + Cl 2 ® AlCl3, όπου Al – αναγωγικός παράγοντας, οξειδωτικός παράγοντας Cl2.

Σχέδιο μετάβασης ηλεκτρονίων:

Al 0 - 3e - ® Al +3 3 1 οξείδωση

Μείωση Cl 0 + e - ® Cl 1 1 3

Από αυτό το διάγραμμα φαίνεται ότι ένα άτομο οξειδωμένου αργιλίου απαιτεί τρία άτομα χλωρίου, τα οποία αντιλαμβάνονται αυτά τα τρία ηλεκτρόνια (βλέπε τη δεύτερη στήλη). Επομένως, για κάθε άτομο αλουμινίου, χρειάζονται τρία άτομα χλωρίου ή για δύο άτομα αλουμινίου, τρία μόρια χλωρίου. Παίρνουμε τους συντελεστές:

2Al + 3Cl 2 \u003d AlCl3.

Παράδειγμα 2. N 3- H 3 + O 0 2 ® N 2+ O 2- + H2O, όπου το O2 είναι ένας τυπικός οξειδωτικός παράγοντας και το N3- H3 παίζει το ρόλο ενός αναγωγικού παράγοντα.

Σχεδιάζουμε ένα διάγραμμα (ηλεκτρονικό ισοζύγιο):

N 3- - 5e - ® N +2 5 2 4 οξείδωση

Μείωση O 0 + 2e - ® O -2 2 5 10

4 άτομα αζώτου απαιτούν 10 άτομα ή 5 μόρια οξυγόνου. Παίρνουμε τους συντελεστές:

4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O.

Ειδικές περιπτώσεις για την κατάρτιση των ίσων αντιδράσεων οξειδοαναγωγής

1. Εάν στην αντίδραση ο αριθμός των ηλεκτρονίων που χάνονται από τον αναγωγικό παράγοντα και ο αριθμός των ηλεκτρονίων που λαμβάνονται από τον οξειδωτικό παράγοντα είναι ίσοι αριθμοί, τότε κατά την εύρεση των συντελεστών, ο αριθμός των ηλεκτρονίων διαιρείται με τον κοινό μεγαλύτερο διαιρέτη.

Παράδειγμα:

H2SO3 + HClO 3 ® H2SO4 + HCl

Αναγωγικός παράγοντας S +4 - 2е - ® S +6 6 3 οξείδωση

οξειδωτικός παράγοντας Cl +5 + 6e - ® Cl - 2 1 μείωση

Οι συντελεστές του αναγωγικού παράγοντα και του οξειδωτικού παράγοντα δεν θα είναι 2 και 6, αλλά 1 και 3:

3H2SO3 + 3HClO 3 \u003d 3H2SO4 + HCl.

Εάν ο αριθμός των ηλεκτρονίων που χάνονται από τον αναγωγικό παράγοντα και αποκτώνται από τον οξειδωτικό παράγοντα είναι μονός και η αντίδραση θα πρέπει να έχει ως αποτέλεσμα έναν ομοιόμορφο αριθμό ατόμων, τότε οι συντελεστές διπλασιάζονται.

Παράδειγμα:

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

Αναγωγικός παράγοντας J - -1e - ® J o 5 10 οξείδωση

Οι συντελεστές για τον οξειδωτικό παράγοντα και τον αναγωγικό παράγοντα δεν θα είναι 1 και 5, αλλά 2 και 10:

10KJ + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 \u003d 5J 2 + 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O.

2. Μερικές φορές καταναλώνεται ένας αναγωγικός παράγοντας ή οξειδωτικός παράγοντας για δέσμευση των προϊόντων που σχηματίζονται ως αποτέλεσμα της αντίδρασης.

Παράδειγμα:

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

Αναγωγικός παράγοντας οξείδωση Br - e - ® Br 0 5 10

οξειδωτικός παράγοντας Μn +7 + 5e - ® Μn +2 1 2 μείωση

Σε αυτήν την αντίδραση, δέκα μόρια HBr αντιδρούν ως αναγωγικοί παράγοντες και χρειάζονται έξι μόρια HBr για να δεσμεύσουν τις προκύπτουσες ουσίες (σχηματισμός άλατος):

10HBr + 2KMnO 4 + 6HBr \u003d 5Br 2 + 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O.

3. Τόσο τα θετικά όσο και τα αρνητικά ιόντα του αναγωγικού μορίου οξειδώνονται ταυτόχρονα.

Παράδειγμα:

Ως 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

Εδώ, τα ιόντα As +3 οξειδώνονται σε ιόντα As 2 +3 και ταυτόχρονα τα ιόντα S -2 οξειδώνονται σε ιόντα S +6 και τα ανιόντα Ν +5 μειώνονται σε Ν +2.

2Аs +3 - 4e - ® 2Аs +5

αναγωγικοί παράγοντες 3S -2 - 24e - ® 3S +6 οξείδωση

οξειδωτής N +5 + 3e - ® N +2 μείωση

Σε αυτήν την αντίδραση, για κάθε τρία μόρια As 2 S3, 28 μόρια HNO3 αντιδρούν. Ελέγχουμε την ορθότητα της κατάρτισης των ισοδυναμιών αντίδρασης μετρώντας τα άτομα υδρογόνου και οξυγόνου στη δεξιά και την αριστερή πλευρά. Έτσι, διαπιστώνουμε ότι 4 ακόμη μόρια νερού εισέρχονται στην αντίδραση, η οποία πρέπει να αποδοθεί στην αριστερή πλευρά της εξίσωσης για την τελική της καταγραφή:

3As 2 S 3 + 28HNO 3 + 4H 2 O \u003d 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO 4 + 28NO

2As +3 –4e®2As +5 4

3S -2 –24e®3S + 24

Αναγωγικοί παράγοντες 2As +3 + 3S -2 - 28e - ®2As +5 + 3S +6 3 οξείδωση

οξειδωτικός παράγοντας N +5 + 3e - ®N +2 28 μείωση

4. Ένας αναγωγικός παράγοντας και ένας οξειδωτικός παράγοντας είναι ιόντα του ίδιου στοιχείου, αλλά που αποτελούν μέρος διαφορετικών ουσιών.

Παράδειγμα:

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

Αναγωγικός παράγοντας J - - e - ® J 0 5 οξείδωση

οξειδωτικός παράγοντας J +5 + 5e - ®J 0 1 μείωση

5KJ + KJO 3 + 3H 2 SO 4 \u003d 3J 2 + 3K 2 SO 4 + 3H 2 O.

5. Ένας αναγωγικός παράγοντας και ένας οξειδωτικός παράγοντας είναι ιόντα του ίδιου στοιχείου που αποτελούν μέρος μίας ουσίας (αυτο-οξείδωση - αυτο-αναγωγή).

Παράδειγμα:

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

Αναγωγικός παράγοντας οξείδωση N +3 - 2e - ® N +5 1

μείωση οξειδωτικού παράγοντα N +3 + e - ® N +2 2

Επομένως, η ισότητα της αντίδρασης

Αυτές περιλαμβάνουν αντιδράσεις στις οποίες οι αντιδρώντες ουσίες ανταλλάσσουν ηλεκτρόνια, ενώ αλλάζουν την κατάσταση οξείδωσης των ατόμων των στοιχείων που απαρτίζουν τις αντιδρώντες ουσίες.

Για παράδειγμα:

Zn + 2H + → Zn 2+ + H 2,

FeS 2 + 8HNO 3 (συμπ.) \u003d Fe (NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O,

Συντριπτική πλειοψηφία χημικές αντιδράσεις είναι redox, παίζουν εξαιρετικά σημαντικό ρόλο.

Η οξείδωση είναι η διαδικασία δωρεάς ηλεκτρονίων από άτομο, μόριο ή ιόν.

Εάν ένα άτομο δωρίζει τα ηλεκτρόνια του, τότε αποκτά ένα θετικό φορτίο:

Για παράδειγμα:

Al - 3e - \u003d Al 3+

H 2 - 2e - \u003d 2Η +

Η οξείδωση αυξάνει την κατάσταση οξείδωσης.

Εάν ένα αρνητικά φορτισμένο ιόν (φόρτιση -1), για παράδειγμα Cl -, παραδίδει 1 ηλεκτρόνιο, τότε γίνεται ουδέτερο άτομο:

2Cl - - 2e - \u003d Cl 2

Εάν ένα θετικά φορτισμένο ιόν ή άτομο δωρίζει ηλεκτρόνια, τότε η τιμή του θετικού φορτίου αυξάνεται ανάλογα με τον αριθμό των δωρημένων ηλεκτρονίων:

Fe 2+ - e - \u003d Fe 3+

Η αναγωγή είναι η διαδικασία σύνδεσης ηλεκτρονίων σε άτομο, μόριο ή ιόν.

Εάν ένα άτομο συνδέει ηλεκτρόνια, τότε μετατρέπεται σε αρνητικά φορτισμένο ιόν:

Για παράδειγμα:

2l 2 + 2- \u003d 2Сl -

S + 2e - \u003d S 2-

Εάν ένα θετικά φορτισμένο ιόν δέχεται ηλεκτρόνια, τότε η τιμή του φορτίου του μειώνεται:

Fe 3+ + e- \u003d Fe 2+

ή μπορεί να πάει σε ένα ουδέτερο άτομο:

Fe 2+ + 2e- \u003d Fe 0

Ένας οξειδωτικός παράγοντας είναι ένα άτομο, μόριο ή ιόν που δέχεται ηλεκτρόνια. Ένας αναγωγικός παράγοντας είναι ένα άτομο, μόριο ή ιόν που δωρίζει ηλεκτρόνια.

Ο οξειδωτικός παράγοντας ανάγεται κατά τη διάρκεια της αντίδρασης, ο αναγωγικός παράγοντας οξειδώνεται.

Η οξείδωση συνοδεύεται πάντα από αναγωγή και το αντίστροφο, η μείωση συνδέεται πάντα με την οξείδωση, η οποία μπορεί να εκφραστεί από τις εξισώσεις:

Αναγωγικός παράγοντας - e - ↔ Οξειδωτικός παράγοντας

Οξειδωτικό + e - ↔ Αναγωγικός παράγοντας

Επομένως, οι αντιδράσεις οξειδοαναγωγής είναι μια ενότητα δύο αντίθετων διαδικασιών - οξείδωση και μείωση

Οι πιο σημαντικοί αναγωγικοί και οξειδωτικοί παράγοντες

Μειώνοντας παράγοντες

Οξειδωτικά

Μέταλλα, υδρογόνο, άνθρακας Μονοξείδιο του άνθρακα (II) CO Υδροθειώδες H2S, θείο (IV) οξείδιο SO 2, θειικό οξύ H2S03 και τα άλατά του Υδροϊωδικό οξύ HI, Υδροβρωμικό οξύ HBr, υδροχλωρικό οξύ ΗΟΙ Χλωριούχο κασσίτερο (II) SnCl2, θειικός σίδηρος (II) FeSO4, θειικό μαγγάνιο (II) MnS04, θειικό χρώμιο (III) Cr2 (SO 4) 3 Νιτρικό οξύ HNO2, αμμωνία NH3, υδραζίνη N2H4, νιτρικό οξείδιο (II) ΟΧΙ Φωσφορικό οξύ H 3 PO 3 Αλδεϋδες, αλκοόλες, μυρμηκικά και οξαλικά οξέα, γλυκόζη Κάθοδος ηλεκτρόλυσης

Αλογόνα Υπερμαγγανικό κάλιο KMnO 4, μαγγανικό κάλιο K2 MnO4, οξείδιο μαγγανίου (IV) MnO 2 Διχρωμικό κάλιο K 2 Cr 2 O 7, χρωμικό κάλιο K2 CrO4 Νιτρικό οξύ HNO 3 Οξυγόνο O 2, όζον O 3, υπεροξείδιο του υδρογόνου Н 2 О 2 Θειικό οξύ H2S04 (συμπ.), Σεληνικό οξύ H2SO4 Οξείδιο χαλκού (II) CuO, οξείδιο αργύρου (I) Ag 2 O, οξείδιο μολύβδου (IV) PbO 2 Ιόντα ευγενών μετάλλων (Ag +, Au 3+, κ.λπ.) Χλωριούχος σίδηρος (III) FeCl3 Υποχλωριώδη, χλωρικά και υπερχλωρικά Tsarskaya βότκα, ένα μείγμα συμπυκνωμένου νιτρικού και υδροφθορικού οξέος Άνοδος ηλεκτρόλυσης

Μέθοδος ηλεκτρονικής ισορροπίας.

Για την εξισορρόπηση του RVR, χρησιμοποιούνται διάφορες μέθοδοι, από τις οποίες θα εξετάσουμε μία για τώρα - τη μέθοδο ηλεκτρονικής ισορροπίας.

Ας γράψουμε την εξίσωση για την αντίδραση μεταξύ αλουμινίου και οξυγόνου:

Al + O 2 \u003d Al 2 O 3

Μην ξεγελιέστε από την απλότητα αυτής της εξίσωσης. Ο στόχος μας είναι να καταλάβουμε μια μέθοδο που στο μέλλον θα σας επιτρέψει να εξισώσετε πολύ πιο περίπλοκες αντιδράσεις.

Ποια είναι λοιπόν η μέθοδος ηλεκτρονικής ισορροπίας; Η ισορροπία είναι ισότητα. Επομένως, ο αριθμός των ηλεκτρονίων που παραδίδει ένα στοιχείο και ένα άλλο στοιχείο λαμβάνει σε αυτήν την αντίδραση θα πρέπει να γίνει ο ίδιος. Αρχικά, αυτή η ποσότητα φαίνεται διαφορετική, η οποία είναι εμφανής από τις διαφορετικές καταστάσεις οξείδωσης του αλουμινίου και του οξυγόνου:

Al 0 + O 2 0 \u003d Al 2 +3 O 3 -2

Το αλουμίνιο δωρίζει ηλεκτρόνια (αποκτά μια θετική κατάσταση οξείδωσης) και το οξυγόνο δέχεται ηλεκτρόνια (αποκτά μια αρνητική κατάσταση οξείδωσης). Για να πάρει την κατάσταση οξείδωσης +3, το άτομο αλουμινίου πρέπει να δώσει 3 ηλεκτρόνια. Ένα μόριο οξυγόνου, προκειμένου να μετατραπεί σε άτομα οξυγόνου με κατάσταση οξείδωσης -2, πρέπει να δέχεται 4 ηλεκτρόνια:

Al 0 - 3e- \u003d Al +3

O 2 0 + 4e- \u003d 2O -2

Για την εξισορρόπηση του αριθμού των ηλεκτρονίων που έχουν δωρηθεί και ληφθεί, η πρώτη εξίσωση πρέπει να πολλαπλασιαστεί επί 4 και η δεύτερη με το 3. Για να γίνει αυτό, αρκεί να μετακινήσετε τον αριθμό των ηλεκτρονίων που δωρίστηκαν και έλαβαν στις άνω και κάτω γραμμές όπως φαίνεται στο το παραπάνω διάγραμμα.

Εάν τώρα στην εξίσωση βάζουμε τον συντελεστή 4 που βρήκαμε μπροστά από τον αναγωγικό παράγοντα (Al) και τον συντελεστή 3 που βρήκαμε μπροστά από τον οξειδωτικό παράγοντα (O2), τότε ο αριθμός των ηλεκτρονίων που δίδονται και λαμβάνονται λαμβάνονται και γίνεται ίσο με το 12. Η ηλεκτρονική ισορροπία επιτυγχάνεται. Μπορεί να φανεί ότι απαιτείται ένας παράγοντας 2 πριν από το προϊόν αντίδρασης Al 2 O 3. Τώρα η εξίσωση της οξειδοαναγωγικής αντίδρασης είναι ίση με:

4Al + 3O 2 \u003d 2Al 2 O 3

Όλα τα πλεονεκτήματα της μεθόδου ηλεκτρονικής ισορροπίας εκδηλώνονται σε πιο περίπλοκες περιπτώσεις από την οξείδωση του αλουμινίου με οξυγόνο.

Για παράδειγμα, το γνωστό "υπερμαγγανικό κάλιο" - υπερμαγγανικό κάλιο KMnO4 - είναι ένας ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας λόγω του ατόμου Mn στην κατάσταση οξείδωσης +7. Ακόμα και το ανιόν χλωρίου Cl - του δίνει ένα ηλεκτρόνιο, μετατρέποντας σε άτομο χλωρίου. Μερικές φορές χρησιμοποιείται για την παραγωγή αερίου χλωρίου στο εργαστήριο:

K + Mn +7 O 4 -2 + K + Cl - + H 2 SO 4 \u003d Cl 2 0 + Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Ας καταρτίσουμε ένα ηλεκτρονικό διάγραμμα ισορροπίας:

Μη +7 + 5e- \u003d Μη +2

2Cl - - 2e- \u003d Cl 2 0

Δύο και πέντε είναι οι κύριοι συντελεστές της εξίσωσης, χάρη στον οποίο είναι δυνατή η εύκολη επιλογή όλων των άλλων συντελεστών. Πριν από το Cl 2, θα πρέπει να βάλετε έναν συντελεστή 5 (ή 2 × 5 \u003d 10 πριν από το KСl) και πριν από το KMnO 4 - έναν παράγοντα 2. Όλοι οι άλλοι παράγοντες συνδέονται με αυτούς τους δύο παράγοντες. Αυτό είναι πολύ πιο εύκολο από την απλή επανάληψη των αριθμών.

2 KMnO 4 + 10KCl + 8H 2 SO 4 \u003d 5 Cl 2 + 2MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O

Για να εξισώσετε τον αριθμό των ατόμων Κ (12 άτομα στα αριστερά), πρέπει να βάλετε έναν παράγοντα 6 μπροστά από το K2S04 στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης. Τέλος, για να εξισώσετε το οξυγόνο και το υδρογόνο, αρκεί να βάλετε ένας συντελεστής 8 μπροστά από τα H 2 SO 4 και H 2 O. Έχουμε την εξίσωση σε τελική μορφή.

Η μέθοδος ηλεκτρονικής ισορροπίας, όπως βλέπουμε, δεν αποκλείει τη συνήθη επιλογή συντελεστών στις εξισώσεις των αντιδράσεων οξειδοαναγωγής, αλλά μπορεί να διευκολύνει σημαντικά μια τέτοια επιλογή.

Κατάρτιση της εξίσωσης για την αντίδραση του χαλκού με ένα διάλυμα νιτρικού παλλαδίου (II). Ας γράψουμε τους τύπους των αρχικών και τελικών ουσιών της αντίδρασης και να δείξουμε τις αλλαγές στις καταστάσεις οξείδωσης:

από το οποίο προκύπτει ότι με έναν αναγωγικό παράγοντα και έναν οξειδωτικό παράγοντα οι συντελεστές είναι ίσοι με 1. Η τελική εξίσωση αντίδρασης:

Cu + Pd (NO 3) 2 \u003d Cu (NO 3) 2 + Pd

Όπως φαίνεται, τα ηλεκτρόνια δεν εμφανίζονται στη συνολική εξίσωση αντίδρασης.

Για να ελέγξουμε την ορθότητα της εξίσωσης που συντάχθηκε, μετράμε τον αριθμό ατόμων κάθε στοιχείου στη δεξιά και αριστερή πλευρά του. Για παράδειγμα, στη δεξιά πλευρά υπάρχουν 6 άτομα οξυγόνου, στην αριστερή πλευρά υπάρχουν επίσης 6 άτομα. παλλάδιο 1 και 1; ο χαλκός είναι επίσης 1 και 1. Άρα η εξίσωση είναι σωστή.

Ξαναγράφουμε αυτήν την εξίσωση σε ιοντική μορφή:

Cu + Pd 2+ + 2NO 3 - \u003d Cu 2+ + 2NO 3 - + Pd

Και αφού μειώσουμε τα ίδια ιόντα

Cu + Pd 2+ \u003d Cu 2+ + Pd

Διαμόρφωση της εξίσωσης αντίδρασης για την αλληλεπίδραση του οξειδίου του μαγγανίου (IV) με το συμπυκνωμένο υδροχλωρικό οξύ

(με τη βοήθεια αυτής της αντίδρασης στο εργαστήριο, λαμβάνεται χλώριο).

Ας γράψουμε τους τύπους των αρχικών και τελικών ουσιών της αντίδρασης:

НCl + МnО 2 → Сl 2 + MnСl 2 + Н 2 О

Ας δείξουμε την αλλαγή στις καταστάσεις οξείδωσης των ατόμων πριν και μετά την αντίδραση:

Αυτή η αντίδραση είναι μια αντίδραση οξειδοαναγωγής, καθώς οι καταστάσεις οξείδωσης των ατόμων χλωρίου και μαγγανίου αλλάζουν. Το НCl είναι αναγωγικός παράγοντας, το Mn2 είναι οξειδωτικός παράγοντας. Συνθέτουμε ηλεκτρονικές εξισώσεις:

και βρείτε τους συντελεστές για τον αναγωγικό παράγοντα και τον οξειδωτικό παράγοντα. Είναι αντίστοιχα ίσες με 2 και 1. Ο συντελεστής 2 (και όχι 1) ορίζεται επειδή 2 άτομα χλωρίου με κατάσταση οξείδωσης -1 δίνουν 2 ηλεκτρόνια. Αυτός ο συντελεστής υπάρχει ήδη στην ηλεκτρονική εξίσωση:

2HCl + MnO 2 → Сl 2 + MnСl 2 + Н 2 О

Βρίσκουμε τους συντελεστές για άλλα αντιδραστήρια. Του ηλεκτρονικές εξισώσεις μπορεί να φανεί ότι υπάρχει 1 mol MnO2 ανά 2 mol HCl. Ωστόσο, δεδομένου ότι για να δεσμευτεί το προκύπτον διπλό φορτισμένο ιόν μαγγανίου, χρειάζονται άλλα 2 mol οξέος, ένας συντελεστής 4 πρέπει να τοποθετηθεί μπροστά από τον αναγωγικό παράγοντα. Η τελική εξίσωση είναι

4НCl + МnО 2 \u003d Сl 2 + MnСl 2 + 2Н 2 О

Ο έλεγχος της ορθογραφίας μιας εξίσωσης μπορεί να περιοριστεί στην μέτρηση του αριθμού των ατόμων ενός στοιχείου, για παράδειγμα χλώριο: 4 στα αριστερά και 2 + 2 \u003d 4 στα δεξιά.

Δεδομένου ότι η μέθοδος ηλεκτρονικής ισορροπίας απεικονίζει τις εξισώσεις αντίδρασης σε μοριακή μορφή, μετά τη συλλογή και την επαλήθευση, θα πρέπει να είναι γραμμένες σε ιοντική μορφή.

Ας ξαναγράψουμε αυτήν την εξίσωση σε ιοντική μορφή:

4Н + + 4Сl - + МnО 2 \u003d Сl 2 + Мn 2 + + 2Сl - + 2Н 2 О

και μετά την ακύρωση πανομοιότυπων ιόντων και στις δύο πλευρές της εξίσωσης που λαμβάνουμε

4Н + + 2Сl - + МnО 2 \u003d Сl 2 + Мn 2 + + 2Н 2 О

Κατάρτιση της εξίσωσης για την αντίδραση της αλληλεπίδρασης του υδρόθειου με ένα οξινισμένο διάλυμα υπερμαγγανικού καλίου.

Ας γράψουμε το σχήμα αντίδρασης - τους τύπους των ουσιών έναρξης και λήψης:

Н 2 S + КМnO 4 + Н 2 SO 4 → S + МnSО 4 + К 2 SO 4 + Н 2 О

Στη συνέχεια, δείχνουμε την αλλαγή στις καταστάσεις οξείδωσης των ατόμων πριν και μετά την αντίδραση:

Οι καταστάσεις οξείδωσης των ατόμων θείου και μαγγανίου αλλάζουν (το H2S είναι ένας αναγωγικός παράγοντας, το KMnO4 είναι ένας οξειδωτικός παράγοντας). Συνθέτουμε ηλεκτρονικές εξισώσεις, δηλαδή απεικονίζουμε τις διαδικασίες ανάκρουσης και προσάρτησης ηλεκτρονίων:

Και τέλος, βρίσκουμε τους συντελεστές για τον οξειδωτικό παράγοντα και τον αναγωγικό παράγοντα, και στη συνέχεια για άλλα αντιδραστήρια. Από τις ηλεκτρονικές εξισώσεις μπορεί να φανεί ότι είναι απαραίτητο να ληφθούν 5 mol Н 2 S και 2 mol КМnО 4, τότε λαμβάνουμε 5 mol S ατόμων και 2 mol МnSО 4. Επιπλέον, συγκρίνοντας τα άτομα στην αριστερή και τη δεξιά πλευρά της εξίσωσης, βρίσκουμε ότι σχηματίζονται επίσης 1 mol K2S04 και 8 mol νερού. Η τελική εξίσωση της αντίδρασης θα είναι

5H 2 S + 2KMnO 4 + ZN 2 SO 4 \u003d 5S + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

Η ορθότητα της γραφής της εξίσωσης επιβεβαιώνεται μετρώντας τα άτομα ενός στοιχείου, για παράδειγμα, οξυγόνου. στην αριστερή πλευρά τους 2 4 + 3 4 \u003d 20 και στη δεξιά πλευρά 2 4 + 4 + 8 \u003d 20.

Ξαναγράφουμε την εξίσωση σε ιοντική μορφή:

5H 2 S + 2MnO 4 - + 6H + \u003d 5S + 2Mn 2+ + 8H 2 O

Είναι γνωστό ότι μια σωστά γραπτή εξίσωση αντίδρασης είναι μια έκφραση του νόμου διατήρησης της μάζας των ουσιών. Επομένως, ο αριθμός των ίδιων ατόμων στα αρχικά υλικά και τα προϊόντα αντίδρασης πρέπει να είναι ο ίδιος. Οι χρεώσεις πρέπει επίσης να διατηρηθούν. Το άθροισμα των φορτίων των πρώτων υλών πρέπει πάντα να είναι ίσο με το άθροισμα των φορτίων των προϊόντων αντίδρασης.

Η μέθοδος εξισορρόπησης ηλεκτρονίων-ιόντων είναι πιο ευέλικτη από τη μέθοδο ηλεκτρονικής ισορροπίας και έχει αναμφισβήτητο πλεονέκτημα στην επιλογή συντελεστών σε πολλές αντιδράσεις οξειδοαναγωγής, ιδίως ΟΡΓΑΝΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ, στην οποία ακόμη και η διαδικασία προσδιορισμού των καταστάσεων οξείδωσης είναι πολύ περίπλοκη.

Ταξινόμηση OVR

Υπάρχουν τρεις κύριοι τύποι αντιδράσεων οξειδοαναγωγής:

1) Αντιδράσεις μείωσης της διαμοριακής οξείδωσης
(όταν ο οξειδωτικός παράγοντας και ο αναγωγικός παράγοντας είναι διαφορετικές ουσίες) ·

2) Αντιδράσεις δυσαναλογίας
(όταν η ίδια ουσία μπορεί να χρησιμεύσει ως οξειδωτικός παράγοντας και αναγωγικός παράγοντας) ·

3) Αντιδράσεις μείωσης της ενδομοριακής οξείδωσης
(όταν το ένα μέρος του μορίου δρα ως οξειδωτικός παράγοντας και το άλλο ως αναγωγικός παράγοντας).\u003e

Ας εξετάσουμε παραδείγματα τριών τύπων αντιδράσεων.

1. Οι αντιδράσεις της διαμοριακής μείωσης της οξείδωσης είναι όλες οι αντιδράσεις που έχουμε ήδη εξετάσει σε αυτήν την παράγραφο.
Σκεφτείτε λίγο περισσότερο δύσκολη υπόθεση, όταν δεν μπορεί να καταναλωθεί όλη η οξειδωτική ουσία στην αντίδραση, καθώς μέρος του εμπλέκεται στη συνήθη - αντίδραση ανταλλαγής μη-οξειδοαναγωγής:

Cu 0 + H + N +5 O 3 -2 \u003d Cu +2 (N +5 O 3 -2) 2 + N +2 O -2 + H 2 O

Μέρος των σωματιδίων ΝΟ 3 - συμμετέχει στην αντίδραση ως οξειδωτικός παράγοντας, δίνοντας οξείδιο του αζώτου ΝΟ και μέρος των ιόντων ΝΟ 3 - αμετάβλητο, μπαίνει στην ένωση χαλκού Cu (ΝΟ 3) 2. Ας συνθέσουμε ένα ηλεκτρονικό υπόλοιπο:

Cu 0 - 2e- \u003d Cu +2

N +5 + 3e- \u003d N +2

Ας βάλουμε τον συντελεστή 3 που βρέθηκε για τον χαλκό μπροστά από το Cu και το Cu (NO 3) 2. Όμως ο συντελεστής 2 πρέπει να τοποθετηθεί μόνο μπροστά από το ΝΟ, επειδή όλο το άζωτο σε αυτό συμμετείχε στην αντίδραση οξειδοαναγωγής. Θα ήταν λάθος να βάλουμε έναν παράγοντα 2 μπροστά από το HNO 3, επειδή αυτή η ουσία περιλαμβάνει επίσης εκείνα τα άτομα αζώτου που δεν συμμετέχουν στη μείωση της οξείδωσης και αποτελούν μέρος του προϊόντος Cu (NO 3) 2 - εδώ ονομάζεται μερικές φορές "ιόντα-διακομιστής").

Οι υπόλοιποι συντελεστές επιλέγονται χωρίς δυσκολία χρησιμοποιώντας αυτούς που έχουν ήδη βρεθεί:

3 Cu + 8HNO 3 \u003d 3 Cu (NO 3) 2 + 2 NO + 4H 2 O

2. Αντιδράσεις δυσανάλογης προέλευσης συμβαίνουν όταν μόρια της ίδιας ουσίας είναι ικανά να οξειδωθούν και να μειωθούν μεταξύ τους. Αυτό καθίσταται δυνατό εάν η ουσία περιέχει άτομα οποιουδήποτε στοιχείου σε ενδιάμεση κατάσταση οξείδωσης.

Επομένως, η κατάσταση οξείδωσης είναι ικανή τόσο να μειώνεται όσο και να αυξάνεται. Για παράδειγμα:

HN +3 O 2 \u003d HN +5 O 3 + N +2 O + H 2 O

Αυτή η αντίδραση μπορεί να θεωρηθεί ως αντίδραση μεταξύ HNO2 και HNO2 ως οξειδωτικού παράγοντα και αναγωγικού παράγοντα και μπορεί να εφαρμοστεί η μέθοδος ηλεκτρονικής ισορροπίας:

HN +3 O 2 + HN +3 O 2 \u003d HN +5 O3 + N +2 O + H 2 O

N +3 - 2e- \u003d N +5

N +3 + e- \u003d N +2

Παίρνουμε την εξίσωση:

2HNO 2 + 1HNO 2 \u003d 1 HNO 3 + 2 NO + H 2 O

Ή, προσθέτοντας μαζί το HNO 2 moles:

3HNO 2 \u003d HNO 3 + 2NO + H 2 O

Ενδομοριακές αντιδράσεις μείωσης της οξείδωσης εμφανίζονται όταν οξειδωτικά άτομα και αναγωγικά άτομα είναι γειτονικά σε ένα μόριο. Εξετάστε την αποσύνθεση του KClO 3 berthollet salt κατά τη θέρμανση:

KCl +5 O 3 -2 \u003d KCl - + O 2 0

Αυτή η εξίσωση συμμορφώνεται επίσης με την απαίτηση ηλεκτρονικής ισορροπίας:

Cl +5 + 6e- \u003d Cl -

2O -2 - 2e- \u003d O 2 0

Εδώ προκύπτει η δυσκολία - ποιος από τους δύο βρήκε συντελεστές που πρέπει να τεθούν μπροστά από το KClO 3 - τελικά, αυτό το μόριο περιέχει τόσο έναν οξειδωτικό παράγοντα όσο και έναν αναγωγικό παράγοντα;

Σε τέτοιες περιπτώσεις, οι συντελεστές που βρέθηκαν τοποθετούνται πριν από τα προϊόντα:

KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2

Τώρα είναι σαφές ότι ένας συντελεστής 2 πρέπει να τεθεί πριν από το KClO 3.

2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2

Η αντίδραση ενδομοριακής αποσύνθεσης του άλατος βερολολετών όταν θερμαίνεται χρησιμοποιείται για τη λήψη οξυγόνου στο εργαστήριο.

Μέθοδος μισής αντίδρασης

Όπως υποδηλώνει το όνομα, αυτή η μέθοδος βασίζεται στην προετοιμασία ιοντικών εξισώσεων για τη διαδικασία οξείδωσης και τη διαδικασία αναγωγής και στη συνέχεια τις συνοψίζει σε μια γενική εξίσωση.
Για παράδειγμα, ας καταρτίσουμε την εξίσωση της ίδιας αντίδρασης που χρησιμοποιήθηκε για να εξηγήσει τη μέθοδο ηλεκτρονικής ισορροπίας.
Όταν το υδρόθειο H2S διέρχεται μέσω οξινισμένου διαλύματος υπερμαγγανικού καλίου ΚΜΝΟ4, το πορφυρό χρώμα εξαφανίζεται και το διάλυμα γίνεται θολό.
Η εμπειρία δείχνει ότι η θολότητα ενός διαλύματος συμβαίνει ως αποτέλεσμα του σχηματισμού στοιχειακού θείου, δηλ. ροή διαδικασίας:

H 2 S → S + 2H +

Αυτό το σχήμα εξισώνεται για τον αριθμό των ατόμων. Για να εξισορροπήσετε τον αριθμό των φορτίων, πρέπει να αφαιρέσετε δύο ηλεκτρόνια από την αριστερή πλευρά του κυκλώματος, μετά το οποίο μπορείτε να αντικαταστήσετε το βέλος με το ίδιο σύμβολο:

S 2 S - 2е - \u003d S + 2H +

Αυτή είναι η πρώτη μισή αντίδραση - η διαδικασία οξείδωσης του αναγωγικού παράγοντα S. 2 S.

Ο αποχρωματισμός του διαλύματος σχετίζεται με τη μετάβαση του ιόντος MnO 4 (έχει χρώμα βατόμουρου) στο ιόν Mn 2+ (σχεδόν άχρωμο και μόνο σε υψηλή συγκέντρωση έχει ελαφρώς ροζ χρώμα), το οποίο μπορεί να εκφραστεί από το σχήμα

MnO 4 - → Mn 2+

Σε ένα όξινο διάλυμα, το οξυγόνο, το οποίο είναι μέρος των ιόντων MnO4, μαζί με τα ιόντα υδρογόνου, σχηματίζει τελικά νερό. Επομένως, γράφουμε τη διαδικασία μετάβασης ως εξής:

MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O

Για να αντικαταστήσετε το βέλος με ίσο σύμβολο, πρέπει να εξισώσετε τις χρεώσεις. Δεδομένου ότι οι αρχικές ουσίες έχουν επτά θετικά φορτία (7+) και τα τελικά έχουν δύο θετικά φορτία (2+), τότε για να εκπληρωθεί η προϋπόθεση για τη διατήρηση των φορτίων, είναι απαραίτητο να προσθέσετε πέντε ηλεκτρόνια στην αριστερή πλευρά του κυκλώματος:

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

Αυτή είναι η δεύτερη μισή αντίδραση - η διαδικασία μείωσης οξειδωτικών, δηλ. υπερμαγγανικό ιόν

Για σύνθεση γενική εξίσωση αντίδραση, είναι απαραίτητο να προστεθούν οι εξισώσεις των ημι-αντιδράσεων όρος-με-όρο, έχοντας προηγουμένως εξισώσει τους αριθμούς των ηλεκτρονίων που έχουν δοθεί και ληφθεί. Σε αυτήν την περίπτωση, σύμφωνα με τους κανόνες για την εύρεση του μικρότερου πολλαπλού, οι αντίστοιχοι παράγοντες καθορίζονται από τους οποίους πολλαπλασιάζονται οι εξισώσεις ημι-αντιδράσεων. Εν ολίγοις, η ηχογράφηση πραγματοποιείται ως εξής:

Και, έχοντας μειωθεί κατά 10Η +, επιτυγχάνουμε τελικά

5Н 2 S + 2MnO 4 - + 6H + \u003d 5S + 2Mn 2+ + 8Н 2 О

Ελέγχουμε την ορθότητα της εξίσωσης που έχει συνταχθεί σε ιοντική μορφή: ο αριθμός των ατόμων οξυγόνου στα αριστερά είναι 8, στα δεξιά είναι 8. αριθμός χρεώσεων: στα αριστερά (2 -) + (6+) \u003d 4+, στα δεξιά 2 (2+) \u003d 4+. Η εξίσωση είναι σωστή, καθώς τα άτομα και τα φορτία είναι ίδια.

Με τη μέθοδο των μισών αντιδράσεων, καταρτίζεται η εξίσωση της αντίδρασης σε ιοντική μορφή. Για να περάσουμε από αυτήν σε μια εξίσωση σε μοριακή μορφή, προχωράμε ως εξής: στην αριστερή πλευρά της ιοντικής εξίσωσης, επιλέγουμε το αντίστοιχο κατιόν για κάθε ανιόν και για κάθε κατιόν - ένα ανιόν. Στη συνέχεια γράφουμε τα ίδια ιόντα στον ίδιο αριθμό στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης, μετά την οποία συνδυάζουμε τα ιόντα σε μόρια:

Έτσι, η κατάρτιση των εξισώσεων των αντιδράσεων οξειδοαναγωγής χρησιμοποιώντας τη μέθοδο μισής αντίδρασης οδηγεί στο ίδιο αποτέλεσμα με τη μέθοδο ηλεκτρονικής ισορροπίας.

Ας συγκρίνουμε και τις δύο μεθόδους. Το πλεονέκτημα της μεθόδου των μισών αντιδράσεων σε σύγκριση με τη μέθοδο της ηλεκτρονικής ισορροπίας είναι ότι. ότι δεν χρησιμοποιεί υποθετικά ιόντα, αλλά πραγματικά. Πράγματι, δεν υπάρχουν ιόντα στο διάλυμα, αλλά υπάρχουν ιόντα.

Με τη μέθοδο μισής αντίδρασης, δεν χρειάζεται να γνωρίζετε την κατάσταση οξείδωσης των ατόμων.

Η σύνταξη μεμονωμένων ιοντικών εξισώσεων ημι-αντίδρασης είναι απαραίτητη για την κατανόηση των χημικών διεργασιών σε ένα γαλβανικό κύτταρο και κατά τη διάρκεια της ηλεκτρόλυσης. Με αυτήν τη μέθοδο, ο ρόλος του περιβάλλοντος ως ενεργού συμμετέχοντα σε ολόκληρη τη διαδικασία είναι ορατός. Τέλος, όταν χρησιμοποιείτε τη μέθοδο μισής αντίδρασης, δεν χρειάζεται να γνωρίζετε όλες τις προκύπτουσες ουσίες, εμφανίζονται στην εξίσωση της αντίδρασης όταν προέρχεται. Επομένως, η μέθοδος των μισών αντιδράσεων θα πρέπει να προτιμάται και πρέπει να χρησιμοποιείται κατά την κατάρτιση εξισώσεων για όλες τις αντιδράσεις οξειδοαναγωγής που λαμβάνουν χώρα σε υδατικά διαλύματα.

ΙΔΡΥΜΑΤΑ ΤΗΣ ΘΕΩΡΗΤΙΚΗΣ ΧΗΜΕΙΑΣ

10. Αντιδράσεις Redox

Αντιδράσεις Redox σε διαλύματα.

Οι χημικές αντιδράσεις που συμβαίνουν με μια αλλαγή στην κατάσταση οξείδωσης των στοιχείων που αποτελούν τα αντιδραστήρια ονομάζονται redox.

Οξείδωση

- είναι η διαδικασία εγκατάλειψης ηλεκτρονίων από άτομο, μόριο ή ιόν. Εάν ένα άτομο δωρίσει τα ηλεκτρόνια του, τότε αποκτά ένα θετικό φορτίο: l - , δωρίζει 1 ηλεκτρόνιο και μετά γίνεται ένα ουδέτερο άτομο:

Εάν ένα θετικά φορτισμένο ιόν ή άτομο δωρίζει ηλεκτρόνια, τότε η τιμή του θετικού φορτίου αυξάνεται ανάλογα με τον αριθμό των δωρημένων ηλεκτρονίων:

Η αναγωγή είναι η διαδικασία σύνδεσης ηλεκτρονίων σε άτομο, μόριο ή ιόν.

Εάν ένα άτομο συνδέει ηλεκτρόνια, τότε μετατρέπεται σε αρνητικά φορτισμένο ιόν:

Εάν ένα θετικά φορτισμένο ιόν δέχεται ηλεκτρόνια, τότε η τιμή του φορτίου του μειώνεται:

ή μπορεί να πάει σε ένα ουδέτερο άτομο:

Μέσο οξείδωσης

αποδοχή ηλεκτρονίων. Αποκαταστάτης είναι άτομο, μόριο ή ιόν, δωρίζοντας ηλεκτρόνια.

Οξειδωτής

κατά τη διάρκεια της αντίδρασης μειωμένος, αναγωγικός παράγοντας - οξειδωμένος.

Θα πρέπει να θυμόμαστε ότι η εκτίμηση της οξείδωσης (αναγωγή) ως διαδικασίας παροχής (και αποδοχής) ηλεκτρονίων από άτομα ή ιόντα δεν αντικατοπτρίζει πάντα την πραγματική κατάσταση, καθώς σε πολλές περιπτώσεις δεν υπάρχει πλήρης μεταφορά ηλεκτρονίων, αλλά μόνο μετατόπιση του νέφους ηλεκτρονίων από το ένα άτομο στο άλλο.

Ωστόσο, για την κατάρτιση των εξισώσεων των αντιδράσεων οξειδοαναγωγής, δεν είναι απαραίτητο ποιος δεσμός σχηματίζεται σε αυτήν την περίπτωση - ιονικός ή ομοιοπολικός. Επομένως, για απλότητα, θα μιλήσουμε για τη σύνδεση ή την απελευθέρωση ηλεκτρονίων, ανεξάρτητα από τον τύπο του δεσμού.

Προσδιορισμός στοιχειομετρικών συντελεστών στις εξισώσεις των αντιδράσεων οξειδοαναγωγής. Κατά την κατάρτιση της εξίσωσης για την αντίδραση οξειδοαναγωγής, είναι απαραίτητο να προσδιοριστεί ο αναγωγικός παράγοντας, ο οξειδωτικός παράγοντας και ο αριθμός των ηλεκτρονίων που δίδονται και λαμβάνονται. Κατά κανόνα, οι συντελεστές επιλέγονται χρησιμοποιώντας είτε τη μέθοδο ηλεκτρονικό ισοζύγιο

, οποιαδήποτε μέθοδος ισορροπία ηλεκτρονίων-ιόντων (μερικές φορές το τελευταίο ονομάζεται μέθοδος μισές αντιδράσεις ).

Ως παράδειγμα σύνταξης εξισώσεων για αντιδράσεις οξειδοαναγωγής, ας εξετάσουμε τη διαδικασία οξείδωσης πυρίτη με συμπυκνωμένο νιτρικό οξύ.

Πρώτα απ 'όλα, ας ορίσουμε τα προϊόντα αντίδρασης.

HNO 3 είναι ένας ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας, επομένως το θείο θα οξειδωθεί στη μέγιστη κατάσταση οξείδωσης S 6+, και σίδερο - έως Fe 3+, ενώ HNO 3 μπορεί να ανακτήσει έωςΟΧΙ ή ΟΧΙ 2. Θα επιλέξουμε ΟΧΙ:

Που θα ειναι

Η 2 Ο (στην αριστερή ή τη δεξιά πλευρά), δεν γνωρίζουμε ακόμα.

1. Ας εφαρμόσουμε πρώτα μέθοδος ισορροπίας ιόντων ηλεκτρονίων

(μισές αντιδράσεις). Αυτή η μέθοδος εξετάζει τη μετάβαση ηλεκτρονίων από ένα άτομο ή ιόν σε άλλο, λαμβάνοντας υπόψη τη φύση του μέσου (όξινο, αλκαλικό ή ουδέτερο) στο οποίο λαμβάνει χώρα η αντίδραση.

Κατά την κατάρτιση των εξισώσεων των διαδικασιών οξείδωσης και αναγωγής, για εξισορρόπηση του αριθμού των ατόμων υδρογόνου και οξυγόνου, εισάγονται μόρια νερού και ιόντα υδρογόνου (ανάλογα με το περιβάλλον) (εάν το περιβάλλον είναι όξινο), ή μόρια νερού και ιόντα υδροξειδίου (εάν το μέσο είναι αλκαλικό). Κατά συνέπεια, τα προκύπτοντα προϊόντα θα περιέχουν ιόντα υδρογόνου και μόρια νερού (όξινο μέσο) ή ιόντα υδροξειδίου και μόρια νερού (αλκαλικό μέσο) στη δεξιά πλευρά της ηλεκτρονικής ιοντικής εξίσωσης.

Δηλαδή. όταν γράφετε ηλεκτρονικές ιοντικές εξισώσεις, πρέπει να προχωρήσετε από τη σύνθεση των ιόντων που υπάρχουν πραγματικά στη λύση.Επιπλέον, όπως στην παρασκευή συντομευμένων ιοντικών εξισώσεων, οι ουσίες είναι ελάχιστα διαχωρισμένες, ελάχιστα διαλυτές ή εκπέμπονται ως αέριο πρέπει να είναι γραμμένο σε μοριακή μορφή.

Εξετάστε την ημι-αντίδραση οξείδωσης για την περίπτωσή μας. Μόριο

FeS 2 μετατρέπεται σε ιόν Fe 3+ (F e (Ν O 3) 3 διαχωρίζεται πλήρως σε ιόντα, παραμελούμε την υδρόλυση) και δύο ιόντα SO 4 2 - (αποσύνδεση του H 2 SO 4):

Για να εξισορροπήσετε το οξυγόνο, προσθέστε 8 μόρια Η στην αριστερή πλευρά

2 O και προς τα δεξιά - ιόντα 16 H + (όξινο περιβάλλον):

Η χρέωση στην αριστερή πλευρά είναι 0, η χρέωση στη δεξιά πλευρά είναι +15, έτσι

FeS 2 πρέπει να δωρίσουν 15 ηλεκτρόνια:

Ας εξετάσουμε τώρα τη μισή αντίδραση της μείωσης του νιτρικού ιόντος:

Πρέπει να αφαιρεθεί από

Ν Ο 3 2 O άτομα. Για να το κάνετε αυτό, προσθέστε 4 Н ιόντα στην αριστερή πλευρά 1+ (όξινο μέσο) και προς τα δεξιά - 2 μόρια Η 2 Σχετικά:

Για εξισορρόπηση της φόρτισης στην αριστερή πλευρά (χρέωση

+3) προσθέστε 3 ηλεκτρόνια:

Τέλος, έχουμε:

Μείωση και των δύο μερών κατά 16Ν

+ και 8Η 2 Ω, έχουμε τη συντομευμένη ιοντική εξίσωση της οξειδοαναγωγικής αντίδρασης:

Προσθέτοντας και στις δύο πλευρές της εξίσωσης τον αντίστοιχο αριθμό ιόντων

ΟΧΙ 3 - και H + βρίσκουμε τη μοριακή εξίσωση της αντίδρασης:

Λάβετε υπόψη ότι για να προσδιορίσετε την ποσότητα των ηλεκτρονίων που δίνονται και λαμβάνονται, δεν χρειάστηκε ποτέ να προσδιορίσετε την κατάσταση οξείδωσης των στοιχείων. Επιπλέον, λάβαμε υπόψη την επίδραση του περιβάλλοντος και προσδιορίσαμε αυτόματα ότι H

2 Το O βρίσκεται στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης. Δεν υπάρχει αμφιβολία ότι αυτή η μέθοδος πολύ περισσότερο σύμφωνα με τη χημική έννοια από την τυπική μέθοδο ηλεκτρονικής ισορροπίας, αν και το τελευταίο είναι κάπως πιο εύκολο να γίνει κατανοητό.

2. Ας εξισώσουμε αυτήν την αντίδραση με τη μέθοδο ηλεκτρονικό ισοζύγιο ... Η διαδικασία ανάκτησης περιγράφεται:

Είναι πιο δύσκολο να καταρτιστεί ένα σχήμα οξείδωσης, καθώς δύο στοιχεία οξειδώνονται ταυτόχρονα -

Fe και S. Μπορείτε να αποδώσετε την κατάσταση οξείδωσης σε σίδηρο 2+, θείο 1- και να λάβετε υπόψη ότι υπάρχουν δύο άτομα S ανά άτομο Fe:

Είναι δυνατόν, ωστόσο, να απαλλαγούμε από τον προσδιορισμό των καταστάσεων οξείδωσης και να γράψουμε ένα σχήμα που μοιάζει με το σχήμα

Η δεξιά πλευρά έχει φόρτιση +15, η αριστερή πλευρά - 0, έτσι

FeS 2 πρέπει να δωρίσουν 15 ηλεκτρόνια. Καταγράφουμε το συνολικό υπόλοιπο:

πέντε μόρια HNO

3 πηγαίνετε στην οξείδωση FeS 2, και τρία ακόμη μόρια HNO 3 απαραίτητο για την εκπαίδευσηFe (ΟΧΙ 3) 3:

Για την εξισορρόπηση του υδρογόνου και του οξυγόνου, προσθέτουμε δύο μόρια Η στη δεξιά πλευρά

2 Σχετικά:

Η μέθοδος ηλεκτρονικής ισορροπίας ιόντων είναι πιο καθολική σε σύγκριση με τη μέθοδο ηλεκτρονικής ισορροπίας και έχει αναμφισβήτητο πλεονέκτημα στην επιλογή συντελεστών

σε πολλές αντιδράσεις οξειδοαναγωγής, ειδικότερα, με τη συμμετοχή οργανικών ενώσεων, στις οποίες ακόμη και η διαδικασία προσδιορισμού των καταστάσεων οξείδωσης είναι πολύ περίπλοκη.

Σκεφτείτε, για παράδειγμα, την οξείδωση του αιθυλενίου, η οποία συμβαίνει όταν διέρχεται μέσω ενός υδατικού διαλύματος υπερμαγγανικού καλίου. Ως αποτέλεσμα, το αιθυλένιο οξειδώνεται σε αιθυλενογλυκόλη HO-

CH 2 - CH 2 -ΟΗ και το υπερμαγγανικό ανάγεται σε οξείδιο του μαγγανίου (IV), επιπλέον, όπως θα είναι προφανές από την τελική εξίσωση ισορροπίας, υδροξείδιο του καλίου σχηματίζεται επίσης στα δεξιά:

Αφού πραγματοποιήσουμε τις απαραίτητες μειώσεις τέτοιων όρων, γράφουμε την εξίσωση στην τελική μοριακή μορφή

Πρότυπα δυναμικά αντιδράσεων οξειδοαναγωγής.

Η πιθανότητα οποιασδήποτε αντίδρασης οξειδοαναγωγής υπό πραγματικές συνθήκες οφείλεται σε διάφορους λόγους: θερμοκρασία, η φύση του οξειδωτικού παράγοντα και ο αναγωγικός παράγοντας, η οξύτητα του μέσου, η συγκέντρωση των ουσιών που συμμετέχουν στην αντίδραση κ.λπ. οποιαδήποτε αντίδραση οξειδοαναγωγής προχωρά με τη μεταφορά ηλεκτρονίων από τον αναγωγικό παράγοντα στον οξειδωτικό παράγοντα, μπορεί να καθοριστεί ένα κριτήριο για την πιθανότητα μιας τέτοιας αντίδρασης.

Τα ποσοτικά χαρακτηριστικά των διαδικασιών redox είναι κανονικά οξειδωτικά δυναμικά οξειδωτικών και αναγωγικών παραγόντων (ή τυπικά δυναμικά ηλεκτρόδια).

Για να κατανοήσουμε τη φυσικοχημική έννοια αυτών των δυνατοτήτων, είναι απαραίτητο να αναλύσουμε τις λεγόμενες ηλεκτροχημικές διεργασίες.

Οι χημικές διεργασίες που συνοδεύονται από την εμφάνιση ηλεκτρικού ρεύματος ή προκαλούνται από αυτό ονομάζονται ηλεκτροχημικές.

Για να κατανοήσουμε τη φύση των ηλεκτροχημικών διεργασιών, ας στραφούμε στην εξέταση αρκετών αρκετά απλών καταστάσεων. Φανταστείτε μια μεταλλική πλάκα βυθισμένη στο νερό. Υπό τη δράση των μορίων πολικού νερού, τα μεταλλικά ιόντα αποσπώνται από την επιφάνεια της πλάκας και, ενυδατώνονται, περνούν στην υγρή φάση. Σε αυτήν την περίπτωση, το τελευταίο χρεώνεται θετικά και συνεχίζεται μεταλλικό πιάτο εμφανίζεται μια περίσσεια ηλεκτρονίων. Όσο προχωρά η διαδικασία, τόσο περισσότερο γίνεται η χρέωση

, Τόσο η πλάκα όσο και η υγρή φάση.

Λόγω της ηλεκτροστατικής έλξης των κατιόντων του διαλύματος και της περίσσειας μεταλλικών ηλεκτρονίων, εμφανίζεται μια λεγόμενη ηλεκτρική διπλή στιβάδα στη διεπαφή, η οποία αναστέλλει την περαιτέρω μετάβαση των μεταλλικών ιόντων στην υγρή φάση. Τέλος, έρχεται η στιγμή που δημιουργείται ισορροπία μεταξύ της λύσης και της μεταλλικής πλάκας, η οποία μπορεί να εκφραστεί με την εξίσωση:

ή λαμβάνοντας υπόψη την ενυδάτωση των ιόντων σε διάλυμα:

Η κατάσταση αυτής της ισορροπίας εξαρτάται από τη φύση του μετάλλου, τη συγκέντρωση των ιόντων του στο διάλυμα, από τη θερμοκρασία και

πίεση.

Όταν ένα μέταλλο βυθίζεται όχι σε νερό, αλλά σε ένα διάλυμα άλατος αυτού του μετάλλου, η ισορροπία σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier μετατοπίζεται προς τα αριστερά και όσο περισσότερο, τόσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση μεταλλικών ιόντων στο διάλυμα. Τα ενεργά μέταλλα, των οποίων τα ιόντα έχουν καλή ικανότητα να διέρχονται στο διάλυμα, στην περίπτωση αυτή θα φορτίζονται αρνητικά, αν και σε μικρότερο βαθμό από ό, τι σε καθαρό νερό.

Η ισορροπία μπορεί να μετατοπιστεί προς τα δεξιά αφαιρώντας ηλεκτρόνια από το μέταλλο με τον ένα ή τον άλλο τρόπο. Αυτό θα διαλύσει τη μεταλλική πλάκα. Αντίθετα, εάν ηλεκτρόνια από το εξωτερικό τροφοδοτούνται στη μεταλλική πλάκα, τότε θα πραγματοποιηθεί εναπόθεση ιόντων σε αυτήν

του λύση.

Όταν ένα μέταλλο βυθίζεται σε ένα διάλυμα, σχηματίζεται ένα διπλό ηλεκτρικό στρώμα στη διεπαφή. Η διαφορά δυναμικού που προκύπτει μεταξύ του μετάλλου και της γύρω υγρής φάσης ονομάζεται δυναμικό ηλεκτροδίου. Αυτό το δυναμικό είναι ένα χαρακτηριστικό της οξειδοαναγωγικής ικανότητας του μετάλλου στη στερεή φάση.

Σε ένα απομονωμένο μεταλλικό άτομο (η κατάσταση ενός ατομικού ατμού που εμφανίζεται σε υψηλές θερμοκρασίες και υψηλούς βαθμούς αραίωσης), οι ιδιότητες οξειδοαναγωγής χαρακτηρίζονται από μια άλλη ποσότητα, που ονομάζεται δυναμικό ιονισμού. Το δυναμικό ιονισμού είναι η ενέργεια που απαιτείται για την απόσπαση ενός ηλεκτρονίου από ένα απομονωμένο άτομο.

Η απόλυτη τιμή του δυναμικού ηλεκτροδίου δεν μπορεί να μετρηθεί άμεσα. Ταυτόχρονα, δεν είναι δύσκολο να μετρηθεί η διαφορά στα δυναμικά των ηλεκτροδίων, η οποία εμφανίζεται σε ένα σύστημα που αποτελείται από δύο ζεύγη μεταλλικών διαλυμάτων. Τέτοια ζευγάρια καλούνται μισά κύτταρα ... Συμφωνήσαμε να προσδιορίσουμε τις δυνατότητες των ηλεκτροδίων μετάλλων σε σχέση με το λεγόμενο τυπικό ηλεκτρόδιο υδρογόνου, το δυναμικό του οποίου λαμβάνεται αυθαίρετα ως μηδέν. Ένα τυπικό ηλεκτρόδιο υδρογόνου αποτελείται από μια ειδικά παρασκευασμένη πλάκα πλατίνας βυθισμένη σε ένα όξινο διάλυμα με συγκέντρωση ιόντος υδρογόνου 1 mol / L και πλένεται με ρεύμα αερίου υδρογόνου σε πίεση 10

5 Pa, σε θερμοκρασία 25 ° C.

Μια σειρά τυπικών δυνατοτήτων ηλεκτροδίων.

Εάν μια μεταλλική πλάκα βυθισμένη σε διάλυμα του άλατος της με συγκέντρωση μεταλλικών ιόντων ίση με 1 mol / l είναι συνδεδεμένη με ένα τυπικό ηλεκτρόδιο υδρογόνου, λαμβάνετε ένα γαλβανικό στοιχείο. Χαρακτηρίζεται η ηλεκτροκινητική δύναμη αυτού του στοιχείου (EMF), μετρούμενη στους 25 ° C πρότυπο δυναμικό ηλεκτροδίου μέταλλο,συνήθως δηλώνεται ως E °.

Τα τυπικά δυναμικά των ηλεκτροδίων που δρουν ως αναγωγικοί παράγοντες σε σχέση με το υδρογόνο έχουν ένα σύμβολο «-» και το σύμβολο «+» έχουν τυπικά δυναμικά των ηλεκτροδίων που είναι οξειδωτικοί παράγοντες.

Τα μέταλλα, διατεταγμένα σε αύξουσα σειρά των τυπικών δυνατοτήτων ηλεκτροδίων τους, σχηματίζουν το λεγόμενο ηλεκτροχημική σειρά μεταλλικών τάσεων : Λι, Rb, Κ, wa, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

Χαρακτηρίζουν έναν αριθμό τάσεων Χημικές ιδιότητες μέταλλα:

1. Όσο πιο αρνητικό είναι το δυναμικό ηλεκτροδίου ενός μετάλλου, τόσο μεγαλύτερη είναι η μειωμένη του ικανότητα.

2. Κάθε μέταλλο μπορεί να μετατοπίσει (να μειώσει) από διαλύματα αλατιού εκείνα τα μέταλλα που βρίσκονται στην ηλεκτροχημική σειρά μεταλλικών τάσεων μετά από αυτό.

3. Όλα τα μέταλλα που έχουν αρνητικό τυπικό δυναμικό ηλεκτροδίων, δηλαδή εκείνα που βρίσκονται στην ηλεκτροχημική σειρά μεταλλικών τάσεων στα αριστερά του υδρογόνου, μπορούν να το εκτοπίσουν από όξινα διαλύματα.

Όπως στην περίπτωση του προσδιορισμού της τιμής του E ° των μετάλλων, οι τιμές του E ° των μη μετάλλων μετρώνται σε θερμοκρασία 25 ° C και σε συγκέντρωση όλων των ατομικών και μοριακών σωματιδίων που συμμετέχουν σε ισορροπία ίση με 1 mol / l.

Η αλγεβρική τιμή του τυπικού οξειδοαναγωγικού δυναμικού χαρακτηρίζει την οξειδωτική δράση της αντίστοιχης οξειδωμένης μορφής. επομένως Η σύγκριση των τιμών των τυπικών δυνατοτήτων οξειδοαναγωγής μας επιτρέπει να απαντήσουμε στην ερώτηση: λαμβάνει χώρα αυτή η αντίδραση οξειδοαναγωγής;

Το ποσοτικό κριτήριο για την αξιολόγηση της πιθανότητας μιας συγκεκριμένης οξειδοαναγωγικής αντίδρασης είναι θετική τιμή της διαφοράς μεταξύ των τυπικών οξειδοαναγωγικών δυνατοτήτων των μισών αντιδράσεων της οξείδωσης και της μείωσης.

Ηλεκτρόλυση διαλυμάτων.

Το σύνολο των αντιδράσεων οξειδοαναγωγής που εμφανίζονται σε ηλεκτρόδια σε διαλύματα ή λιωμένους ηλεκτρολύτες όταν ένα ηλεκτρικό ρεύμα διέρχεται μέσω αυτών ονομάζεται ηλεκτρόλυση.

Κατά την κάθοδο της τρέχουσας πηγής, συμβαίνει η διαδικασία μεταφοράς ηλεκτρονίων σε κατιόντα από διάλυμα ή τήξη, επομένως η κάθοδος είναι ένας «αναγωγικός παράγοντας». Επομένως, στην άνοδο, απελευθερώνεται ηλεκτρόνια από ανιόντα η άνοδος είναι «οξειδωτικός παράγοντας».

Κατά τη διάρκεια της ηλεκτρόλυσης, ανταγωνιστικές διεργασίες μπορούν να συμβούν τόσο στην άνοδο όσο και στην κάθοδο.

Όταν η ηλεκτρόλυση πραγματοποιείται χρησιμοποιώντας μια αδρανή (μη αναλώσιμη) άνοδο (για παράδειγμα, γραφίτης ή λευκόχρυσο), κατά κανόνα, δύο διαδικασίες οξείδωσης και δύο αναγωγής βρίσκονται σε ανταγωνισμό:

στην άνοδο - οξείδωση ανιόντων και ιόντων υδροξειδίου,

στην κάθοδο - μείωση κατιόντων και ιόντων υδρογόνου.

Όταν πραγματοποιείται ηλεκτρόλυση χρησιμοποιώντας μια ενεργή (αναλώσιμη) άνοδο, η διαδικασία είναι περίπλοκη και οι ανταγωνιστικές αντιδράσεις στα ηλεκτρόδια είναι:

στην άνοδο - οξείδωση ανιόντων και ιόντων υδροξειδίου, ανοδική διάλυση μετάλλου - υλικού ανόδου.

στην κάθοδο - τη μείωση του κατιόντος άλατος και των ιόντων υδρογόνου, τη μείωση των κατιόντων μετάλλων που λαμβάνονται με διάλυση της ανόδου.

Όταν επιλέγετε την πιο πιθανή διαδικασία στην άνοδο και την κάθοδο, πρέπει να προχωρήσετε από τη θέση ότι η αντίδραση θα προχωρήσει για την οποία απαιτείται η λιγότερη κατανάλωση ενέργειας. Επιπλέον, χρησιμοποιούνται οι ακόλουθοι κανόνες για την επιλογή της πιο πιθανής διαδικασίας στην άνοδο και την κάθοδο στην ηλεκτρόλυση διαλυμάτων αλατιού με ένα αδρανές ηλεκτρόδιο:

Τα ακόλουθα προϊόντα μπορούν να σχηματιστούν στην άνοδο: α) κατά την ηλεκτρόλυση διαλυμάτων που περιέχουν ανιόντα F -, SO 4 2-, ΝΠερίπου 3 - , RO 4 3 - , καθώς και διαλύματα αλκαλίων, απελευθερώνεται οξυγόνο. β) στην οξείδωση των ανιόντων Cμεγάλο - , Β r -, ΕΓΩ- Το χλώριο, το βρώμιο, το ιώδιο απελευθερώνονται αντίστοιχα.γ) όταν τα ανιόντα των οργανικών οξέων οξειδώνονται, η διαδικασία λαμβάνει χώρα:

2. Στην ηλεκτρόλυση διαλυμάτων αλατιού που περιέχουν ιόντα που βρίσκονται στη σειρά τάσεων στα αριστερά του Al

3+ , το υδρογόνο απελευθερώνεται στην κάθοδο. Εάν το ιόν βρίσκεται στη σειρά τάσεων στα δεξιά του υδρογόνου, τότε ένα μέταλλο απελευθερώνεται στην κάθοδο.

3. Στην ηλεκτρόλυση διαλυμάτων αλάτων που περιέχουν ιόντα που βρίσκονται σε μια σειρά τάσεων μεταξύ

Al + και H + , οι ανταγωνιστικές διαδικασίες μείωσης κατιόντων και εξέλιξης υδρογόνου μπορούν να πραγματοποιηθούν στην κάθοδο.

Ας εξετάσουμε ως παράδειγμα την ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος χλωριούχου χαλκού σε αδρανή ηλεκτρόδια. Το διάλυμα περιέχει ιόντα

2+ και 2Сl - τα οποία, υπό την ενέργεια ενός ηλεκτρικού ρεύματος, κατευθύνονται στα αντίστοιχα ηλεκτρόδια:

Στην κάθοδο, απελευθερώνεται μεταλλικός χαλκός, στην άνοδο, αέριο χλώριο.

Αν στο εξεταζόμενο παράδειγμα της ηλεκτρόλυσης ενός διαλύματος

CuCl 2 πάρτε μια πλάκα χαλκού ως άνοδο, στη συνέχεια ο χαλκός απελευθερώνεται στην κάθοδο και στην άνοδο, όπου πραγματοποιούνται διεργασίες οξείδωσης, αντί να εκφορτίζονται ιόντα Cμεγάλο - και η απελευθέρωση χλωρίου, η άνοδος (χαλκός) οξειδώνεται. Σε αυτήν την περίπτωση, η ίδια η άνοδος διαλύεται, και με τη μορφή Cuionsπηγαίνει σε λύση. Ηλεκτρόλυση CuCl 2 με μια διαλυτή άνοδο μπορεί να γραφτεί ως εξής:

Η ηλεκτρόλυση διαλυμάτων άλατος με διαλυτή άνοδο μειώνεται στην οξείδωση του υλικού ανόδου (διάλυση του) και συνοδεύεται από μεταφορά μετάλλου από την άνοδο στην κάθοδο. Αυτή η ιδιότητα χρησιμοποιείται ευρέως στον εξευγενισμό (καθαρισμός) μετάλλων από μόλυνση.

Ηλεκτρόλυση τήξεων. Για την απόκτηση πολύ δραστικών μετάλλων (νάτριο, αλουμίνιο, μαγνήσιο, ασβέστιο κ.λπ.), τα οποία αλληλεπιδρούν εύκολα με το νερό, χρησιμοποιείται ηλεκτρόλυση λειωμένων αλάτων ή οξειδίων:

Εάν ένα ηλεκτρικό ρεύμα διέρχεται μέσω υδατικού διαλύματος ενεργού μετάλλου άλατος και οξυγονωμένο οξύ, τότε ούτε μεταλλικά κατιόντα, ούτε ιόντα του υπολείμματος οξέος αποβάλλονται. Το υδρογόνο απελευθερώνεται στην κάθοδο,

και συνεχώς η άνοδος είναι οξυγόνο και η ηλεκτρόλυση μειώνεται στην ηλεκτρολυτική αποσύνθεση του νερού.

Η ηλεκτρόλυση των διαλυμάτων ηλεκτρολύτη είναι ενεργειακά πιο ευνοϊκή από εκείνη των τήξεων, καθώς οι ηλεκτρολύτες - άλατα και αλκάλια - λιώνουν σε πολύ υψηλές θερμοκρασίες.

Ο νόμος της ηλεκτρόλυσης του Faraday.

Η εξάρτηση της ποσότητας μιας ουσίας που σχηματίζεται υπό τη δράση ενός ηλεκτρικού ρεύματος στο χρόνο, την ισχύ του ρεύματος και τη φύση του ηλεκτρολύτη μπορεί να αποδειχθεί με βάση μια γενικευμένη Ο νόμος του Faraday :

Οπου τ - μάζα της ουσίας που σχηματίζεται κατά την ηλεκτρόλυση (g) · E είναι η ισοδύναμη μάζα της ουσίας (g / mol) · M είναι η μοριακή μάζα της ουσίας (g / mol) · Π - τον αριθμό των δεδομένων ή ληφθέντων ηλεκτρονίων ·

I - τρέχουσα ισχύς (A); τ - διάρκεια της διαδικασίας(από); F - Σταθερά Faraday,που χαρακτηρίζει την ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας που απαιτείται για την απελευθέρωση 1 ισοδύναμης μάζας μιας ουσίας(F \u003d 96,500 C / mol \u003d 26,8 A × h / mol).