Reakcija veze s promjenom stupnja oksidacije. Reakcije bez i mijenja stupanj oksidacije. Zadaci za samoodređenje

Promjenom stupnja oksidacije, sve kemijske reakcije mogu se podijeliti u dvije vrste:

I. Reakcija bez mijenjanja stupnja oksidacija elemenatakoji su dio reaktivnih tvari. Takve reakcije odnose se na reakcije ionske izmjene.

Na 2 CO 3 + H2S04 \u003d Na2S04 + CO 2 + H20.

Ii. Reakcije s promjenom u stupnju oksidacije elemenata,

uključeni u reakcijske tvari. Takve reakcije odnose se na oksidativne reakcije reakcije.

5NANa 2 + 2kvno 4 + 3H2S04 \u003d 5NANO 3 + 2MNSO 4 + K2S04 + 3H2O.

Stupanj oksidacije(oksidacija) - karakteristike stanja atoma elemenata u sastavu molekule. Ona karakterizira neravnu raspodjelu elektrona između atoma elemenata i odgovara na naknadu, što bi steklo atom elementa, ako su svi uobičajeni elektronički parovi njegovih kemijskih veza mogli pomaknuti prema više elektronegativnog elementa. Ovisno o relativnoj elektronegativnosti elemenata koji tvore komunikaciju, par elektrona može se pomaknuti na jedan od atoma ili je simetrično smješten u odnosu na atomske jezgre. Stoga stupanj oksidacije elemenata može imati negativnu, pozitivnu ili nultu vrijednost.

Elementi čiji atomi uzimaju elektrone iz drugih atoma imaju negativan stupanj oksidacije. Elementi čiji atomi daju elektrone drugim atomima, imaju pozitivan stupanj oksidacije. Nulti stupanj oksidacije ima atome u molekulama jednostavnih tvari, kao i ako je tvar u atomskom stanju.

Stupanj oksidacije je označen +1, +2.

Punjenje ion 1+, 2+.

Stupanj oksidacije elementa u vezi određuje se pravilima:

1. Postavite oksidaciju elementa u jednostavne tvari jednaka nuli.

2. Dodatni elementi u gotovo svim njegovim spojevima manifestiraju se konstantnim stupnjem oksidacije. Ovi elementi uključuju:

Hummes stupanj oksidacije +1 (s izuzetkom metalnih hidrida).

Radi stupanj oksidacije -2 (s izuzetkom fluorida).

3. Elementi I, II i III skupine glavnih podskupina povremenog sustava elemenata D.I. Mendeleev imaju stalan stupanj oksidacije jednake broju grupe.

Elementi Na, BA, Al: stupanj oksidacije + 1, + 2, + 3, respektivno.

4. Za elemente koji imaju varijabilni stupanj oksidacije, postoji koncept najviše i najniže oksidacije.

Najviši stupanj oksidacije elementa jednak je broju grupe periodičnog sustava elemenata D.I. RedeeleEV, u kojem se element nalazi.

Elementi N, CL: najviši stupanj oksidacije + 5, + 7ct.

Donji stupanj oksidacije elementa jednak je broju periodnog sustava elemenata D.IDRELEEV, u kojem je element minus osam.

Elementi N, Cl: niži stupanj oksidacije -3, -1, respektivno.

5. U ionima s jednim elementima, stupanj oksidacije elementa jednak je nabojstvu iona.

FE 3+ - stupanj oksidacije je +3; S 2- - stupanj oksidacije je -2.

6. Sustav stupnjeva oksidacije svih atoma elemenata u molekuli je nula.

Kno 3; (+1) + X + 3 · (-2) \u003d 0; X \u003d +5. Stupanj oksidacije dušika je +5.

7. Somma stupnjeva oksidacije svih atoma elemenata u ionu jednaka je naboju iona.

Tako 4 2-; X + 4 · (-2) \u003d -2; X \u003d +6. Stupanj oksidacije sumpora je +6.

8. U spojevima koji se sastoje od dva elementa, element koji se snima na desnoj strani, uvijek ima niži stupanj oksidacije.

Reakcije u kojima se stupanj oksidacije elemenata mijenja u oksidativno reduciranje reakcija / OSR. Te se reakcije sastoje od procesa oksidacije i oporavka.

Oksidacijaproces elektronskog povratnika naziva se element uključen u atom, molekulu ili ion.

Al 0 - 3e \u003d al 3+

H2 - 2e \u003d 2H +

Fe 2+ - e \u003d Fe 3+

2cl - - 2e \u003d Cl2

Kada oksidiraju oksidaciju oksidacije elementa raste. Tvar (atoma, molekula ili ion), koji uključuje element, proizvodnju elektrona, naziva se redukcijskim sredstvom. Al, H 2, FE 2+, CL - - Slušajna sredstva. Redukcijsko sredstvo je oksidirano.

Obnovaproces povezivanja elektrona naziva se element uključen u atom, molekulu ili ion.

Cl2 + 2e \u003d 2Cl -

Fe 3+ + e \u003d Fe 2+

Prilikom vraćanja stupnja oksidacije elementa se smanjuje. Tvar (atoma, molekula ili ion), koji uključuje elemente koji prima elektrone, naziva se oksidirajuće sredstvo. S, Fe 3+, Cl2 - oksidifikatori. Oksidizator se obnovio.

Ukupan broj elektrona u sustavu tijekom kemijske reakcije ne mijenja se. Broj elektrona koje daje redukcijsko sredstvo jednak je broju elektrona vezanih za oksidirajuće sredstvo.

Sastaviti jednadžbu REDOX reakcije (HSR) u otopinama, ion elektronička metoda (Metoda polu-resursa).

OSR može nastaviti u kiselim, neutralnim ili alkalnim medijima. U jednadžbama reakcije, moguće sudjelovanje molekula vode (HOH) i sadržane u otopini ovisno o prirodi medija viška iona H + ili je:

u kiselom okruženju - ne ionima H +;

u neutralnom mediju - samo ne;

u alkalnom okruženju - ne ionima je.

U pripravi HSI jednadžbi, potrebno je pridržavati se određenog slijeda:

1. Laptop reakcijske sheme.

2. kondicionirati elemente koji su promijenili stupanj oksidacije.

3. Laptop Shema u kratkom molekularnom obliku iona: snažni elektroliti u obliku iona, slabi elektroliti u obliku molekula.

4. Stvaranje jednadžbi procesa oksidacije i oporavka (jednadžba polu-resursa). Da biste to učinili, pišite elemente koji mijenjaju stupanj oksidacije u obliku stvarnih čestica (iona, atoma, molekula) i izjednačavaju broj svaki element u lijevom i desnom dijelu polu-reakcije.

Bilješka:

Ako polazni materijal sadrži manje atoma kisika od proizvoda (R ro 4 3-), tada se nedostatak kisika isporučuje medij.

Ako polazni materijal sadrži više atoma kisika od produkata (SO 4 - SO 2), tada se izuzeti kisik veže na medij.

5. Geade lijevi i desni dijelovi optužbi po broju optužbi. Da biste to učinili, dodajte ili oduzimate potreban broj elektrona.

6. jesti množitelja za polufinacije oksidacije i smanjenja tako da je broj elektrona tijekom oksidacije jednak broju elektrona kada se oporavi.

7.Smimmage polurektone oksidacije i oporavka, uzimajući u obzir pronađene čimbenike.

8.Erted ion molekularne jednadžbe za pisanje u molekularnom obliku.

9.Sclude provjeru kisika.

Tri vrste redoks reakcija razlikuju:

a) intermolekularne reakcije u kojima se stupanj oksidacije mijenja u elementima koji su dio različitih molekula.

2KNO 4 + 5NANO 2 + 3H2S04 2MNSO 4 + 5NANO 3 + K2S04 + 3H 2 O

b) intramolekularne reakcije u kojima se stupanj oksidacije mijenja u elementima koji su dio molekule.

REDOX procesi. Izrada oksidativnih reakcija (OSR). Način obračunavanja promjena u stupnjevima oksidacije elemenata. Vrste OSR-a. Ion-elektronički način kompiliranja ABS-a. Koncept standardnog potencijala elektroda. Korištenje standardnih redoks potencijala za određivanje glavne mogućnosti Redox procesa.

Tema 4.2.1. Stupanj oksidacije

Stupanj oksidacije je pozitivan ili negativan broj dodijeljen svakom atomu u spoju i jednak nabojstvu atoma, pod uvjetom da su sve kemijske veze u spoju ionski. Od spojeva s čistim ionskim karakterom kemijska veza Ne postoje, stvarne optužbe za atome nikada se ne podudaraju s stupnjevima oksidacije. Međutim, uporaba oksidacijskih stupnjeva omogućuje vam da riješite broj kemijskih zadataka.

Stupanj oksidacije elementa u spojevima određen je brojem elektrona valencija uključenih u formiranje kemijske veze ovog elementa. No, obično, elektronička konfiguracija valentnih elektrona ne navodi elektroničku konfiguraciju oksidacije elemenata i korištenje brojnih empirijskih pravila:

1. Zbroj stupnjeva oksidacije atoma u čestici jednak je njegovoj električna punjenja.

2. U uobičajenim tvarima (koje se sastoje samo jedan element, samo jedan element), stupanj oksidacije elementa je nula.

3. U binarni spojevi (koji se sastoje od dva elementa), negativan stupanj oksidacije dodijeljen je atom s većom elektronegativnošću. Tipično, formule kemijskih spojeva bilježe se na takav način da je više elektronegativni atom u drugoj formuli, iako se neke formule mogu zabilježiti i na drugi način:

Ili (općenito prihvaćeni unos), ili.

4. U složenim spojevima, konstantni oksidacijski stupnjevi se pripisuju nekim atomima:

- fluoro uvijek ima oksidacijsku stupanj -1;

- Metalni elementi obično imaju pozitivan stupanj oksidacije;

- vodik obično ima stupanj oksidacije +1 (,), ali u spojevima s metalima (hidridima) njegov stupanj oksidacije -1:,;

- za kisik, stupanj oksidacije -2 je karakteriziran, ali s više elektronegativnog fluora, i u peroksidnim spojevima, (tlak natrija);

- Maksimalni pozitivan stupanj oksidacije elementa obično se podudara s brojem grupe u kojoj se nalazi (tablica 1).

Iznimke:

1) Maksimalni stupanj oksidacije je manji od broja grupe: F, O, on, ne, ar, kobalt podskupina: CO (+ 2, + 3); RH, IR (+ 3, + 4, + 6), podskupina nikla: ni (+2, rijetko +4); Pd, PT (+ 2, + 4, rijetko +6);

2) Maksimalni stupanj oksidacije je veći od broja grupe: elementi podskupine bakra: Cu (+1, +2), AU (+1, +3).

- Negativni stupanj oksidacije nemetalnih elemenata definiran je kao broj minus 8 (tablica 4.1).

Tablica 4.1. Stupanj oksidacije nekih elemenata

Element	Broj grupe	Maksimalni pozitivan stupanj oksidacije	Niži negativan stupanj oksidacije
Na
Al
N.			5 – 8 = -3
S.			6 – 8 = -2
Cl.			7 – 8 = -1

Često su poteškoće u određivanju stupnjeva oksidacije u složenim spojevima - soli, naznačena time, koja sadrži nekoliko atoma za koje su mogući različiti stupnjevi oksidacije. U tom slučaju nemojte činiti bez znanja genetske veze između glavnih razreda ne organski spojeviNaime, znanje o kiselim formulama, od kojih su derivati \u200b\u200bodređene soli.

Na primjer: odrediti stupanj oksidacije elemenata u vezi Cr 2 (TAKO. 4 ) 3 , Rasprava o učeniku u ovom slučaju može se izgraditi na takav način: Cr 2 (TAKO. 4 ) 3 - Ovo je srednja sol sumporne kiseline, u kojoj se stupnjevi oksidacije elemenata jednostavno šire. U Cr 2 (TAKO. 4 ) 3 Sumpor i kisik imaju isti oksidacijski stupnjevi, dok sulfat ion ima 2-:. Uzimanje lako odrediti stupanj oksidacije kroma :. To jest, ova sol je kromov sulfat (iii) :.

Tema 4.2.2. Redoks procesi

Redoks reakcije (OSR) su reakcije koje se javljaju s promjenom u stupnju oksidacije elemenata. Promjena oksidacijskih stupnjeva nastaje zbog prijelaza elektrona iz nekih čestica na drugu.

Proces gubitka čestica elektrona naziva se oksidacija, sama čestica je oksidirana. Proces povezivanja čestica elektrona naziva se restauracija, sama je obnovljena. To jest, redoks reakcije su jedinstvo dva suprotna procesa.

Oksidizator je reagens u kojem postoji element koji smanjuje stupanj oksidacije tijekom ASP-a zbog dodavanja elektrona. Redukcijski agens je reagens u kojem postoji element koji povećava svoj oksidacijski stupanj zbog gubitka elektrona.

Na primjer:

smanjenje agenta:

oksidirajući agent:

smanjenje agenta:

oksidirajući agent:

Mnoge redoks reakcije popraćene su promjenom boje otopine.

Na primjer:


ljubičasta	zeleni	smeđi	bezbojan

Mnoge redoks reakcije su naširoko koriste u praksi.

Glavni tipovi

Redox reakcije

1) Intermolekularna (reakcija vanjskog elektroničkog prijenosa) je reakcije u kojima se provodi elektronički prijenos između različitih reagensa, tj. Oksidirajuće sredstvo i redukcijsko sredstvo uključene su u različite tvari.

Ok-f

2) intramolekularna (intrafer elektronička prijenosna reakcija) - u tim atomima reakcija različiti elementi Iste tvari su oksidirajuće sredstvo i redukcijsko sredstvo.

3) Reakcija samo-ispitivanja - samo-iscjeljivanje (nesrazmjeravanje) - u ovim reakcijama, stupanj oksidacije istog elementa i povećava se i smanjuje.

Tema 4.2.3. Tipični oksidizatori

1) tetraoksiangantan (vii) kalij -

Oksidativna svojstva iona ovise o prirodi okoliša:

Acce Medium:

Neutralno okruženje:

Alkalno okruženje:

2) dichromat kalij -

Oksidativna svojstva također ovise o prirodi okoliša:

Acce Medium:

Neutralno okruženje:

Alkalno okruženje:

3) halogeni.

4) vodik u razrijeđenim kiselinama.

5) koncentrirana sumporna kiselina

Proizvodi za oporavak sumpora ovise o prirodi redukcijskog sredstva:

Neučinkoviti metal:

Aktivnost metala medija:

Aktivni metal:

6) dušična kiselina

U dušičnoj kiselini, svaka koncentracija u ulozi oksidanata ne djeluje ne protone, ali dušik koji ima stupanj oksidacije +5. Stoga se vodik nikada ne ističe u tim reakcijama. Zbog činjenice da dušik ima širok raspon oksidacijskih stupnjeva, također ima širok raspon proizvoda za oporavak. Proizvodi za smanjenje dušične kiseline ovise o njegovoj koncentraciji i smanjenju aktivnosti sredstva.

U interakciji koncentrirane dušične kiseline s metalima, dušikov oksid (IV) se obično izolira i s ne-metalima - dušikovim oksidom (II):

Metalna interakcija:

Interakcija s ne-metalolom:

U interakciji razrijeđene dušične kiseline s metalima, proizvodi ovise o aktivnosti metala:

Neučinkoviti metal:

Aktivni metal:

- aktivni metal i vrlo razrijeđena kiselina:

7) kao oksidansi također koriste Pbo 2. , MNo 2. .

Tema 4.2.4. Tipični redukcijski agensi

jedan). Haloenidni ioni.

U brojnim svojstvima oporavka povećanje:

2). i njezina sol:

3). Amonijak i soli amonijevog kationa:

četiri). Derivativi:

U vodena otopina Kompleksi lako prolaze do kompleksa:

pet). Svi metali su sposobni, iako u različitim stupnjevima, pokazuju svojstva rehabilitacije.

6). Industrija koristi vodik, ugljik (u obliku ugljena ili koksa) i TAKO .

Tema 4.2.5. Spojevi koji se mogu prikazati i oksidativna i reducirajuća svojstva

Neki elementi u međufaznom stupnju oksidacije imaju redoks dvojnost, tj. Oksidizatori se mogu manifestirati kao reducirajuća sredstva, a sa sredstvima za smanjenje ponašaju kao oksidirajuća sredstva.

Nano 3; Na2S04; S; NH2OH; H2O2 , Na primjer:

H2O2 - Vraćanje:

H2O2 - Oksidirajući agent:

Na primjer , H2O2 može biti podvrgnuta reakcijama nesrazmjerenosti:

Tema 4.2.3. Priprema oksidativnih reakcija reakcije

Za kompilaciju OSR-a koristi dvije metode:

1) Elektronska bilanca:

Ova metoda se temelji na korištenju oksidacijskih stupnjeva.

Stupanj oksidacije mangana se smanjuje za 5 jedinica,

u isto vrijeme, stupanj oksidacije klora povećava se za 1 jedinicu, ali uzimajući u obzir rezultirajući reakcijski produkt - jednostavna tvar koja sadrži 2 mole atome klora - za 2 jedinice.

Pišemo ove argumente u obliku ravnoteže i pronađite glavne koeficijente koristeći koncept općeg višestrukog za brojeve koji prikazuju povišene tj. I smanjenje oksidacijskih stupnjeva:

Stavili smo rezultirajuće koeficijente na jednadžbu. Uzet time, koji nije samo oksidirajuće sredstvo, već i veže reakcijske proizvode - mangan i kalijev ione (stupanj oksidacije u ovom slučaju ne mijenja se), to jest, koeficijent prije će biti veći nego što slijedi iz ravnoteža.

Preostali koeficijenti se nalaze pri izračunavanju ravnoteže atoma, a zatim na ravnotežu atoma nalazimo konačni koeficijent prije i na ravnoteži atoma nalazimo broj vodenih mola.

Da bismo potvrdili ispravnost odabranih koeficijenata, izračunamo ravnotežu mola kisika atoma. Prema konačnoj jednadžbi, može se vidjeti da je od 16 mola kiseline, uzetih za reakciju, konzumira se 10 mola za smanjenje, i 6 mola - vezati na reakciju mangana (II) i kalijevih iona.

2) ion - elektronička metoda (metoda polu-resursa):

Oksidizator je dio iona.

U privatnoj jednadžbi reakcije oporavka za ravnotežu atoma lijevo, potrebno je dodati dodavanje vodikovih kationa za vezanje atoma kisika u vodu,

i za ravnotežu optužbi na istom lijevom dijelu jednadžbe, dodajte 5 mola elektrona. Dobivamo:

Smanjenje sredstvo je ion, koji uključuje.

U privatnoj jednadžbi reakcije oksidacije za ravnotežu atoma potrebno je dodati vodikove kacijete za povezivanje dodatnih atoma kisika u vodu, a za ravnotežu troškova u istom pravu jednadžbe, dodajte 2 molitvenih elektrona. Dobivamo:

Dakle, imamo dva semoretakes:

Za izjednačavanje, pomnožite prvi poluzakoniranje za 2, a drugi - da biste položili dvije polu-reakcije.

Cijela ionska jednadžba:

Umetnite iste uvjete:

Nakon smanjenja koeficijenata ukupne ionske jednadžbe mogu se prenijeti na molekularnu jednadžbu.

Tema 4.2.4. Koncept standardnog potencijala elektroda

Mogućnost curenja Redox reakcije se ocjenjuje prema vrijednostima potencijali elektrode Odvojena semoretoza.

Ako je metalna ploča uronjena u otopinu koja sadrži ione ovog metala, zatim na granici, metal - otopina je razlika potencijala, koja je prilagođena potencijalom elektrode φ. Eksperimentalno se određuju potencijali elektroda. Za standardne uvjete (koncentracija otopina 1 MOL / L, T \u003d 298 K), ti se potencijali nazivaju standardnim, označenim φ 0. Vrijednosti standardnih elektrodnih potencijala obično se mjere u odnosu na standardnu \u200b\u200bvodikove elektrode i olova u referentnim tablicama.

2N + + 2ē \u003d h 2 φ 0 \u003d 0.

Standardni potencijal elektroda povezan je s slobodnom energijom Gibbsa. Za reakciju u standardnim uvjetima:

Δg \u003d - nfφ 0

Faraday F-96500 (f \u003d 96500 CL / mol), n je broj prijenosnih elektrona.

Vrijednost potencijala elektroda ovisi o koncentraciji reagensa i temperature. Ova ovisnost izražava se jednadžba NERNST-a:

gdje je φ vrijednost potencijala elektrode, ovisno o temperaturi i koncentraciji.

NO 3 - + 2ē + H20 \u003d ne 2 - + 2OH -, φ 0 \u003d - 0,01b

Mi uzeti u obzir da \u003d \u003d 1 mol / l, pH + Ron \u003d 14, pH \u003d -lg, lg \u003d -lg - 14.

Potencijalni elektroda ovisi o kiselosti pH. Uz zakiseljavanje otopine (s smanjenjem pH), oksidativna funkcija br. 3 će se povećati.

Tema 4.2.5. Smjeru protoka OSR-a

redox reakcije

Prema vrijednosti standardnog potencijala elektrode φ o, može se prosuditi svojstva restauracije sustava: negativna vrijednost φ o, jača svojstva rehabilitacije, I pola reakcija je lakše otići lijevo.

Na primjer, usporedivi sustavi:

Li + + e ─ \u003d Li, φ 0 \u003d -3,045 b; Restorativan

BA 2+ + 2E ─ \u003d BA, φ 0 \u003d - 2.91B aktivnost metala

Mg 2+ + 2e ─ \u003d mg, φ 0 \u003d -2,363 b; padne kao povećanje

ZN 2+ + 2e - \u003d Zn, φ O \u003d 0,763 u standardu

Fe 2+ + 2E ─ \u003d Fe, φ 0 \u003d -0,44 b; potencijal elektrode φ. oko

CD 2+ + 2E ─ \u003d CD, φ 0 \u003d - 0,403 B;

Pd 2+ + 2e - \u003d Pd, φ O \u003d 0,987 u

Pt 2+ + 2e - \u003d pt, φ o \u003d 1,188 u

Au 3+ + 3e ─ \u003d au, φ 0 \u003d 1.50 B.

U brojnim smanjenim sustavima, smanjenje negativne vrijednosti φ o je označen padom smanjenja kapaciteta sustava. Litij je najznačajnija sposobnost oporavka, tj. Litij je najaktivniji od predstavljenih metala, za sve svega izgubi svoje elektrone i ulazi u pozitivan stupanj oksidacije. Smanjerska aktivnost metala pada u nizu Li - BA - BA - FE - CD - PD - PT - AU.

Veličina elektroda potencijala N. N. Beketov postavljena metala u takozvanom elektrokemijskom redu metala, u kojima je potencijal elektrode vodikovog elektroda primljen po točki usporedbe

LI NA K MN ZN CR FE NI H. Cu ag pd hg pt au

Aktivnost metala se smanjuje

1) Metali koji stoje u nizu napona do vodika (aktivni metali za koje φ 0 < 0), взаимодействуют с разбавленными кислотами с вытеснением водорода.

2) Svaki kasniji metalni pomiču prethodne metale iz njegove soli.

Što je veća vrijednost φ o, jača oksidativna svojstva sustava, a polu-reakcija je lakše ići s lijeva na desno.

Na primjer, usporedivi sustavi:

Kao što se može vidjeti iz vrijednosti standardnih potencijala elektrode F 2 - najjači oksidirajući agens, u retku f 2 - Cl2 - Br 2 - i 2, oksidativna svojstva jednostavnih halogenih tvari padaju.

Uspoređujući vrijednosti standardnih elektroda potencijala različitih sustava mogu se prosuditi u smjeru oksidacijske reakcije u cjelini: sustav s pozitivnijom vrijednošću φ o je oksidans, a sustav s manje pozitivne vrijednosti standarda Potencijal elektrode je redukcijski agens.

Na primjer:

a) za dobivanje BR 2 po oksidaciji br. Iona - možete koristiti CL2:

Cl2 + 2e - \u003d 2Cl -, φ o \u003d 1.359 u

Br 2 + 2E - \u003d 2BR -, φ O \u003d 1,065 u

Ukupna reakcija: Cl2 + 2BR - \u003d Br 2 + 2Cl -

Puna reakcija: Ci2 + 2 KR \u003d Br 2 + 2 KCl;

b) i dobiti F2 oksidacijom iona f - nemoguće je koristiti CL2:

F2 + 2e - \u003d 2F -,, O \u003d 2,870 u

Cl2 + 2e - \u003d 2Cl -, φ o \u003d 1.359 u

Ukupna reakcija: F2 + 2 Cl - \u003d Cl2 + 2F -, to jest, reakcija Cl2 + 2 kf \u003d ne može teći.

Također možete odrediti smjer propuštanja i složenije redoks reakcije.

Na primjer, odgovorit će na pitanje: je li moguće vratiti MNO 4 ione - FE 3+ iona u kiselom okruženju? To jest, je li reakcija teče:

MNO 4 - + H + FE 3+ \u003d MN 2+ + FE 2+ + H20?

Osn. Coef.

MNO 4 - + 8H + + 5e - \u003d MN 2+ + 4H2O, φ O 1 \u003d 1.505 V, 1

Od o 1\u003e φ 2 o 2, onda prva poluprecizacija se odvija u smjeru naprijed, a drugi u odnosu na prve propuštanja u suprotnom smjeru. Zatim, izjednačavanje broja elektrona prijenosni u reakcijama i smanjenju elektrona, dobivamo sljedeću ukupnu reakciju:

U ovoj reakciji, koeficijenti ispred svih spojeva su udvostručeni u usporedbi s koeficijentima dobivenim u ionskoj jednadžbi, budući da je Iron (III) sulfat (III) dobiven u reakcijskim proizvodima, koji imaju Fe 2 (SO 4) 3 formulu i koji sadrže 2 atoma za molitvu FE (III).

Praksa 4.2. Redox reakcije

1. Izrada redoks reakcija metodom temeljenom na promjeni stupnja oksidacije elemenata u spoju.

Primjer 1.

Kmno 4 + na 2 tako 3 + h 2 tako 4 → mnso 4 + ...

Kmn +7 o 4 - oksidizator: u kiselom mediju MN +7 → mn +2, stupanj oksidacije se smanjuje za 5 jedinica; Na 2 S +4 o 3 - Restoruener: S +4 → s +6, stupanj oksidacije raste po 2 jedinice. Staviti koeficijente u jednadžbu reakcije, nalazimo višestruke za brojeve koji prikazuju povećanje i smanjenje stupnjeva oksidacije:

2 mol atomi MN (VII) zahtijevaju 5 mola atoma s (iv):

2 MN +7 + 5 S +4 \u003d 2 MN +2 + 5 S +6 je glavni koeficijenti za oksidaciju i redukcijsko sredstvo. Dodajem proizvode reakcije, zamjenjujemo glavne koeficijente na jednadžbu reakcije, a zatim izračunamo ravnotežu drugih elemenata: K, NA, S i N:

Da bismo potvrdili ispravnost odabranih koeficijenata, izračunamo ravnotežu mola kisika atoma. Zbroj koeficijenata u jednadžbi REDOX reakcije je 21.

Primjer 2.

Izdvojiti i izjednačiti redoks reakciju:

Kmno 4 + Na 2 tako 3 + h 2 o → mNo 2 + ...

Kmn +7 o 4 - oksidizator: u neutralnom mediju MN +7 → MN +4, stupanj oksidacije se smanjuje za 3 jedinice; Na 2 S +4 o 3 - Restoruener: S +4 → s +6, stupanj oksidacije raste po 2 jedinice. Staviti koeficijente u jednadžbu reakcije, nalazimo višestruke za brojeve koji prikazuju povećanje i smanjenje stupnjeva oksidacije:

2 Mole atomi MN (VII) 3 Moleći atomi s (iv) su potrebni:

2 MN +7 + 3 S +4 \u003d 2 MN +4 + 3 S +6 - To su glavni koeficijenti za oksidiranje i smanjenje. Dodam proizvode reakcije, zamjenjujemo glavne koeficijente na jednadžbu reakcije, a zatim izračunamo ravnotežu drugih elemenata: K, NA i N:

Da bismo potvrdili ispravnost odabranih koeficijenata, izračunamo ravnotežu mola kisika atoma. Zbroj koeficijenata u jednadžbi REDOX reakcije je 13.

Primjer 3.

Izdvojiti i izjednačiti redoks reakciju:

Kmno 4 + na 2 tako 3 + KOH → k 2 mNo 4 + ...

Kmn +7 o 4 - oksidizator: u alkalnom mediju MN +7 → MN +6, stupanj oksidacije se smanjuje za 1 jedinicu; Na 2 S +4 o 3 - Restoruener: S +4 → s +6, stupanj oksidacije raste po 2 jedinice. Staviti koeficijente u jednadžbu reakcije, nalazimo višestruke za brojeve koji prikazuju povećanje i smanjenje stupnjeva oksidacije:

2 mol atomi MN (VII) zahtijeva 1 mol atoma s (iv):

2 MN +7 + S +4 \u003d 2 MN +6 + S +6 je glavni koeficijenti tijekom oksidacije i redukcijskog sredstva. Dodam proizvode reakcije, zamjenjujemo glavne koeficijente na jednadžbu reakcije, a zatim izračunamo ravnotežu drugih elemenata: K, NA i N:

Da bismo potvrdili ispravnost odabranih koeficijenata, izračunamo ravnotežu mola kisika atoma.

Zbroj koeficijenata u jednadžbi REDOX reakcije je 9.

Primjer 4.

Izdvojiti i izjednačiti redoks reakciju:

K 2 Cr2O7 + Na2S03 + H2S04 → CR2 (SO 4) 3 + ...

K2CR2 +6 o 7 - oksidizator: 2CR +6 → 2CR +3, stupanj oksidacije se smanjuje za 6 jedinica; Na 2 S +4 o 3 - Restoruener: S +4 → s +6, stupanj oksidacije raste po 2 jedinice. Staviti koeficijente u jednadžbu reakcije, nalazimo višestruke za brojeve koji prikazuju povećanje i smanjenje stupnjeva oksidacije:

Do 2 molitva CR (vi) atoma, potrebno je 3 molitvenih atoma s (iv):

2 CR +6 + 3S +4 \u003d 2 CR +3 + 3S +6 je glavni koeficijenti za oksidaciju i redukcijsko sredstvo. Dodajem proizvode reakcije, zamjenjujemo glavne koeficijente na jednadžbu reakcije, a zatim izračunamo ravnotežu drugih elemenata: K, NA, S i N:

Da bismo potvrdili ispravnost odabranih koeficijenata, izračunamo ravnotežu mola kisika atoma. Zbroj koeficijenata u jednadžbi REDOX reakcije je 17.

Primjer 5.

Zbroj koeficijenata u jednadžbi REDOX reakcije

K 2 mNO 4 + FESO 4 + H 2 SO 4 → MNSO 4 + ...

K 2 MN +6 o 4 - oksidizator: u kiselom mediju MN +6 → MN +2, stupanj oksidacije se smanjuje za 4 jedinice; FE + 2 SO 4 - Vraćanje: FE + 2 → FE +3, stupanj oksidacije uzdiže se za 1 jedinicu. Staviti koeficijente u jednadžbu reakcije, nalazimo višestruke za brojeve koji prikazuju povećanje i smanjenje stupnjeva oksidacije:

Na 1 mol atomima MN (VII), potrebno je 4 mole atoma FE (II):

MN +6 + 4 FE +2 \u003d MN + 2 + 4 FE +3 je glavni koeficijenti kada oksidizator i redukcijsko sredstvo. Dodajem proizvode reakcije, zamjenjujemo glavne koeficijente na jednadžbu reakcije, a zatim izračunamo ravnotežu drugih elemenata: K, S i N:

Da bismo potvrdili ispravnost odabranih koeficijenata, izračunamo ravnotežu mola kisika atoma. Zbroj koeficijenata u jednadžbi REDOX reakcije je 17.

2. Izrada oksidativnih i redukcijskih reakcija elektroničkom ravnotežu

Primjer 6.

Ako se oksidans koristi kao kisela otopina tetraoksanata (vii) kalija:

zatim redukcijski agens može biti sustav:

Fe 3+ + e - \u003d Fe 2+, φ O \u003d 0,771 u

Co 3+ + e - \u003d co 2+, φ o \u003d 1.808 v

Vrijednost standardne oksidacije i smanjenja potencijala φ o može se prosuditi na redoks svojstva sustava. Sustav s pozitivnom vrijednošću φ o je oksidirajuće sredstvo, a sustav s manje pozitivne vrijednosti standardne oksidacije i potencijala redukcije φ o je redukcijsko sredstvo. Stoga, za MNO 4 - + 8H + + 5E sustav - \u003d MN 2+ + 4H20, φ O \u003d 1.505 u redukcijskom sredstvu može biti sustav FE 3+ + E - \u003d Fe 2+, φ O \u003d 0,771 V.

Primjer 7.

RH3+ + 3E - \u003d Rh, φ O \u003d 0,8 V

Bi 3+ + 3e - \u003d bi, φ o \u003d 0,317 u

Ni 2+ + 2e - \u003d ni, φ o \u003d -0,250 u

2H + + 2e - \u003d H2, φ O \u003d 0,0 V

koji se od metala može otopiti klorovodična kiselina?

Vrijednost standardnog potencijala elektrode φ o može se prosuđivati \u200b\u200bna redoks svojstvima sustava. Sustav s pozitivnom vrijednošću φ o je oksidirajuće sredstvo, a sustav s manje pozitivne vrijednosti standardnog potencijala elektrode je redukcijsko sredstvo. U klorovodičnoj kiselini (HCl), H + kation su oksidirajuće sredstvo, elektroni se uzimaju i obnovljeni su u H2, za ovu reakciju φ \u003d 0 V. Stoga se otopi u HCl, koji se otapa u HCl, koji se može riješiti u ovih uvjeta, to jest, za koje φ< 0, а именно никель:

Ni + 2 hCl \u003d niCl 2 + h 2

Primjer 8.

Na temelju vrijednosti standardnih elektroda potencijala pola reakcije:

Zn 2+ + 2e - \u003d Zn, φ o \u003d -0,763 u

CD 2+ + 2E - \u003d CD, φ O \u003d 0,403 u

koji metal je najaktivniji?

Što je metal aktivniji, to je veća njegova rehabilitacijska svojstva. Na restorativna svojstva sustava moguće je procijeniti vrijednost standardne oksidacije i potencijala smanjenja φ o: što je više negativnije vrijednosti Dođite na desno. Prema tome, Cink ima najveću reduktivnu sposobnost, tj. Cink je najaktivniji od prikazanih metala.

Primjer 9.

Ako oksidans koristi kiselo željezo (III) kloridnu otopinu:

koji sustav može biti redukcijski agent:

I 2 + 2e - \u003d 2i -, φ o \u003d 0,536 u

Br 2 + 2E - \u003d 2BR -, φ O \u003d 1,065 u

PB 4+ + 2E - \u003d PB 2+, φ O \u003d 1,694 In?

Vrijednost standardnog redoks potencijala φ može se prosuđivati \u200b\u200bna redoks svojstvima sustava. Sustav s pozitivnom vrijednošću φ o je oksidirajuće sredstvo, a sustav s manje pozitivne vrijednosti standardnog Redox potencijala je redukcijsko sredstvo. Stoga, za sustav FE 3+ + E - \u003d Fe 2+, φ O \u003d 0,771 u redukcijskom sredstvu može biti sustav I 2 + 2e - \u003d 2i -, φ O \u003d 0,536 V.

Osn. Coef.

Fe 3+ + e - \u003d Fe 2+, φ O 1 \u003d 0.771 u 2

I 2 + 2e - \u003d 2i -, φ 2 \u003d 0,536 u 1

Od φ o 1\u003e

2 FE 3+ + 2I - \u003d 2 FE 2+ + I 2

Dodavanjem suprotnih iona za znakove dobivamo punu jednadžbu:

2 FeCl 3 + 2 Ki \u003d 2 FeCl 2 + 2 KCl + I 2

PRIMJER 10

Je li moguće vratiti mNo 4 ione - 1+ iona u kiselom okruženju?

Pišemo pitanje u obliku jednadžbe reakcije:

MNO 4 - + H + + FE 3+ \u003d MN 2+ + FE 2+ + H20

Odabiremo prikladnu polu-reakciju iz pozadinskog tablice i dajete njihove standardne potencijale elektrode:

Osn. Coef.

MNO 4 - + 8H + + 5e - \u003d MN 2+ + 4H2O, φ O 1 \u003d 1.505 V, 1

Fe 3+ + e - \u003d Fe 2+, φ O 2 \u003d 0.771 u 5

Od o 1\u003e φ o 2, prva poluprecizacija se odvija u smjeru naprijed, a drugi u odnosu na prvo curenje u suprotnom smjeru. Zatim, izjednačavanje broja elektrona prijenosni u reakcijama i smanjenju elektrona, dobivamo sljedeću ukupnu reakciju:

MNO 4 - + 8H + + 5 Fe 3+ \u003d MN 2+ + 5FE 2+ + 4H 2 O

To jest, vratiti MNO 4 ione - FE 3+ iona u kiselom okruženju moguće. Potpuna reakcija je:

U ovoj reakciji, koeficijenti ispred svih spojeva su udvostručeni u usporedbi s koeficijentima dobivenim u ionskoj jednadžbi, od željeza (iii) sulfata, koji je imao FE2 (SO 4) 3 (SO 4) 3, pretvoren u reakcijski produkt.

Zadaci za samoodređenje

1. Odredite stupnjeve oksidacije elemenata u spojevima:

H. 3 Podijeliti 4 , K. 3 Podijeliti 4 , N. 2 O. 5 , Ća 3 , Cl. 2 , Kcl., Kclo 3 , Ca.(Clo 4 ) 2 , Ća 4 Cl., HNO. 2 , Li, Li 3 N., Mg. 3 N. 2 , Nf. 3 , N. 2 , Ća 4 Ne. 3 , H. 2 O., H. 2 O. 2 , Koh, KH, K 2O. 2 , Bao., Bao. 2 , Od. 2 , F. 2 , Nf. 3 , Na 2 S., Fes., Fes. 2 , Nahs., Na 2 TAKO. 4 , Nahso. 4 , TAKO. 2 , Socl 2 , TAKO. 2 Cl. 2 , Mn. 2 , Mn.(Oh.) 2 , Kmno. 4 , K. 2 Mn. 4 , Crno, Crno(Oh.) 2 , Crno(Oh.) 3 , K. 2 Cro. 4 , K. 2 Crno 2 O. 7 , (Ća 4 ) 2 Crno 2 O. 7 , K. 3 [ Al(Oh.) 6 ], Na 2 [ Zn.(Oh.) 4 ], K. 2 [ Zncl 4 ], H. 2 TAKO. 3 , Feso. 3 , Fe. 2 (TAKO. 3 ) 3 , H. 3 Podijeliti 4 , Cu. 3 Podijeliti 4 , Cu. 3 (Podijeliti 4 ) 2 , Na 2 Sio. 3 , Mnsio. 3 , PBSO. 4 , Al 2 (TAKO. 4 ) 3 , Fe. 2 (TAKO. 4 ) 3 , Ća 4 Cl., (Ća 4 ) 2 TAKO. 4 , Crno 2 (TAKO. 4 ) 3 , Crso. 4 , Niso 4 , [ Zn.(Oh. 2 ) 6 ] TAKO. 4 , Fe.(Ne. 3 ) 2 , Fe.(Ne. 3 ) 3 , Pbco. 3 , DVO 2 (Co. 3 ) 3 , Ag 2 S., Hg. 2 S., HGS., Fe. 2 S. 3 , Fes., SNSO. 4 .

2. Navedite sredstvo za oksidaciju i redukciju, napravite promjenu u stupnjevima oksidacije, dodajte i razočarajte koeficijente na jednadžbu reakcije:

ali. MNO 2 + HCl (zaključuje) →

b. Kmno 4 + h 2 s + h 2 tako 4 →

u. FECL 3 + SNCL 2 →

kmno 4 + H2O2 + H2S04 → o 2

br 2 + KOH →

e. Zn + hNo 3 → NH 4 ne 3 + ...

g. Cu + hNo 3 → ne 2 + ...

s. K2 mNO 4 + FESO 4 + H 2 SO 4 →

i. K2C207 + (NH4) 2 S + H2O → CR (OH) 3 + ... + NH 3 + ...

k. H2S + Cl 2 →

l. K 2 Cr2O7 + HCl → CRCL 3 + ...

m. FECL 3 + H 2 S →

n. Kmno 4 + nano 2 + h 2 tako 4 →

oko. Cl2 + KOH →

a) Na temelju standardnih vrijednosti potencijala elektrode postoje metali u redoslijedu smanjenja nekretnina:

BA2 + 2e ─ \u003d BA, φ 0 \u003d -2,91 b;

Au 3+ + 3E ─ \u003d au, φ 0 \u003d 1,50 b;

FE 2+ + 2E ─ \u003d FE, φ 0 \u003d -0,44 B.

Što se događa kada je željezna ploča uronjena u otopinu AUCL 3

b) na temelju standardnih vrijednosti potencijala elektroda polu-resursa

MNO 4 - + 8H + 5e - \u003d MN 2+ + 4H20, φ O \u003d 1.505 V,

PB 4+ + 2E - \u003d PB 2+, φ O \u003d 1,694 u

dajte razumni odgovor na pitanje - je li moguće oksidirati MN 2+ ione pomoću PB 4+ iona? Dajte ukupnu reakciju, navedite oksidalizator i redukcijsko sredstvo.

c) Na temelju standardnih vrijednosti potencijala elektrode pola reakcije, daju razumni odgovor na pitanje - je li moguće oksidirati Fe 2+ ione pomoću PB 4 + iona? Dajte ukupnu reakciju, navedite oksidalizator i redukcijsko sredstvo.

d) Na temelju standardnih vrijednosti potencijala elektrode postoje metali u redoslijedu smanjenja nekretnina:

Mg 2+ + 2e ─ \u003d mg

CD 2+ + 2E ─ \u003d CD

Cu 2+ + 2e ─ \u003d cu

Što se događa kada uronite bakrenu ploču u otopinu kadmij klorida?

e) na temelju standardnih vrijednosti potencijala elektroda polu-resursa

IR 3+ + 3E - IR,

Ne 3 - + 4H + + 3e - ne + 2H2O,

dajte razumni odgovor na pitanje - je li otopljen iridij u dušičnoj kiselini? Unatocitajte ukupnu reakciju, navedite sredstvo za oksidaciju i redukciju

(e) Na temelju standardnih vrijednosti potencijala elektrode postoje halogeni kako bi se poboljšala njihova oksidativna svojstva:

Cl2 + 2e ─ \u003d 2Cl ─ φ 0 \u003d 1.359 b;

Br2 + 2e ─ \u003d 2br ─ φ 0 \u003d 1.065 b;

I 2 + 2e ─ \u003d 2i ─ φ 0 \u003d 0.536 b;

F2 + 2E ─ \u003d 2F ─ ─ 0 \u003d 2.87 B.

Dokazati, je li moguće dobiti brom da bi se koristila reakcija oksidacije BR iona ─ klor Cl2?

g) na temelju standardnih vrijednosti potencijala elektroda polu-resursa

Fe 3+ + e - \u003d Fe 2+, φ O \u003d 0.771 v,

Br 2 + 2E - \u003d 2BR -, φ O \u003d 1,065 u

dajte razumni odgovor na pitanje - je li moguće oksidirati Fe 2+ iona pomoću BR 2? Dajte ukupnu reakciju, navedite oksidalizator i redukcijsko sredstvo.

h) Na temelju standardnih vrijednosti potencijala elektrode, postoje metali u redoslijedu smanjenja nekretnina:

Zn 2+ + 2e - \u003d Zn, φ O \u003d 0,763 u

Hg 2+ + 2e - \u003d hg, φ \u003d 0.850 v

CD 2+ + 2e - \u003d CD, φ O \u003d - 0,403 V.

Što se događa kada se kadmijalna ploča uroti u otopinu cinkovog klorida?

Klasifikacija kemijske reakcije u anorganski I. organska kemija Oni se provode na temelju raznih klasifikacijskih značajki, koji su prikazani u donjoj tablici.

Promjenom stupnja oksidacije elemenata

Prvi znak klasifikacije je promijeniti stupanj oksidacije elemenata koji formiraju reagense i proizvode.
a) redoks
b) bez promjene stupnja oksidacije
Oksidativni i oporavak Pozivne reakcije popraćene promjenom oksidacijske stupnjeve kemijski elementiuključeni u reagens. U red anorganska kemija Sve reakcije supstitucije i reakciju raspadanja i spojeva u kojima sudjeluju najmanje jedna jednostavna tvar. Reakcije se događaju bez promjene stupnjeva oksidacije elemenata koji formiraju reagense i reakcijski proizvodi uključuju sve izmjene reakcije.

Po broju i sastavu reagensa i proizvoda

Kemijske reakcije se klasificiraju po prirodi procesa, tj, prema broju i sastavu reagensa i proizvoda.

Reakcije veze Nazovite kemijske reakcije, kao rezultat kojih se složene molekule dobivaju od nekoliko jednostavnijih, na primjer:
4Li + o 2 \u003d 2Li 2 o

Razgradnja reakcija Nazovite kemijske reakcije, kao rezultat toga, jednostavne molekule se dobivaju iz složenijih, na primjer:
Caco 3 \u003d Cao + co 2

Reakcije razgradnje mogu se smatrati procesima, obrnutim spojem.

Reakcije supstitucije Zovu kemijske reakcije, kao rezultat kojih se atom ili skupina atoma u molekuli tvari zamijeni drugim atomom ili skupinom atoma, na primjer:
Fe + 2HCl \u003d FECL 2 + H 2 \u206d

Njihova prepoznatljiva značajka je interakcija jednostavne tvari s teškim. Postoje takve reakcije u organskoj kemiji.
Međutim, koncept "supstitucije" u organiziranju je širi nego u anorganskoj kemiji. Ako je bilo koji atom ili funkcionalna skupina zamijenjena u izvornoj molekuli na drugi atom ili skupinu, to je također reakcija reakcije, iako u smislu anorganske kemije proces izgleda kao reakcija razmjene.
- Razmjena (uključujući neutralizaciju).
Reakcije razmjene Nazovite kemijske reakcije koje teče bez mijenjanja stupnjeva elemenata oksidacije i dovode do razmjene sastavnih dijelova reagensa, na primjer:
Agno 3 + kBr \u003d agbr + kno 3

Ako je moguće, protok u suprotnom smjeru

Ako je moguće, protok u suprotnom smjeru - reverzibilan i nepovratan.

Reverzibilan Nazovite kemijske reakcije koje se pojavljuju na određenoj temperaturi istovremeno u dva suprotna smjera s razmjernim brzinama. Prilikom snimanja jednadžbi takve reakcije, jednaki znak zamjenjuje se suprotno usmjerenim strelicama. Najjednostavniji primjer reverzibilna reakcija je sinteza interakcije amonijaka dušika i vodika:

N2 + 3H 2 ↔2NH 3

Nepovratan Oni nazivaju reakcije koje se javljaju samo u smjeru prema naprijed, kao rezultat kojih se formiraju proizvode koji ne djeluju jedni s drugima. Nepovratno uključuju kemijske reakcije, kao rezultat toga se formiraju ponizno podmosni spojevi; veliki broj Energija, kao i one u kojima krajnji proizvodi ostavljaju reakciju u plinovitom obliku ili u obliku sedimenta, na primjer:

HCl + NaOH \u003d NaCl + H2O

2CA + O 2 \u003d 2CAO

Babr2 + na 2 tako 4 \u003d baso 4 ↓ + 2NAbr

Na toplinskom učinku

Egzotermni Nazovite kemijske reakcije s otpuštanjem topline. Uvjetna oznaka promjena u Entalpyu (toplina) ΔH i toplinski učinak reakcije Q. za egzotermne reakcije q\u003e 0 i ΔH< 0.

Endotermalan Pozivite kemijske reakcije s apsorpcijom topline. Za endotermne reakcije q< 0, а ΔH > 0.

Spojne reakcije su obično egzotermne, a reakcije raspadajuće su endotermične. Rijetka iznimka je reakcija dušika s kisikom - endotermalno:
N2 + O2 → 2No - P:

Po fazi

Homogen Nazvana reakcija koje teče u homogenom mediju (homogene tvari u jednoj fazi, na primjer, g. Reakcije u otopinama).

Heterogen Oni nazivaju reakcije teče u nehomogenom mediju na površini kontaktiranja reakcijskih tvari u različitim fazama, na primjer, kruti i plinovitom, tekućem i plinovitim, u dva neintegracijske tekućine.

Pomoću katalizatora

Katalizator - tvar ubrzavanje kemijske reakcije.

Katalitičke reakcije Oni se odvijaju samo u prisutnosti katalizatora (uključujući enzimsku).

Ne-katalitičke reakcije Idite u odsutnosti katalizatora.

Prema vrsti kravata

Prema vrsti kemijske veze, izvorna molekula razlikuje homolitičke i heterolitske reakcije.

Gomolitički Reakcije se nazivaju, u kojima čestice koje imaju nesparene radikale bez elektrona nastaju kao posljedica veza.

Heterolitički Nazvana reakcija koje teče kroz formiranje iona čestica - kationa i aniona.

homolitički (jednak jaz, svaki atom 1 elektron prima)
heterolitic (nejednak razmak - jedan par elektrona dobiva)

Radikal (lanac) poziva kemijske reakcije koje uključuju radikale, na primjer:

CH 4 + Cl2 HV → CH3C1 + HCl

Ionski Nazovite kemijske reakcije koje se pojavljuju uz sudjelovanje iona, na primjer:

Kcl + agno 3 \u003d kno 3 + agcl ↓

Električni podovi nazivaju heterolitičke reakcije organskih spojeva s elektrofilima - čestice koje nose cijeli ili djelomični pozitivni naboj. Oni su podijeljeni u reakciju elektrofilne zamjene i pričvršćivanja elektrofila, na primjer:

C6H6 + Cl 2 FeCl3 → C6H 5 Cl + HCl

H2C \u003d CH2 + Br 2 → BRCH 2-CH2 BR

Nukleofilna se zove heterolitičke reakcije organskih spojeva s nukleofilima - čestice koje nose cijeli ili djelomični negativni naboj. Oni su podijeljeni u nukleofilne reakcije i nukleofilne vezanosti, na primjer:

CH3R + NaOH → CH3OH + NABR

CH3C (0) H + C2H5H 5 OH → CH3CH (OC2H5) 2 + H20

Klasifikacija organskih reakcija

Klasifikacija organske reakcije Smješten u tablici:

Definicija

Stupanj oksidacije - To je kvantitativna procjena stanja atoma kemijskog elementa u spoju na temelju njegove elektronegativnosti.

Potrebno je i pozitivne i negativne vrijednosti. Da biste odredili stupanj oksidacije elementa u vezi, potrebno je staviti na vrh iznad svog simbola arapske znamenke s odgovarajućim znakom ("+" ili "-").

Treba pamtiti da je stupanj oksidacije vrijednost koja nema fizičko značenje, jer ne odražava stvarnu naknadu atoma. Međutim, ovaj koncept se vrlo široko koristi u kemiji.

Tablica oksidacije kemijskih elemenata

Maksimalni pozitivan i minimalni negativan stupanj oksidacije može se odrediti pomoću periodičnog tablice D.I. Mendeleeva. Oni su jednaki broju skupine u kojoj se nalazi element, a razlika između "najviše" vrijednosti oksidacije i broja 8, respektivno.

Ako se specifičnije smatramo kemijskim spojevima, zatim u tvarima s ne-polarnim vezama, stupanj oksidacije elemenata je nula (n2, H2, Cl2).

Stupanj metalne oksidacije u elementarnom stanju je nula, jer je raspodjela gustoće elektrona u njima ravnomjerno.

U uobičajenim ionskim spojevima, stupanj oksidacije elemenata uključenih u njih je jednak električnom naboju, budući da je stvaranje ovih spojeva gotovo potpuni prijelaz elektrona iz jednog atoma na drugi: Na +1 i -1, mg +2Cl -12, Al +3 F - 1 3, ZR +4 BR -1 4.

U određivanju stupnja oksidacije elemenata u spojevima s polarnim kovalentnim vezama, uspoređuju vrijednosti njihovih električnih pregovora. Budući da se u formiranju kemijske veze elektroni pomaknu na atome više elektronegativnih elemenata, potonji imaju negativan stupanj oksidacije u spojevima.

Postoje elementi za koje je samo jedna vrijednost oksidacije (fluor, ia metali i IIA skupine, itd.). Fluor karakteriziran najvećom vrijednošću elektromegije, u spojevima uvijek ima konstantan negativan stupanj oksidacije (-1).

Alkalinski i alkalni zemaljski elementi za koje postoji relativno niska vrijednost elektronegativnosti, uvijek imaju pozitivan stupanj oksidacije jednake (+1) i (+2).

Međutim, postoje i takve kemijske elemente za koje je nekoliko oksidacijskih stupnjeva (sumpor - (-2), 0, (+2), (+4), (+6), itd.).

Kako bi se olakšalo pamćenje koliko i koliko oksidacijski stupnjevi karakteristični su za specifični kemijski element koriste tablice stupnjeva oksidacije kemijskih elemenata koji izgledaju ovako:

Serijski broj	Ruski / engleski Ime	Kemijski simbol	Stupanj oksidacije
	Vodik / vodik.
	Helij / helij.
	Litij / litij.
	Beerlius / beerlium.
			(-1), 0, (+1), (+2), (+3)
	Ugljik / ugljik.		(-4), (-3), (-2), (-1), 0, (+2), (+4)
	Dušik / dušik		(-3), (-2), (-1), 0, (+1), (+2), (+3), (+4), (+5)
	Kisik / kisik.		(-2), (-1), 0, (+1), (+2)
	Fluor / fluor.

	Natrij / natrij
	Magnezij / magnezij.
	Aluminij / aluminij.
	Silicij / silicij.		(-4), 0, (+2), (+4)
	Fosfor / fosfor.		(-3), 0, (+3), (+5)
	Sere / sumpor.		(-2), 0, (+4), (+6)
	Klor / klor		(-1), 0, (+1), (+3), (+5), (+7), rijetko (+2) i (+4)
	Argon / argon.
	Kalij / kalij.
	Kalcij / kalcij
	Skandij / skandij.
	Titan / titan.		(+2), (+3), (+4)
	Vanadium / vanadij.		(+2), (+3), (+4), (+5)
	Krom / krom.		(+2), (+3), (+6)
	Mangan / mangan		(+2), (+3), (+4), (+6), (+7)
	Željezo / željezo.		(+2), (+3), rijetko (+4) i (+6)
	Kobalt / kobalt.		(+2), (+3), rijetko (+4)
	Nikal / nikal		(+2), rijetko (+1), (+3) i (+4)
	Bakar / bakar.		+1, +2, rijetko (+3)

	Gallium / galij.		(+3), rijetko (+2)
	Njemačka / germanij		(-4), (+2), (+4)
	Arsenic / arsen		(-3), (+3), (+5), rijetko (+2)
	Selenium / selen.		(-2), (+4), (+6), rijetko (+2)
	Brom / brom		(-1), (+1), (+5), rijetko (+3), (+4)
	Kripton / Krypton.
	Rubidij / rubidij.
	Stroncij / stroncija.
	Yttrium / itrium
	Cirkonij / cirkonij.		(+4), rijetko (+2) i (+3)
	Niobium / niobij		(+3), (+5), rijetko (+2) i (+4)
	Molibden / molibden		(+3), (+6), rijetko (+2), (+3) i (+5)
	Tehnium / Technium
	Rutenija / rutenija.		(+3), (+4), (+8), rijetko (+2), (+6) i (+7)
	Rodij / rodij		(+4), rijetko (+2), (+3) i (+6)
	Paladij / paladij.		(+2), (+4), rijetko (+6)
	Srebro / srebro		(+1), rijetko (+2) i (+3)
	Kadmium / kadmij.		(+2), rijetko (+1)
	Indium / Indija.		(+3), rijetko (+1) i (+2)
	Tin / Tin.		(+2), (+4)
	Antimonija / antimonija		(-3), (+3), (+5), rijetko (+4)
	Tellur / Tellurium.		(-2), (+4), (+6), rijetko (+2)
			(-1), (+1), (+5), (+7), rijetko (+3), (+4)
	Xenon / Xenon.
	Cezij / cezija.
	Barij / barij.
	Lantan / Lanthanum
	Cerium / cerium.		(+3), (+4)
	Praseodyodim / praseodymium.
	Neodimij / neodimij		(+3), (+4)
	Rate / prometium.
	Samarij / samarij.		(+3), rijetko (+2)
	Europski / Europium.		(+3), rijetko (+2)
	Gadolini / gadolinium.
	Terbium / terbium		(+3), (+4)
	Zbrinjavanje / disprosium.
	Holmium / Holmium.
	Erbium / erbium
	Tulia / thulium		(+3), rijetko (+2)
	Inkrebium / ytterbium		(+3), rijetko (+2)
	Lutetius / lutetium.
	Hafny / hafnium.
	Tantalum / tantal		(+5), rijetko (+3), (+4)
	Volfram / volfram.		(+6), rijetko (+2), (+3), (+4) i (+5)
	Renijum		(+2), (+4), (+6), (+7), rijetko (-1), (+1), (+3), (+5)
	Osmium / Osmium.		(+3), (+4), (+6), (+8), rijetko (+2)
	Iridium / iridium.		(+3), (+4), (+6), rijetko (+1) i (+2)
	Platinum / Platinum		(+2), (+4), (+6), rijetko (+1) i (+3)
	Zlato / zlato.		(+1), (+3), rijetko (+2)
	Merkur / Merkur.		(+1), (+2)
	Talius / thallium		(+1), (+3), rijetko (+2)
	Voditi.		(+2), (+4)
	Bizmut / bizmut.		(+3), rijetko (+3), (+2), (+4) i (+5)
	Polonium / polonium		(+2), (+4), rijetko (-2) i (+6)
	Astat / astatina.
	Radon / radon.
	Francuska / Francium.
	Radii / radij
	Aktinium / aktinium.
	Torij / torij.
	Prerađivanje / protaktinijum
	Urana / uran		(+3), (+4), (+6), rijetko (+2) i (+5)

Primjeri rješavanja problema

Primjer 1.

Odgovor Naizmjence ćemo odrediti stupanj fosfornog oksidacije u svakoj od predloženih shema transformacije, a zatim odaberite ispravna opcija Odgovor.

Stupanj oksidacije fosfora u fosfin je (-3), te u ortofosfornoj kiselini - (+5). Promjena stupnja oksidacije fosfora: +3 → +5, tj. Prvi odgovor je.
Stupanj oksidacije kemijskog elementa u jednostavnoj tvari je nula. Stupanj oksidacije fosfora u pripravku oksid p205 je jednak (+5). Promjena stupnja fosfornog oksidacije: 0 → +5, tj. Opcija trećeg odgovora.
Stupanj oksidacije fosfora u kiselinom HPO3 je jednak (+5) i H3O2- (+1). Promjene u stupnju oksidacije fosfora: +5 → +1, tj. Opcija petog odgovora.

Primjer 2.

Zadatak

Stupanj oksidacije (-3) ugljika ima u kombinaciji: a) CH3C1; b) C2H2; c) HCOH; d) C2H6.

Odluka

Da bismo dobili siguran odgovor na pitanje, mi ćemo alternativno odrediti stupanj ugljične oksidacije u svakom od predloženih spojeva.

a) Stupanj oksidacije vodika je jednak (+ 1) i klor - (-1). Poduzet ćemo za "X" stupanj oksidacije ugljika:

x + 3 × 1 + (-1) \u003d 0;

Odgovor je netočan.

b) Stupanj oksidacije vodika je jednak (+1). Uzet ćemo "y" stupanj ugljične oksidacije:

2 × + 2 × 1 \u003d 0;

Odgovor je netočan.

c) stupanj oksidacije vodika je jednak (+1) i kisik - (-2). Mi ćemo uzeti za "z" stupanj oksidacije ugljika:

1 + Z + (-2) +1 \u003d 0:

Odgovor je netočan.

d) Stupanj vodikovog oksidacije je jednak (+1). Poduzet ćemo za "a" stupanj ugljične oksidacije.

2 × A + 6 × 1 \u003d 0;

Pravi odgovor.

Odgovor

Opcija (g)

Postoje dvije vrste kemijskih reakcija:

A. Reakcije u kojima se stupanj oksidacije elemenata ne mijenja:

Reakcija pridruživanja

SO2 + Na2O \u003d Na2S03

Reakcija raspadanja

Cu (OH) 2 \u003d  kuor + h 2 o

Reakcije razmjene

Agno 3 + kcl \u003d agcl + kno 3

NaOH + HNO 3 \u003d Nano 3 + H20

B. Reakcije u kojima postoji promjena u stupnjevima oksidacije atoma elemenata koji su dio reakcijskih spojeva i prijenos elektrona iz nekih spojeva prema drugima:

2 mg 0 + o 2 0 \u003d 2mg +2 o -2

2Ki -1 + Cl 2 0 \u003d 2KCl -1 + i 2 0

Mn +4 o 2 + 4HCl -1 \u003d MN +2C1 + Cl2 0 + 2H2O

Takve se reakcije nazivaju Redox.

Stupanj oksidacije je uvjetno punjenje atoma u molekuli, izračunat pod pretpostavkom da se molekula sastoji od iona i kao cijeli izbornik.

Većina elektronegativnih elemenata u spoju imaju negativne stupnjeve oksidacije, a atomi elemenata s manje elektronebilitabilnosti su pozitivni.

Stupanj oksidacije je formalni koncept; U nekim slučajevima, stupanj oksidacije se ne podudara s valencijom.

na primjer:

N2H4 (hidrazin)

stupanj oksidacije dušika - -2; Valencija dušika - 3.

Izračun stupnja oksidacije

Da bi se izračunao stupanj oksidacije elementa, treba uzeti u obzir sljedeće odredbe:

1. Stupnjevi oksidacije atoma u jednostavnim tvarima su nula (Na 0; H2 0).

2. Algebarski iznos stupnjeva oksidacije svih atoma uključenih u molekulu je uvijek nula, a u složenom ionu, taj je iznos jednak ionskom naboju.

3. Stalni stupanj oksidacije u spojevima s atomima drugih elemenata ima atome: alkalni metali (+1), alkalne zemlje (+2), fluor

(-1), vodik (+1) (osim hidrida metala Na + H -, CA2 + H2 -, itd, gdje je stupanj oksidacije vodik -1), kisika (-2) (osim f 2 -1 o + 2 i perokside koji sadrže skupinu -O-O- u kojoj stupanj oksidacije kisika -1).

4. Za elemente, pozitivan stupanj oksidacije ne može premašiti vrijednost jednaku broj periodičnog sustava.

Primjeri:

V 2 +5 o 5 -2; Na 2 + 1 B 4 +3 o 7 -2; K +1 Cl +7 o 4 -2; N -3H3 +1; K 2 + 1 h +1 p +5 o 4 -2; Na 2 + 1 CR 2 +6 o 7 -2

Oksidacija, obnova

U oksidativnim redukcijskim reakcijama, elektroni iz jednog atoma, molekule ili iona idu drugima. Proces povratka elektrona - oksidacija. Kada oksidiraju stupanj oksidacije povećava:

H2 0 - 2ē \u003d 2H + + 1 / 2O 2

S -2 - 2ē \u003d s 0

Al 0 - 3ē \u003d Al +3

Fe +2 - ē \u003d Fe +3

2br - - 2ē \u003d Br 2 0

Proces povezivanja elektrona - oporavak: prilikom obnavljanja stupnja oksidacije se smanjuje.

Mn +4 + 2ē \u003d mn +2

S 0 + 2ē \u003d S -2

CR +6 + 3C \u003d CR +3

Cl2 0 + 2c \u003d 2Cl -

O 2 0 + 4ē \u003d 2o -2

Atomi, molekule ili ioni, koji u ovoj reakciji, pričvršćuju elektroni su oksidizatori, a koje se dobivaju elektroni - reducirajuća sredstva.

Oksidirajuće sredstvo je obnovljeno tijekom reakcije, redukcijsko sredstvo se oksidira.

Redoks svojstva tvari i stupanj oksidacije atoma

Spojevi koji sadrže atome elemenata s maksimalnim stupnjem oksidacije mogu se oksidirati samo na ovim atomima, jer Već su dali sve svoje elektrone valence i mogu samo uzeti elektrone. Maksimalni stupanj oksidacije atom elemenata jednak je broju grupe u periodičnom tablici na koju pripada ova stavka. Spojevi koji sadrže atome elemenata s minimalnom oksidacijom mogu poslužiti samo sa reducirajućim sredstvima, budući da su samo sposobni dati elektrone, jer je vanjska razina energije u takvim atomima završena s osam elektrona. Minimalni stupanj oksidacije u metalnim atomima je 0, za nemetale - (N-8) (gdje broj N-grupe u periodični sustav). Spojevi koji sadrže atome elemenata s međufaznim stupnjem oksidacije mogu biti oksidizatori i reducirajuća sredstva, ovisno o partneru, s kojom komuniciraju o reakcijskim uvjetima.

Glavni reducirajući agensi i oksidizatori

Obnavlja

Ugljični monoksid (II) (CO).

Vodikov sulfid (H2 s);

sumporni oksid (IV) (S02);

sumporna kiselina H2S03 i njegova sol.

Halogene kiseline i njihove soli.

Metalni kationi u nižim stupnjevima oksidacije: SNCl2, FECL2, MnS04, CR2 (SO4) 3.

Dušična kiselina HNO2;

amonijak NH3;

nH2NH2 hidrazin;

dušikov oksid (ii) (ne).