Zat pengoksidasi dan zat pereduksi digunakan untuk merumuskan reaksi dalam kimia organik dan anorganik. Mari kita perhatikan karakteristik utama interaksi tersebut, identifikasi algoritma untuk menyusun persamaan dan mengatur koefisien.

Definisi

Zat pengoksidasi adalah atom atau ion yang, ketika berinteraksi dengan unsur lain, menerima elektron. Proses penerimaan elektron disebut reduksi, dan ini berhubungan dengan penurunan bilangan oksidasi.

Tidak menyadari kimia organik Dua metode utama untuk mengatur koefisien dipertimbangkan. Zat pereduksi dan pengoksidasi dalam reaksi ditentukan dengan kompilasi keseimbangan elektronik atau dengan metode setengah reaksi. Mari kita lihat lebih dekat metode pertama mengatur koefisien di OVR.

Keadaan oksidasi

Sebelum menentukan zat pengoksidasi dalam suatu reaksi, perlu ditentukan bilangan oksidasi semua unsur dalam zat yang terlibat dalam transformasi. Ini mewakili muatan atom suatu unsur, dihitung menurut aturan tertentu. Dalam zat kompleks, jumlah semua bilangan oksidasi positif dan negatif harus sama dengan nol. Untuk logam dari subkelompok utama, ini sesuai dengan valensi dan memiliki nilai positif.

Untuk nonlogam yang terletak di akhir rumus, derajatnya ditentukan dengan mengurangkan nomor golongannya dengan delapan dan bernilai negatif.

kamu zat sederhana sama dengan nol, karena tidak ada proses penerimaan atau pelepasan elektron.

Untuk koneksi kompleks yang terdiri dari beberapa unsur kimia, perhitungan matematis digunakan untuk menentukan bilangan oksidasi.

Jadi, zat pengoksidasi adalah atom yang, dalam proses interaksi, menurunkan bilangan oksidasinya, dan sebaliknya, zat pereduksi meningkatkan nilainya.

Contoh OVR

Ciri utama tugas yang berkaitan dengan pengaturan koefisien dalam reaksi redoks adalah identifikasi zat yang hilang dan penyusunan rumusnya. Zat pengoksidasi adalah unsur yang akan menerima elektron, tetapi selain itu zat pereduksi juga harus ikut serta dalam reaksi dan menyumbangkannya.

Kami menyajikan algoritma umum yang dengannya Anda dapat menyelesaikan tugas yang ditawarkan kepada lulusan sekolah menengah atas pada satu ujian negara. Mari kita lihat beberapa contoh spesifik untuk memahami bahwa zat pengoksidasi bukan hanya unsur di dalamnya zat kompleks, tetapi juga merupakan zat sederhana.

Pertama, Anda perlu menetapkan bilangan oksidasi untuk setiap unsur menggunakan aturan tertentu.

Selanjutnya, Anda perlu menganalisis unsur-unsur yang tidak ikut serta dalam pembentukan zat dan membuat rumusnya. Setelah semua celah dihilangkan, Anda dapat melanjutkan ke proses pembuatan keseimbangan elektronik antara zat pengoksidasi dan zat pereduksi. Koefisien yang dihasilkan dimasukkan ke dalam persamaan, jika perlu dijumlahkan di depan zat-zat yang tidak termasuk dalam neraca.

Misalnya, dengan menggunakan metode keseimbangan elektronik, persamaan yang diusulkan perlu diselesaikan dan koefisien yang diperlukan ditempatkan di depan rumus.

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

Untuk memulainya, kita menentukan nilai bilangan oksidasi untuk masing-masing bilangan oksidasi, kita peroleh

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

Dalam skema yang diusulkan, mereka mengubah oksigen, serta mangan menjadi kalium permanganat. Jadi, kami telah menemukan zat pereduksi dan zat pengoksidasi. Di sisi kanan tidak ada zat yang mengandung kalium, jadi sebagai pengganti celah kita akan membuat rumus sulfatnya.

Tindakan terakhir dalam tugas ini adalah penempatan koefisien.

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

Asam, kalium permanganat, dan hidrogen peroksida dapat dianggap sebagai zat pengoksidasi kuat. Semua logam menunjukkan sifat pereduksi, berubah menjadi kation bermuatan positif selama reaksi.

Kesimpulan

Proses yang berkaitan dengan penerimaan dan pelepasan elektron negatif tidak hanya terjadi di kimia anorganik. Metabolisme yang terjadi pada organisme hidup merupakan contoh nyata terjadinya reaksi redoks dalam kimia organik. Hal ini menegaskan pentingnya proses yang dipertimbangkan, relevansinya dengan alam hidup dan mati.

Banyak zat yang mempunyai sifat khusus, yang dalam kimia biasa disebut pengoksidasi atau pereduksi.

Sendiri zat kimia menunjukkan sifat-sifat zat pengoksidasi, yang lain - zat pereduksi, sementara beberapa senyawa dapat menunjukkan kedua sifat tersebut secara bersamaan (misalnya, hidrogen peroksida H 2 O 2).

Apa yang dimaksud dengan zat pengoksidasi dan pereduksi, oksidasi dan reduksi?

Sifat redoks suatu zat berhubungan dengan proses pemberian dan penerimaan elektron oleh atom, ion atau molekul.

Zat pengoksidasi adalah zat yang menerima elektron selama reaksi, yaitu tereduksi; zat pereduksi - melepaskan elektron, mis. teroksidasi. Proses perpindahan elektron dari suatu zat ke zat lain biasa disebut reaksi redoks.

Senyawa yang mengandung atom unsur dengan bilangan oksidasi maksimum hanya dapat menjadi zat pengoksidasi karena atom tersebut, karena mereka telah melepaskan semua elektron valensinya dan hanya mampu menerima elektron. Bilangan oksidasi maksimum suatu atom suatu unsur sama dengan jumlah golongan dalam tabel periodik unsur tersebut. Senyawa yang mengandung atom unsur dengan bilangan oksidasi minimum hanya dapat berfungsi sebagai zat pereduksi, karena hanya mampu menyumbangkan elektron, karena faktor eksternal tingkat energi dalam atom seperti itu diselesaikan oleh delapan elektron

Reaksi kimia yang terjadi dengan perubahan bilangan oksidasi unsur disebut redoks.

Prinsip dasar teori oksidasi-reduksi

1. Proses pelepasan elektron oleh suatu atom atau ion disebut oksidasi:

S 0 - 4e - ® S 4+ (oksidasi)

Atom atau ion yang menyumbangkan elektron disebut zat pereduksi (reduktor): Zn 0 -2e - ® Zn 2+ (oksidasi).

2. Proses penambahan elektron oleh suatu atom atau ion disebut reduksi: S 6+ + 8e - ® S 2- (reduksi).

Atom atau ion yang menerima elektron disebut zat pengoksidasi (oxidizing agent): Cl - + e - ® Cl 0 (reduksi).

Zat pengoksidasi tereduksi selama reaksi, dan zat pereduksi teroksidasi. Oksidasi tidak mungkin terjadi tanpa terjadinya reduksi secara bersamaan, dan sebaliknya, reduksi suatu zat tidak mungkin terjadi tanpa oksidasi zat lain secara simultan.

3. Pada proses redoks, jumlah elektron yang dilepaskan pada proses oksidasi harus selalu sama dengan jumlah elektron yang diterima pada proses reduksi.

Contoh:

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

zat pengoksidasi Cu 2+ +2e - ® Cu 0 reduksi

zat pereduksi H 2 0 - 2e - ® 2H + oksidasi

4. Penyetaraan jumlah elektron yang diberikan dan diterima dilakukan dengan memilih koefisien dengan penyusunan awal persamaan keseimbangan elektronik

Contoh:

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

Reduktor S 2- - 2e - ® S 0 3 oksidasi

oksidator N 5+ + 3e - ® N 2+ 2 reduksi

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

5. Dalam menyusun persamaan keseimbangan elektronik, perlu didasarkan pada jumlah atom atau ion yang termasuk dalam molekul zat awal, dan kadang-kadang dalam molekul produk reaksi.

Contoh:

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

Zat pengoksidasi 2Cr 6+ + 6e - ® 2Cr 3+ 2 1 reduksi

zat pereduksi 2J - - 2e - ® J 2 0 6 3 oksidasi

6. Proses redoks paling sering terjadi dengan adanya medium: netral, asam atau basa.

Pemilihan koefisien dalam reaksi redoks

Saat memilih koefisien, kita harus memperhitungkan posisi dasar: jumlah elektron yang dilepaskan melalui reduksi sama dengan jumlah elektron yang diperoleh melalui oksidasi.

Setelah mengidentifikasi zat pengoksidasi, zat pereduksi, diagram digital transisi elektron (persamaan keseimbangan elektronik) dibuat untuk persamaan reaksi yang sesuai.

Contoh 1. Al + Cl 2 ® AlCl 3, dimana Al – zat pereduksi, zat pengoksidasi Cl 2.

Diagram transisi elektron:

Al 0 - 3e - ® Al +3 3 1 oksidasi

Reduksi Cl 0 + e - ® Cl 1 1 3

Dari diagram ini jelas bahwa untuk satu atom aluminium yang teroksidasi, diperlukan tiga atom klor untuk menerima ketiga elektron tersebut (lihat kolom kedua). Oleh karena itu, untuk setiap atom aluminium diperlukan tiga atom klor, atau untuk dua atom aluminium diperlukan tiga molekul klor. Kami mendapatkan koefisien:

2Al + 3Cl2 = AlCl3.

Contoh 2. N 3- H 3 + O 0 2 ® N 2+ O 2- + H 2 O, di mana O 2 adalah zat pengoksidasi yang khas, dan N 3- H 3 berperan sebagai zat pereduksi.

Kami membuat diagram (keseimbangan elektronik):

N 3- - 5e - ® N +2 5 2 4 oksidasi

O 0 + 2e - ® O -2 2 5 10 pemulihan

Untuk 4 atom nitrogen, diperlukan 10 atom atau 5 molekul oksigen. Kami mendapatkan koefisien:

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

Kasus khusus penyusunan persamaan untuk reaksi redoks

1. Jika dalam suatu reaksi jumlah elektron yang hilang oleh zat pereduksi dan jumlah elektron yang diterima oleh zat pengoksidasi adalah bilangan genap, maka ketika mencari koefisien, jumlah elektron dibagi dengan pembagi persekutuan terbesar.

Contoh:

H 2 JADI 3 + HClO 3 ® H 2 JADI 4 +HCl

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

zat pengoksidasiCl +5 + 6e - ® Cl - 2 1 reduksi

Koefisien zat pereduksi dan zat pengoksidasi bukanlah 2 dan 6, melainkan 1 dan 3:

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

Jika jumlah elektron yang dilepaskan oleh zat pereduksi dan elektron yang diperoleh oleh zat pengoksidasi adalah ganjil, maka hasil reaksinya adalah: bilangan genap atom, maka koefisiennya menjadi dua kali lipat.

Contoh:

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

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

Koefisien zat pengoksidasi dan zat pereduksi bukan 1 dan 5, melainkan 2 dan 10:

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

2. Kadang-kadang zat pereduksi atau zat pengoksidasi juga digunakan untuk mengikat produk yang terbentuk sebagai hasil reaksi.

Contoh:

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

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

zat pengoksidasi Mn +7 + 5e - ® Mn +2 1 2 reduksi

Dalam reaksi ini, sepuluh molekul HBr bereaksi sebagai zat pereduksi, dan diperlukan enam molekul HBr untuk mengikat zat yang dihasilkan (pembentukan garam):

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

3. Ion positif dan negatif dari molekul zat pereduksi teroksidasi secara bersamaan.

Contoh:

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

Di sini, ion As +3 dioksidasi menjadi ion As 2 +3 dan pada saat yang sama ion S -2 dioksidasi menjadi ion S +6 dan anion N +5 direduksi menjadi N +2.

2Аs +3 - 4e - ® 2Аs +5

zat pereduksi 3S -2 - 24e - ® 3S +6 oksidasi

oksidator N +5 + 3e - ® N +2 reduksi

Dalam reaksi ini, untuk setiap tiga molekul As 2 S 3, 28 molekul HNO 3 bereaksi. Kami memeriksa kebenaran persamaan reaksi dengan menghitung atom hidrogen dan oksigen di sisi kanan dan kiri. Jadi, kita menemukan bahwa 4 molekul air lagi masuk ke dalam reaksi, yang harus ditempatkan di sisi kiri persamaan untuk pencatatan akhirnya:

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

2As +3 –4e®2As +5 4

3S -2 –24e®3S + 24

Reduktor 2As +3 + 3S -2 - 28e - ®2As +5 + 3S +6 3 oksidasi

zat pengoksidasi N +5 + 3e - ®N +2 28 reduksi

4. Zat pereduksi dan zat pengoksidasi adalah ion-ion dari unsur yang sama, tetapi termasuk dalam komposisi zat yang berbeda.

Contoh:

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

Reduktor J - - e - ® J 0 5 oksidasi

zat pengoksidasi J +5 + 5e - ®J 0 1 reduksi

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

5. Zat pereduksi dan zat pengoksidasi adalah ion-ion dari unsur yang sama yang merupakan bagian dari satu zat (auto-oksidasi - penyembuhan diri).

Contoh:

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

Zat pereduksi N +3 - 2e - ® N +5 1 oksidasi

zat pengoksidasi N +3 + e - ® N +2 2 reduksi

Oleh karena itu, persamaan reaksi

Ini termasuk reaksi di mana zat yang bereaksi bertukar elektron, sehingga mengubah bilangan oksidasi atom unsur-unsur yang membentuk zat yang bereaksi.

Misalnya:

Zn + 2H + → Zn 2+ + H 2 ,

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

Mayoritas reaksi kimia milik redoks, mereka memainkan peran yang sangat penting.

Oksidasi adalah proses kehilangan elektron oleh suatu atom, molekul atau ion.

Jika sebuah atom melepaskan elektronnya, ia memperoleh muatan positif:

Misalnya:

Al - 3e - = Al 3+

H 2 - 2e - = 2H +

Selama oksidasi, bilangan oksidasi meningkat.

Jika ion bermuatan negatif (muatan -1), misalnya Cl -, melepaskan 1 elektron, maka ia menjadi atom netral:

2Cl - - 2e - = Cl 2

Jika ion atau atom bermuatan positif melepaskan elektron, maka besar muatan positifnya bertambah sesuai dengan jumlah elektron yang dilepaskan:

Fe 2+ - e - = Fe 3+

Reduksi adalah proses perolehan elektron oleh atom, molekul, atau ion.

Jika sebuah atom memperoleh elektron, ia menjadi ion bermuatan negatif:

Misalnya:

Сl 2 + 2е- = 2Сl -

S + 2е - = S 2-

Jika ion bermuatan positif menerima elektron, muatannya berkurang:

Fe 3+ + e- = Fe 2+

atau bisa menjadi atom netral:

Fe 2+ + 2e- = Fe 0

Agen pengoksidasi adalah atom, molekul, atau ion yang menerima elektron. Zat pereduksi adalah atom, molekul, atau ion yang menyumbangkan elektron.

Zat pengoksidasi tereduksi selama reaksi, zat pereduksi teroksidasi.

Oksidasi selalu disertai reduksi, begitu pula sebaliknya reduksi selalu disertai oksidasi, yang dapat dinyatakan dengan persamaan:

Agen pereduksi - e - ↔ Agen pengoksidasi

Zat pengoksidasi + e - ↔ Zat pereduksi

Oleh karena itu, reaksi redoks mewakili kesatuan dua proses yang berlawanan - oksidasi dan reduksi

Agen pereduksi dan pengoksidasi yang paling penting

Pemulih

Agen pengoksidasi

Logam, hidrogen, batu bara Karbon(II) monoksida CO Hidrogen sulfida H 2 S, sulfur oksida (IV) SO 2, asam sulfat H 2 SO 3 dan garamnya Asam hidroiodik HI, asam hidrobromat HBr, asam hidroklorik HCl Timah(II) klorida SnCl2, besi(II) sulfat FeSO4, mangan(II) sulfat MnSO4, kromium(III) sulfat Cr2 (SO4) 3 Asam nitrat HNO 2, amonia NH 3, hidrazin N 2 H 4, oksida nitrat (II) NO Asam fosfat H 3 PO 3 Aldehida, alkohol, asam format dan oksalat, glukosa Katoda selama elektrolisis

Halogen Kalium permanganat KMnO 4, kalium manganat K 2 MnO 4, mangan(IV) oksida MnO 2 Kalium dikromat K 2 Cr 2 O 7 , kalium kromat K 2 CrO 4 Asam nitrat HNO3 Oksigen O 2, ozon O 3, hidrogen peroksida H 2 O 2 Asam sulfat H 2 SO 4 (konsentrasi), asam selenat H 2 SeO 4 Tembaga(II) oksida CuO, perak(I) oksida Ag 2 O, timbal(IV) oksida PbO 2 Ion logam mulia (Ag +, Au 3+, dll.) Besi(III) klorida FeCl 3 Hipoklorit, klorat dan perklorat Aqua regia, campuran asam nitrat dan asam fluorida pekat Anoda selama elektrolisis

Metode saldo elektronik.

Untuk menyamakan OVR, beberapa metode digunakan, salah satunya sekarang akan kita pertimbangkan - metode keseimbangan elektronik.

Mari kita tulis persamaan reaksi antara aluminium dan oksigen:

Al + O 2 = Al 2 O 3

Jangan tertipu oleh kesederhanaan persamaan ini. Tugas kita adalah memahami metode yang di masa depan akan memungkinkan kita menyamakan reaksi yang jauh lebih kompleks.

Lantas, apa itu metode saldo elektronik? Keseimbangan adalah kesetaraan. Oleh karena itu, jumlah elektron yang dilepaskan oleh suatu unsur dan diterima oleh unsur lainnya dalam suatu reaksi harus dibuat sama. Awalnya, jumlah ini terlihat berbeda, seperti terlihat dari perbedaan bilangan oksidasi aluminium dan oksigen:

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

Aluminium menyumbangkan elektron (keuntungan derajat positif oksidasi), dan oksigen menerima elektron (memperoleh bilangan oksidasi negatif). Untuk memperoleh bilangan oksidasi +3, atom aluminium harus melepaskan 3 elektron. Molekul oksigen, untuk berubah menjadi atom oksigen dengan bilangan oksidasi -2, harus menerima 4 elektron:

Al 0 - 3e- = Al +3

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

Agar jumlah elektron yang diberikan dan diterima sama, persamaan pertama harus dikalikan 4, dan persamaan kedua dengan 3. Caranya, cukup dengan memindahkan jumlah elektron yang diberikan dan diterima ke atas dan ke bawah. garis seperti yang ditunjukkan pada diagram di atas.

Jika sekarang dalam persamaan kita letakkan koefisien 4 yang kita temukan di depan zat pereduksi (Al), dan koefisien 3 yang kita temukan di depan zat pengoksidasi (O 2), maka jumlah elektron yang diberikan dan diterima adalah sama dan menjadi sama dengan 12. Keseimbangan elektronik telah tercapai. Terlihat bahwa diperlukan koefisien 2 sebelum produk reaksi Al 2 O 3. Sekarang persamaan reaksi redoks disamakan:

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

Semua keuntungan dari metode keseimbangan elektronik muncul dalam kasus yang lebih kompleks daripada oksidasi aluminium dengan oksigen.

Misalnya, “kalium permanganat” yang terkenal - kalium permanganat KMnO 4 - adalah zat pengoksidasi kuat karena atom Mn dalam bilangan oksidasi +7. Bahkan anion klor Cl – memberinya elektron, berubah menjadi atom klor. Ini kadang-kadang digunakan untuk menghasilkan gas klor di laboratorium:

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

Mari kita membuat diagram keseimbangan elektronik:

Mn +7 + 5e- = Mn +2

2Cl - - 2e- = Cl 2 0

Dua dan lima adalah koefisien utama persamaan, sehingga semua koefisien lainnya dapat dengan mudah dipilih. Sebelum Cl 2 Anda harus meletakkan koefisien 5 (atau 2 × 5 = 10 sebelum KСl), dan sebelum KMnO 4 - koefisien 2. Semua koefisien lainnya terikat pada kedua koefisien ini. Ini jauh lebih mudah daripada bertindak hanya dengan menghitung angka-angka.

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

Untuk menyamakan jumlah atom K (12 atom di sebelah kiri), perlu meletakkan koefisien 6 di depan K 2 SO 4 di sisi kanan persamaan. Terakhir, untuk menyamakan oksigen dan hidrogen, cukup letakkan koefisien 8 di depan H 2 SO 4 dan H 2 O. Kita mendapatkan persamaan dalam bentuk akhirnya.

Metode keseimbangan elektronik, seperti yang bisa kita lihat, tidak mengecualikan pemilihan koefisien yang biasa dalam persamaan reaksi redoks, namun dapat sangat memfasilitasi pemilihan tersebut.

Menyusun persamaan reaksi tembaga dengan larutan paladium (II) nitrat. Mari kita tuliskan rumus zat awal dan akhir reaksi dan tunjukkan perubahan bilangan oksidasi:

maka dengan zat pereduksi dan zat pengoksidasi, koefisiennya sama dengan 1. Persamaan reaksi akhirnya adalah:

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

Seperti yang Anda lihat, elektron tidak muncul dalam persamaan reaksi keseluruhan.

Untuk memeriksa kebenaran persamaan tersebut, kita menghitung jumlah atom setiap unsur di sisi kanan dan kirinya. Misalnya di sebelah kanan ada 6 atom oksigen, di sebelah kiri juga ada 6 atom; paladium 1 dan 1; tembaga juga 1 dan 1. Artinya persamaan ditulis dengan benar.

Mari kita tulis ulang persamaan ini dalam bentuk ionik:

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

Dan setelah reduksi ion identik kita peroleh

Cu + Pd 2+ = Cu 2+ + Pd

Menyusun persamaan reaksi interaksi mangan (IV) oksida dengan asam klorida pekat

(klorin diproduksi menggunakan reaksi ini di laboratorium).

Mari kita tuliskan rumus zat awal dan akhir reaksi:

HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Mari kita tunjukkan perubahan bilangan oksidasi atom sebelum dan sesudah reaksi:

Reaksi ini adalah redoks, karena bilangan oksidasi atom klor dan mangan berubah. HCl adalah zat pereduksi, MnO 2 adalah zat pengoksidasi. Kami membuat persamaan elektronik:

dan tentukan koefisien zat pereduksi dan zat pengoksidasi. Keduanya masing-masing sama dengan 2 dan 1. Koefisien 2 (dan bukan 1) ditetapkan karena 2 atom klor dengan bilangan oksidasi -1 melepaskan 2 elektron. Koefisien ini sudah ada dalam persamaan elektronik:

2HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Kami menemukan koefisien untuk zat lain yang bereaksi. Dari persamaan elektronik terlihat bahwa untuk 2 mol HCl terdapat 1 mol MnO 2. Namun, dengan mempertimbangkan bahwa 2 mol asam lagi diperlukan untuk mengikat ion mangan bermuatan ganda yang dihasilkan, koefisien 4 harus ditempatkan di depan zat pereduksi, sehingga diperoleh 2 mol air. Persamaan terakhirnya adalah

4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O

Pengecekan kebenaran penulisan persamaan dapat dibatasi dengan menghitung jumlah atom suatu unsur, misalnya klor: di ruas kiri ada 4 dan di ruas kanan 2 + 2 = 4.

Karena metode keseimbangan elektron menggambarkan persamaan reaksi dalam bentuk molekul, setelah kompilasi dan verifikasi persamaan tersebut harus ditulis dalam bentuk ion.

Mari kita tulis ulang persamaan yang dikompilasi dalam bentuk ionik:

4Н + + 4Сl - + МnО 2 = Сl 2 + Мn 2 + + 2Сl - + 2Н 2 О

dan setelah menghilangkan ion-ion identik pada kedua ruas persamaan kita peroleh

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

Menyusun persamaan reaksi interaksi hidrogen sulfida dengan larutan kalium permanganat yang diasamkan.

Mari kita tulis skema reaksi - rumus zat awal dan zat hasil:

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

Kemudian kita tunjukkan perubahan bilangan oksidasi atom sebelum dan sesudah reaksi:

Bilangan oksidasi atom belerang dan mangan berubah (H 2 S adalah zat pereduksi, KMnO 4 adalah zat pengoksidasi). Kami menyusun persamaan elektronik, mis. Kami menggambarkan proses kehilangan dan perolehan elektron:

Dan terakhir, kita mencari koefisien zat pengoksidasi dan zat pereduksi, dan kemudian untuk reaktan lainnya. Dari persamaan elektronik terlihat jelas bahwa kita perlu mengambil 5 mol H 2 S dan 2 mol KMnO 4, maka kita mendapatkan 5 mol atom S dan 2 mol MnSO 4. Selain itu, dari perbandingan atom-atom di ruas kiri dan kanan persamaan diperoleh pula 1 mol K 2 SO 4 dan 8 mol air. Persamaan reaksi akhirnya adalah

5Н 2 S + 2КМnО 4 + ЗН 2 SO 4 = 5S + 2МnSO 4 + К 2 SO 4 + 8Н 2 О

Kebenaran penulisan persamaan dipastikan dengan menghitung atom suatu unsur, misalnya oksigen; di ruas kiri ada 2 4 + 3 4 = 20 dan di ruas kanan ada 2 4 + 4 + 8 = 20.

Kami menulis ulang persamaan dalam bentuk ionik:

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

Diketahui bahwa persamaan reaksi yang ditulis dengan benar merupakan ekspresi hukum kekekalan massa zat. Oleh karena itu, jumlah atom yang sama pada bahan awal dan produk reaksi harus sama. Biaya juga harus dihemat. Jumlah muatan zat awal harus selalu sama dengan jumlah muatan produk reaksi.

Metode keseimbangan elektron-ion lebih universal dibandingkan dengan metode keseimbangan elektron dan memiliki keunggulan yang tidak dapat disangkal dalam memilih koefisien dalam banyak reaksi redoks, khususnya yang melibatkan senyawa organik, yang bahkan prosedur untuk menentukan bilangan oksidasinya sangat rumit.

Klasifikasi OVR

Ada tiga jenis utama reaksi redoks:

1) Reaksi oksidasi-reduksi antarmolekul
(bila zat pengoksidasi dan zat pereduksi adalah zat yang berbeda);

2) Reaksi disproporsionasi
(bila zat yang sama dapat berfungsi sebagai zat pengoksidasi dan zat pereduksi);

3) Reaksi oksidasi-reduksi intramolekul
(ketika satu bagian molekul bertindak sebagai zat pengoksidasi dan bagian lainnya sebagai zat pereduksi).>

Mari kita lihat contoh tiga jenis reaksi.

1. Reaksi oksidasi-reduksi antarmolekul adalah semua reaksi yang telah kita bahas pada paragraf ini.
Mari kita lihat lebih jauh kasus yang sulit, ketika tidak semua zat pengoksidasi dapat digunakan dalam reaksi, karena sebagian dari zat tersebut terlibat dalam reaksi pertukaran biasa - non-redoks:

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

Beberapa partikel NO 3 - berpartisipasi dalam reaksi sebagai zat pengoksidasi, menghasilkan oksida nitrat NO, dan beberapa ion NO 3 - lolos tanpa perubahan ke dalam senyawa tembaga Cu(NO 3) 2. Mari membuat saldo elektronik:

Cu 0 - 2e- = Cu +2

N +5 + 3e- = N +2

Mari kita letakkan koefisien 3 untuk tembaga di depan Cu dan Cu(NO 3) 2. Tetapi koefisien 2 sebaiknya ditempatkan hanya di depan NO, karena semua nitrogen yang ada di dalamnya ikut serta dalam reaksi redoks. Adalah suatu kesalahan untuk menempatkan faktor 2 di depan HNO 3, karena zat ini juga termasuk atom nitrogen yang tidak ikut serta dalam oksidasi-reduksi dan merupakan bagian dari produk Cu(NO 3) 2 (partikel NO 3 - di sini kadang-kadang disebut "ion" -observer").

Koefisien yang tersisa dapat dengan mudah dipilih menggunakan koefisien yang telah ditemukan:

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

2. Reaksi disproporsionasi terjadi ketika molekul-molekul zat yang sama mampu saling mengoksidasi dan mereduksi. Hal ini menjadi mungkin jika suatu zat mengandung atom dari unsur apa pun yang berada dalam keadaan oksidasi antara.

Akibatnya, bilangan oksidasi dapat menurun atau meningkat. Misalnya:

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

Reaksi ini dapat dianggap sebagai reaksi antara HNO 2 dan HNO 2 sebagai zat pengoksidasi dan zat pereduksi dan menggunakan metode keseimbangan elektron:

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

N +3 - 2e- = N +5

N +3 + e- = N +2

Kami mendapatkan persamaan:

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

Atau dengan menjumlahkan mol HNO 2:

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

Reaksi oksidasi-reduksi intramolekul terjadi ketika atom pengoksidasi dan atom pereduksi berdekatan dalam suatu molekul. Pertimbangkan dekomposisinya garam bertholet KClO 3 bila dipanaskan:

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

Persamaan ini juga memenuhi persyaratan keseimbangan elektronik:

Cl +5 + 6e- = Cl -

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

Di sini timbul kesulitan - manakah dari dua koefisien yang ditemukan yang harus didahulukan dari KClO 3 - lagipula, molekul ini mengandung zat pengoksidasi dan zat pereduksi?

Dalam kasus seperti itu, koefisien yang ditemukan ditempatkan di depan produk:

KClO 3 = 2KCl + 3O 2

Sekarang jelas bahwa KClO 3 harus didahului dengan faktor 2.

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2

Reaksi intramolekul penguraian garam berthollet ketika dipanaskan digunakan dalam produksi oksigen di laboratorium.

Metode setengah reaksi

Seperti namanya, metode ini didasarkan pada penyusunan persamaan ionik untuk proses oksidasi dan proses reduksi kemudian menjumlahkannya menjadi persamaan keseluruhan.
Sebagai contoh, mari kita buat persamaan reaksi yang sama yang digunakan untuk menjelaskan metode keseimbangan elektronik.
Ketika hidrogen sulfida H 2 S dilewatkan melalui larutan kalium permanganat KMnO 4 yang diasamkan, warna merah tua menghilang dan larutan menjadi keruh.
Pengalaman menunjukkan bahwa kekeruhan larutan terjadi sebagai akibat dari pembentukan unsur belerang, yaitu. aliran proses:

H 2 S → S + 2H +

Skema ini disamakan dengan jumlah atom. Untuk menyamakan jumlah muatan, Anda perlu mengurangi dua elektron dari sisi kiri diagram, setelah itu Anda dapat mengganti panah dengan tanda sama dengan:

H 2 S - 2е - = S + 2H +

Ini adalah setengah reaksi pertama - proses oksidasi zat pereduksi H 2 S.

Perubahan warna larutan dikaitkan dengan transisi ion MnO 4 - (memiliki warna merah tua) menjadi ion Mn 2+ (hampir tidak berwarna dan hanya pada konsentrasi tinggi memiliki warna merah muda samar), yang dapat dinyatakan dengan diagram

MnO 4 - → Mn 2+

Dalam larutan asam, oksigen yang merupakan bagian dari ion MnO 4 bersama dengan ion hidrogen akhirnya membentuk air. Oleh karena itu, kami menulis proses transisi seperti ini:

MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O

Untuk mengganti tanda panah dengan tanda sama dengan, muatannya juga harus disamakan. Karena zat awal mempunyai tujuh muatan positif (7+), dan zat akhir mempunyai dua muatan positif (2+), maka untuk memenuhi syarat kekekalan muatan, harus ditambahkan lima elektron pada sisi kiri diagram:

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

Ini adalah setengah reaksi kedua - proses reduksi zat pengoksidasi, yaitu. ion permanganat

Untuk mengkompilasi persamaan umum reaksi, persamaan setengah reaksi perlu dijumlahkan suku demi suku, setelah sebelumnya menyamakan jumlah elektron yang diberikan dan diterima. Dalam hal ini, menurut aturan untuk mencari kelipatan terkecil, faktor-faktor yang bersesuaian ditentukan dengan mengalikan persamaan setengah reaksi. Bentuk singkatannya adalah sebagai berikut:

Dan, dikurangi 10H+, kita akhirnya mendapatkannya

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

Kami memeriksa kebenaran persamaan yang disusun dalam bentuk ion: jumlah atom oksigen di ruas kiri adalah 8, di ruas kanan 8; banyaknya muatan: di ruas kiri (2-)+(6+) = 4+, di ruas kanan 2(2+) = 4+. Persamaannya ditulis dengan benar karena atom dan muatannya sama.

Dengan menggunakan metode setengah reaksi, persamaan reaksi disusun dalam bentuk ionik. Untuk berpindah dari persamaan tersebut ke persamaan dalam bentuk molekul, kita melakukan ini: di sisi kiri persamaan ion, kita memilih kation yang sesuai untuk setiap anion, dan untuk setiap kation - anion. Kemudian kita tulis ion-ion yang sama dengan nomor yang sama di ruas kanan persamaan, setelah itu kita gabungkan ion-ion tersebut menjadi molekul:

Dengan demikian, penyusunan persamaan reaksi redoks menggunakan metode setengah reaksi memberikan hasil yang sama dengan metode keseimbangan elektron.

Mari kita bandingkan kedua metode tersebut. Kelebihan metode setengah reaksi dibandingkan metode keseimbangan elektronik adalah. bahwa ia tidak menggunakan ion hipotetis, tetapi ion yang sebenarnya sudah ada. Faktanya, tidak ada ion dalam suatu larutan, tetapi ada ion.

Dengan metode setengah reaksi, bilangan oksidasi atom tidak perlu diketahui.

Menulis persamaan setengah reaksi ionik diperlukan untuk memahami proses kimia dalam sel galvanik dan elektrolisis. Dengan metode ini terlihat peran lingkungan sebagai partisipan aktif dalam keseluruhan proses. Terakhir, saat menggunakan metode setengah reaksi, Anda tidak perlu mengetahui semua zat yang dihasilkan; zat tersebut muncul dalam persamaan reaksi saat diturunkan. Oleh karena itu, metode setengah reaksi harus diutamakan dan digunakan ketika menyusun persamaan untuk semua reaksi redoks yang terjadi dalam larutan air.

DASAR-DASAR KIMIA TEORITIS

10. Reaksi redoks

Reaksi redoks dalam larutan.

Reaksi kimia yang terjadi dengan perubahan bilangan oksidasi unsur-unsur penyusun zat yang bereaksi disebut redoks.

Oksidasi

- adalah proses pelepasan elektron oleh atom, molekul, atau ion. Jika sebuah atom melepaskan elektronnya, ia memperoleh muatan positif: l - , melepaskan 1 elektron, maka ia menjadi atom netral:

Jika ion atau atom bermuatan positif melepaskan elektron, maka besar muatan positifnya bertambah sesuai dengan jumlah elektron yang dilepaskan:

Reduksi adalah proses perolehan elektron oleh atom, molekul, atau ion.

Jika suatu atom memperoleh elektron, kemudian berubah menjadi ion bermuatan negatif:

Jika ion bermuatan positif menerima elektron, muatannya berkurang:

atau bisa menjadi atom netral:

Agen pengoksidasi

menerima elektron. Pemulih adalah atom, molekul atau ion, menyumbangkan elektron.

pengoksidasi

selama reaksi tereduksi, zat pereduksi teroksidasi.

Perlu diingat bahwa menganggap oksidasi (reduksi) sebagai proses pemberian (dan penerimaan) elektron oleh atom atau ion tidak selalu mencerminkan keadaan sebenarnya, karena dalam banyak kasus tidak terjadi transfer elektron secara lengkap, melainkan hanya pergeseran elektron. awan elektron dari satu atom ke atom lainnya.

Namun, untuk menyusun persamaan reaksi redoks, tidak penting ikatan mana yang terbentuk - ionik atau kovalen. Oleh karena itu, untuk mempermudah, kita akan membahas tentang penambahan atau sumbangan elektron, apa pun jenis ikatannya.

Penentuan koefisien stoikiometri dalam persamaan reaksi redoks. Saat menyusun persamaan reaksi redoks, perlu ditentukan zat pereduksi, zat pengoksidasi, dan jumlah elektron yang diberikan dan diterima. Biasanya, koefisien dipilih menggunakan salah satu metode tersebut keseimbangan elektronik

, atau metode keseimbangan elektron-ion (terkadang yang terakhir ini disebut metode setengah reaksi ).

Sebagai contoh penyusunan persamaan reaksi redoks, perhatikan proses oksidasi pirit dengan asam nitrat pekat.

Pertama-tama, mari kita tentukan produk reaksinya.

HNO3 merupakan oksidator kuat, sehingga belerang akan teroksidasi hingga tingkat oksidasi maksimumnya S 6+, dan besi - menjadi Fe 3+, sedangkan HNO 3 dapat pulih hingga N0 atau TIDAK 2. Kami akan memilih TIDAK:

Dimana lokasinya

H2O (di sisi kiri atau kanan), kita belum tahu.

1. Terapkan terlebih dahulu metode keseimbangan elektron-ion

(setengah reaksi). Metode ini mempertimbangkan perpindahan elektron dari satu atom atau ion ke atom atau ion lainnya, dengan mempertimbangkan sifat medium (asam, basa, atau netral) di mana reaksi terjadi.

Saat menyusun persamaan proses oksidasi dan reduksi, untuk menyamakan jumlah atom hidrogen dan oksigen, baik molekul air maupun ion hidrogen dimasukkan (tergantung medianya) (jika lingkungannya asam), atau molekul air dan ion hidroksida (jika lingkungan bersifat basa). Oleh karena itu, dalam produk yang dihasilkan, di sisi kanan persamaan elektron-ion akan terdapat ion hidrogen dan molekul air (lingkungan asam) atau ion hidroksida dan molekul air (lingkungan basa).

Itu adalah Saat menulis persamaan elektron-ion, kita harus melanjutkan dari komposisi ion-ion yang sebenarnya ada dalam larutan. Selain itu, seperti dalam penyusunan persamaan ionik yang disingkat, zat-zat terdisosiasi buruk, sukar larut, atau dilepaskan sebagai gas. harus ditulis dalam bentuk molekul.

Mari kita perhatikan setengah reaksi oksidasi untuk kasus kita. Molekul

FeS 2 berubah menjadi ion Fe 3+ (F e(N O 3) 3 terdisosiasi sempurna menjadi ion, kita mengabaikan hidrolisis) dan dua ion JADI 4 2 - (disosiasi H 2 SO 4):

Untuk menyamakan oksigen, tambahkan 8 molekul H ke sisi kiri

2 O, dan ke kanan - ion 16 H+ (lingkungan asam):

Muatan di sebelah kiri adalah 0, muatan di sebelah kanan adalah +15, jadi

FeS 2 harus melepaskan 15 elektron:

Sekarang mari kita perhatikan setengah reaksi reduksi ion nitrat:

Harus diambil dari

NOMOR 3 2 atom O. Untuk melakukan ini, tambahkan 4 ion H ke sisi kiri 1+ (lingkungan asam), dan ke kanan - 2 molekul H 2 HAI:

Untuk menyamakan muatan ke ruas kiri (muatan

+3) tambahkan 3 elektron:

Akhirnya kami memiliki:

Dengan memperpendek kedua bagian sebesar 16H

+ dan 8H 2 Oh, kita mendapatkan persamaan ionik singkat untuk reaksi redoks:

Dengan menambahkan jumlah ion yang sesuai pada kedua ruas persamaan

NOMOR 3 - dan H+ kami menemukan persamaan molekuler dari reaksi:

Perhatikan bahwa Anda tidak perlu menentukan bilangan oksidasi suatu unsur untuk menentukan jumlah elektron yang diberikan dan diterima. Selain itu, kami memperhitungkan pengaruh lingkungan dan secara otomatis menentukan bahwa H

2 O ada di sisi kanan persamaan. Yang pasti cara ini jauh lebih konsisten dengan pengertian kimia daripada metode keseimbangan elektronik standar, meskipun yang terakhir ini agak lebih mudah dimengerti.

2. Mari kita samakan reaksi ini dengan menggunakan metode keseimbangan elektronik . Proses pemulihan dijelaskan:

Lebih sulit untuk membuat skema oksidasi, karena dua unsur dioksidasi sekaligus -

Fe dan S. Kita dapat menetapkan bilangan oksidasi 2+ pada besi, 1- pada belerang, dan memperhitungkan bahwa ada dua atom S per atom Fe:

Namun, dimungkinkan untuk mengabaikan penentuan bilangan oksidasi dan menuliskan diagram yang mengingatkan pada diagram

Ruas kanan bermuatan +15, ruas kiri bermuatan 0, jadi

FeS 2 harus melepaskan 15 elektron. Kami mencatat total saldo:

lima molekul HNO

3 pergi ke oksidasi FeS2, dan tiga molekul lagi HNO3 diperlukan untuk pendidikan Fe(NO 3) 3:

Untuk menyamakan hidrogen dan oksigen, kita menambahkan dua molekul H di sisi kanan

2 HAI:

Metode keseimbangan elektron-ion lebih universal dibandingkan dengan metode keseimbangan elektronik dan memiliki keunggulan yang tidak dapat disangkal dalam pemilihan koefisien

di dalam banyak reaksi redoks, khususnya yang melibatkan senyawa organik, yang prosedur penentuan bilangan oksidasinya pun sangat rumit.

Misalnya saja proses oksidasi etilen yang terjadi ketika etilen dilewatkan larutan air kalium permanganat. Akibatnya, etilen dioksidasi menjadi etilen glikol H O-

CH 2 - CH 2 -OH, dan permanganat direduksi menjadi mangan (IV) oksida, seperti yang akan terlihat jelas dari persamaan akhir keseimbangan, kalium hidroksida juga terbentuk di sebelah kanan:

Setelah melakukan reduksi yang diperlukan untuk suku-suku serupa, kami menulis persamaan tersebut dalam bentuk molekul akhirnya

Potensi standar untuk reaksi redoks.

Kemungkinan terjadinya reaksi redoks dalam kondisi nyata disebabkan oleh beberapa alasan: suhu, sifat zat pengoksidasi dan zat pereduksi, keasaman lingkungan, konsentrasi zat yang berpartisipasi dalam reaksi, dll. sulit untuk memperhitungkan semua faktor ini, tetapi mengingat bahwa Setiap reaksi redoks terjadi dengan transfer elektron dari zat pereduksi ke zat pengoksidasi; kriteria kemungkinan terjadinya reaksi semacam itu dapat ditetapkan.

Ciri-ciri kuantitatif proses redoks adalah potensi redoks normal dari zat pengoksidasi dan pereduksi (atau potensi standar elektroda).

Untuk memahami makna fisikokimia dari potensi tersebut, perlu dilakukan analisis yang disebut proses elektrokimia.

Proses kimia disertai penampakannya arus listrik atau disebabkan olehnya disebut elektrokimia.

Untuk memahami sifat proses elektrokimia, mari kita perhatikan beberapa situasi yang cukup sederhana. Bayangkan sebuah pelat logam dicelupkan ke dalam air. Di bawah pengaruh molekul polar Dengan adanya air, ion logam terlepas dari permukaan pelat dan, terhidrasi, masuk ke fase cair. Yang terakhir ini bermuatan positif, dan piring besi kelebihan elektron muncul. Semakin jauh proses berlangsung, semakin besar pula biayanya

, baik fase pelat maupun fase cair.

Karena daya tarik elektrostatik kation larutan dan kelebihan elektron logam, apa yang disebut lapisan listrik ganda muncul pada batas fase, yang menghambat transisi lebih lanjut ion logam ke fase cair. Akhirnya, tiba saatnya ketika kesetimbangan tercapai antara larutan dan pelat logam, yang dapat dinyatakan dengan persamaan:

atau dengan mempertimbangkan hidrasi ion dalam larutan:

Keadaan kesetimbangan ini bergantung pada sifat logam, konsentrasi ion-ionnya dalam larutan, suhu dan

tekanan.

Ketika suatu logam dicelupkan bukan ke dalam air, tetapi ke dalam larutan garam logam tersebut, kesetimbangan sesuai dengan prinsip Le Chatelier bergeser ke kiri dan semakin besar konsentrasi ion logam dalam larutan, semakin besar pula konsentrasinya. . Logam aktif, yang ion-ionnya mempunyai kemampuan yang baik untuk masuk ke dalam larutan, dalam hal ini akan bermuatan negatif, meskipun pada tingkat yang lebih rendah dibandingkan dengan air murni.

Kesetimbangan dapat bergeser ke kanan jika elektron dikeluarkan dari logam dengan satu atau lain cara. Hal ini akan menyebabkan pelat logam larut. Sebaliknya, jika elektron disuplai ke pelat logam dari luar, maka ion akan diendapkan di atasnya

dari larutan.

Ketika logam direndam dalam suatu larutan, lapisan ganda listrik terbentuk pada antarmuka. Beda potensial yang timbul antara logam dengan fasa cair disekitarnya disebut potensial elektroda. Potensi ini merupakan ciri kemampuan redoks logam dalam bentuk fasa padat.

Dalam atom logam terisolasi (keadaan uap monatomik yang terjadi pada suhu tinggi dan derajat tinggi penghalusan) sifat redoks dicirikan oleh besaran lain yang disebut potensial ionisasi. Potensi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron dari atom yang terisolasi.

Nilai absolut potensial elektroda tidak dapat diukur secara langsung. Pada saat yang sama, tidak sulit untuk mengukur beda potensial elektroda yang terjadi dalam sistem yang terdiri dari dua pasangan larutan logam. Pasangan seperti ini disebut setengah elemen . Kami sepakat untuk menentukan potensial elektroda logam dalam kaitannya dengan apa yang disebut elektroda hidrogen standar, yang potensialnya dianggap nol. Elektroda hidrogen standar terdiri dari pelat platina yang disiapkan khusus yang direndam dalam larutan asam dengan konsentrasi ion hidrogen 1 mol/l dan dicuci dengan aliran gas hidrogen pada tekanan 10

5 Pa, pada suhu 25 °C.

Kisaran potensial elektroda standar.

Jika pelat logam direndam dalam larutan garamnya dengan konsentrasi ion logam sama dengan 1 mol/l dihubungkan ke elektroda hidrogen standar, diperoleh sel galvanik. Gaya gerak listrik elemen ini (EMF), diukur pada 25 °C, menjadi ciri khasnya standar potensial elektroda logam, biasanya dilambangkan dengan E°.

Potensial standar elektroda yang bertindak sebagai zat pereduksi terhadap hidrogen mempunyai tanda “-”, dan tanda “+” mempunyai potensial standar elektroda yang bertindak sebagai zat pengoksidasi.

Logam-logam yang disusun menurut kenaikan potensial elektroda standarnya membentuk apa yang disebut rangkaian tegangan elektrokimia logam :Li, Rb, K, Va, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

Sejumlah tekanan menjadi ciri khasnya Sifat kimia logam:

1. Semakin negatif potensial elektroda suatu logam, semakin besar kemampuan reduksinya.

2. Setiap logam mampu menggantikan (mereduksi) dari larutan garam logam-logam yang berada di dalamnya seri elektrokimia tekanan logam setelahnya.

3. Semua logam yang mempunyai potensial elektroda standar negatif, yaitu terletak pada rangkaian elektrokimia tegangan logam di sebelah kiri hidrogen, mampu menggantikannya dari larutan asam.

Seperti halnya penentuan nilai E° logam, nilai E° nonlogam diukur pada suhu 25°C dan pada konsentrasi semua spesies atom dan molekul yang terlibat dalam kesetimbangan sama dengan 1 mol/ aku.

Nilai aljabar potensial redoks standar mencirikan aktivitas oksidatif dari bentuk teroksidasi yang sesuai. Itu sebabnya Perbandingan nilai potensial redoks standar memungkinkan kita menjawab pertanyaan: apakah reaksi redoks ini atau itu terjadi?

Kriteria kuantitatif untuk menilai kemungkinan terjadinya reaksi redoks tertentu adalah nilai positif perbedaan potensial redoks standar setengah reaksi oksidasi dan reduksi.

Elektrolisis larutan.

Himpunan reaksi redoks yang terjadi pada elektroda dalam larutan atau lelehan elektrolit ketika arus listrik dilewatkan melaluinya disebut elektrolisis.

Pada katoda sumber arus terjadi proses perpindahan elektron ke kation dari suatu larutan atau lelehan, oleh karena itu katoda adalah “zat pereduksi”. Oleh karena itu, di anoda, elektron dilepaskan oleh anion anoda adalah “zat pengoksidasi”.

Selama elektrolisis, proses bersaing dapat terjadi baik di anoda maupun katoda.

Ketika elektrolisis dilakukan menggunakan anoda inert (tidak dapat dikonsumsi) (misalnya, grafit atau platinum), sebagai suatu peraturan, dua proses oksidatif dan dua proses reduksi bersaing:

di anoda - oksidasi anion dan ion hidroksida,

di katoda - reduksi kation dan ion hidrogen.

Ketika elektrolisis dilakukan dengan menggunakan anoda aktif (habis pakai), prosesnya menjadi lebih rumit dan reaksi yang bersaing pada elektroda adalah:

di anoda - oksidasi anion dan ion hidroksida, pelarutan anodik logam - bahan anoda;

di katoda - reduksi kation garam dan ion hidrogen, reduksi kation logam diperoleh dengan melarutkan anoda.

Ketika memilih proses yang paling mungkin terjadi di anoda dan katoda, seseorang harus melanjutkan dari posisi bahwa reaksi yang memerlukan energi paling sedikit akan berlangsung. Selain itu, untuk memilih proses yang paling mungkin terjadi di anoda dan katoda selama elektrolisis larutan garam dengan elektroda inert, digunakan aturan berikut:

Produk-produk berikut dapat terbentuk di anoda: a) selama elektrolisis larutan yang mengandung anion F - , JADI 4 2- , N HAI 3 - , RO 4 3 - , serta larutan alkali, oksigen dilepaskan; b) selama oksidasi anion C aku - , V r - , SAYA-klorin, brom, dan yodium dilepaskan masing-masing;c) selama oksidasi anion asam organik, terjadi proses:

2. Selama elektrolisis larutan garam yang mengandung ion-ion yang terletak pada rangkaian tegangan di sebelah kiri Al

3+ , hidrogen dilepaskan di katoda; jika ion terletak pada rangkaian tegangan di sebelah kanan hidrogen, maka logam diendapkan di katoda.

3. Selama elektrolisis larutan garam yang mengandung ion-ion yang terletak pada rentang tegangan antara

Al+ dan H+ , proses persaingan reduksi kation dan evolusi hidrogen dapat terjadi di katoda.

Mari kita perhatikan, sebagai contoh, elektrolisis larutan tembaga klorida dalam air pada elektroda inert. Ada ion Cu dalam larutan

2+ dan 2Cl - yang, di bawah pengaruh arus listrik, diarahkan ke elektroda yang sesuai:

Tembaga logam dilepaskan di katoda, dan gas klor dilepaskan di anoda.

Jika dalam contoh yang dipertimbangkan adalah elektrolisis larutan

CuCl2 ambil pelat tembaga sebagai anoda, kemudian tembaga dilepaskan di katoda, dan di anoda, tempat terjadinya proses oksidasi, alih-alih mengeluarkan ion C aku - dan pelepasan klorin, terjadi oksidasi pada anoda (tembaga). Dalam hal ini anoda itu sendiri larut, dan berupa ion Cumasuk ke dalam solusi. Elektrolisa CuCl2 dengan anoda terlarut dapat ditulis sebagai berikut:

Elektrolisis larutan garam dengan anoda yang larut direduksi menjadi oksidasi bahan anoda (pelarutannya) dan disertai dengan perpindahan logam dari anoda ke katoda. Properti ini banyak digunakan dalam pemurnian (pembersihan) logam dari kontaminan.

Elektrolisis lelehan. Untuk mendapatkan logam yang sangat aktif (natrium, aluminium, magnesium, kalsium, dll.), yang mudah berinteraksi dengan air, digunakan elektrolisis garam cair atau oksida:

Jika Anda melewatkan arus listrik melalui larutan garam berair logam aktif Dan asam teroksigenasi, maka kation logam maupun ion residu asam tidak akan dibuang. Hidrogen dilepaskan di katoda,

dan seterusnya anoda mengandung oksigen, dan elektrolisis menjadi dekomposisi elektrolitik air.

Elektrolisis larutan elektrolit lebih menguntungkan secara energi daripada larutan cair, karena elektrolit - garam dan basa - meleleh pada suhu yang sangat tinggi.

Hukum elektrolisis Faraday.

Ketergantungan jumlah zat yang terbentuk di bawah pengaruh arus listrik terhadap waktu, kekuatan arus dan sifat elektrolit dapat ditentukan berdasarkan persamaan umum. hukum Faraday :

Di mana T - massa zat yang terbentuk selama elektrolisis (g); E adalah massa ekuivalen suatu zat (g/mol); M - masa molar zat (g/mol); P- jumlah elektron yang diberikan atau diterima;

I - kekuatan saat ini (A); T- durasi proses(Dengan); F - Konstanta Faraday,mengkarakterisasi jumlah listrik yang diperlukan untuk melepaskan 1 massa setara suatu zat(F= 96.500 C/mol = 26,8 A×h/mol).