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 bahkan prosedur untuk menentukan bilangan oksidasinya sangat rumit.

Perhatikan, misalnya, proses oksidasi etilen yang terjadi ketika etilen dilewatkan melalui larutan kalium permanganat dalam air. 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 yang disertai dengan terjadinya arus listrik atau yang ditimbulkannya 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 penghalusan tinggi), 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, dan dikarakterisasi 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).

8. Klasifikasi reaksi kimia. OVR. Elektrolisa

8.3. Reaksi redoks: ketentuan umum

Reaksi redoks(ORR) adalah reaksi yang terjadi dengan perubahan bilangan oksidasi atom suatu unsur. Sebagai hasil dari reaksi ini, beberapa atom melepaskan elektron, sementara yang lain menerimanya.

Zat pereduksi adalah atom, ion, molekul atau PU yang menyumbangkan elektron, zat pengoksidasi adalah atom, ion, molekul atau PU yang menerima elektron:

Proses pelepasan elektron disebut oksidasi, dan proses penerimaan elektron disebut restorasi. OVR harus mengandung zat pereduksi dan zat pengoksidasi. Tidak ada proses oksidasi tanpa proses reduksi dan tidak ada proses reduksi tanpa proses oksidasi.

Zat pereduksi melepaskan elektron dan teroksidasi, dan zat pengoksidasi menerima elektron dan tereduksi

Proses reduksi disertai dengan penurunan bilangan oksidasi atom, dan proses oksidasi disertai dengan peningkatan bilangan oksidasi atom unsur. Lebih mudah untuk mengilustrasikan hal di atas dengan diagram (CO - bilangan oksidasi):

Contoh spesifik proses oksidasi dan reduksi (diagram keseimbangan elektronik) diberikan dalam Tabel. 8.1.

Tabel 8.1

Contoh skema keseimbangan elektronik

Skema keseimbangan elektronik	Karakteristik proses
Proses oksidasi
	Atom kalsium menyumbangkan elektron, meningkatkan bilangan oksidasi, dan merupakan zat pereduksi.
	Ion Cr +2 menyumbangkan elektron, meningkatkan bilangan oksidasi, dan merupakan zat pereduksi
	Molekul klor melepaskan elektron, atom klor meningkatkan bilangan oksidasi dari 0 menjadi +1, klor adalah zat pereduksi
Proses pemulihan
	Atom karbon menerima elektron, menurunkan bilangan oksidasi, dan merupakan zat pengoksidasi
	Molekul oksigen menerima elektron, atom oksigen mengurangi bilangan oksidasi dari 0 menjadi −2, molekul oksigen adalah zat pengoksidasi
	Ion menerima elektron, menurunkan bilangan oksidasi, dan merupakan zat pengoksidasi

Agen pereduksi yang paling penting: zat sederhana logam; hidrogen; karbon dalam bentuk kokas; karbon(II) monoksida; senyawa yang mengandung atom dengan bilangan oksidasi paling rendah (hidrida logam, sulfida, iodida, amonia); Agen pereduksi terkuat adalah arus listrik di katoda.

Agen pengoksidasi yang paling penting: zat sederhana - halogen, oksigen, ozon; pekat asam sulfat; Asam sendawa; sejumlah garam (KClO 3, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7); hidrogen peroksida H 2 O 2; oksidator yang paling kuat adalah arus listrik di anoda.

Berdasarkan periode, sifat oksidatif atom dan zat sederhana diperkuat: fluor - oksidator paling kuat dari semua zat sederhana. Pada setiap periode, halogen membentuk zat sederhana dengan sifat pengoksidasi paling menonjol.

Pada golongan A, dari atas ke bawah, sifat pengoksidasi atom dan zat sederhana melemah, dan sifat pereduksi meningkat.

Untuk atom dengan tipe yang sama, sifat reduksinya meningkat seiring dengan bertambahnya jari-jari; misalnya, sifat pereduksi anion
I − lebih menonjol dibandingkan anion Cl −.

Untuk logam, sifat redoks zat sederhana dan ion di larutan berair ditentukan oleh posisi logam dalam deret elektrokimia: dari kiri ke kanan (atas ke bawah), sifat reduksi logam sederhana melemah: agen pereduksi yang paling kuat- litium.

Untuk ion logam dalam larutan air dari kiri ke kanan pada baris yang sama, sifat pengoksidasinya meningkat: oksidator yang paling kuat- ion Au3+.

Untuk menetapkan koefisien dalam ORR, Anda dapat menggunakan metode berdasarkan pembuatan diagram proses oksidasi dan reduksi. Metode ini disebut metode saldo elektronik.

Inti dari metode saldo elektronik adalah sebagai berikut.

1. Buatlah skema reaksi dan identifikasi unsur-unsur yang mengubah bilangan oksidasinya.

2. Menyusun persamaan elektronik setengah reaksi reduksi dan oksidasi.

3. Karena jumlah elektron yang disumbangkan oleh zat pereduksi harus sama dengan jumlah elektron yang diterima oleh zat pengoksidasi, faktor tambahan dicari dengan menggunakan metode kelipatan persekutuan terkecil (KPK).

4. Faktor tambahan ditempatkan sebelum rumus zat yang bersangkutan (koefisien 1 dihilangkan).

5. Jumlah atom unsur-unsur yang tidak mengubah bilangan oksidasinya disamakan (pertama - hidrogen dalam air, dan kemudian - jumlah atom oksigen).

Contoh penyusunan persamaan reaksi redoks

metode saldo elektronik.

Kami menemukan bahwa atom karbon dan belerang telah mengubah bilangan oksidasinya. Kami menyusun persamaan setengah reaksi reduksi dan oksidasi:

Untuk kasus ini, LOC-nya adalah 4, dan faktor tambahannya adalah 1 (untuk karbon) dan 2 (untuk asam sulfat).

Kami menempatkan faktor tambahan yang terdapat di sisi kiri dan kanan diagram reaksi sebelum rumus zat yang mengandung karbon dan belerang:

C + 2H 2 JADI 4 → CO 2 + 2SO 2 + H 2 O

Kita menyamakan jumlah atom hidrogen dengan menempatkan faktor 2 di depan rumus air, dan memastikan bahwa jumlah atom oksigen di kedua ruas persamaan adalah sama. Oleh karena itu, persamaan OVR

C + 2H 2 JADI 4 = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Timbul pertanyaan: di bagian mana dari rangkaian OVR pengali tambahan yang ditemukan harus ditempatkan - di kiri atau di kanan?

Untuk reaksi sederhana hal ini tidak menjadi masalah. Namun perlu diingat: jika faktor tambahan ditentukan di ruas kiri persamaan, maka koefisien juga ditempatkan di depan rumus zat di ruas kiri; jika perhitungan dilakukan pada ruas kanan, maka koefisien ditempatkan pada ruas kanan persamaan. Misalnya:

Berdasarkan jumlah atom Al pada ruas kiri:

Berdasarkan jumlah atom Al pada ruas kanan:

Pada umumnya jika reaksinya melibatkan zat struktur molekul(O 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , N 2 ), kemudian ketika memilih koefisien, mereka melanjutkan dari jumlah atom dalam molekul:

Jika N 2 O terbentuk dalam reaksi yang melibatkan HNO 3, maka lebih baik juga menulis diagram keseimbangan elektronik untuk nitrogen berdasarkan dua atom nitrogen .

Dalam beberapa reaksi redoks, salah satu zat dapat bertindak sebagai zat pengoksidasi (zat pereduksi) dan pembentuk garam (yaitu berpartisipasi dalam pembentukan garam).

Reaksi seperti ini khas, khususnya, untuk interaksi logam dengan asam pengoksidasi (HNO 3, H 2 SO 4 (conc)), serta garam pengoksidasi (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, KClO 3, Ca( OCl) 2) dengan asam klorida (karena anion Cl − asam hidroklorik memiliki sifat pereduksi) dan asam lain, yang anionnya merupakan zat pereduksi.

Mari kita buat persamaan reaksi tembaga dengan asam nitrat encer:

Kita melihat bahwa sebagian molekul asam nitrat digunakan untuk oksidasi tembaga, direduksi menjadi nitrogen oksida(II), dan sebagian lagi digunakan untuk mengikat ion Cu 2+ yang dihasilkan ke dalam garam Cu(NO 3) 2 (dalam komposisi garam, bilangan oksidasi atom nitrogen sama , seperti pada asam, yaitu tidak berubah). Dalam reaksi demikian, faktor tambahan unsur pengoksidasi selalu ditempatkan di sisi kanan sebelum rumus produk reduksi, dalam hal ini sebelum rumus NO, dan bukan HNO 3 atau Cu(NO 3) 2.

Sebelum rumus HNO 3 kita beri koefisien 8 (dua molekul HNO 3 digunakan untuk oksidasi tembaga dan enam untuk pengikatan tiga ion Cu 2+ menjadi garam), kita menyamakan jumlah atom H dan O dan mendapatkan

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

Dalam kasus lain, suatu asam, misalnya asam klorida, secara bersamaan dapat menjadi zat pereduksi dan ikut serta dalam pembentukan garam:

Contoh 8.5. Hitung berapa massa HNO 3 yang dihabiskan untuk pembentukan garam dalam reaksi yang persamaannya adalah

seng seberat 1,4 g masuk.

Larutan. Dari persamaan reaksi kita melihat bahwa dari 8 mol asam nitrat, hanya 2 mol yang mengoksidasi 3 mol seng (rumus produk reduksi asam, NO, diawali dengan koefisien 2). 6 mol asam dikonsumsi untuk pembentukan garam, yang mudah ditentukan dengan mengalikan koefisien 3 di depan rumus garam Zn(HNO 3) 2 dengan jumlah residu asam dalam satu satuan rumus garam, yaitu. pada 2.

n(Zn) = 1,4/65 = 0,0215 (mol).

x = 0,043 mol;

m (HNO 3) = n (HNO 3) M (HNO 3) = 0,043 ⋅ 63 = 2,71 (g)

Jawaban: 2,71 gram.

Dalam beberapa ORR, bilangan oksidasi diubah oleh atom bukan dari dua, tetapi tiga unsur.

Contoh 8.6. Susunlah koefisien-koefisien dalam ORR yang mengalir menurut skema FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 dengan menggunakan metode keseimbangan elektronik.

Larutan. Kita melihat bahwa bilangan oksidasi diubah oleh atom dari tiga unsur: Fe, S dan O. Dalam kasus seperti itu, jumlah elektron yang dilepaskan oleh atom elemen yang berbeda, diringkas:

Dengan menyusun koefisien stoikiometri, kita memperoleh:

4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.

Mari kita lihat contoh jenis solusi lainnya tugas ujian tentang tema ini.

Contoh 8.7. Tunjukkan jumlah elektron yang berpindah dari zat pereduksi ke zat pengoksidasi ketika dekomposisi lengkap tembaga(II) nitrat, beratnya 28,2 g.

Larutan. Mari kita tuliskan persamaan reaksi penguraian garam dan diagram keseimbangan elektronik ORR; M = 188 gram/mol.

Kita melihat bahwa 2 mol O 2 terbentuk dari penguraian 4 mol garam. Dalam hal ini, 4 mol elektron berpindah dari atom zat pereduksi (dalam hal ini, ion) ke zat pengoksidasi (yaitu ion): . Karena jumlah kimia garam n = 28,2/188 = 0,15 (mol), kita mempunyai:

2 mol garam - 4 mol elektron

0,15 mol - x

n (e) = x = 4 ⋅ 0,15/2 = 0,3 (mol),

N (e) = N A n (e) = 6,02 ⋅ 10 23 ⋅ 0,3 = 1,806 ⋅ 10 23 (elektron).

Jawaban: 1.806 ⋅ 10 23.

Contoh 8.8. Ketika asam sulfat direaksikan dengan jumlah kimia 0,02 mol dengan magnesium, atom belerang menambahkan 7,224 ⋅ 10 22 elektron. Temukan rumus produk reduksi asam.

Larutan. Secara umum skema reduksi atom belerang dalam asam sulfat adalah sebagai berikut:

itu. 1 mol atom belerang dapat menerima 2, 6 atau 8 mol elektron. Mengingat 1 mol asam mengandung 1 mol atom belerang, yaitu. n (H 2 SO 4) = n (S), kita mempunyai:

n (e) = N (e)/NA = (7,224 ⋅ 10 22)/(6,02 ⋅ 10 23) = 0,12 (mol).

Kami menghitung jumlah elektron yang diterima oleh 1 mol asam:

0,02 mol asam menerima 0,12 mol elektron

1 mol - x

n(e) = x = 0,12/0,02 = 6 (mol).

Hasil ini sesuai dengan proses reduksi asam sulfat menjadi belerang:

Jawaban: belerang.

Contoh 8.9. Dalam reaksi karbon dengan nitrogen asam pekat air dan dua oksida pembentuk garam terbentuk. Temukan massa karbon yang bereaksi jika atom pengoksidasi menerima 0,2 mol elektron dalam proses ini.

Larutan. Interaksi zat berlangsung sesuai dengan skema reaksi

Kami menyusun persamaan setengah reaksi oksidasi dan reduksi:

Dari diagram keseimbangan elektronik kita melihat bahwa jika atom pengoksidasi () menerima 4 mol elektron, maka 1 mol (12 g) karbon ikut bereaksi. Kami menyusun dan menyelesaikan proporsinya:

4 mol elektron - 12 g karbon

0,2 -x

x = 0,2 ⋅ 12 4 = 0,6 (g).

Jawaban: 0,6 gram.

Klasifikasi reaksi redoks

Ada reaksi redoks antarmolekul dan intramolekul.

Kapan ORR antarmolekul atom pengoksidasi dan pereduksi termasuk dalam komposisi zat yang berbeda dan merupakan atom yang berbeda unsur kimia.

Kapan ORR intramolekul atom pengoksidasi dan pereduksi merupakan bagian dari zat yang sama. Reaksi intramolekul meliputi disproporsionasi, dimana zat pengoksidasi dan zat pereduksi adalah atom-atom dari unsur kimia yang sama dalam komposisi zat yang sama. Reaksi seperti itu mungkin terjadi pada zat yang mengandung atom dengan bilangan oksidasi antara.

Contoh 8.10. Tentukan skema disproporsionasi OVR:

1) MnO 2 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O

2) Zn + H 2 JADI 4 → ZnSO 4 + H 2

3) KI + Cl 2 → KCl + I 2

4) Cl 2 + KOH → KCl + KClO + H 2 O

Solusi. Reaksi 1)–3) adalah ORR antarmolekul:

Reaksi disproporsionasi adalah reaksi 4), karena di dalamnya atom klor merupakan zat pengoksidasi dan zat pereduksi:

Jawaban: 4).

Sifat redoks suatu zat dapat dinilai secara kualitatif berdasarkan analisis bilangan oksidasi atom-atom penyusun zat:

1) jika atom yang bertanggung jawab atas sifat redoks berada pada bilangan oksidasi tertinggi, maka atom tersebut tidak dapat lagi melepaskan elektron, tetapi hanya dapat menerimanya. Oleh karena itu, di OVR zat ini akan terpampang hanya sifat pengoksidasi. Contoh zat tersebut (rumusnya menunjukkan bilangan oksidasi atom yang bertanggung jawab atas sifat redoks):

2) jika atom yang bertanggung jawab atas sifat redoks berada pada bilangan oksidasi paling rendah, maka zat tersebut akan menunjukkan hanya sifat restoratif(atom ini tidak dapat lagi menerima elektron, ia hanya dapat melepaskannya). Contoh zat tersebut : , . Oleh karena itu, hanya sifat reduksi dalam ORR yang ditunjukkan oleh semua anion halogen (dengan pengecualian F−, untuk oksidasi yang menggunakan arus listrik di anoda), ion sulfida S2−, atom nitrogen dalam molekul amonia, dan ion hidrida H−. Logam (Na, K, Fe) hanya memiliki sifat pereduksi;

3) jika suatu atom suatu unsur berada dalam bilangan oksidasi antara (bilangan oksidasi lebih besar dari bilangan oksidasi minimum tetapi kurang dari bilangan oksidasi maksimum), maka zat (ion) yang bersangkutan akan, tergantung pada kondisinya, menunjukkan oksidatif ganda-sifat restoratif: zat pengoksidasi yang lebih kuat akan mengoksidasi zat-zat tersebut (ion), dan zat pereduksi yang lebih kuat akan mereduksinya. Contoh zat tersebut: belerang, karena bilangan oksidasi tertinggi atom belerang adalah +6, dan yang terendah adalah −2, belerang oksida(IV), nitrogen oksida(III) (bilangan oksidasi tertinggi atom nitrogen adalah +5 , dan yang terendah adalah −3), hidrogen peroksida (bilangan oksidasi tertinggi atom oksigen adalah +2, dan yang terendah adalah −2). Ion logam dalam keadaan oksidasi menengah menunjukkan sifat redoks ganda: Fe 2+, Mn +4, Cr +3, dll.

Contoh 8.11. Reaksi oksidasi-reduksi tidak dapat terjadi, skemanya adalah:

1) Cl 2 + KOH → KCl + KClO 3 + H 2 O

2) S + NaOH → Na 2 S + Na 2 SO 3 + H 2 O

3) KClO → KClO 3 + KClO 4

4) KBr + Cl 2 → KCl + Br

Larutan. Reaksi yang skemanya ditunjukkan pada angka 3) tidak dapat terjadi karena mengandung zat pereduksi, tetapi tidak mengandung zat pengoksidasi:

Jawaban: 3).

Untuk beberapa zat, dualitas redoks disebabkan oleh adanya komposisinya atom yang berbeda baik dalam keadaan oksidasi terendah dan tertinggi; misalnya, asam klorida (HCl), karena atom hidrogen (bilangan oksidasi tertinggi sama dengan +1), merupakan zat pengoksidasi, dan karena anion Cl −, ia merupakan zat pereduksi (bilangan oksidasi terendah).

ORR tidak mungkin terjadi antara zat yang hanya menunjukkan sifat pengoksidasi (HNO 3 dan H 2 SO 4, KMnO 4 dan K 2 CrO 7) atau hanya sifat pereduksi (HCl dan HBr, HI dan H 2 S)

OVR sangat umum di alam (metabolisme dalam organisme hidup, fotosintesis, respirasi, pembusukan, pembakaran), dan banyak digunakan oleh manusia untuk berbagai tujuan (memperoleh logam dari bijih, asam, alkali, amonia dan halogen, menciptakan sumber arus kimia, memperoleh panas dan energi ketika membakar berbagai zat). Perhatikan bahwa OVR sering kali mempersulit hidup kita (pembusukan makanan, buah-buahan dan sayuran, korosi logam - semua ini terkait dengan terjadinya berbagai proses redoks).

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

Beberapa 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

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,

Sebagian besar reaksi kimia adalah reaksi redoks; reaksi ini memainkan peranan 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 klorida 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 elektronik 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 pun 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. alur 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 tuliskan 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.

Reaksi oksidasi-reduksi, atau disingkat ORR, adalah salah satu dasar mata pelajaran kimia, karena reaksi tersebut menggambarkan interaksi masing-masing unsur kimia satu sama lain. Seperti namanya, reaksi ini melibatkan setidaknya dua reaksi berbeda bahan kimia salah satunya bertindak sebagai zat pengoksidasi, dan yang lainnya sebagai zat pereduksi. Tentunya sangat penting untuk dapat membedakan dan mendefinisikannya secara berbeda reaksi kimia.

Cara menentukan zat pengoksidasi dan zat pereduksi
Kesulitan utama dalam menentukan zat pengoksidasi dan zat pereduksi dalam reaksi kimia adalah bahwa zat yang sama dalam kasus yang berbeda dapat menjadi zat pengoksidasi dan zat pereduksi. Untuk mempelajari cara menentukan dengan benar peran unsur kimia tertentu dalam suatu reaksi, Anda perlu memahami dengan jelas konsep dasar berikut.

1. Oksidasi adalah proses kehilangan elektron dari lapisan elektron terluar suatu unsur kimia. Pada gilirannya agen pengoksidasi akan ada atom, molekul atau ion yang menerima elektron dan dengan demikian menurunkan bilangan oksidasinya, yaitu sedang dipulihkan . Setelah reaksi kimia interaksi dengan zat lain, zat pengoksidasi selalu memperoleh muatan positif.
2. Pemulihan adalah proses penambahan elektron pada lapisan elektron terluar suatu unsur kimia. Pemulih akan ada atom, molekul atau ion yang menyumbangkan elektronnya dan dengan demikian meningkatkan bilangan oksidasinya mengoksidasi . Setelah reaksi kimia interaksi dengan zat lain, zat pereduksi selalu memperoleh muatan positif.
3. Sederhananya, zat pengoksidasi adalah zat yang “mengambil” elektron, dan zat pereduksi adalah zat yang memberikan elektron tersebut kepada zat pengoksidasi. Dimungkinkan untuk menentukan siapa dalam reaksi redoks yang berperan sebagai zat pengoksidasi, siapa yang merupakan zat pereduksi, dan dalam hal apa zat pengoksidasi menjadi zat pereduksi dan sebaliknya, dengan mengetahui perilaku khas masing-masing unsur dalam reaksi kimia. .
4. Zat pereduksi yang umum adalah logam dan hidrogen: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Semakin sedikit ionisasinya, semakin besar sifat reduksinya. Misalnya, besi yang teroksidasi sebagian, yang telah melepaskan satu elektron dan bermuatan +1, akan mampu melepaskan satu elektron lebih sedikit dibandingkan dengan besi “murni”. Selain itu, zat pereduksi dapat berupa senyawa unsur kimia dengan bilangan oksidasi paling rendah, yang semua orbital bebasnya terisi dan hanya dapat menyumbangkan elektron, misalnya amonia NH 3, hidrogen sulfida H 2 S, hidrogen bromida HBr, hidrogen iodida HI , hidrogen klorida HCl.
5. Zat pengoksidasi yang umum adalah banyak nonlogam (F, Cl, I, O, Br). Selain itu, logam dengan bilangan oksidasi tinggi (Fe +3, Sn +4, Mn +4), serta beberapa senyawa unsur dengan bilangan oksidasi tinggi: kalium permanganat KMnO4, asam sulfat H2SO4, asam nitrat HNO3, dapat bertindak sebagai oksidator oksida tembaga CuO, besi klorida FeCl 3.
6. Senyawa kimia dalam keadaan oksidasi tidak lengkap atau antara, misalnya asam nitrat monobasa HNO 2, hidrogen peroksida H 2 O 2, asam sulfat H 2 SO 3 dapat menunjukkan sifat pengoksidasi dan pereduksi, tergantung pada sifat redoks dari reagen kedua yang terlibat dalam interaksi .

Mari kita definisikan zat pengoksidasi dan zat pereduksi menggunakan contoh reaksi sederhana antara natrium dan oksigen.

Ka mengikuti dari contoh ini Satu atom natrium menyerahkan elektronnya kepada satu atom oksigen. Oleh karena itu, natrium adalah zat pereduksi dan oksigen adalah zat pengoksidasi. Dalam hal ini, natrium akan teroksidasi sempurna, karena ia akan melepaskan jumlah elektron maksimum yang mungkin, dan atom oksigen tidak akan tereduksi sepenuhnya, karena ia akan dapat menerima elektron lain dari atom oksigen lain.