Реакцијата на соединение со промена на оксидационата состојба. Реакции без и со промена на оксидациската состојба. Задачи за самостојно решение

Врз основа на промената на состојбата на оксидација, сите хемиски реакции можат да се поделат на два вида:

I. Реакции кои настануваат без промена на степенот оксидација на елементите, вклучени во составот на супстанциите што реагираат. Ваквите реакции се класифицирани како реакции на јонска размена.

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O.

II. Реакции кои настануваат со промена на оксидационата состојба на елементите

вклучени во супстанциите што реагираат. Ваквите реакции се класифицирани како реакции на редокс.

5NaNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5NaNO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.

Состојба на оксидација(оксидација) - карактеристика на состојбата на атомите на елементите во составот на молекулата. Ја карактеризира нерамномерната распределба на електроните помеѓу атомите на елементите и одговара на полнежот што би го стекнал атом на елементот доколку сите заеднички електронски парови на неговите хемиски врски се префрлат кон поелектронегативен елемент. Во зависност од релативната електронегативност на елементите што ја формираат врската, електронскиот пар може да се префрли на еден од атомите или симетрично да се наоѓа во однос на атомските јадра. Затоа, оксидационата состојба на елементите може да има негативна, позитивна или нулта вредност.

Елементите чии атоми прифаќаат електрони од други атоми имаат негативна оксидациона состојба. Елементите чии атоми ги даруваат своите електрони на други атоми имаат позитивна оксидациска состојба. Нулта степеноксидацијата се јавува во атомите во молекулите на едноставни материи, а исто така и ако супстанцијата е во атомска состојба.

Состојбата на оксидација е означена со +1, +2.

Јонско полнење 1+, 2+.

Состојбата на оксидација на елементот во соединението се одредува според правилата:

1.Состојбата на оксидација на елементот во едноставни материиеднаква на нула.

2. Некои елементи покажуваат постојана состојба на оксидација во речиси сите нивни соединенија. Овие елементи вклучуваат:

Има оксидациона состојба од +1 (освен металните хидриди).

О има оксидациона состојба од -2 (освен флуоридите).

3. Елементите од групите I, II и III од главните подгрупи на Периодниот систем на елементи на D.I. Менделеев имаат константна состојба на оксидација еднаква на бројот на групата.

Елементи Na, Ba, Al: оксидациона состојба +1, +2, +3 соодветно.

4. За елементите кои имаат променлива состојба на оксидација постои концепт на повисоки и пониски состојби на оксидација.

Највисоката состојба на оксидација на елементот е еднаква на бројот на групата од Периодниот систем на елементи на Д.И. Менделеев во која се наоѓа елементот.

Елементи N, Cl: највисока состојба на оксидација +5, +7, соодветно.

Најниската состојба на оксидација на елементот е еднаква на групниот број на Периодниот систем на елементи на Д.И. Менделеев, во кој се наоѓа елементот минус осум.

Елементи N, Cl: најниска состојба на оксидација -3, -1 соодветно.

5. Кај јоните со еден елемент, оксидационата состојба на елементот е еднаква на полнежот на јонот.

Fe 3+ - оксидационата состојба е +3; S 2- - оксидационата состојба е -2.

6. Збирот на оксидационите состојби на сите атоми на елементите во молекулата е нула.

KNO 3; (+1) + X+ 3 · (-2) = 0; X= +5. Состојбата на оксидација на азот е +5.

7. Збирот на оксидационите состојби на сите атоми на елементите во еден јон е еднаков на полнежот на јонот.

SO 4 2-; X+ 4· (-2) = -2; X= +6. Состојбата на оксидација на сулфурот е +6.

8. Кај соединенијата составени од два елементи, елементот напишан десно секогаш има најниска состојба на оксидација.

Реакциите во кои се менува оксидационата состојба на елементите се класифицирани како реакции на редокс /ORR/. Овие реакции се состојат од процеси на оксидација и редукција.

Оксидацијае процес на откажување од електрони од елемент кој е дел од атом, молекула или јон.

Al 0 – 3e = Al 3+

H 2 – 2e = 2H +

Fe 2+ - e = Fe 3+

2Cl - - 2e= Cl 2

За време на оксидацијата, оксидационата состојба на елементот се зголемува. Супстанцијата (атом, молекула или јон) која содржи елемент кој донира електрони се нарекува редукционо средство. Al, H2, Fe 2+, Cl--редуцирачки агенси. Редуцирачкиот агенс се оксидира.

Закрепнувањее процес на додавање електрони на елемент кој е дел од атом, молекула или јон.

Cl 2 + 2e = 2Cl -

Fe 3+ + e = Fe 2+

За време на редукцијата, состојбата на оксидација на елементот се намалува. Супстанцијата (атом, молекула или јон) која содржи елемент што прифаќа електрони се нарекува оксидирачки агенс. S, Fe 3+, Cl 2 се оксидирачки агенси. Оксидирачкиот агенс е намален.

Вкупниот број на електрони во системот не се менува за време на хемиска реакција. Бројот на електрони што ги дава редукционото средство е еднаков на бројот на електрони добиени од оксидирачкиот агенс.

Да се состави равенка за реакција на оксидација-редукција (ORR) во раствори, јонски електронски метод(метод на полу-реакција).

OVR може да се појави во кисела, неутрална или алкална средина. Реакционите равенки го земаат предвид можното учество на молекулите на водата (HOH) и вишокот H + или OH - јони содржани во растворот, во зависност од природата на околината:

во кисела средина - јони HOH и H +;

во неутрална средина - само НЕ;

во алкална средина - HON и OH - јони.

При составувањето на равенките на OVR, неопходно е да се придржувате до одредена низа:

1.Напишете дијаграм за реакција.

2.Идентификувајте ги елементите кои ја промениле оксидациската состојба.

3. Напишете дијаграм во кратка јонско-молекуларна форма: силни електролити во вид на јони, слаби електролити во форма на молекули.

4. Состави равенки за процесите на оксидација и редукција (равенки на полуреакции). За да го направите ова, запишете ги елементите што ја менуваат состојбата на оксидација во форма на реални честички (јони, атоми, молекули) и изедначете го бројот на секој елемент во левата и десната страна на полуреакцијата.

Забелешка:

Ако почетната супстанција содржи помалку атоми на кислород од производите (P PO 4 3-), тогаш недостатокот на кислород го обезбедува околината.

Ако почетната супстанција содржи повеќе атоми на кислород од производите (SO 4 2- SO 2), тогаш ослободениот кислород е врзан со медиумот.

5. Изедначете ја левата и десната страна на равенките според бројот на полнежи. За да го направите ова, додадете или одземете го потребниот број електрони.

6.Изберете фактори за полуреакции на оксидација и редукција така што бројот на електрони за време на оксидацијата е еднаков на бројот на електрони за време на редукцијата.

7.Сумирајте ги полуреакциите на оксидација и редукција, земајќи ги предвид пронајдените фактори.

8. Напиши ја добиената јонско-молекуларна равенка во молекуларна форма.

9. Направете тест за кислород.

Постојат три типа на редокс реакции:

а) Интермолекуларни - реакции во кои се менува оксидационата состојба за елементите што сочинуваат различни молекули.

2KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

б) Интрамолекуларни - реакции во кои се менува оксидационата состојба за елементите кои сочинуваат една молекула.

Редокс процеси. Компилација на реакции на оксидација-редукција (ORR). Метод за земање предвид на промените во оксидационите состојби на елементите. Видови на OVR. Јонско-електронски метод за подготовка на OVR. Концептот на стандарден електроден потенцијал. Користење на стандардни редокс потенцијали за да се одреди основната можност на процесот на редокс.

Тема 4.2.1. Состојба на оксидација

Состојбата на оксидација е позитивна или негативен број, доделен на секој атом во соединение и еднаков на полнењето на атомот, под услов сите хемиски врски во соединението да се јонски. Бидејќи соединенијата со чисто јонски карактер хемиска врскане постојат, вистинските полнежи на атомите никогаш не се совпаѓаат со состојбите на оксидација. Сепак, употребата на оксидациони состојби ни овозможува да решиме голем број хемиски проблеми.

Степенот на оксидација на елементот во соединенијата се одредува според бројот на валентни електрони вклучени во формирањето на хемиска врска на даден елемент. Но, обично, за да се одредат состојбите на оксидација на елементите, тие не пишуваат електронска конфигурацијавалентни електрони, но користете голем број емпириски правила:

1. Збирот на оксидационите состојби на атомите во честичката е еднаков на неговата Електрично полнење.

2. Кај едноставни супстанции (кои се состојат од атоми на само еден елемент), оксидационата состојба на елементот е нула.

3. Кај бинарни соединенија (кои се состојат од атоми на два елементи), на атомот со поголема електронегативност му се доделува негативна оксидациска состојба. Вообичаено, формулите на хемиските соединенија се напишани на таков начин што поелектронегативниот атом се појавува втор во формулата, иако некои формули може да се напишат поинаку:

Или (обична нотација), или .

4. Во сложените соединенија, на одредени атоми им се доделуваат постојани состојби на оксидација:

– флуорот секогаш има оксидациона состојба од -1;

– металните елементи обично имаат позитивна оксидациска состојба;

– водородот обично има оксидациона состојба од +1 (,), но кај соединенијата со метали (хидриди) неговата оксидациона состојба е -1: , ;

– кислородот се карактеризира со состојба на оксидација од -2, но со повеќе електронегативен флуор – , а во соединенијата на пероксид – , , , (натриум супероксид);

– максимум позитивен степеноксидацијата на елементот обично се совпаѓа со бројот на групата во која се наоѓа елементот (Табела 1).

Исклучоци:

1) максималната состојба на оксидација е помала од бројот на групата: F, O, He, Ne, Ar, подгрупа на кобалт: Co(+2,+3); Rh, Ir (+3,+4,+6), подгрупа на никел: Ni (+2, ретко +4); Pd, Pt (+2, +4, ретко +6);

2) максималната состојба на оксидација е повисока од бројот на групата: елементи на подгрупата на бакар: Cu (+1, +2), Au (+1, +3).

– најниската негативна оксидациска состојба на неметалните елементи е дефинирана како групен број минус 8 (Табела 4.1).

Табела 4.1. Состојби на оксидација на некои елементи

Елемент	Број на група	Максимална позитивна оксидациска состојба	Најниска негативна оксидациска состојба
Na
Ал
Н			5 – 8 = -3
С			6 – 8 = -2
Cl			7 – 8 = -1

Често се јавуваат потешкотии при определувањето на состојбите на оксидација во сложените соединенија - соли, чија формула содржи неколку атоми за кои се можни различни состојби на оксидација. Во овој случај, не може да се направи без знаење за генетската врска помеѓу главните класи Не органски соединенија, имено, познавање на формулите на киселините чии деривати се одредени соли.

На пример: да се определи оксидационата состојба на елементите во соединението Cr2(ПА 4 ) 3 . Расудувањето на ученикот во овој случај може да се конструира на следниов начин: Cr2(ПА 4 ) 3 - ова е просечна сол на сулфурна киселина, во која оксидационите состојби на елементите се прилично едноставни за распоредување. ВО Cr2(ПА 4 ) 3 сулфурот и кислородот имаат исти состојби на оксидација, додека сулфатниот јон има полнеж од 2-:. Со леснотија се одредува оксидационата состојба на хромот: . Односно, оваа сол е хром (III) сулфат: .

Тема 4.2.2. Редокс процеси

Реакциите на оксидација-редукција (ORR) се реакции кои настануваат со промена на оксидациската состојба на елементите. Промената на оксидациските состојби се јавува поради пренос на електрони од една честичка во друга.

Процесот на губење на електрони од честички се нарекува оксидација, а самата честичка се оксидира. Процесот на добивање електрони од честичка се нарекува редукција, а самата честичка се намалува. Односно, редокс реакциите се единство на два спротивставени процеси.

Оксидирачко средство е реагенс кој содржи елемент кој за време на редокс реакцијата ја намалува неговата оксидациска состојба поради додавање на електрони. Редуцирачки агенс е реагенс кој содржи елемент кој ја зголемува неговата оксидациска состојба со губење на електрони.

На пример:

средство за намалување:

оксидатор:

средство за намалување:

оксидатор:

Многу редокс реакции се придружени со промена на бојата на растворот.

На пример:


виолетова	зелена	кафеава	безбоен

Многу редокс реакции се широко користени во пракса.

ОСНОВНИ ВИДОВИ

РЕДОКС РЕАКЦИИ

1) Интермолекуларни (реакции на пренос на електрони од надворешната сфера) се реакции во кои се случува пренос на електрони помеѓу различни реагенси, односно оксидирачкиот агенс и редукциониот агенс се дел од различни супстанции.

Во ред ссссссссссссс

2) Интрамолекуларни (реакции на пренос на електрони во интрасфера) - во овие реакции атоми различни елементиод истата супстанција се оксидирачки агенс и редукционо средство.

3) Реакции на самооксидација - само-заздравување (несразмерност) - во овие реакции оксидационата состојба на истиот елемент се зголемува и намалува.

Тема 4.2.3. Типични оксидирачки агенси

1) калиум тетраоксоманганат (VII) -

Оксидационите својства на јонот зависат од природата на медиумот:

Кисела средина:

Неутрална средина:

Алкална средина:

2) Калиум дихромат -

Оксидирачките својства зависат и од природата на околината:

Кисела средина:

Неутрална средина:

Алкална средина:

3) Халогени.

4) Водород во разредени киселини.

5) Концентрирана сулфурна киселина

Производите за намалување на сулфурот зависат од природата на средството за намалување:

Ниско-активен метал:

Метал со средна активност:

Активен метал:

6) Азотна киселина

Во азотна киселина од која било концентрација, оксидирачкиот агенс не е протони, туку азот, кој има состојба на оксидација од +5. Затоа, водородот никогаш не се ослободува при овие реакции. Бидејќи азотот има широк спектар на состојби на оксидација, тој исто така има широк спектар на производи за редукција. Производите за редукција на азотна киселина зависат од нејзината концентрација и активноста на редукционото средство.

Кога концентрирана азотна киселина реагира со метали, азотен оксид (IV) обично се ослободува, а со неметали, азотен оксид (II) обично се ослободува:

Интеракција со метал:

Интеракција со неметал:

Кога разредената азотна киселина реагира со метали, производите зависат од активноста на металот:

Ниско-активен метал:

Активен метал:

- активен метал и многу разредена киселина:

7) Се користат и како оксидирачки агенси PbO2 , MnO2 .

Тема 4.2.4. Типични средства за намалување

1). Халидни јони.

Во серијата, намалувачките својства се зголемуваат:

2). и неговите соли:

3). Амонијак и амониум катјонски соли:

4). Деривати:

ВО водени растворикомплексите лесно се претвораат во комплекси:

5). Сите метали се способни, иако во различен степен, да покажуваат редуцирачки својства.

6). Индустријата користи водород, јаглерод (во форма на јаглен или кокс) и CO .

Тема 4.2.5. Соединенија способни да покажуваат и оксидирачки и редуцирачки својства

Некои елементи во средно оксидациони состојби имаат редокс двојност, т.е. со оксидирачки агенси тие можат да дејствуваат како редукциски агенси, а со редукционите средства се однесуваат како оксидирачки агенси.

NaNO3; Na2SO4; S; NH2OH; H2O2 . На пример:

H2O2 - средство за намалување:

H2O2 - оксидатор:

На пример, H2O2 може да претрпи реакции на диспропорција:

Тема 4.2.3. Состав на редокс реакции

За да се состави OVR, се користат два методи:

1) метод на електронско салдо:

Овој метод се заснова на употреба на состојби на оксидација.

Состојбата на оксидација на манган се намалува за 5 единици,

во овој случај, состојбата на оксидација на хлорот се зголемува за 1 единица, но земајќи го предвид добиениот производ на реакција - едноставна супстанција која содржи 2 молови атоми на хлор - за 2 единици.

Ајде да ги напишеме овие аргументи во форма на рамнотежа и да ги најдеме главните коефициенти користејќи го концептот на заеднички множител за броеви што покажуваат зголемени т.е и намалување на оксидационите состојби:

Да ги ставиме добиените коефициенти во равенката. Да земеме предвид дека тој не е само оксидирачки агенс, туку ги врзува и производите на реакција - јони на манган и калиум (степенот на оксидација во овој случај не се менува), односно коефициентот претходно ќе биде поголем отколку што следува од рамнотежата.

Преостанатите коефициенти ги наоѓаме со пресметување на билансот на атомите, потоа користејќи го билансот на атомите го наоѓаме конечниот коефициент пред и користејќи го билансот на атомите го наоѓаме бројот на молови вода.

За да ја провериме исправноста на избраните коефициенти, го пресметуваме балансот на молови на атоми на кислород. Според конечната равенка, може да се види дека од 16 молови киселина земени за реакцијата, 10 молови се трошат на редукција, а 6 молови за врзување на јоните на манган (II) и калиум формирани како резултат на реакцијата.

2) јонско-електронски метод (метод на полу-реакција):

Оксидирачкиот агенс е , кој е дел од јонот.

Во делумната равенка на реакцијата на редукција за билансот на атомите, водородните катјони мора да се додадат на левата страна за да се поврзат атомите на кислород во водата,

и за да се избалансираат полнежите, додадете 5 молови електрони на истата лева страна од равенката. Добиваме:

Редуцирачки агенс е јон кој содржи.

Во конкретната равенка на реакцијата на оксидација за да се балансираат атомите, водородни катјони мора да се додадат на десната страна за да се поврзат вишокот на кислородни атоми во водата, и за да ги избалансирате полнежите, додадете 2 молови електрони на истата десна страна од равенката. Добиваме:

Така имаме две полуреакции:

За да се изедначи, помножете ја првата полуреакција со 2, а втората со 5. Додадете ги двете полуреакции.

Целосна јонска равенка:

Да ги намалиме истите термини:

По редукцијата, коефициентите на целосната јонска равенка може да се пренесат во молекуларната равенка.

Тема 4.2.4. Концептот на стандарден електроден потенцијал

Можноста за појава на редокс реакција се оценува според вредностите електродни потенцијалииндивидуални полуреакции.

Ако металната плоча е потопена во раствор кој содржи јони од овој метал, тогаш ќе се појави потенцијална разлика на интерфејсот метал-раствор, кој обично се нарекува електроден потенцијал φ. Експериментално се одредуваат потенцијалите на електродата. За стандардни услови (концентрација на растворот 1 mol/l, T = 298 K), овие потенцијали се нарекуваат стандардни, означени φ 0. Стандардните потенцијали на електродата обично се мерат во однос на стандардната водородна електрода и се дадени во референтните табели.

2Н + + 2ē = Н 2 φ 0 = 0.

Стандардниот потенцијал на електродата е поврзан со бесплатната енергија на Гибс. За реакција во стандардни услови:

ΔG = - nFφ 0

Фарадеевата F константа (F=96500 C/mol), n е бројот на пренесените електрони.

Вредноста на потенцијалот на електродата зависи од концентрацијата на реагенсите и температурата. Оваа зависност се изразува со Нернстовата равенка:

каде φ е вредноста на потенцијалот на електродата, во зависност од температурата и концентрацијата.

NO 3 - + 2ē + H 2 O = NO 2 - + 2OH - , φ 0 = - 0,01V

Да земеме предвид дека = = 1 mol/l, pH + pH = 14, pH = -log, log = -log - 14.

Потенцијалот на електродата зависи од киселоста на pH средината. Со закиселување на растворот (со намалување на pH), оксидативната функција на NO 3 - ќе се зголеми.

Тема 4.2.5. Насока на протокот на OVR

редокс реакции

Според вредноста на стандардниот електроден потенцијал φ o може да се процени редуцирачките својства на системот: колку е понегативна вредноста на φ o, толку посилни се намалувачките својства,а полуреакцијата се одвива полесно од десно кон лево.

На пример, да ги споредиме системите:

Li + + e ─ = Li, φ 0 = -3,045 V; Ресторативна

Ba 2+ + 2e ─ = Ba, φ 0 = - 2,91B активност на металите

Mg 2+ + 2e ─ = Mg, φ 0 = -2,363 V; паѓа како што се зголемува

Zn 2+ + 2e – = Zn, φ о = -0,763 V стандардна вредност

Fe 2+ + 2e ─ = Fe, φ 0 = -0,44 V; електродниот потенцијал φО

Cd 2+ + 2e ─ = Cd, φ 0 = - 0,403 V;

Pd 2+ + 2e – = Pd, φ о = 0,987 V

Pt 2+ + 2e – = Pt, φ о = 1,188 V

Au 3+ + 3e ─ = Au, φ 0 = 1,50 V.

Во серијата од горенаведените системи, намалената негативна вредност на φ o одговара на намалување на регенеративната способност на системите. Литиумот има најголема редуцирачка способност, односно литиумот е најактивниот од претставените метали, тој најлесно ги губи своите електрони и оди во позитивна оксидациска состојба. Намалувачката активност на металите се намалува во серијата Li - Ba - Mg - Zn - Fe - Cd - Pd - Pt - Au.

Врз основа на големината на електродните потенцијали, Н.Н.Бекетов ги подредил металите во т.н. електрохемиски серииметали, кај кои како точка за споредба се зема електродниот потенцијал на водородната електрода

Li Na K Mn Zn Cr Fe Co Ni Х Cu Ag Pd Hg Pt Au

Металната активност се намалува

1) Метали во напонската серија до водород (активни метали, за кои φ 0 < 0), взаимодействуют с разбавленными кислотами с вытеснением водорода.

2) Секој следен метал ги поместува претходните метали од неговата сол.

Колку е поголема вредноста на φ o, толку посилни се оксидирачките својства на системот, а полуреакцијата се одвива полесно од лево кон десно.

На пример, да ги споредиме системите:

Како што може да се види од вредностите на стандардните електродни потенцијали, F 2 е најсилниот оксидирачки агенс; во серијата F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2, оксидирачките својства на едноставните халогени супстанции се намалуваат.

Споредување на вредностите на стандардните потенцијали на електродата различни системиможе да се суди за насоката на редокс реакцијата како целина: систем со повеќе позитивна вредностφ o е оксидирачки агенс, а систем со помала позитивна вредност на стандардниот електроден потенцијал е редукционо средство.

На пример:

а) за да се добие Br 2 со оксидација на Br јони, можете да користите Cl 2:

Cl 2 + 2e – = 2Cl – , φо = 1,359 V

Br 2 + 2e – = 2Br – , фо = 1,065 V

Вкупна реакција: Cl 2 + 2Br – = Br 2 + 2Cl –

Целосна реакција: Cl 2 + 2 KBr = Br 2 + 2 KCl;

б) и за да се добие F 2 со оксидација на F јони, Cl 2 не може да се користи:

F 2 + 2e – = 2F – , φ о = 2,870 V

Cl 2 + 2e – = 2Cl – , φо = 1,359 V

Вкупна реакција: F 2 + 2 Cl – = Cl 2 + 2F –, односно реакцијата Cl 2 + 2 КF = не може да се случи.

Исто така, можно е да се одреди насоката на појава на посложени редокс реакции.

На пример, да одговориме на прашањето: дали е можно да се редуцираат јоните на MnO 4 – со јони Fe 3+ во кисела средина? Тоа е, дали реакцијата продолжува:

MnO 4 – + H + + Fe 3+ = Mn 2+ + Fe 2+ + H 2 O ?

Основни коефициент

MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ o 1 = 1,505 V, 1

Бидејќи φ o 1 > φ o 2, првата полуреакција продолжува во насока напред, а втората, во однос на првата, продолжува во обратна насока. Потоа, со изедначување на бројот на електрони пренесени во реакциите на оксидација и редукција, ја добиваме следната вкупна реакција:

Во оваа реакција, коефициентите пред сите соединенија се удвојуваат во споредба со коефициентите добиени во јонската равенка, бидејќи производите на реакцијата произведувале железо (III) сулфат, со формула Fe 2 (SO 4) 3 и содржи 2 молови Fe (III) атоми.

Вежба 4.2. Редокс реакции

1. Составување на редокс реакции со помош на метод базиран на промени во оксидационата состојба на елементите во соединението.

ПРИМЕР 1.

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + ...

KMn +7 O 4 – оксидирачки агенс: во кисела средина Mn +7 → Mn +2, оксидационата состојба се намалува за 5 единици; Na 2 S +4 O 3 – редукционо средство: S +4 → S +6, состојбата на оксидација се зголемува за 2 единици. За да ги ставиме коефициентите во равенката на реакцијата, го наоѓаме множителството за броевите што покажуваат зголемување и намалување на состојбите на оксидација:

За 2 молови на атоми на Mn(VII), потребни се 5 молови на атоми S(IV):

2 Mn +7 + 5 S +4 = 2 Mn +2 + 5 S +6 – ова се главните коефициенти за оксидирачкиот агенс и редукционото средство. Да ги додадеме производите на реакцијата, да ги замениме главните коефициенти во равенката на реакцијата, а потоа да го пресметаме балансот на другите елементи: K, Na, S и H:

За да ја провериме исправноста на избраните коефициенти, го пресметуваме балансот на молови на атоми на кислород. Збирот на коефициентите во равенката на редокс реакцијата е 21.

ПРИМЕР 2.

Додадете и избалансирајте ја реакцијата на редокс:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → MnO 2 +…

KMn +7 O 4 – оксидирачки агенс: во неутрална средина Mn +7 → Mn +4, состојбата на оксидација се намалува за 3 единици; Na 2 S +4 O 3 – редукционо средство: S +4 → S +6, состојбата на оксидација се зголемува за 2 единици. За да ги ставиме коефициентите во равенката на реакцијата, го наоѓаме множителството за броевите што покажуваат зголемување и намалување на состојбите на оксидација:

За 2 молови на атоми на Mn(VII), потребни се 3 молови на атоми S(IV):

2 Mn +7 + 3 S +4 = 2 Mn +4 + 3 S +6 – ова се главните коефициенти за оксидирачкиот и редукциониот агенс. Да ги додадеме производите на реакцијата, да ги замениме главните коефициенти во равенката на реакцијата, а потоа да го пресметаме балансот на другите елементи: K, Na и H:

За да ја провериме исправноста на избраните коефициенти, го пресметуваме балансот на молови на атоми на кислород. Збирот на коефициентите во равенката на редокс реакцијата е 13.

ПРИМЕР 3

Додадете и избалансирајте ја реакцијата на редокс:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + KOH → K 2 MnO 4 +…

KMn +7 O 4 – оксидирачки агенс: во алкална средина Mn +7 → Mn +6, состојбата на оксидација се намалува за 1 единица; Na 2 S +4 O 3 – редукционо средство: S +4 → S +6, состојбата на оксидација се зголемува за 2 единици. За да ги ставиме коефициентите во равенката на реакцијата, го наоѓаме множителството за броевите што покажуваат зголемување и намалување на состојбите на оксидација:

За 2 молови на атоми на Mn(VII), потребен е 1 мол на атоми S(IV):

2 Mn +7 + S +4 = 2 Mn +6 + S +6 - ова се главните коефициенти за оксидирачкиот агенс и средството за редукција. Да ги додадеме производите на реакцијата, да ги замениме главните коефициенти во равенката на реакцијата, а потоа да го пресметаме балансот на другите елементи: K, Na и H:

За да ја провериме исправноста на избраните коефициенти, го пресметуваме балансот на молови на атоми на кислород.

Збирот на коефициентите во равенката на редокс реакцијата е 9.

ПРИМЕР 4

Додадете и избалансирајте ја реакцијата на редокс:

K 2 Cr 2 O 7 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + ...

K 2 Cr 2 +6 O 7 – оксидирачки агенс: 2Cr +6 → 2Cr +3, состојбата на оксидација се намалува за 6 единици; Na 2 S +4 O 3 – редукционо средство: S +4 → S +6, состојбата на оксидација се зголемува за 2 единици. За да ги ставиме коефициентите во равенката на реакцијата, го наоѓаме множителството за броевите што покажуваат зголемување и намалување на состојбите на оксидација:

За 2 молови на атоми на Cr(VI), потребни се 3 молови на атоми S(IV):

2 Cr +6 + 3 S +4 = 2 Cr +3 + 3 S +6 – ова се главните коефициенти за оксидирачкиот агенс и средството за редукција. Да ги додадеме производите на реакцијата, да ги замениме главните коефициенти во равенката на реакцијата, а потоа да го пресметаме балансот на другите елементи: K, Na, S и H:

За да ја провериме исправноста на избраните коефициенти, го пресметуваме балансот на молови на атоми на кислород. Збирот на коефициентите во равенката на редокс реакцијата е 17.

ПРИМЕР 5

Збирот на коефициентите во равенката на редокс реакцијата

K 2 MnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + ...

K 2 Mn +6 O 4 – оксидирачки агенс: во кисела средина Mn +6 → Mn +2, оксидационата состојба се намалува за 4 единици; Fe +2 SO 4 – редукционо средство: Fe +2 → Fe +3, состојбата на оксидација се зголемува за 1 единица. За да ги ставиме коефициентите во равенката на реакцијата, го наоѓаме множителството за броевите што покажуваат зголемување и намалување на состојбите на оксидација:

За 1 мол атоми на Mn(VII), потребни се 4 молови на атоми Fe(II):

Mn +6 + 4 Fe +2 = Mn +2 + 4 Fe +3 – ова се главните коефициенти за оксидирачкиот агенс и редукционото средство. Да ги додадеме производите на реакцијата, да ги замениме главните коефициенти во равенката на реакцијата, а потоа да го пресметаме балансот на другите елементи: K, S и H:

2. Составување на редокс реакции со помош на методот на електронска рамнотежа

ПРИМЕР 6

Ако кисел раствор на калиум тетраоксоманганат (VII) се користи како оксидирачки агенс:

тогаш средството за намалување може да биде системот:

Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o = 0,771 V

Co 3+ + e – = Co 2+, φ o = 1,808 V

Според вредноста на стандардниот редокс потенцијал φ o може да се судат редокс својствата на системот. Систем со позитивна вредност од φ o е оксидирачки агенс, а систем со помала позитивна вредност на стандардниот редокс потенцијал φ o е редукционо средство. Според тоа, за системот MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ o = 1,505 V, редукционо средство може да биде системот Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o = 0,771 В.

ПРИМЕР 7

Rh 3+ + 3e – = Rh, φ о = 0,8 V

Bi 3+ + 3e – = Bi, φ о = 0,317 V

Ni 2+ + 2e – = Ni, φ о = -0,250 V

2H + + 2e – = H 2, φ o = 0,0 V

во кој метал може да се раствори хлороводородна киселина?

Според вредноста на стандардниот електроден потенцијал φ o може да се процени редокс својствата на системот. Систем со позитивна вредност од φ o е оксидирачки агенс, а систем со помала позитивна вредност на стандардниот електроден потенцијал е редукционо средство. Во хлороводородна киселина (HCl), H + катјоните се оксидирачки агенс, прифаќаат електрони и се намалуваат на H 2 , за оваа реакција φ o = 0 V. Затоа, само тој метал е растворен во HCl што може да биде редукционо средство под овие услови, односно за кои φ О< 0, а именно никель:

Ni + 2 HCl = NiCl 2 + H 2

ПРИМЕР 8

Врз основа на вредностите на стандардните електродни потенцијали на полуреакции:

Zn 2+ + 2e – = Zn, φ о = -0,763 V

Cd 2+ + 2e – = Cd, φ о = -0,403 V

Кој метал е најактивен?

Како металот е поактивен, толку се поголеми неговите ресторативни својства. Намалувачките својства на системот може да се проценат според вредноста на стандардниот редокс потенцијал φ o: колку е понегативна вредноста на φ o, толку посилни се намалувачките својства на системот, а полуреакцијата се одвива полесно од десно кон лево. . Следствено, цинкот има најголема редуцирачка способност, односно цинкот е најактивниот од презентираните метали.

ПРИМЕР 9

Ако како оксидирачки агенс се користи кисел раствор на железо(III) хлорид:

тогаш кој систем може да биде средство за намалување:

I 2 + 2e – = 2I – , φ о = 0,536 V

Br 2 + 2e – = 2Br – , фо = 1,065 V

Pb 4+ + 2e – = Pb 2+, φ o = 1,694 V?

Според вредноста на стандардниот редокс потенцијал φ o може да се судат редокс својствата на системот. Систем со позитивна вредност од φ o е оксидирачки агенс, а систем со помала позитивна вредност на стандардниот редокс потенцијал е редукционо средство. Според тоа, за системот Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o = 0,771 V, редукционо средство може да биде системот I 2 + 2e – = 2I –, φ o = 0,536 V.

Основни коефициент

Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o 1 = 0,771 V 2

I 2 + 2e – = 2I – , φ o 2 = 0,536 V 1

Бидејќи φ o 1 >

2 Fe 3+ + 2I – = 2 Fe 2+ + I 2

Со додавање на јони со спротивен знак, ја добиваме целосната равенка:

2 FeCl 3 + 2 KI = 2 FeCl 2 + 2 KCl + I 2

ПРИМЕР 10

Дали е можно да се редуцираат јоните на MnO 4 – со јони на Fe 3+ во кисела средина?

Ајде да го напишеме прашањето во форма на равенка за реакција:

MnO 4 – + H + + Fe 3+ = Mn 2+ + Fe 2+ + H 2 O.

Дозволете ни да избереме соодветни полуреакции од референтната табела и да ги претставиме нивните стандардни електродни потенцијали:

Основни коефициент

MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ o 1 = 1,505 V, 1

Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o 2 = 0,771 V 5

Бидејќи φ o 1 > φ o 2, првата полуреакција се одвива во насока напред, а втората, во однос на првата, продолжува во спротивна насока. Потоа, со изедначување на бројот на електрони пренесени во реакциите на оксидација и редукција, ја добиваме следната вкупна реакција:

MnO 4 – + 8H + + 5 Fe 3+ = Mn 2+ + 5Fe 2+ + 4H 2 O

Односно, можно е да се редуцираат MnO 4 – јоните со јони Fe 3+ во кисела средина. Целосната реакција изгледа вака:

Во оваа реакција, коефициентите за сите соединенија се удвојуваат во споредба со коефициентите добиени во јонската равенка, бидејќи реакционите производи произведуваат железо (III) сулфат, со формула Fe 2 (SO 4) 3.

ЗАДАЧИ ЗА НЕЗАВИСНО РЕШЕНИЕ

1. Определете ги оксидационите состојби на елементите во соединенијата:

Х 3 П.О. 4 , К 3 П.О. 4 , Н 2 О 5 , Н.Х. 3 , Cl 2 , KCl, KClO 3 , Ca(ClO 4 ) 2 , Н.Х. 4 Cl, HNO 2 , Ли, Ли 3 Н, Мг 3 Н 2 , НФ 3 , Н 2 , Н.Х. 4 БР 3 , Х 2 О, Х 2 О 2 , КОХ, КХ, К 2О 2 , BaO, BaO 2 , НА 2 , Ф 2 , НФ 3 , Na 2 С, FeS, FeS 2 , NaHS, Na 2 ПА 4 , NaHSO 4 , ПА 2 , SOCl 2 , ПА 2 Cl 2 , MnO 2 , Мн(О) 2 , KMnO 4 , К 2 MnO 4 , Кр, Кр(О) 2 , Кр(О) 3 , К 2 CrO 4 , К 2 Кр 2 О 7 , (Н.Х. 4 ) 2 Кр 2 О 7 , К 3 [ Ал(О) 6 ], Na 2 [ Zn(О) 4 ], К 2 [ ZnCl 4 ], Х 2 ПА 3 , FeSO 3 , Fe 2 (ПА 3 ) 3 , Х 3 П.О. 4 , Cu 3 П.О. 4 , Cu 3 (П.О. 4 ) 2 , Na 2 SiO 3 , MnSiO 3 , PbSO 4 , Ал 2 (ПА 4 ) 3 , Fe 2 (ПА 4 ) 3 , Н.Х. 4 Cl, (Н.Х. 4 ) 2 ПА 4 , Кр 2 (ПА 4 ) 3 , CrSO 4 , NiSO 4 , [ Zn(О 2 ) 6 ] ПА 4 , Fe(БР 3 ) 2 , Fe(БР 3 ) 3 , PbCO 3 , Би 2 (CO 3 ) 3 , Аг 2 С, Хг 2 С, HgS, Fe 2 С 3 , FeS, SnSO 4 .

2. Наведете го оксидирачкиот агенс и редукционото средство, изгответе дијаграми на промени во оксидационите состојби, додадете ги и ставете ги коефициентите во равенката на реакцијата:

А. MnO 2 + HCl(конц) →

б. KMnO 4 +H 2 S + H 2 SO 4 →

В. FeCl 3 + SnCl 2 →

g KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → O 2

г. Br 2 + KOH →

д. Zn + HNO 3 → NH 4 NO 3 +…

и. Cu + HNO 3 → NO 2 + …

ч. K 2 MnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 →

И. K 2 Cr 2 O 7 + (NH 4) 2 S + H 2 O → Cr(OH) 3 + …+ NH 3 +…

j. H 2 S + Cl 2 →

л. K 2 Cr 2 O 7 +HCl → CrCl 3 + ...

m FeCl 3 + H 2 S →

n. KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 SO 4 →

О. Cl 2 + KOH →

а) Врз основа на стандардните вредности на потенцијалите на електродата, распоредете ги металите по редослед на зголемување на намалувачките својства:

Ba 2+ + 2e ─ = Ba, φ 0 = -2,91 B;

Au 3+ + 3e ─ = Au, φ 0 = 1,50 V;

Fe 2+ + 2e ─ = Fe, φ 0 = -0,44 Б.

Што се случува кога железна плоча се потопува во раствор од AuCl 3

б) Врз основа на стандардните вредности на електродните потенцијали на полуреакции

MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ о = 1,505 V,

Pb 4+ + 2e – = Pb 2+, φ o = 1,694 V

дајте разумен одговор на прашањето - дали е можно да се оксидираат Mn 2+ јони со помош на јони Pb 4+? Наведете ја вкупната реакција, означете го оксидирачкиот агенс и средството за редукција.

в) Врз основа на стандардните вредности на електродните потенцијали на полуреакции, дајте разумен одговор на прашањето - дали е можно да се оксидираат јоните на Fe 2+ користејќи јони Pb 4+? Наведете ја вкупната реакција, означете го оксидирачкиот агенс и средството за редукција.

г) Врз основа на стандардните вредности на потенцијалите на електродата, распоредете ги металите по редослед на зголемување на намалувачките својства:

Mg 2+ + 2e ─ = Mg

Cd 2+ + 2e ─ = Cd

Сu 2+ + 2e ─ = Cu

Што се случува кога бакарна плоча се потопува во раствор од кадмиум хлорид?

д) Врз основа на стандардните вредности на електродните потенцијали на полуреакции

Ир 3+ + 3е – = Ир,

NO 3 - + 4H + + 3e – = NO + 2H 2 O,

Дајте образложен одговор на прашањето: дали иридиумот е растворлив во азотна киселина? Наведете ја вкупната реакција, означете го оксидирачкиот агенс и редукционото средство

ѓ) Врз основа на стандардните вредности на електродните потенцијали, распоредете ги халогените по редослед на зголемување на нивните оксидирачки својства:

Cl 2 + 2e ─ = 2Cl ─ φ 0 = 1,359 V;

Br 2 + 2e ─ = 2Br ─ φ 0 = 1,065 V;

I 2 + 2e ─ = 2I ─ φ 0 = 0,536 V;

F 2 + 2e ─ = 2F ─ φ 0 = 2,87 V.

Докажете дали е можно да се користи реакцијата на оксидација на Br јони ─ хлор Cl 2 за производство на бром?

е) Врз основа на стандардните вредности на електродните потенцијали на полуреакции

Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o = 0,771 V,

Br 2 + 2e – = 2Br – , фо = 1,065 V

дајте разумен одговор на прашањето - дали е можно да се оксидираат јоните на Fe 2+ со помош на Br 2? Наведете ја вкупната реакција, означете го оксидирачкиот агенс и средството за редукција.

ж) Врз основа на стандардните вредности на потенцијалите на електродата, распоредете ги металите по редослед на зголемување на намалувачките својства:

Zn 2+ + 2e – = Zn, φ о = - 0,763 V

Hg 2+ + 2e – = Hg, фо = 0,850 V

Cd 2+ + 2e – = Cd, φ o = - 0,403 V.

Што се случува кога плочата од кадмиум се потопува во раствор од цинк хлорид?

Класификација хемиски реакцииво неорганска и органска хемија се врши врз основа на различни класификациски карактеристики, информации за кои се дадени во табелата подолу.

Со промена на оксидационата состојба на елементите

Првиот знак на класификација се заснова на промената на состојбата на оксидација на елементите што ги формираат реактантите и производите.
а) редокс
б) без промена на оксидационата состојба
Редокссе нарекуваат реакции придружени со промена на оксидациските состојби хемиски елементи, вклучени во реагенсите. За редокс во неорганска хемијаги вклучуваат сите реакции на супституција и оние реакции на распаѓање и комбинација во кои е вклучена најмалку една едноставна супстанција. Реакциите што се случуваат без промена на оксидационите состојби на елементите што ги формираат реактантите и реакционите производи ги вклучуваат сите реакции на размена.

Според бројот и составот на реагенси и производи

Хемиските реакции се класифицираат според природата на процесот, односно според бројот и составот на реагенсите и производите.

Сложени реакциисе хемиски реакции како резултат на кои се добиваат сложени молекули од неколку поедноставни, на пример:
4Li + O 2 = 2Li 2 O

Реакции на распаѓањесе нарекуваат хемиски реакции како резултат на кои се добиваат едноставни молекули од посложени, на пример:
CaCO 3 = CaO + CO 2

Реакциите на распаѓање може да се сметаат како обратни процеси на комбинација.

Реакции на заменасе хемиски реакции како резултат на кои атом или група атоми во молекула на супстанција се заменуваат со друг атом или група атоми, на пример:
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 ⁭

Нивната карактеристична карактеристика е интеракцијата на едноставна супстанција со сложена. Вакви реакции постојат и во органската хемија.
Сепак, концептот на „замена“ во органската хемија е поширок отколку во неорганската хемија. Ако во молекулата на почетната супстанција некој атом или функционална групасе заменуваат со друг атом или група, тоа се и реакции на супституција, иако од гледна точка на неорганската хемија процесот изгледа како реакција на размена.
- размена (вклучувајќи неутрализација).
Реакции на разменасе хемиски реакции кои настануваат без промена на оксидациските состојби на елементите и доведуваат до размена компонентиреагенси, на пример:
AgNO 3 + KBr = AgBr + KNO 3

Ако е можно, течете во спротивна насока

Ако е можно, течете во спротивна насока - реверзибилно и неповратно.

Реверзибилнасе хемиски реакции кои се случуваат на дадена температура истовремено во две спротивни насоки со споредливи брзини. Кога се пишуваат равенки за такви реакции, знакот за еднаквост се заменува со спротивно насочени стрелки. Наједноставниот пример реверзибилна реакцијае синтеза на амонијак со интеракција на азот и водород:

N 2 +3H 2 ↔2NH 3

Неповратнисе реакции кои се случуваат само во насока напред, што резултира со формирање на производи кои не комуницираат едни со други. Неповратните реакции вклучуваат хемиски реакции кои резултираат со формирање на малку дисоцирани соединенија и ослободување на големо количествоенергија, како и оние во кои финалните производи ја напуштаат реакционата сфера во гасовита форма или во форма на талог, на пример:

HCl + NaOH = NaCl + H2O

2Ca + O2 = 2CaO

BaBr 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaBr

Со термички ефект

Егзотермиченсе нарекуваат хемиски реакции кои настануваат со ослободување на топлина. Симболпромена на енталпијата (содржина на топлина) ΔH, и термичкиот ефект на реакцијата Q. За егзотермни реакции Q > 0, и ΔH< 0.

Ендотермиченсе хемиски реакции кои вклучуваат апсорпција на топлина. За ендотермички реакции П< 0, а ΔH > 0.

Реакциите на соединување генерално ќе бидат егзотермни реакции, а реакциите на распаѓање ќе бидат ендотермични. Редок исклучок е реакцијата на азот со кислород - ендотермична:
N2 + O2 → 2NO - П

По фаза

Хомогенасе нарекуваат реакции кои се случуваат во хомогена средина (хомогени материи во една фаза, на пример g-g, реакции во раствори).

Хетерогенисе реакции кои се случуваат во хетерогена средина, на контактната површина на супстанците кои реагираат кои се во различни фази, на пример, цврсти и гасовити, течни и гасовити, во две течности што не се мешаат.

Според употребата на катализатор

Катализатор е супстанца која ја забрзува хемиската реакција.

Каталитички реакциисе јавуваат само во присуство на катализатор (вклучувајќи ги и ензимските).

Не-каталитички реакцииоди во отсуство на катализатор.

Според видот на отпремнина

Хомолитичките и хетеролитичките реакции се разликуваат врз основа на видот на расцепување на хемиската врска во почетната молекула.

Хомолитичкисе нарекуваат реакции во кои како резултат на кршење на врските се формираат честички кои имаат неспарен електрон - слободни радикали.

Хетеролитичкисе реакции кои настануваат преку формирање на јонски честички - катјони и анјони.

хомолитичен (еднаков јаз, секој атом добива 1 електрон)
хетеролитички (нееднаков јаз - се добива пар електрони)

Радикална(синџир) се хемиски реакции кои вклучуваат радикали, на пример:

CH 4 + Cl 2 hv → CH 3 Cl + HCl

Јонскисе хемиски реакции кои се случуваат со учество на јони, на пример:

KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓

Електрофилните реакции се хетеролитички реакции на органски соединенија со електрофили - честички кои носат целосен или фракционо позитивно полнење. Тие се поделени на електрофилни реакции на супституција и електрофилни адитивни реакции, на пример:

C 6 H 6 + Cl 2 FeCl3 → C 6 H 5 Cl + HCl

H 2 C =CH 2 + Br 2 → BrCH 2 –CH 2 Br

Нуклеофилните реакции се хетеролитички реакции на органски соединенија со нуклеофили - честички кои носат целосен или фракционо негативен полнеж. Тие се поделени на нуклеофилни реакции на супституција и нуклеофилни реакции на додавање, на пример:

CH 3 Br + NaOH → CH 3 OH + NaBr

CH 3 C(O)H + C 2 H 5 OH → CH 3 CH(OC 2 H 5) 2 + H 2 O

Класификација на органски реакции

Класификација органски реакциие дадено во табелата:

ДЕФИНИЦИЈА

Состојба на оксидацијае квантитативна проценка на состојбата на атом на хемиски елемент во соединение, врз основа на неговата електронегативност.

Таа ги прифаќа и позитивните и негативни вредности. За да ја означите состојбата на оксидација на елементот во соединението, треба да поставите арапски број со соодветниот знак („+“ или „-“) над неговиот симбол.

Треба да се запомни дека состојбата на оксидација е количина што нема физичко значење, бидејќи не го одразува вистинското полнење на атомот. Сепак, овој концепт е многу широко користен во хемијата.

Табела на оксидациски состојби на хемиски елементи

Максималната позитивна и минималната негативна оксидациска состојба може да се одредат со помош на Периодниот систем D.I. Менделеев. Тие се еднакви на бројот на групата во која се наоѓа елементот и разликата помеѓу вредноста на „највисоката“ состојба на оксидација и бројот 8, соодветно.

Ако земеме предвид хемиски соединенијапоконкретно, кај супстанциите со неполарни врски оксидационата состојба на елементите е нула (N 2, H 2, Cl 2).

Состојбата на оксидација на металите во елементарна состојба е нула, бидејќи распределбата на густината на електроните во нив е рамномерна.

Во едноставни јонски соединенија, состојбата на оксидација на елементите вклучени во нив е еднаква на електричниот полнеж, бидејќи за време на формирањето на овие соединенија постои речиси целосна транзиција на електроните од еден атом во друг: Na +1 I -1, Mg +2 Cl -1 2, Al +3 F - 1 3, Zr +4 Br -1 4.

При определување на степенот на оксидација на елементите во соединенија со полар ковалентни врскиспоредете ги вредностите на нивната електронегативност. Бидејќи за време на формирањето на хемиска врска, електроните се поместуваат во атомите на повеќе електронегативни елементи, вторите имаат негативна состојба на оксидација во соединенијата.

Постојат елементи кои се карактеризираат со само една вредност на оксидациона состојба (флуор, метали од групите IA и IIA итн.). Флуор, се карактеризира со највисока вредностелектронегативност, во соединенијата секогаш има постојана негативна оксидациска состојба (-1).

Алкалните и земноалкалните елементи, кои се карактеризираат со релативно ниска вредност на електронегативноста, секогаш имаат позитивна оксидациска состојба еднаква на (+1) и (+2), соодветно.

Сепак, постојат и хемиски елементи кои се карактеризираат со неколку оксидациони состојби (сулфур - (-2), 0, (+2), (+4), (+6) итн.).

За полесно да запомните колку и какви оксидациски состојби се карактеристични за одреден хемиски елемент, користете табели со состојби на оксидација на хемиските елементи, кои изгледаат вака:

Сериски број	Руски / Англиски Име	Хемиски симбол	Состојба на оксидација
	Водород
	Хелиум
	Литиум
	Берилиум
			(-1), 0, (+1), (+2), (+3)
	Јаглерод		(-4), (-3), (-2), (-1), 0, (+2), (+4)
	Азот / Азот		(-3), (-2), (-1), 0, (+1), (+2), (+3), (+4), (+5)
	Кислород		(-2), (-1), 0, (+1), (+2)
	Флуор

	Натриум/Натриум
	Магнезиум / Магнезиум
	Алуминиум
	Силикон		(-4), 0, (+2), (+4)
	Фосфор / Фосфор		(-3), 0, (+3), (+5)
	Сулфур/Сулфур		(-2), 0, (+4), (+6)
	Хлор		(-1), 0, (+1), (+3), (+5), (+7), ретко (+2) и (+4)
	Аргон / Аргон
	Калиум / Калиум
	Калциум
	Скандиум / Скандиум
	Титаниум		(+2), (+3), (+4)
	Ванадиум		(+2), (+3), (+4), (+5)
	Хром / Хром		(+2), (+3), (+6)
	Манган / Манган		(+2), (+3), (+4), (+6), (+7)
	Железо		(+2), (+3), ретки (+4) и (+6)
	Кобалт		(+2), (+3), ретко (+4)
	Никел		(+2), ретки (+1), (+3) и (+4)
	Бакар		+1, +2, ретко (+3)

	Галиум		(+3), ретко (+2)
	Германиум / Германиум		(-4), (+2), (+4)
	Арсен/Арсен		(-3), (+3), (+5), ретко (+2)
	Селен		(-2), (+4), (+6), ретко (+2)
	Бром		(-1), (+1), (+5), ретко (+3), (+4)
	Криптон / Криптон
	Рубидиум / Рубидиум
	Стронциум / Стронциум
	Итриум / Итриум
	Циркониум / Циркониум		(+4), ретки (+2) и (+3)
	Ниобиум / Ниобиум		(+3), (+5), ретки (+2) и (+4)
	Молибден		(+3), (+6), ретки (+2), (+3) и (+5)
	Технициум / Technetium
	Рутениум / Рутениум		(+3), (+4), (+8), ретки (+2), (+6) и (+7)
	Родиум		(+4), ретки (+2), (+3) и (+6)
	Паладиум		(+2), (+4), ретко (+6)
	Сребрена		(+1), ретки (+2) и (+3)
	Кадмиум		(+2), ретко (+1)
	Индиум		(+3), ретки (+1) и (+2)
	Калај/Калај		(+2), (+4)
	Антимон / Антимон		(-3), (+3), (+5), ретко (+4)
	Телуриум / Телуриум		(-2), (+4), (+6), ретко (+2)
			(-1), (+1), (+5), (+7), ретко (+3), (+4)
	Ксенон / Ксенон
	Цезиум
	Бариум / бариум
	Лантан / Лантан
	Цериум		(+3), (+4)
	Прасеодимиум / Praseodymium
	Неодимиум / Неодимиум		(+3), (+4)
	Прометиум / Прометиум
	Самариум / Самариум		(+3), ретко (+2)
	Европиум		(+3), ретко (+2)
	Гадолиниум / Gadolinium
	Тербиум / Тербиум		(+3), (+4)
	Диспрозиум / Диспрозиум
	Холмиум
	Ербиум
	Тулиум		(+3), ретко (+2)
	Итербиум / Итербиум		(+3), ретко (+2)
	Лутетиум / Лутетиум
	Хафниум / Hafnium
	Тантал / Тантал		(+5), ретко (+3), (+4)
	Волфрам/волфрам		(+6), ретки (+2), (+3), (+4) и (+5)
	Рениум / Рениум		(+2), (+4), (+6), (+7), ретко (-1), (+1), (+3), (+5)
	Осмиум / Осмиум		(+3), (+4), (+6), (+8), ретко (+2)
	Иридиум / Иридиум		(+3), (+4), (+6), ретко (+1) и (+2)
	Платина		(+2), (+4), (+6), ретки (+1) и (+3)
	Злато		(+1), (+3), ретко (+2)
	Меркур		(+1), (+2)
	Талиум / Талиум		(+1), (+3), ретко (+2)
	Олово/Олово		(+2), (+4)
	Бизмут		(+3), ретки (+3), (+2), (+4) и (+5)
	Полониум		(+2), (+4), ретко (-2) и (+6)
	Астатин
	Радон / Радон
	Франциум
	Радиум
	Актиниум
	ториум
	Проактиниум / Протактиниум
	Ураниум / Ураниум		(+3), (+4), (+6), ретки (+2) и (+5)

Примери за решавање проблеми

ПРИМЕР 1

Одговори Наизменично ќе ја одредиме оксидационата состојба на фосфорот во секоја од предложените шеми за трансформација, а потоа изберете правилна опцијаодговори.

Оксидационата состојба на фосфорот во фосфинот е (-3), а во ортофосфорната киселина - (+5). Промена на оксидационата состојба на фосфорот: +3 → +5, т.е. опција за прв одговор.
Состојбата на оксидација на хемискиот елемент во едноставна супстанција е нула. Степенот на оксидација на фосфорот во оксидот од составот P 2 O 5 е (+5). Промена на оксидационата состојба на фосфорот: 0 → +5, т.е. трета опција за одговор.
Степенот на оксидација на фосфорот во киселинскиот состав HPO 3 е (+5), а H 3PO 2 е (+1). Промена на оксидационата состојба на фосфорот: +5 → +1, т.е. петта опција за одговор.

ПРИМЕР 2

Вежбајте

Состојбата на оксидација (-3) на јаглеродот во соединението е: а) CH3Cl; б) C2H2; в) HCOH; г) C 2 H 6.

Решение

За да го дадеме точниот одговор на поставеното прашање, наизменично ќе го одредуваме степенот на оксидација на јаглеродот во секое од предложените соединенија.

а) оксидационата состојба на водородот е (+1), а на хлорот е (-1). Да ја земеме оксидационата состојба на јаглеродот како „x“:

x + 3×1 + (-1) =0;

Одговорот е неточен.

б) оксидационата состојба на водородот е (+1). Да ја земеме оксидационата состојба на јаглеродот како „y“:

2×y + 2×1 = 0;

Одговорот е неточен.

в) оксидационата состојба на водородот е (+1), а на кислородот е (-2). Да ја земеме оксидационата состојба на јаглеродот како „z“:

1 + z + (-2) +1 = 0:

Одговорот е неточен.

г) оксидационата состојба на водородот е (+1). Да ја земеме оксидационата состојба на јаглеродот како „а“:

2×a + 6×1 = 0;

Точен одговор.

Одговори

Опција (г)

Постојат два типа на хемиски реакции:

АРеакции во кои оксидациската состојба на елементите не се менува:

Реакции на додавање

SO 2 + Na 2 O = Na 2 SO 3

Реакции на распаѓање

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

Реакции на размена

AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O

БРеакции во кои доаѓа до промена на оксидационите состојби на атомите на елементите што ги сочинуваат соединенијата кои реагираат и пренос на електрони од едно во друго соединение:

2Mg 0 + O 2 0 = 2Mg +2 O -2

2KI -1 + Cl 2 0 = 2KCl -1 + I 2 0

Mn +4 O 2 + 4HCl -1 = Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O

Ваквите реакции се нарекуваат редокс реакции.

Состојбата на оксидација е номиналниот полнеж на атомот во молекулата, пресметан под претпоставка дека молекулата се состои од јони и генерално е електрично неутрална.

Најмногу електронегативни елементи во соединението имаат негативни оксидациски состојби, а атомите на елементите со помала електронегативност имаат позитивни состојби на оксидација.

Состојбата на оксидација е формален концепт; во некои случаи, состојбата на оксидација не се совпаѓа со валентноста.

На пример:

N 2 H 4 (хидразин)

степен на оксидација на азот – -2; азотна валентност – 3.

Пресметка на оксидациона состојба

За да се пресмета состојбата на оксидација на елементот, треба да се земат предвид следните одредби:

1. Оксидационите состојби на атомите во едноставни материи се еднакви на нула (Na 0; H 2 0).

2. Алгебарскиот збир на оксидационите состојби на сите атоми што ја сочинуваат молекулата е секогаш еднаков на нула, а во сложениот јон оваа сума е еднаква на полнежот на јонот.

3. Следниве атоми имаат постојана оксидациска состојба во соединенија со атоми на други елементи: алкални метали(+1), земноалкални метали (+2), флуор

(-1), водород (+1) (освен металните хидриди Na + H -, Ca 2 + H 2 - и други, каде што оксидационата состојба на водородот е -1), кислород (-2) (освен F 2 - 1 O + 2 и пероксиди кои ја содржат групата –O–O–, во која оксидационата состојба на кислородот е -1).

4. За елементите, позитивната оксидациска состојба не може да надмине вредност еднаква на бројот на групата на периодичниот систем.

Примери:

V2 +5 O 5 -2; Na 2 + 1 B 4 + 3 O 7 -2; K +1 Cl +7 O 4-2; N-3H3+1; K2 +1 H +1 P +5 O 4-2; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2

Оксидација, редукција

Во редокс реакциите, електроните се пренесуваат од еден атом, молекула или јон на друг. Процесот на губење на електрони е оксидација. За време на оксидацијата, состојбата на оксидација се зголемува:

H 2 0 - 2ē = 2H + + 1/2О 2

S -2 - 2ē = S 0

Al 0 - 3ē = Al +3

Fe +2 - ē = Fe +3

2Br - - 2ē = Br 2 0

Процесот на додавање електрони е редукција: за време на редукцијата, состојбата на оксидација се намалува.

Mn +4 + 2ē = Mn +2

S 0 + 2ē = S -2

Cr +6 +3ē = Cr +3

Cl 2 0 +2ē = 2Cl -

O 2 0 + 4ē = 2O -2

Атомите, молекулите или јоните кои добиваат електрони во дадена реакција се оксидирачки агенси, а оние кои даруваат електрони се редуцирачки агенси.

Оксидирачкото средство се намалува за време на реакцијата, редукционото средство се оксидира.

Редокс својства на супстанцијата и оксидационата состојба на нејзините составни атоми

Соединенијата што содржат атоми на елементи со максимална состојба на оксидација можат да бидат само оксидирачки агенси поради овие атоми, бидејќи тие веќе се откажале од сите свои валентни електрони и се способни да прифатат само електрони. Максималната состојба на оксидација на атомот на елементот е еднаква на бројот на групата во периодниот систем на која припаѓа елементот. Соединенијата што содржат атоми на елементи со минимална состојба на оксидација можат да служат само како редукциони средства, бидејќи тие се способни само да донираат електрони, бидејќи надворешниот ниво на енергијаво таквите атоми се комплетира со осум електрони. Минималната состојба на оксидација на металните атоми е 0, за неметали - (n–8) (каде n е бројот на групата во периодниот систем). Соединенијата што содржат атоми на елементи со средно оксидациони состојби можат да бидат и оксидирачки и редукциони агенси, во зависност од партнерот со кој тие комуницираат и условите на реакцијата.

Најважните редуцирачки и оксидирачки агенси

Реставратори

Јаглерод (II) моноксид (CO).

Водород сулфид (H 2 S);

сулфур оксид (IV) (SO 2);

сулфурна киселина H 2 SO 3 и нејзините соли.

Хидрохалични киселини и нивни соли.

Метални катјони во пониски состојби на оксидација: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO4) 3.

Азотна киселина HNO2;

амонијак NH 3;

хидразин NH2NH2;

азотен оксид (II) (NO).