ОСНОВИ НА ТЕОРЕТСКА ХЕМИЈА

10. Редокс реакции

Редокс реакции во раствори.

Хемиските реакции кои настануваат со промена на степенот на оксидација на елементите кои ги сочинуваат супстанците кои реагираат се нарекуваат редокс.

Оксидација

- е процес на откажување од електрони од атом, молекула или јон. Ако атом се откаже од своите електрони, тој добива позитивен полнеж: l - , дава 1 електрон, а потоа станува неутрален атом:

Ако позитивно наелектризираниот јон или атом се откаже од електроните, тогаш големината на неговиот позитивен полнеж се зголемува според бројот на дадени електрони:

Редукцијата е процес на добивање електрони од атом, молекула или јон.

Ако атом добива електрони, тогаш се претвора во негативно наелектризиран јон:

Ако позитивно наелектризираниот јон прифаќа електрони, неговиот полнеж се намалува:

или може да влезе во неутрален атом:

Оксидирачки агенс

прифаќање електрони. Реставратор е атом, молекула или јон, донирајќи електрони.

Оксидизатор

за време на реакцијата се редуцира, редукционото средство се оксидира.

Треба да се запомни дека разгледувањето на оксидацијата (редукцијата) како процес на давање (и прифаќање) електрони од атоми или јони не секогаш ја одразува вистинската ситуација, бидејќи во многу случаи нема целосен пренос на електрони, туку само поместување на електронскиот облак од еден до друг атом.

Меѓутоа, за изготвување равенки за редокс реакции, не е важно која врска е формирана - јонска или ковалентна. Затоа, за едноставност, ќе зборуваме за додавање или донирање на електрони, без оглед на видот на врската.

Определување на стехиометриски коефициенти во равенките на редокс реакции. При составувањето на равенката за редокс реакција, потребно е да се одреди редукционото средство, оксидирачкото средство и бројот на дадени и примени електрони. Како по правило, коефициентите се избираат со кој било метод електронски биланс

, или метод рамнотежа на електрон-јони (понекогаш вториот се нарекува метод полуреакции ).

Како пример за составување равенки за редокс реакции, разгледајте го процесот на оксидација на пирит со концентрирана азотна киселина.

Пред сè, да ги одредиме производите на реакцијата.

HNO3 е силно оксидирачко средство, па сулфурот ќе оксидира до неговата максимална оксидациска состојба S 6+, и железо - до Fe 3+, додека HNO 3 може да закрепне до N0 или NO 2. Ќе избереме N O:

Каде ќе се наоѓа

H2O (на левата или десната страна), сè уште не знаеме.

1. Аплицирајте прво метод на електрон-јонска рамнотежа

(полуреакции). Овој метод го разгледува преносот на електрони од еден атом или јон во друг, земајќи ја предвид природата на медиумот (кисел, алкален или неутрален) во кој се јавува реакцијата.

При составување равенки за процесите на оксидација и редукција, за да се изедначи бројот на атоми на водород и кислород, се воведуваат или молекули на вода и водородни јони (во зависност од медиумот) (ако околината е кисела),или молекули на вода и јони на хидроксид (ако околината е алкална).Според тоа, во добиените производи, на десната страна на равенката на електрон-јони ќе има водородни јони и молекули на вода (кисела средина) или јони на хидроксид и молекули на вода (алкална средина).

Тоа е Кога се пишуваат равенки на електрон-јони, мора да се продолжи од составот на јоните кои се всушност присутни во растворот.Покрај тоа, како и при подготовката на скратените јонски равенки, супстанциите се слабо дисоцирани, слабо растворливи или ослободени како гас треба да се пишува во молекуларна форма.

Да ја разгледаме полуреакцијата на оксидација за нашиот случај. Молекула

FeS 2 се претвора во јон на Fe 3+ (F e(N O 3) 3 целосно се дисоцира на јони, ја занемаруваме хидролизата) и два јони SO 4 2 - (дисоцијација на H 2 SO 4 ):

Со цел да се изедначи кислородот, додадете 8 H молекули на левата страна

2 О, а десно - 16 H јони+ (кисела средина):

Полнењето на левата страна е 0, полнењето на десната страна е +15, така што

FeS 2 мора да се откаже од 15 електрони:

Сега да ја разгледаме полуреакцијата на редукцијата на нитратниот јон:

Мора да се одземе од

N O 3 2 атоми O. За да го направите ова, додадете 4 H јони на левата страна 1+ (кисела средина), а десно - 2 молекули на H 2 O:

За да се изедначи полнењето на левата страна (полнење

+3) додадете 3 електрони:

Конечно имаме:

Со скратување на двата дела за 16H

+ и 8H 2 О, ја добиваме скратената јонска равенка за реакцијата на редокс:

Со додавање на соодветен број на јони на двете страни на равенката

БР 3 - и H+ ја наоѓаме молекуларната равенка на реакцијата:

Забележете дека никогаш не сте морале да ја одредите состојбата на оксидација на елементите за да го одредите бројот на дадени и примени електрони. Дополнително, го зедовме предвид влијанието на околината и автоматски утврдивме дека Х

2 О е на десната страна од равенката. Она што е сигурно е дека овој метод многу поконзистентно со хемиското значење отколку стандардниот метод на електронска рамнотежа,иако второто е нешто полесно за разбирање.

2. Да ја изедначиме оваа реакција користејќи го методот електронски биланс . Процесот на обновување е опишан:

Потешко е да се изготви шема за оксидација, бидејќи два елементи се оксидираат одеднаш -

Фе и С. Можеме да му доделиме состојба на оксидација од 2+ на железото, 1- на сулфурот и да земеме предвид дека има два атоми S по атом на Fe:

Сепак, можно е да се откаже од одредувањето на состојбите на оксидација и да се запише дијаграм кој потсетува на дијаграмот

Десната страна има полнење од +15, левата - 0, така

FeS 2 мора да се откаже од 15 електрони. Го запишуваме вкупниот биланс:

пет молекули на HNO

3 оди на оксидација FeS2, и уште три молекули HNO3 неопходни за образование Fe(N O 3) 3:

За да се изедначат водородот и кислородот, додаваме две H молекули на десната страна

2 O:

Методот на електрон-јонска рамнотежа е поуниверзален во споредба со методот на електронска рамнотежа и има непобитна предност во изборот на коефициенти

во многу редокс реакции, особено оние кои вклучуваат органски соединенија, во која дури и постапката за определување на состојби на оксидација е многу сложена.

Размислете, на пример, за процесот на етиленска оксидација што се јавува кога се поминува низ воден раствор на калиум перманганат. Како резултат на тоа, етилен се оксидира до етилен гликол HO-

CH 2 - CH 2 -OH, а перманганатот се редуцира на манган (IV) оксид, дополнително, како што ќе биде очигледно од конечна равенкарамнотежа, калиум хидроксид исто така се формира десно:

Откако ќе ги направиме потребните намалувања на слични поими, ја запишуваме равенката во нејзината конечна молекуларна форма

Стандардни потенцијали за редокс реакции.

Можноста секоја редокс реакција да се случи во реални услови се должи на повеќе причини: температура, природата на оксидирачкиот агенс и средството за редукција, киселоста на околината, концентрацијата на супстанциите кои учествуваат во реакцијата итн. тешко е да се земат предвид сите овие фактори, но имајќи предвид дека секоја реакција на редокс се јавува со пренос на електрони од редукционо средство во оксидирачко средство; може да се утврди критериум за можноста за таква реакција.

Квантитативни карактеристики на редокс процесите се нормални редокс потенцијали на оксидирачки и редукциони агенси (или стандардни потенцијали електроди).

За да се разбере физичко-хемиското значење на таквите потенцијали, неопходно е да се анализираат таканаречените електрохемиски процеси.

Хемиските процеси придружени со појава на електрична струја или предизвикани од неа се нарекуваат електрохемиски.

За да ја разбереме природата на електрохемиските процеси, да разгледаме неколку прилично едноставни ситуации. Ајде да замислиме метална плоча потопена во вода. Под влијание поларни молекулиВо присуство на вода, металните јони се одвојуваат од површината на плочата и, хидрирани, преминуваат во течната фаза. Вториот се наплаќа позитивно, и метална плочасе појавува вишок на електрони. Колку понатаму продолжува процесот, толку е поголемо полнењето

, и плочата и течната фаза.

Поради електростатското привлекување на растворливите катјони и вишокот на метални електрони, на границата на фазата се појавува таканаречен двоен електричен слој, кој ја инхибира понатамошната транзиција на металните јони во течната фаза. Конечно, доаѓа моментот кога се воспоставува рамнотежа помеѓу растворот и металната плоча, што може да се изрази со равенката:

или земајќи ја предвид хидратацијата на јоните во растворот:

Состојбата на оваа рамнотежа зависи од природата на металот, концентрацијата на неговите јони во растворот, температурата и

притисок.

Кога металот не се потопува во вода, туку во раствор од сол на овој метал, рамнотежата, во согласност со принципот на Ле Шателие, се поместува налево и колку е поголема концентрацијата на металните јони во растворот, толку е поголема концентрацијата. . Активните метали, чии јони имаат добра способност да влегуваат во раствор, во овој случај ќе бидат негативно наелектризирани, иако во помала мера отколку во чиста вода.

Рамнотежата може да се помести надесно ако електроните се отстранат од металот на еден или друг начин. Ова ќе предизвика растворање на металната плоча. Напротив, ако електроните се доставуваат до металната плоча однадвор, тогаш на неа ќе се таложат јони

од решение.

Кога метал е потопен во раствор, на интерфејсот се формира електричен двоен слој. Потенцијалната разлика што се јавува помеѓу металот и околната течна фаза се нарекува потенцијал на електродата. Овој потенцијал е карактеристика на редокс способноста на металот во форма на цврста фаза.

Во изолиран метален атом (состојба на монатомска пареа што се јавува при високи температури и високи степени на реткост), својствата на редокс се карактеризираат со друга количина наречена јонизациски потенцијал. Потенцијалот за јонизација е енергијата потребна за отстранување на електрон од изолиран атом.

Апсолутната вредност на потенцијалот на електродата не може директно да се измери. Во исто време, не е тешко да се измери разликата на потенцијалот на електродата што се јавува во систем кој се состои од два пара метал-раствор. Таквите парови се нарекуваат полуелементи . Се договоривме да ги одредиме електродните потенцијали на металите во однос на таканаречената стандардна водородна електрода, чиј потенцијал произволно беше земен на нула. Стандардна водородна електрода се состои од специјално подготвена платина плоча потопена во киселински раствор со концентрација на водороден јон од 1 mol/l и измиена со струја на водороден гас под притисок од 10

5 Pa, на температура од 25 °C.

Опсег на стандардни електродни потенцијали.

Ако метална плоча потопена во раствор од нејзината сол со концентрација на метални јони еднаква на 1 mol/l се приклучи на стандардна водородна електрода, се добива галванска ќелија. Електромоторна силана овој елемент (EMF), мерено на 25 °C, и карактеризира стандарден електродниот потенцијалметал,обично се означува како E°.

Стандардните потенцијали на електродите кои делуваат како редукциони агенси во однос на водородот имаат знак „-“, а знакот „+“ ги има стандардните потенцијали на електродите кои дејствуваат како оксидирачки агенси.

Металите подредени по зголемен редослед на нивните стандардни електродни потенцијали формираат т.н електрохемиска напонска серија на метали :Li, Rb,К, Ва, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

Се карактеризираат голем број на стресови Хемиски својстваметали:

1. Колку е понегативен електродниот потенцијал на металот, толку е поголема неговата редуцирачка способност.

2. Секој метал е способен да ги помести (намали) од солените раствори оние метали што стојат во електрохемиски серииметални напрегања по него.

3. Сите метали кои имаат негативен стандарден електроден потенцијал, т.е., лоцирани во електрохемиската серија на метални напони лево од водородот, се способни да го поместат од киселинските раствори.

Како и во случајот на одредување на вредноста E° на металите, E° вредностите на неметалите се мерат на температура од 25°C и при концентрација на сите атомски и молекуларни видови вклучени во рамнотежа еднаква на 1 mol/ л.

Алгебарската вредност на стандардниот редокс потенцијал ја карактеризира оксидативната активност на соодветната оксидирана форма. Затоа Споредбата на вредностите на стандардните редокс потенцијали ни овозможува да одговориме на прашањето: дали се случува оваа или онаа редокс реакција?

Квантитативен критериум за проценка на можноста за појава на одредена редокс реакција е позитивна вредностразлики во стандардните редокс потенцијали на полуреакции на оксидација и редукција.

Електролиза на раствори.

Множеството на редокс реакции што се случуваат на електродите во растворите или топењето на електролитите кога низ нив ќе помине електрична струја се нарекува електролиза.

На катодата на тековниот извор се јавува процес на пренос на електрони во катјони од раствор или топење, затоа катодата е „редукционо средство“.Затоа, на анодата, електроните се даваат од анјоните анодата е „оксидирачки агенс“.

За време на електролизата, конкурентните процеси може да се појават и на анодата и на катодата.

Кога електролизата се изведува со помош на инертна (непотрошна) анода (на пример, графит или платина), по правило, се натпреваруваат два оксидативни и два процеси на редукција:

на анодата - оксидација на анјони и јони на хидроксид,

на катодата - редукција на катјони и водородни јони.

Кога електролизата се изведува со помош на активна (потрошна) анода, процесот станува покомплициран и конкурентните реакции на електродите се:

на анодата - оксидација на анјони и хидроксидни јони, анодна растворање на металот - аноден материјал;

на катодата - редукција на солен катјон и водородни јони, редукција на метални катјони добиени со растворање на анодата.

При изборот на најверојатниот процес на анодата и катодата, треба да се тргне од позицијата дека реакцијата која бара најмалку енергија ќе продолжи. Покрај тоа, за да се избере најверојатниот процес на анодата и катодата за време на електролизата на растворите на сол со инертна електрода, се користат следниве правила:

Следниве производи може да се формираат на анодата: а) при електролиза на раствори кои содржат F анјони - , SO 4 2- , НО 3 - , RO 4 3 - , како и алкални раствори, се ослободува кислород; б) при оксидација на C анјонител - , В р -, јас-хлор, бром и јод се ослободуваат соодветно;в) за време на оксидацијата на анјоните на органските киселини се јавува процесот:

2. При електролиза на сол раствори кои содржат јони лоцирани во напонската серија лево од Al

3+ , водородот се ослободува на катодата; ако јонот се наоѓа во напонската серија десно од водородот, тогаш металот се депонира на катодата.

3. При електролиза на сол раствори кои содржат јони лоцирани во напонскиот опсег помеѓу

Al+ и H+ , на катодата може да се појават конкурентни процеси и на редукција на катјони и на еволуција на водород.

Да ја разгледаме, како пример, електролизата на воден раствор на бакар хлорид на инертни електроди. Во растворот има Cu јони

2+ и 2Cl - кои под влијание на електрична струја се насочени кон соодветните електроди:

Металниот бакар се ослободува на катодата, а гасот хлор се ослободува на анодата.

Ако во разгледуваниот пример за електролиза на раствор

CuCl2 земете бакарна плоча како анода, потоа бакарот се ослободува на катодата и на анодата, каде што се случуваат процесите на оксидација, наместо да се испуштаат C јони.л - и ослободување на хлор, доаѓа до оксидација на анодата (бакар). Во овој случај, самата анода се раствора, и тоа во форма на Cu јониоди во решение. Електролиза CuCl2 со растворлива анода може да се запише на следниов начин:

Електролизата на растворите на сол со растворлива анода се намалува до оксидација на анодниот материјал (неговото растворање) и е придружена со пренос на метал од анодата во катодата. Ова својство е широко користено во рафинирање (чистење) на метали од загадувачи.

Електролиза на топи. За да се добијат високо активни метали (натриум, алуминиум, магнезиум, калциум, итн.), кои лесно комуницираат со вода, се користи електролиза на стопени соли или оксиди:

Ако поминете електрична струја низ воден раствор на сол активен металИ оксигенирана киселина, тогаш не се испуштаат ниту металните катјони ниту јоните од киселинскиот остаток. Водородот се ослободува на катодата,

и на анодата содржи кислород, а електролизата се сведува на електролитичко распаѓање на водата.

Електролизата на растворите на електролити е енергетски поповолна од топењето, бидејќи електролитите - соли и алкали - се топат на многу високи температури.

Фарадејовиот закон за електролиза.

Зависноста на количината на супстанцијата формирана под влијание на електричната струја од времето, јачината на струјата и природата на електролитот може да се утврди врз основа на генерализирана Фарадејовиот закон :

Каде Т -маса на супстанцијата формирана за време на електролиза (g); E е еквивалентна маса на супстанцијата (g/mol); М - моларна масасупстанции (g/mol); П- бројот на дадени или примени електрони;

I - јачина на струја (A); т- времетраење на процесот(Со); F - константа на Фарадеј,карактеризирање на количината на електрична енергија потребна за ослободување на 1 еквивалентна маса на супстанција(F= 96.500 C/mol = 26,8 A×h/mol).

8. Класификација на хемиски реакции. OVR. Електролиза

8.3. Редокс реакции: општи одредби

Редокс реакции(ORR) се реакции кои настануваат со промена на оксидациската состојба на атомите на елементите. Како резултат на овие реакции, некои атоми се откажуваат од електрони, додека други ги прифаќаат.

Редуцирачки агенс е атом, јон, молекула или PU што донира електрони, оксидирачки агенс е атом, јон, молекула или PU што прифаќа електрони:

Процесот на откажување од електрони се нарекува оксидација, а процесот на прифаќање електрони се нарекува реставрација. OVR мора да содржи редуцирачка супстанција и оксидирачка супстанција. Нема процес на оксидација без процес на редукција и не постои процес на редукција без процес на оксидација.

Редуцирачкиот агенс се откажува од електроните и се оксидира, а оксидирачкиот агенс прифаќа електрони и се намалува

Процесот на редукција е придружен со намалување на оксидационата состојба на атомите, а процесот на оксидација е придружен со зголемување на оксидационата состојба на атомите на елементите. Удобно е да се илустрира горенаведеното со дијаграм (СО - состојба на оксидација):

Конкретни примери на процеси на оксидација и редукција (дијаграми за електронска рамнотежа) се дадени во Табела. 8.1.

Табела 8.1

Примери на шеми за електронско салдо

Шема за електронска рамнотежа	Карактеристики на процесот
Процес на оксидација
	Атомот на калциум донира електрони, ја зголемува оксидационата состојба и е редуцирачки агенс.
	Јонот Cr +2 донира електрони, ја зголемува оксидациската состојба и е редуцирачки агенс
	Молекулата на хлор се откажува од електроните, атомите на хлор ја зголемуваат состојбата на оксидација од 0 на +1, хлорот е редукционо средство
Процес на закрепнување
	Јаглеродниот атом прифаќа електрони, го намалува бројот на оксидација, е оксидирачки агенс
	Молекулата на кислородот прифаќа електрони, атомите на кислород ја намалуваат состојбата на оксидација од 0 на -2, молекулата на кислородот е оксидирачки агенс
	Јонот прифаќа електрони, го намалува бројот на оксидација, е оксидирачки агенс

Најважните средства за намалување: едноставни материи метали; водород; јаглерод во форма на кокс; јаглерод (II) моноксид; соединенија кои содржат атоми во најниска состојба на оксидација (метални хидриди, сулфиди, јодиди, амонијак); Најсилниот редукционен агенс е електричната струја на катодата.

Најважните оксидирачки агенси: едноставни материи - халогени, кислород, озон; концентрирани сулфурна киселина; Азотна киселина; голем број на соли (KClO 3, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7); водород пероксид H 2 O 2; најмоќното оксидирачко средство е електричната струја на анодата.

По период, оксидативните својства на атомите и едноставни материизасилено: флуор - најмоќниот оксидирачки агенс од сите едноставни материи. Во секој период, халогените формираат едноставни материи со најизразени оксидирачки својства.

Во групите А, од врвот до дното, ослабуваат оксидирачките својства на атомите и едноставните материи, а се зголемуваат редуцирачките својства.

За атоми од ист тип, редуцирачките својства се зголемуваат со зголемување на радиусот; на пример, редукционите својства на анјонот
I − се поизразени од Cl − анјонот.

За металите, редокс својствата на едноставни супстанции и јони во воден растворопределено со положбата на металот во електрохемиската серија: од лево кон десно (од врвот до дното), намалувачките својства на едноставните метали слабеат: најмоќното средство за намалување- литиум.

За метални јони во воден раствор од лево кон десно во истиот ред, оксидирачките својства соодветно се зголемуваат: најмоќниот оксидирачки агенс- Ау 3 + јони.

За да доделите коефициенти во ORR, можете да користите метод заснован на изготвување дијаграми на процесите на оксидација и редукција. Овој метод се нарекува метод на електронска рамнотежа.

Суштината на методот на електронска рамнотежа е како што следува.

1. Направете шема на реакција и идентификувајте ги елементите што ја промениле оксидационата состојба.

2. Состави електронски равенки за полуреакции на редукција и оксидација.

3. Бидејќи бројот на електрони донирани од редукциониот агенс мора да биде еднаков на бројот на електрони прифатени од оксидирачкиот агенс, дополнителни фактори се наоѓаат со користење на методот на најмалку заедничко повеќекратно (LCM).

4. Дополнителни фактори се ставаат пред формулите на соодветните супстанции (коефициентот 1 е испуштен).

5. Се изедначуваат броевите на атоми на оние елементи кои не ја промениле оксидационата состојба (прво - водород во вода, а потоа - бројот на атоми на кислород).

Пример за составување равенка за редокс реакција

метод на електронска рамнотежа.

Откривме дека атомите на јаглерод и сулфур ја промениле нивната оксидациска состојба. Ги составуваме равенките за полуреакции на редукција и оксидација:

За овој случај, LOC е 4, а дополнителните фактори се 1 (за јаглерод) и 2 (за сулфурна киселина).

Дополнителните фактори пронајдени на левата и десната страна на дијаграмот на реакцијата ги поставуваме пред формулите на супстанции што содржат јаглерод и сулфур:

C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 + H 2 O

Го изедначуваме бројот на атоми на водород со ставање фактор 2 пред формулата за вода и проверете дали бројот на атоми на кислород во двете страни на равенката е ист. Затоа, равенката OVR

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

Се поставува прашањето: во кој дел од OVR колото треба да се постават пронајдените дополнителни множители - лево или десно?

За едноставни реакции тоа не е важно. Сепак, треба да се има предвид: ако се дефинираат дополнителни фактори на левата страна на равенката, тогаш коефициентите се ставаат и пред формулите на супстанциите од левата страна; ако пресметките се направени за десната страна, тогаш коефициентите се ставаат на десната страна на равенката. На пример:

Врз основа на бројот на атоми на Al на левата страна:

Врз основа на бројот на атомите на Al на десната страна:

Во принцип, ако реакцијата вклучува супстанции молекуларна структура(O 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , N 2 ), а потоа при изборот на коефициентите тие произлегуваат од бројот на атоми во молекулата:

Ако N 2 O се формира во реакција која вклучува HNO 3, тогаш подобро е да се напише и дијаграмот за електронска рамнотежа за азот врз основа на два атоми на азот .

Во некои реакции на редокс, една од супстанциите може да дејствува и како оксидирачки агенс (редукционо средство) и како создавач на сол (т.е. да учествува во формирањето на сол).

Ваквите реакции се типични, особено, за интеракција на метали со оксидирачки киселини (HNO 3, H 2 SO 4 (конц)), како и оксидирачки соли (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, KClO 3, Ca ( OCl) 2) со хлороводородна киселина (поради Cl − анјони хлороводородна киселинаима редуцирачки својства) и други киселини, чиј анјон е редукционо средство.

Ајде да создадеме равенка за реакција на бакар со разредена азотна киселина:

Гледаме дека дел од молекулите на азотна киселина се трошат на оксидација на бакар, се редуцираат до азот оксид(II), а дел се користи за врзување на добиените Cu 2+ јони во солта Cu(NO 3) 2 (во составот на солта, оксидационата состојба на азотниот атом е иста, како и во киселината, т.е. не се менува). Во таквите реакции, дополнителен фактор за оксидирачкиот елемент секогаш се става на десната страна пред формулата на производот за редукција, во овој случај пред формулата NO, а не HNO 3 или Cu(NO 3) 2.

Пред формулата HNO 3 ставаме коефициент 8 (две молекули HNO 3 се трошат за оксидација на бакар и шест за врзување на три Cu 2+ јони во сол), ги изедначуваме броевите на атомите H и O и добиваме

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

Во други случаи, киселина, на пример хлороводородна киселина, може истовремено да биде и редукционо средство и да учествува во формирањето на сол:

Пример 8.5. Пресметај колкава маса на HNO 3 е потрошена за формирање на сол при реакцијата чија равенка е

влегува цинк со тежина од 1,4 g.

Решение. Од равенката на реакцијата гледаме дека од 8 молови азотна киселина, само 2 молови отишле да оксидираат 3 молови цинк (на формулата на производот за намалување на киселината, NO, и претходи коефициент 2). За формирање на сол се потрошени 6 молови киселина, што е лесно да се одреди со множење на коефициентот 3 пред формулата за сол Zn(HNO 3) 2 со бројот на киселински остатоци во една формула единица на солта, т.е. на 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)

Одговор: 2,71 г.

Во некои ORR, состојбата на оксидација се менува со атомите на не два, туку три елементи.

Пример 8.6. Подредете ги коефициентите во ORR што тече според шемата FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 користејќи го методот на електронска рамнотежа.

Решение. Гледаме дека состојбата на оксидација се менува од атомите на три елементи: Fe, S и O. Во такви случаи, бројот на електрони што го даваат атомите различни елементи, се сумирани:

Подредувајќи ги стехиометриските коефициенти, добиваме:

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

Ајде да погледнеме примери на други видови решенија испитни задачиза оваа тема.

Пример 8.7. Наведете го бројот на електрони пренесени од редукционото до оксидирачкото средство кога целосно распаѓањебакар(II) нитрат, со тежина од 28,2 g.

Решение. Ја запишуваме равенката за реакција на распаѓање на сол и дијаграмот на електронската рамнотежа на ORR; M = 188 g/mol.

Гледаме дека 2 молови O 2 се формираат од распаѓање на 4 молови сол. Во овој случај, 4 молови на електрони минуваат од атомите на средството за редукција (во овој случај, јони) до оксидирачкиот агенс (т.е. јони): . Бидејќи хемиската количина на сол n = 28,2/188 = 0,15 (mol), имаме:

2 молови сол - 4 молови електрони

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 (електрони).

Одговор: 1.806 ⋅ 10 23.

Пример 8.8. Кога сулфурната киселина реагирала со хемиска количина од 0,02 mol со магнезиум, атомите на сулфур додале 7,224 ⋅ 10 22 електрони. Најдете ја формулата на производот за намалување на киселината.

Решение. Општо земено, шемите за намалување на атомите на сулфур во сулфурна киселина може да бидат како што следува:

тие. 1 мол атоми на сулфур може да прифати 2, 6 или 8 молови електрони. Имајќи предвид дека 1 мол киселина содржи 1 мол атоми на сулфур, т.е. n (H 2 SO 4) = n (S), имаме:

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

Го пресметуваме бројот на електрони прифатени од 1 мол киселина:

0,02 mol киселина прифаќа 0,12 mol електрони

1 мол - x

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

Овој резултат одговара на процесот на редукција на сулфурна киселина во сулфур:

Одговор: сулфур.

Пример 8.9. Во реакцијата на јаглеродот со азот концентрирана киселинавода и се формираат два оксида кои формираат сол. Најдете ја масата на јаглеродот што реагирал ако оксидирачките атоми примеле 0,2 mol електрони во овој процес.

Решение. Интеракцијата на супстанциите се одвива според шемата на реакција

Ги составуваме равенките за полуреакции на оксидација и редукција:

Од дијаграмите за електронска рамнотежа гледаме дека ако оксидирачките атоми () прифатат 4 молови електрони, тогаш во реакцијата влегува 1 мол (12 g) јаглерод. Ние составуваме и решаваме пропорција:

4 молови електрони - 12 g јаглерод

0,2 - x

x = 0,2 ⋅ 12 4 = 0,6 (g).

Одговор: 0,6 g.

Класификација на редокс реакции

Постојат интермолекуларни и интрамолекуларни редокс реакции.

Кога интермолекуларни ORRsоксидирачки и редукциони атоми се вклучени во составот различни супстанциии се атоми од различни хемиски елементи.

Кога интрамолекуларна ORRоксидирачки и редукциони атоми се дел од иста супстанција. Интрамолекуларните реакции вклучуваат несразмерност, во кој оксидирачкиот агенс и редукционото средство се атоми на ист хемиски елемент во составот на иста супстанција. Ваквите реакции се можни за супстанции кои содржат атоми со средна оксидациска состојба.

Пример 8.10. Наведете ја шемата за диспропорција на OVR:

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

2) Zn + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2

3) KI + Cl 2 → KCl + I 2

4) Cl 2 + KOH → KCl + KClO + H 2 O

Решение . Реакциите 1)-3) се интермолекуларни ORR:

Реакцијата на несразмерност е реакција 4), бидејќи во неа атомот на хлор е и оксидирачки и редукционен агенс:

Одговор: 4).

Редокс својствата на супстанциите може квалитативно да се проценат врз основа на анализа на оксидационите состојби на атомите во составот на супстанцијата:

1) ако атомот одговорен за својствата на редокс е во највисока состојба на оксидација, тогаш овој атом повеќе не може да се откаже од електроните, туку може само да ги прифати. Затоа, во OVR оваа супстанца ќе се појави само оксидирачки својства. Примери на такви супстанции (формулите ја означуваат состојбата на оксидација на атомот одговорен за својствата на редокс):

2) ако атомот одговорен за редокс својствата е во најниска состојба на оксидација, тогаш оваа супстанца ќе покаже само ресторативни својства(овој атом повеќе не може да прифаќа електрони, може само да ги даде). Примери за такви супстанции: , . Затоа, само намалувачки својства во ORR покажуваат сите халогени анјони (со исклучок на F-, за чија оксидација се користи електрична струја на анодата), сулфидниот јон S2-, азотен атом во молекулата на амонијак, и хидридниот јон H−. Металите (Na, K, Fe) имаат само намалувачки својства;

3) ако атомот на елементот е во средна оксидациона состојба (состојбата на оксидација е поголема од минималната, но помала од максималната), тогаш соодветната супстанција (јон), во зависност од условите, ќе покаже двоен оксидативен-ресторативни својства: посилните оксидирачки агенси ќе ги оксидираат овие супстанции (јони), а посилните редукциони средства ќе ги редуцираат. Примери за такви супстанции: сулфур, бидејќи највисоката оксидациска состојба на атомот на сулфур е +6, а најниската е −2, сулфур оксид (IV), азот оксид (III) (највисоката состојба на оксидација на атомот на азот е +5 , а најниската е -3), водород пероксид (највисоката состојба на оксидација на атомот на кислород е +2, а најниската е -2). Металните јони во средни оксидациски состојби покажуваат двојни редокс својства: Fe 2+, Mn +4, Cr +3 итн.

Пример 8.11. Не може да се случи реакција на оксидација-редукција, чија шема е:

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

Решение. Реакцијата чија шема е означена под број 3) не може да се случи, бидејќи содржи средство за намалување, но не и оксидирачко средство:

Одговор: 3).

За некои супстанции, редокс двојноста се должи на присуството во нивниот состав различни атомии во најниска и во највисока состојба на оксидација; на пример, хлороводородната киселина (HCl), поради водородниот атом (највисока оксидациска состојба еднаква на +1), е оксидирачки агенс, а поради Cl - анјонот, таа е редукционо средство (најниска оксидациска состојба).

ORR не е возможен помеѓу супстанции кои покажуваат само оксидирачки (HNO 3 и H 2 SO 4, KMnO 4 и K 2 CrO 7) или само намалувачки својства (HCl и HBr, HI и H 2 S)

OVR се исклучително чести во природата (метаболизам во живите организми, фотосинтеза, дишење, распаѓање, согорување) и широко се користат од луѓето за различни цели (добивање метали од руди, киселини, алкалии, амонијак и халогени, создавање хемиски извори на струја, добивање топлина и енергија при согорување на разни материи). Да забележиме дека ОВР често ни го комплицираат животот (расипување на храна, овошје и зеленчук, корозија на метали - сето тоа е поврзано со појава на различни редокс процеси).

Многу супстанции имаат посебни својства, кои во хемијата обично се нарекуваат оксидирачки или редуцирачки.

Некои хемиски супстанции покажуваат својства на оксидирачки агенси, други - редуцирачки агенси, додека некои соединенија можат да ги покажат двете својства истовремено (на пример, водород пероксид H 2 O 2).

Што се оксидирачки и редукциони средства, оксидација и редукција?

Редокс својствата на супстанцијата се поврзани со процесот на давање и примање електрони од атоми, јони или молекули.

Оксидирачко средство е супстанца која прифаќа електрони за време на реакцијата, т.е. се намалува; редукционо средство - се откажува од електрони, односно оксидира. Процесите на пренос на електрони од една супстанција во друга обично се нарекуваат редокс реакции.

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

Тие вклучуваат реакции во кои супстанциите што реагираат разменуваат електрони, со што се менуваат состојбите на оксидација на атомите на елементите што ги сочинуваат супстанциите што реагираат.

На пример:

Zn + 2H + → Zn 2+ + H2,

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

Огромното мнозинство на хемиски реакции се редокс реакции; тие играат исклучително важна улога.

Оксидацијата е процес на губење на електрони од атом, молекула или јон.

Ако атомот се откаже од своите електрони, тој добива позитивен полнеж:

На пример:

Al - 3e - = Al 3+

H 2 - 2e - = 2H +

За време на оксидацијата, состојбата на оксидација се зголемува.

Ако негативно наелектризираниот јон (полнење -1), на пример Cl -, даде 1 електрон, тогаш тој станува неутрален атом:

2Cl - - 2e - = Cl 2

Ако позитивно наелектризираниот јон или атом се откаже од електроните, тогаш големината на неговиот позитивен полнеж се зголемува според бројот на дадени електрони:

Fe 2+ - e - = Fe 3+

Редукцијата е процес на добивање електрони од атом, молекула или јон.

Ако атомот добива електрони, тој станува негативно наелектризиран јон:

На пример:

Сl 2 + 2е- = 2Сl -

S + 2е - = S 2-

Ако позитивно наелектризираниот јон прифаќа електрони, неговиот полнеж се намалува:

Fe 3+ + e- = Fe 2+

или може да влезе во неутрален атом:

Fe 2+ + 2e- = Fe 0

Оксидирачко средство е атом, молекула или јон што прифаќа електрони. Редуцирачки агенс е атом, молекула или јон што донира електрони.

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

Оксидацијата е секогаш придружена со редукција, и обратно, редукцијата е секогаш поврзана со оксидација, што може да се изрази со равенките:

Средство за намалување - e - ↔ Оксидирачко средство

Оксидирачко средство + e - ↔ Средство за намалување

Затоа, редокс реакциите претставуваат единство на два спротивни процеси - оксидација и редукција

Најважните редуцирачки и оксидирачки агенси

Реставратори

Оксидирачки агенси

Метали, водород, јаглен Јаглерод (II) моноксид CO Водород сулфид H 2 S, сулфур оксид (IV) SO 2, сулфурна киселина H 2 SO 3 и неговите соли Хидројодска киселина HI, хидробромна киселина HBr, хлороводородна киселина HCl Калај (II) хлорид SnCl2, железо (II) сулфат FeSO4, манган (II) сулфат MnSO4, хром (III) сулфат Cr2 (SO4) 3 Азотна киселина HNO 2, амонијак NH 3, хидразин N 2 H 4, азотен оксид (II) NO Фосфорна киселина H 3 PO 3 Алдехиди, алкохоли, мравја и оксална киселина, гликоза Катода за време на електролиза

Халогени Калиум перманганат KMnO 4, калиум манганат K 2 MnO 4, манган (IV) оксид MnO 2 Калиум дихромат K 2 Cr 2 O 7 , калиум хромат K 2 CrO 4 Азотна киселина HNO 3 Кислород О 2, озон О 3, водород пероксид H 2 O 2 Сулфурна киселина H 2 SO 4 (конц.), селенска киселина H 2 SeO 4 Бакар (II) оксид CuO, сребро (I) оксид Ag 2 O, олово (IV) оксид PbO 2 Јони на благородни метали (Ag +, Au 3+, итн.) Железо(III) хлорид FeCl3 Хипохлорити, хлорати и перхлорати Aqua regia, мешавина од концентрирани азотни и флуороводоводни киселини Анода за време на електролиза

Метод на електронска рамнотежа.

За да се изедначи OVR, се користат неколку методи, од кои сега ќе разгледаме еден - методот на електронска рамнотежа.

Ајде да ја напишеме равенката за реакцијата помеѓу алуминиум и кислород:

Al + O 2 = Al 2 O 3

Немојте да бидете измамени од едноставноста на оваа равенка. Наша задача е да разбереме метод кој во иднина ќе ви овозможи да изедначите многу посложени реакции.

Значи, што е методот на електронска рамнотежа? Рамнотежата е еднаквост. Затоа, бројот на електрони од кои еден елемент се откажува, а другиот елемент ги прифаќа во дадена реакција треба да се изедначи. Првично, оваа количина изгледа различно, како што може да се види од различните оксидациски состојби на алуминиум и кислород:

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

Алуминиумот донира електрони (добивки позитивен степеноксидација), а кислородот прифаќа електрони (добива негативна оксидациска состојба). За да се добие состојба на оксидација +3, алуминиумскиот атом мора да се откаже од 3 електрони. Молекулата на кислород, за да се претвори во атоми на кислород со состојба на оксидација од -2, мора да прифати 4 електрони:

Al 0 - 3e- = Al +3

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

За да може бројот на дадените и примените електрони да биде еднаков, првата равенка мора да се помножи со 4, а втората со 3. За да го направите ова, доволно е да ги поместите броевите на дадените и примените електрони на врвот и на дното. линии како што е прикажано на дијаграмот погоре.

Ако сега во равенката го ставиме коефициентот 4 што го најдовме пред редукционото средство (Al), а коефициентот 3 го најдовме пред оксидирачкото средство (О 2), тогаш бројот на дадени и примени електрони се изедначува и станува еднаква на 12. Постигнат е електронски биланс. Се гледа дека е потребен коефициент 2 пред реакциониот производ Al 2 O 3. Сега равенката на реакцијата на редокс е изедначена:

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

Сите предности на методот на електронска рамнотежа се појавуваат во посложени случаи од оксидацијата на алуминиум со кислород.

На пример, добро познатиот „калиум перманганат“ - калиум перманганат KMnO 4 - е силен оксидирачки агенс поради атомот на Mn во состојба на оксидација +7. Дури и хлорниот анјон Cl - му дава електрон, претворајќи се во атом на хлор. Ова понекогаш се користи за производство на гас хлор во лабораторија:

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

Ајде да создадеме електронски дијаграм за рамнотежа:

Mn +7 + 5e- = Mn +2

2Cl - - 2e- = Cl 2 0

Два и пет се главните коефициенти на равенката, благодарение на што е можно лесно да се изберат сите други коефициенти. Пред Cl 2 треба да ставите коефициент 5 (или 2 × 5 = 10 пред KСl), а пред KMnO 4 - коефициент 2. Сите други коефициенти се врзани за овие два коефициенти. Ова е многу полесно отколку да се делува со едноставно крцкање бројки.

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

За да се изедначи бројот на атоми К (12 атоми лево), потребно е да се стави коефициент 6 пред K 2 SO 4 на десната страна од равенката. Конечно, за да се изедначат кислородот и водородот, доволно е да се стави коефициент 8 пред H 2 SO 4 и H 2 O. Равенката ја добиваме во конечна форма.

Методот на електронска рамнотежа, како што гледаме, не го исклучува вообичаениот избор на коефициенти во равенките на редокс реакции, но може значително да го олесни таквиот избор.

Изработка на равенка за реакција на бакар со раствор од паладиум (II) нитрат. Да ги запишеме формулите на почетните и конечните супстанции на реакцијата и да ги прикажеме промените во состојбите на оксидација:

од што произлегува дека кај редукционо и оксидирачко средство коефициентите се еднакви на 1. Конечната равенка на реакцијата е:

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

Како што можете да видите, електроните не се појавуваат во целокупната равенка на реакцијата.

За да ја провериме исправноста на равенката, го броиме бројот на атоми на секој елемент во неговата десна и лева страна. На пример, на десната страна има 6 атоми на кислород, на левата страна има и 6 атоми; паладиум 1 и 1; бакарот е исто така 1 и 1. Тоа значи дека равенката е правилно напишана.

Ајде да ја преработиме оваа равенка во јонска форма:

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

И по намалувањето на идентични јони добиваме

Cu + Pd 2+ = Cu 2+ + Pd

Изработка на равенка за реакција за интеракцијата на манган (IV) оксид со концентрирана хлороводородна киселина

(Хлорот се произведува со помош на оваа реакција во лабораторија).

Ајде да ги запишеме формулите на почетните и крајните супстанции на реакцијата:

HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Да ја прикажеме промената на оксидациските состојби на атомите пред и по реакцијата:

Оваа реакција е редокс, бидејќи се менуваат оксидационите состојби на атомите на хлор и манган. HCl е редукционо средство, MnO 2 е оксидирачко средство. Ние составуваме електронски равенки:

и најдете ги коефициентите за редукционото и оксидирачкото средство. Тие се соодветно еднакви на 2 и 1. Коефициентот 2 (а не 1) е поставен затоа што 2 атоми на хлор со состојба на оксидација од -1 даваат 2 електрони. Овој коефициент е веќе во електронската равенка:

2HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Наоѓаме коефициенти за други супстанции кои реагираат. Од електронски равенкиможе да се види дека за 2 mol HCl има 1 mol MnO 2. Но, имајќи предвид дека се потребни уште 2 молови киселина за да се врзе добиениот двојно наполнет манган јон, пред редукционото средство треба да се стави коефициент 4. Потоа ќе се добијат 2 молови вода. Конечната равенка е

4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O

Проверката на точноста на пишувањето на равенката може да се ограничи на броење на бројот на атоми на еден елемент, на пример хлор: на левата страна има 4, а на десната страна 2 + 2 = 4.

Бидејќи методот на електронска рамнотежа ги прикажува реакционите равенки во молекуларна форма, по компилацијата и верификацијата тие треба да бидат напишани во јонска форма.

Ајде да ја преработиме составената равенка во јонска форма:

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

и по откажувањето на идентични јони од двете страни на равенката добиваме

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

Изработка на реакциона равенка за интеракција на водород сулфид со закиселен раствор на калиум перманганат.

Ајде да ја напишеме шемата за реакција - формулите на почетните и добиените супстанции:

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

Потоа ја прикажуваме промената на оксидационите состојби на атомите пред и по реакцијата:

Оксидационите состојби на атомите на сулфур и манган се менуваат (H 2 S е редукционо средство, KMnO 4 е оксидирачки агенс). Составуваме електронски равенки, т.е. Ги прикажуваме процесите на губење и добивка на електрони:

И, конечно, ги наоѓаме коефициентите за оксидирачкиот агенс и редукциониот агенс, а потоа и за другите реактанти. Од електронските равенки е јасно дека треба да земеме 5 mol H 2 S и 2 mol KMnO 4, потоа добиваме 5 mol S атоми и 2 mol MnSO 4. Дополнително, од споредбата на атомите од левата и десната страна на равенката, откриваме дека се формираат и 1 mol K 2 SO 4 и 8 mol вода. Конечната равенка на реакција ќе биде

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

Точноста на пишувањето на равенката се потврдува со броење на атомите на еден елемент, на пример кислород; на левата страна има 2 4 + 3 4 = 20, а на десната страна има 2 4 + 4 + 8 = 20.

Ја препишуваме равенката во јонска форма:

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

Познато е дека правилно напишаната равенка за реакција е израз на законот за зачувување на масата на супстанции. Затоа, бројот на истите атоми во почетните материјали и производите на реакцијата мора да биде ист. Обвиненијата, исто така, мора да се зачуваат. Збирот на полнежите на почетните материи мора секогаш да биде еднаков на збирот на полнежите на производите на реакцијата.

Методот на електрон-јонска рамнотежа е поуниверзален во споредба со методот на електронска рамнотежа и има непобитна предност во изборот на коефициенти во многу реакции на редокс, особено, кои вклучуваат органски соединенија, во кои дури и постапката за одредување на состојби на оксидација е многу сложена.

OVR класификација

Постојат три главни типа на редокс реакции:

1) Интермолекуларни реакции на оксидација-редукција
(кога оксидирачкото и редукционото средство се различни супстанции);

2) Реакции на несразмерност
(кога истата супстанција може да послужи како оксидирачки агенс и како средство за намалување);

3) Интрамолекуларни реакции на оксидација-редукција
(кога еден дел од молекулата делува како оксидирачки агенс, а другиот како редукционен агенс).>

Ајде да погледнеме примери на три типа на реакции.

1. Интермолекуларни реакции на оксидација-редукција се сите реакции што веќе ги разгледавме во овој пасус.
Ајде да погледнеме малку повеќе тежок случај, кога не може целиот оксидирачки агенс да се конзумира во реакцијата, бидејќи дел од него е вклучен во обична - не-редокс реакција на размена:

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

Некои NO 3 - честички учествуваат во реакцијата како оксидирачки агенс, произведувајќи азотен оксид NO, а некои јони NO 3 - поминуваат непроменети во бакарното соединение Cu(NO 3) 2. Ајде да создадеме електронска рамнотежа:

Cu 0 - 2e- = Cu +2

N +5 + 3e- = N +2

Да го ставиме коефициентот 3 пронајден за бакар пред Cu и Cu(NO 3) 2. Но, коефициентот 2 треба да се стави само пред NO, бидејќи целиот азот присутен во него учествувал во реакцијата на редокс. Би било грешка да се стави фактор 2 пред HNO 3, бидејќи оваа супстанца ги вклучува и оние атоми на азот кои не учествуваат во оксидациско-редукцијата и се дел од производот Cu(NO 3) 2 (NO 3 честички - овде понекогаш се нарекува „јон“ -набљудувач“).

Останатите коефициенти може лесно да се изберат користејќи ги веќе пронајдените:

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

2. Реакциите на несразмерност се јавуваат кога молекулите на иста супстанција се способни да се оксидираат и редуцираат едни со други. Ова станува возможно ако супстанцијата содржи атоми на кој било елемент во средна оксидациона состојба.

Следствено, состојбата на оксидација може или да се намали или да се зголеми. На пример:

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

Оваа реакција може да се смета како реакција помеѓу HNO 2 и HNO 2 како оксидирачки агенс и редукционен агенс и со користење на методот на електронска рамнотежа:

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

Ја добиваме равенката:

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

Или, додавајќи ги моловите на HNO 2 заедно:

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

Интрамолекуларните реакции на оксидација-редукција се случуваат кога оксидирачките атоми и редуцирачките атоми се соседни во молекулата. Размислете за распаѓање бертолет сол KClO 3 кога се загрева:

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

Оваа равенка исто така го почитува барањето за електронско салдо:

Cl +5 + 6e- = Cl -

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

Овде настанува тешкотија - кој од двата најдени коефициенти треба да се стави пред KClO 3 - на крајот на краиштата, оваа молекула содржи и оксидирачки агенс и редукционен агенс?

Во такви случаи, пронајдените коефициенти се ставаат пред производите:

KClO 3 = 2KCl + 3O 2

Сега е јасно дека на KClO 3 мора да му претходи фактор 2.

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2

Интрамолекуларната реакција на распаѓање на солта на бертолето кога се загрева се користи за производство на кислород во лабораторија.

Метод на полу-реакција

Како што сугерира името, овој метод се заснова на изготвување јонски равенки за процесот на оксидација и процесот на редукција и потоа нивно сумирање во севкупна равенка.
Како пример, да создадеме равенка за истата реакција што се користеше за објаснување на методот на електронска рамнотежа.
Кога водород сулфид H 2 S се пропушта низ закиселениот раствор на калиум перманганат KMnO 4, темноцрвената боја исчезнува и растворот станува заматен.
Искуството покажува дека заматувањето на растворот настанува како резултат на формирање на елементарен сулфур, т.е. тек на процесот:

H 2 S → S + 2H +

Оваа шема е изедначена со бројот на атоми. За да се изедначат по бројот на полнежи, треба да одземете два електрони од левата страна на дијаграмот, по што можете да ја замените стрелката со знак за еднаквост:

H 2 S - 2е - = S + 2H +

Ова е првата полуреакција - процес на оксидација на редукционото средство H 2 S.

Промената на бојата на растворот е поврзана со преминот на јонот MnO 4 - (има темноцрвена боја) во јонот Mn 2+ (речиси безбоен и само при високи концентрации има слабо розова боја), што може да се изрази со Дијаграм

MnO 4 - → Mn 2+

Во кисел раствор, кислородот, кој е дел од јоните на MnO 4, заедно со водородните јони на крајот формира вода. Затоа, го пишуваме процесот на транзиција вака:

MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O

За да се замени стрелката со знак за еднаквост, трошоците исто така мора да се изедначат. Бидејќи почетните супстанции имаат седум позитивни полнежи (7+), а крајните супстанции имаат два позитивни полнежи (2+), тогаш за да се исполни условот за зачувување на полнежите, на левата страна на дијаграмот мора да се додадат пет електрони:

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

Ова е втора полуреакција - процес на редукција на оксидирачкиот агенс, т.е. перманганат јон

Да се ​​состави општа равенкареакција, неопходно е да се додадат равенките на полу-реакција по член по член, откако претходно се изедначиле броевите на дадените и примените електрони. Во овој случај, според правилата за наоѓање на најмалиот множител, се одредуваат соодветните фактори со кои се множат равенките на полуреакција. Скратената форма е како што следува:

И, намалувајќи за 10H +, конечно добиваме

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

Ја проверуваме исправноста на равенката составена во јонска форма: бројот на атоми на кислород на левата страна е 8, на десната страна 8; број на полнења: на левата страна (2-)+(6+) = 4+, на десната страна 2(2+) = 4+. Равенката е напишана правилно, бидејќи атомите и полнежите се еднакви.

Користејќи го методот на полу-реакција, равенката на реакцијата се составува во јонска форма. За да преминеме од него до равенката во молекуларна форма, го правиме ова: од левата страна на јонската равенка, го избираме соодветниот катјон за секој анјон, а за секој катјон - анјон. Потоа ги запишуваме истите јони во ист број на десната страна од равенката, по што ги комбинираме јоните во молекули:

Така, составувањето равенки за редокс реакции со помош на методот на полу-реакција доведува до истиот резултат како и методот на електронска рамнотежа.

Ајде да ги споредиме двата методи. Предноста на методот на полу-реакција во однос на методот на електронска рамнотежа е тоа. дека користи не хипотетички јони, туку всушност постоечки. Всушност, во растворот нема јони, но има јони.

Со методот на полу-реакција, не е неопходно да се знае оксидационата состојба на атомите.

Пишувањето поединечни равенки на јонска полуреакција е неопходно за да се разберат хемиските процеси во галванска ќелија и во електролизата. Со овој метод видлива е улогата на животната средина како активен учесник во целиот процес. Конечно, кога се користи методот на полу-реакција, не треба да ги знаете сите добиени супстанции; тие се појавуваат во равенката на реакцијата кога се изведува. Затоа, треба да се даде предност на методот на полуреакции и да се користи при изготвување равенки за сите редокс реакции што се случуваат во водени раствори.

Реакциите на оксидација-редукција, или скратено ORR, се една од основите на предметот хемија, бидејќи тие ја опишуваат интеракцијата на одделни хемиски елементи едни со други. Како што сугерира името на овие реакции, тие вклучуваат најмалку две различни хемикалииод кои едниот делува како оксидирачки агенс, а другиот како редукционо средство. Очигледно, многу е важно да можете да ги разликувате и дефинирате во различни хемиски реакции.

Како да се одреди оксидирачки агенс и редукционен агенс
Главната тешкотија во одредувањето на оксидирачкиот агенс и средството за редукција во хемиските реакции е тоа што истите супстанции во различни случаи можат да бидат и оксидирачки и редукциони агенси. За да научите како правилно да ја одредите улогата на специфичен хемиски елемент во реакцијата, треба јасно да ги разберете следните основни концепти.

1. Оксидација е процес на губење на електрони од надворешниот електронски слој на хемиски елемент. За возврат оксидирачки агенс ќе има атом, молекула или јон што прифаќа електрони и со тоа ја намалува неговата оксидациска состојба, што е се обновуваат . По хемиска реакција на интеракција со друга супстанција, оксидирачкиот агенс секогаш добива позитивен полнеж.
2. Закрепнување е процес на додавање електрони на надворешниот електронски слој на хемиски елемент. Реставратор ќе има атом, молекула или јон што ги донира своите електрони и со тоа ја зголемува неговата оксидациска состојба, т.е. оксидираат . По хемиска реакција на интеракција со друга супстанција, редукционото средство секогаш добива позитивен полнеж.
3. Едноставно кажано, оксидирачки агенс е супстанца што „зема“ електрони, а редукционо средство е супстанца што ги дава на оксидирачкиот агенс. Можно е да се одреди кој во редокс реакција ја игра улогата на оксидирачки агенс, кој е редукционен агенс и во кои случаи оксидирачкиот агенс станува редукционен агенс и обратно, со познавање на типичното однесување на поединечните елементи во хемиските реакции. .
4. Типични редукциони агенси се металите и водородот: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Колку помалку се јонизирани, толку се поголеми нивните намалувачки својства. На пример, делумно оксидираното железо, кое се откажало од еден електрон и има полнење од +1, ќе може да се откаже од еден електрон помалку во споредба со „чистото“ железо. Исто така, редукционите агенси можат да бидат соединенија на хемиски елементи во најниска оксидациска состојба, во кои се исполнети сите слободни орбитали и кои можат да донираат само електрони, на пример, амонијак NH 3, водород сулфид H 2 S, водород бромид HBr, водород јодид HI , водород хлорид HCl.
5. Типични оксидирачки агенси се многу неметали (F, Cl, I, O, Br). Исто така, металите со висок степен на оксидација (Fe +3, Sn +4, Mn +4), како и некои соединенија на елементи со висок степен на оксидација: калиум перманганат KMnO4, сулфурна киселина H2SO4, азотна киселина HNO3, можат делуваат како оксидирачки агенси.бакар оксид CuO, железо хлорид FeCl 3.
6. Хемиски соединенијаво нецелосни или средни оксидациски состојби, на пример, монобазна азотна киселина HNO 2, водород пероксид H 2 O 2, сулфурна киселина H 2 SO 3 може да покажат и оксидирачки и редуцирачки својства, во зависност од редокс својствата на вториот реагенс вклучен во интеракцијата .

Ајде да дефинираме оксидирачки агенс и редукционо средство користејќи го примерот на едноставна реакција помеѓу натриум и кислород.

Ка следи од овој примерЕден атом на натриум го дава својот електрон на еден атом на кислород. Затоа, натриумот е редукционо средство, а кислородот е оксидирачки агенс. Во овој случај, натриумот целосно ќе се оксидира, бидејќи ќе се откаже од максималниот можен број електрони, а атомот на кислород нема целосно да се намали, бидејќи ќе може да прифати друг електрон од друг атом на кислород.