Środek utleniający i środek redukujący stosuje się do formułowania reakcji w chemii organicznej i nieorganicznej. Rozważmy główne cechy takich interakcji, określmy algorytm komponowania równania i porządkowania współczynników.

Definicje

Utleniaczem jest atom lub jon, który w interakcji z innymi pierwiastkami przyjmuje elektrony. Proces przyjmowania elektronów nazywa się redukcją i wiąże się ze zmniejszeniem stopnia utlenienia.

Nieświadomy Chemia organiczna Rozważane są dwie główne metody porządkowania współczynników. Środek redukujący i utleniający w reakcjach określa się przez zestawienie waga elektroniczna lub metodą półreakcji. Przyjrzyjmy się bliżej pierwszej metodzie porządkowania współczynników w OVR.

Stany utlenienia

Przed określeniem utleniacza w reakcji należy określić stopnie utlenienia wszystkich pierwiastków w substancjach biorących udział w przemianie. Reprezentuje ładunek atomu pierwiastka, obliczony według pewnych zasad. W substancjach złożonych suma wszystkich dodatnich i ujemnych stopni utlenienia musi być równa zeru. W przypadku metali głównych podgrup odpowiada wartościowości i ma wartość dodatnią.

W przypadku niemetali, które znajdują się na końcu wzoru, stopień określa się odejmując numer grupy od ośmiu i ma wartość ujemną.

U proste substancje jest równa zeru, ponieważ nie ma procesu przyjmowania lub oddawania elektronów.

Do skomplikowanych połączeń składających się z kilku pierwiastki chemiczne, obliczenia matematyczne służą do określenia stopni utlenienia.

Zatem utleniacz to atom, który w procesie interakcji obniża swój stopień utlenienia, a środek redukujący, wręcz przeciwnie, zwiększa jego wartość.

Przykłady OVR

Główną cechą zadań związanych z porządkowaniem współczynników w reakcjach redoks jest identyfikacja brakujących substancji i sporządzanie ich wzorów. Utleniacz to pierwiastek, który przyjmie elektrony, ale oprócz niego w reakcji musi także brać udział czynnik redukujący i oddawać je.

Przedstawiamy uogólniony algorytm, dzięki któremu można zrealizować zadania oferowane absolwentom Liceum na singlu Egzamin państwowy. Przyjrzyjmy się kilku konkretnym przykładom, aby zrozumieć, że utleniacz to nie tylko pierwiastek złożona substancja, ale także prostą substancją.

Najpierw należy przypisać stopnie utlenienia każdemu pierwiastkowi, korzystając z określonych zasad.

Następnie należy przeanalizować pierwiastki, które nie brały udziału w tworzeniu substancji i stworzyć dla nich receptury. Po wyeliminowaniu wszystkich luk można przystąpić do sporządzania bilansu elektronicznego pomiędzy utleniaczem i reduktorem. Otrzymane współczynniki wprowadza się do równania, w razie potrzeby dodając je przed substancjami, które nie są uwzględnione w bilansie.

Przykładowo, stosując metodę wagi elektronicznej, konieczne jest uzupełnienie zaproponowanego równania i umieszczenie przed wzorami niezbędnych współczynników.

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

Na początek określamy wartości stopni utlenienia dla każdego, które otrzymujemy

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

W proponowanym schemacie zamieniają się one na tlen, a także mangan w nadmanganian potasu. W ten sposób znaleźliśmy środek redukujący i utleniający. Po prawej stronie nie ma substancji zawierającej potas, więc zamiast luk utworzymy wzór na jego siarczan.

Ostatnią czynnością w tym zadaniu będzie rozmieszczenie współczynników.

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

Kwasy, nadmanganian potasu i nadtlenek wodoru można uznać za silne środki utleniające. Wszystkie metale wykazują właściwości redukujące, w trakcie reakcji przekształcając się w kationy o ładunku dodatnim.

Wniosek

Procesy związane z przyjęciem i uwolnieniem elektronów ujemnych zachodzą nie tylko w chemia nieorganiczna. Metabolizm zachodzący w organizmach żywych jest wyraźnym przykładem występowania reakcji redoks w chemii organicznej. Potwierdza to wagę rozpatrywanych procesów, ich znaczenie dla przyrody ożywionej i nieożywionej.

Wiele substancji ma specjalne właściwości, które w chemii nazywane są zwykle utleniającymi lub redukującymi.

Sam substancje chemiczne wykazują właściwości utleniaczy, inne - redukujące, podczas gdy niektóre związki mogą wykazywać obie właściwości jednocześnie (na przykład nadtlenek wodoru H 2 O 2).

Co to są środki utleniające i redukujące, utlenianie i redukcja?

Właściwości redoks substancji związane są z procesem oddawania i odbierania elektronów przez atomy, jony lub cząsteczki.

Utleniacz to substancja, która podczas reakcji przyjmuje elektrony, tj. ulega redukcji; środek redukujący - oddaje elektrony, tj. utlenia się. Procesy przenoszenia elektronów z jednej substancji na drugą nazywane są zwykle reakcjami redoks.

Związki zawierające atomy pierwiastków o maksymalnym stopniu utlenienia mogą być utleniaczami jedynie ze względu na te atomy, ponieważ oddali już wszystkie swoje elektrony walencyjne i są w stanie przyjąć tylko elektrony. Maksymalny stopień utlenienia atomu pierwiastka jest równy numerowi grupy w układzie okresowym, do której należy pierwiastek. Związki zawierające atomy pierwiastków o minimalnym stopniu utlenienia mogą służyć jedynie jako środki redukujące, ponieważ są zdolne jedynie do oddawania elektronów, ponieważ zewnętrzny poziom energii w takich atomach uzupełnia go osiem elektronów

Reakcje chemiczne zachodzące wraz ze zmianami stopni utlenienia pierwiastków nazywane są redoks.

Podstawowe zasady teorii utleniania-redukcji

1. Proces oddawania elektronów przez atom lub jon nazywa się utlenianiem:

S 0 - 4e - ® S 4+ (utlenianie)

Atom lub jon oddający elektrony nazywany jest środkiem redukującym (redukującym): Zn 0 -2e - ® Zn 2+ (utlenianie).

2. Proces dodawania elektronów przez atom lub jon nazywa się redukcją: S 6+ + 8e - ® S 2- (redukcja).

Atomy lub jony przyjmujące elektrony nazywane są utleniaczami (utleniaczem): Cl - + e - ® Cl 0 (redukcja).

Podczas reakcji utleniacz ulega redukcji, a środek redukujący ulega utlenieniu. Utlenianie jest niemożliwe bez jednoczesnej redukcji zachodzącej z nim i odwrotnie, redukcja jednej substancji jest niemożliwa bez jednoczesnego utlenienia drugiej.

3. W procesach redoks liczba elektronów oddawanych w procesie utleniania musi być zawsze równa liczbie elektronów przyjętych w procesie redukcji.

Przykład:

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

utleniacz Cu 2+ +2e - ® Redukcja Cu 0

środek redukujący H 2 0 - 2e - ® 2H + utlenianie

4. Wyrównanie liczby elektronów oddanych i odebranych przeprowadza się poprzez dobór współczynników ze wstępnym zestawieniem równania równowagi elektronicznej

Przykład:

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

Reduktor S 2- - 2e - ® S 0 3 utlenianie

utleniacz N 5+ + 3e - ® N 2+ 2 redukcja

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

5. Tworząc równanie równowagi elektronicznej, należy wyjść z liczby atomów lub jonów zawartych w cząsteczce substancji wyjściowej, a czasami w cząsteczce produktów reakcji

Przykład:

K 2 Cr 2 6+ O 7 + H 2 SO 4 +KJ - ® J 2 0 + Cr 2 3+ (SO 4) 3 + K 2 SO 4 +H 2 O

Utleniacz 2Cr 6+ + 6e - ® 2Cr 3+ 2 1 redukcja

środek redukujący 2J - - 2e - ® J 2 0 6 3 utlenianie

6. Procesy redoks najczęściej zachodzą w obecności ośrodka: obojętnego, kwaśnego lub zasadowego.

Dobór współczynników w reakcjach redoks

Przy doborze współczynników należy wziąć pod uwagę stanowisko podstawowe: liczba elektronów oddanych w wyniku redukcji jest równa liczbie elektronów uzyskanych w wyniku utleniania.

Po zidentyfikowaniu utleniacza, reduktora sporządza się cyfrowy diagram przejścia elektronów (równanie równowagi elektronowej) do odpowiedniego równania reakcji.

Przykład 1. Al + Cl 2 ® AlCl 3, gdzie Al – środek redukujący, Cl 2 -środek utleniający.

Schemat przejścia elektronów:

Al 0 - 3e - ® Al +3 3 1 utlenianie

Redukcja Cl 0 + e - ® Cl 1 1 3

Z tego diagramu jasno wynika, że ​​do utlenienia jednego atomu glinu potrzebne są trzy atomy chloru, aby przyjąć te trzy elektrony (patrz druga kolumna). Dlatego na każdy atom glinu potrzebne są trzy atomy chloru lub na dwa atomy glinu potrzebne są trzy cząsteczki chloru. Otrzymujemy współczynniki:

2Al + 3Cl2 = AlCl3.

Przykład 2. N 3- H 3 + O 0 2 ® N 2+ O 2- + H 2 O, gdzie O 2 jest typowym utleniaczem, a N 3- H 3 pełni rolę reduktora.

Sporządzamy diagram (bilans elektroniczny):

N 3- - 5e - ® N +2 5 2 4 utlenianie

O 0 + 2e - ® O -2 2 5 10 odzysk

Na 4 atomy azotu potrzeba 10 atomów lub 5 cząsteczek tlenu. Otrzymujemy współczynniki:

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.

Szczególne przypadki komponowania równości dla reakcji redoks

1. Jeżeli w reakcji liczba elektronów utraconych przez środek redukujący i liczba elektronów przyjętych przez środek utleniający są liczbami parzystymi, to przy obliczaniu współczynników liczbę elektronów dzieli się przez największy wspólny dzielnik.

Przykład:

H 2 SO 3 + HClO 3 ® H 2 SO 4 + HCl

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

utleniaczCl +5 + 6e - ® Cl - 2 1 redukcja

Współczynniki środka redukującego i utleniacza nie będą wynosić 2 i 6, ale 1 i 3:

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

Jeżeli liczba elektronów utraconych przez środek redukujący i uzyskanych przez utleniacz jest nieparzysta, a wynik reakcji powinien być Liczba parzysta atomów, wówczas współczynniki podwajają się.

Przykład:

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

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

Współczynniki środka utleniającego i środka redukującego nie będą wynosić 1 i 5, ale 2 i 10:

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

2. Czasami dodatkowo zużywa się środek redukujący lub utleniacz, aby związać produkty powstałe w wyniku reakcji.

Przykład:

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

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

utleniacz Mn +7 + 5e - ® Mn +2 1 2 redukcja

W tej reakcji dziesięć cząsteczek HBr reaguje jako środki redukujące, a do związania powstałych substancji (tworzenie soli) potrzeba sześciu cząsteczek HBr:

10HBr + 2KMnO4 + 6HBr = 5Br2 + 2KBr + 2MnBr2 + 8H2O.

3. Zarówno jony dodatnie, jak i ujemne cząsteczki środka redukującego ulegają utlenieniu jednocześnie.

Przykład:

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

Tutaj jony As +3 są utleniane do jonów As 2 +3 i jednocześnie jony S -2 są utleniane do jonów S +6, a aniony N +5 są redukowane do N +2.

2As +3 - 4e - ® 2As +5

środki redukujące 3S -2 - 24e - ® 3S +6 utlenianie

utleniacz N +5 + 3e - ® N +2 redukcja

W tej reakcji na każde trzy cząsteczki As 2 S 3 reaguje 28 cząsteczek HNO 3. Poprawność równań reakcji sprawdzamy licząc atomy wodoru i tlenu po prawej i lewej stronie. Zatem stwierdzamy, że do reakcji wchodzą jeszcze 4 cząsteczki wody, które należy przypisać po lewej stronie równości w celu jej ostatecznego zapisu:

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

2As +3 –4e®2As +5 4

3S -2 –24e®3S + 24

Reduktory 2As +3 + 3S -2 - 28e - ®2As +5 + 3S +6 3 utlenianie

utleniacz N +5 + 3e - ®N +2 28 redukcja

4. Reduktor i utleniacz to jony tego samego pierwiastka, ale zawarte w składzie różnych substancji.

Przykład:

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

Reduktor J - - e - ® J 0 5 utlenianie

utleniacz J +5 + 5e - ®J 0 1 redukcja

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

5. Reduktor i utleniacz to jony tego samego pierwiastka, które wchodzą w skład jednej substancji (autoutlenianie - samoleczenie).

Przykład:

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

Reduktor N +3 - 2e - ® N +5 1 utlenianie

utleniacz N +3 + e - ® N +2 2 redukcja

Dlatego równość reakcji

Należą do nich reakcje, w których reagujące substancje wymieniają elektrony, zmieniając w ten sposób stopień utlenienia atomów pierwiastków tworzących reagujące substancje.

Na przykład:

Zn + 2H + → Zn 2+ + H 2 ,

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

Zdecydowana większość reakcje chemiczne należą do redoks, odgrywają niezwykle ważną rolę.

Utlenianie to proces utraty elektronów przez atom, cząsteczkę lub jon.

Jeśli atom oddaje swoje elektrony, zyskuje ładunek dodatni:

Na przykład:

Al - 3e - = Al 3+

H2 - 2e - = 2H +

Podczas utleniania stopień utlenienia wzrasta.

Jeśli jon ujemnie naładowany (ładunek -1), np. Cl - oddaje 1 elektron, to staje się atomem obojętnym:

2Cl - - 2e - = Cl 2

Jeśli dodatnio naładowany jon lub atom oddaje elektrony, wówczas wielkość jego ładunku dodatniego wzrasta w zależności od liczby oddanych elektronów:

Fe 2+ - e - = Fe 3+

Redukcja to proces pozyskiwania elektronów przez atom, cząsteczkę lub jon.

Jeśli atom zdobędzie elektrony, staje się jonem naładowanym ujemnie:

Na przykład:

Сl 2 + 2е- = 2Сl -

S + 2е - = S 2-

Jeśli dodatnio naładowany jon przyjmuje elektrony, jego ładunek maleje:

Fe 3+ + e- = Fe 2+

lub może przejść do neutralnego atomu:

Fe 2+ + 2e- = Fe 0

Utleniacz to atom, cząsteczka lub jon, który przyjmuje elektrony. Czynnikiem redukującym jest atom, cząsteczka lub jon, który przekazuje elektrony.

Podczas reakcji utleniacz ulega redukcji, środek redukujący ulega utlenieniu.

Utlenianiu zawsze towarzyszy redukcja i odwrotnie, redukcji zawsze towarzyszy utlenianie, co można wyrazić równaniami:

Reduktor - e - ↔ Utleniacz

Utleniacz + e - ↔ Środek redukujący

Dlatego reakcje redoks reprezentują jedność dwóch przeciwstawnych procesów - utleniania i redukcji

Najważniejsze środki redukujące i utleniające

Konserwatorzy

Utleniacze

Metale, wodór, węgiel Tlenek węgla(II) CO Siarkowodór H 2 S, tlenek siarki (IV) SO 2, kwas siarkawy H 2 SO 3 i jego sole Kwas jodowodorowy HI, kwas bromowodorowy HBr, kwas chlorowodorowy HCl chlorek cyny(II) SnCl2, siarczan żelaza(II) FeSO4, siarczan manganu(II) MnSO4, siarczan chromu(III) Cr2 (SO4) 3 Kwas azotawy HNO 2, amoniak NH 3, hydrazyna N 2 H 4, tlenek azotu (II) NO Kwas fosforawy H 3 PO 3 Aldehydy, alkohole, kwasy mrówkowy i szczawiowy, glukoza Katoda podczas elektrolizy

Halogeny Nadmanganian potasu KMnO 4, manganian potasu K 2 MnO 4, tlenek manganu(IV) MnO 2 Dichromian potasu K 2 Cr 2 O 7 , chromian potasu K 2 CrO 4 Kwas azotowy HNO 3 Tlen O 2, ozon O 3, nadtlenek wodoru H 2 O 2 Kwas siarkowy H 2 SO 4 (stężony), kwas selenowy H 2 SeO 4 tlenek miedzi(II) CuO, tlenek srebra(I) Ag 2 O, tlenek ołowiu(IV) PbO 2 Jony metali szlachetnych (Ag +, Au 3+ itp.) Chlorek żelaza(III) FeCl 3 Podchloryny, chlorany i nadchlorany Aqua regia, mieszanina stężonych kwasów azotowego i fluorowodorowego Anoda podczas elektrolizy

Metoda wagi elektronicznej.

Aby wyrównać OVR, stosuje się kilka metod, z których teraz rozważymy jedną - metodę wagi elektronicznej.

Zapiszmy równanie reakcji aluminium z tlenem:

Al + O 2 = Al 2 O 3

Nie daj się zwieść prostocie tego równania. Naszym zadaniem jest zrozumienie metody, która w przyszłości pozwoli na wyrównanie znacznie bardziej złożonych reakcji.

Na czym zatem polega metoda wagi elektronicznej? Równowaga to równość. Dlatego należy wyrównać liczbę elektronów, które jeden pierwiastek oddaje, a drugi przyjmuje w danej reakcji. Początkowo ilość ta wygląda inaczej, co widać na podstawie różnych stopni utlenienia aluminium i tlenu:

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

Aluminium oddaje elektrony (zyskuje stopień pozytywny utlenianie), a tlen przyjmuje elektrony (uzyskuje ujemny stopień utlenienia). Aby uzyskać stopień utlenienia +3, atom glinu musi oddać 3 elektrony. Cząsteczka tlenu, aby przekształcić się w atomy tlenu o stopniu utlenienia -2, musi przyjąć 4 elektrony:

Al 0 - 3e- = Al +3

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

Aby liczba oddanych i odebranych elektronów była równa, pierwsze równanie należy pomnożyć przez 4, a drugie przez 3. Aby to zrobić, wystarczy przesunąć liczbę oddanych i odebranych elektronów w górę i w dół linie, jak pokazano na powyższym schemacie.

Jeśli teraz w równaniu umieścimy znaleziony współczynnik 4 przed czynnikiem redukującym (Al) i współczynnik 3, który znaleźliśmy przed utleniaczem (O 2), wówczas liczba oddanych i odebranych elektronów zostanie wyrównana i staje się równa 12. Osiągnięto równowagę elektroniczną. Można zauważyć, że przed produktem reakcji Al 2 O 3 wymagany jest współczynnik 2. Teraz równanie reakcji redoks jest wyrównane:

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

Wszystkie zalety metody wagi elektronicznej pojawiają się w bardziej złożonych przypadkach niż utlenianie aluminium tlenem.

Na przykład dobrze znany „nadmanganian potasu” - nadmanganian potasu KMnO 4 - jest silnym środkiem utleniającym ze względu na atom Mn na stopniu utlenienia +7. Nawet anion chlorowy Cl – oddaje mu elektron, zamieniając się w atom chloru. Jest to czasami wykorzystywane do produkcji chloru gazowego w laboratorium:

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

Stwórzmy schemat równowagi elektronicznej:

Mn +7 + 5e- = Mn +2

2Cl - - 2e- = Cl 2 0

Dwa i pięć to główne współczynniki równania, dzięki czemu można łatwo dobrać wszystkie pozostałe współczynniki. Przed Cl 2 należy umieścić współczynnik 5 (lub 2 × 5 = 10 przed KСl), a przed KMnO 4 - współczynnik 2. Wszystkie pozostałe współczynniki są powiązane z tymi dwoma współczynnikami. Jest to o wiele łatwiejsze niż działanie poprzez proste analizowanie liczb.

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

Aby wyrównać liczbę atomów K (12 atomów po lewej stronie), należy po prawej stronie równania przed K 2 SO 4 umieścić współczynnik 6. Wreszcie, aby wyrównać tlen i wodór, wystarczy umieścić współczynnik 8 przed H 2 SO 4 i H 2 O. Otrzymujemy równanie w jego ostatecznej formie.

Metoda wagi elektronicznej, jak widzimy, nie wyklucza zwykłego doboru współczynników w równaniach reakcji redoks, ale może znacznie ułatwić taki dobór.

Opracowanie równania reakcji miedzi z roztworem azotanu palladu(II). Zapiszmy wzory substancji początkowych i końcowych reakcji oraz pokażmy zmiany stopni utlenienia:

z czego wynika, że ​​dla środka redukującego i utleniacza współczynniki są równe 1. Końcowe równanie reakcji wygląda następująco:

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

Jak widać, elektrony nie pojawiają się w ogólnym równaniu reakcji.

Aby sprawdzić poprawność równania, liczymy liczbę atomów każdego pierwiastka po jego prawej i lewej stronie. Na przykład po prawej stronie znajduje się 6 atomów tlenu, po lewej stronie również 6 atomów; pallad 1 i 1; miedź to także 1 i 1. Oznacza to, że równanie jest napisane poprawnie.

Zapiszmy to równanie w postaci jonowej:

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

A po redukcji identycznych jonów otrzymamy

Cu + Pd 2+ = Cu 2+ + Pd

Opracowanie równania reakcji oddziaływania tlenku manganu(IV) ze stężonym kwasem solnym

(w wyniku tej reakcji w laboratorium powstaje chlor).

Zapiszmy wzory substancji wyjściowych i końcowych reakcji:

HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Pokażmy zmianę stopnia utlenienia atomów przed i po reakcji:

Ta reakcja jest reakcją redoks, ponieważ zmieniają się stopnie utlenienia atomów chloru i manganu. HCl jest środkiem redukującym, MnO 2 jest środkiem utleniającym. Tworzymy równania elektroniczne:

i znajdź współczynniki środka redukującego i utleniacza. Są one odpowiednio równe 2 i 1. Współczynnik 2 (a nie 1) ustala się, ponieważ 2 atomy chloru na stopniu utlenienia -1 oddają 2 elektrony. Współczynnik ten znajduje się już w równaniu elektronicznym:

2HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

Znajdujemy współczynniki dla innych reagujących substancji. Z równania elektroniczne widać, że na 2 mole HCl przypada 1 mol MnO 2. Biorąc jednak pod uwagę, że do związania powstałego podwójnie naładowanego jonu manganu potrzeba kolejnych 2 moli kwasu, przed reduktorem należy umieścić współczynnik 4. Otrzyma się wtedy 2 mole wody. Ostateczne równanie jest

4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O

Sprawdzenie poprawności zapisu równania można ograniczyć do zliczenia liczby atomów jednego pierwiastka, np. chloru: po lewej stronie jest ich 4, a po prawej 2 + 2 = 4.

Ponieważ metoda bilansu elektronowego przedstawia równania reakcji w postaci molekularnej, po zestawieniu i weryfikacji należy je zapisać w postaci jonowej.

Przepiszmy skompilowane równanie w postaci jonowej:

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

i po odrzuceniu identycznych jonów po obu stronach równania otrzymujemy

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

Opracowanie równania reakcji oddziaływania siarkowodoru z zakwaszonym roztworem nadmanganianu potasu.

Napiszmy schemat reakcji - wzory substancji wyjściowych i powstałych:

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

Następnie pokazujemy zmianę stopni utlenienia atomów przed i po reakcji:

Zmieniają się stopnie utlenienia atomów siarki i manganu (H 2 S jest środkiem redukującym, KMnO 4 jest środkiem utleniającym). Układamy równania elektroniczne, tj. Przedstawiamy procesy utraty i wzmocnienia elektronów:

Na koniec znajdujemy współczynniki dla środka utleniającego i reduktora, a następnie dla pozostałych reagentów. Z równań elektronicznych jasno wynika, że ​​​​musimy wziąć 5 moli H 2 S i 2 mole KMnO 4, następnie otrzymamy 5 moli atomów S i 2 mole MnSO 4. Ponadto z porównania atomów po lewej i prawej stronie równania stwierdzamy, że powstaje również 1 mol K 2 SO 4 i 8 moli wody. Ostateczne równanie reakcji będzie wyglądało

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

Poprawność zapisu równania potwierdza się poprzez zliczenie atomów jednego pierwiastka, np. tlenu; po lewej stronie jest 2 4 + 3 4 = 20, a po prawej stronie 2 4 + 4 + 8 = 20.

Przepisujemy równanie w postaci jonowej:

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

Wiadomo, że poprawnie zapisane równanie reakcji jest wyrazem prawa zachowania masy substancji. Dlatego liczba tych samych atomów w materiałach wyjściowych i produktach reakcji musi być taka sama. Należy także oszczędzać opłaty. Suma ładunków substancji wyjściowych musi być zawsze równa sumie ładunków produktów reakcji.

Metoda bilansu elektronowo-jonowego jest bardziej uniwersalna w porównaniu do metody bilansu elektronowego i ma niezaprzeczalną przewagę w doborze współczynników w wielu reakcjach redoks, w szczególności z udziałem związki organiczne, w którym nawet procedura określania stopni utlenienia jest bardzo złożona.

Klasyfikacja OVR

Istnieją trzy główne typy reakcji redoks:

1) Międzycząsteczkowe reakcje utleniania i redukcji
(kiedy utleniacz i reduktor są różnymi substancjami);

2) Reakcje dysproporcjonowania
(kiedy ta sama substancja może służyć jako środek utleniający i reduktor);

3) Wewnątrzcząsteczkowe reakcje utleniania i redukcji
(kiedy jedna część cząsteczki działa jako środek utleniający, a druga jako środek redukujący).>

Przyjrzyjmy się przykładom trzech typów reakcji.

1. Międzycząsteczkowe reakcje utleniania i redukcji to wszystkie reakcje, które omówiliśmy już w tym akapicie.
Przyjrzyjmy się trochę więcej trudny przypadek, gdy nie cały utleniacz może zostać zużyty w reakcji, ponieważ jego część bierze udział w zwykłej reakcji wymiany nieredoksowej:

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

Część cząstek NO 3 - uczestniczy w reakcji jako środek utleniający, wytwarzając tlenek azotu NO, a część jonów NO 3 - przechodzi w niezmienionej postaci do związku miedzi Cu(NO 3) 2. Stwórzmy wagę elektroniczną:

Cu 0 - 2e- = Cu +2

N +5 + 3e- = N +2

Umieśćmy współczynnik 3 znaleziony dla miedzi przed Cu i Cu(NO 3) 2. Ale współczynnik 2 należy umieścić tylko przed NO, ponieważ cały zawarty w nim azot brał udział w reakcji redoks. Błędem byłoby umieszczanie współczynnika 2 przed HNO 3, ponieważ w skład tej substancji wchodzą także te atomy azotu, które nie biorą udziału w procesie utleniania-redukcji i są częścią produktu Cu(NO 3) 2 (cząstki NO 3 - tutaj czasami nazywany „jonem” -obserwatorem).

Pozostałe współczynniki można łatwo dobrać korzystając z już znalezionych:

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

2. Reakcje dysproporcjonowania zachodzą, gdy cząsteczki tej samej substancji są zdolne do wzajemnego utleniania i redukcji. Staje się to możliwe, jeśli substancja zawiera atomy dowolnego pierwiastka na pośrednim stopniu utlenienia.

W konsekwencji stopień utlenienia może się zmniejszyć lub zwiększyć. Na przykład:

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

Reakcję tę można traktować jako reakcję pomiędzy HNO 2 i HNO 2 jako środkiem utleniającym i reduktorem, stosując metodę równowagi elektronowej:

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

Otrzymujemy równanie:

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

Lub dodając do siebie mole HNO 2:

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

Wewnątrzcząsteczkowe reakcje utleniania i redukcji zachodzą, gdy atomy utleniające i atomy redukujące sąsiadują ze sobą w cząsteczce. Rozważ rozkład sól bertholetowa KClO 3 po podgrzaniu:

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

Równanie to spełnia również wymóg wagi elektronicznej:

Cl +5 + 6e- = Cl -

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

Tutaj pojawia się trudność - który z dwóch znalezionych współczynników należy postawić przed KClO 3 - wszak cząsteczka ta zawiera zarówno środek utleniający, jak i reduktor?

W takich przypadkach znalezione współczynniki umieszcza się przed iloczynami:

KClO3 = 2KCl + 3O2

Teraz jest jasne, że KClO 3 musi być poprzedzone współczynnikiem 2.

2KClO3 = 2KCl + 3O2

Wewnątrzcząsteczkowa reakcja rozkładu soli bertolletowej pod wpływem ogrzewania jest wykorzystywana do produkcji tlenu w laboratorium.

Metoda półreakcji

Jak sama nazwa wskazuje, metoda ta polega na sporządzeniu równań jonowych dla procesu utleniania i procesu redukcji, a następnie zsumowaniu ich w równanie ogólne.
Jako przykład utwórzmy równanie dla tej samej reakcji, która została wykorzystana do wyjaśnienia metody wagi elektronicznej.
Kiedy siarkowodór H2S przepuszcza się przez zakwaszony roztwór nadmanganianu potasu KMnO4, szkarłatny kolor znika, a roztwór staje się mętny.
Doświadczenie pokazuje, że zmętnienie roztworu następuje na skutek tworzenia się siarki elementarnej, tj. przebieg procesu:

H2S → S + 2H +

Schemat ten jest równy liczbie atomów. Aby wyrównać liczbę ładunków, należy odjąć dwa elektrony od lewej strony diagramu, po czym strzałkę można zastąpić znakiem równości:

H. 2 S - 2е - = S + 2H +

Jest to pierwsza półreakcja - proces utleniania środka redukującego H2S.

Zabarwienie roztworu związane jest z przejściem jonu MnO 4 - (ma szkarłatną barwę) w jon Mn 2+ (prawie bezbarwny i tylko przy wysokich stężeniach ma lekko różową barwę), co można wyrazić poprzez diagram

MnO 4 - → Mn 2+

W roztworze kwaśnym tlen będący częścią jonów MnO 4 wraz z jonami wodoru ostatecznie tworzy wodę. Dlatego zapisujemy proces przejścia w następujący sposób:

MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O

Aby zastąpić strzałkę znakiem równości, ładunki również muszą zostać wyrównane. Ponieważ substancje początkowe mają siedem ładunków dodatnich (7+), a substancje końcowe dwa ładunki dodatnie (2+), to aby spełnić warunek zachowania ładunków, należy dodać po lewej stronie diagramu pięć elektronów:

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

Jest to druga reakcja połowiczna – proces redukcji środka utleniającego, tj. jon nadmanganianowy

Kompilować równanie ogólne reakcji, konieczne jest dodanie równań reakcji półreakcji termin po wyrazie, po wcześniejszym wyrównaniu liczby elektronów oddanych i odebranych. W tym przypadku, zgodnie z zasadami znajdowania najmniejszej wielokrotności, wyznaczane są odpowiednie współczynniki, przez które mnożone są równania półreakcji. Skrócona forma jest następująca:

I redukując o 10H +, w końcu otrzymujemy

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

Sprawdzamy poprawność równania skompilowanego w postaci jonowej: liczba atomów tlenu po lewej stronie wynosi 8, po prawej stronie 8; liczba ładunków: po lewej stronie (2-)+(6+) = 4+, po prawej stronie 2(2+) = 4+. Równanie jest napisane poprawnie, ponieważ atomy i ładunki są równe.

Stosując metodę półreakcji, równanie reakcji jest zestawiane w postaci jonowej. Aby przejść od niego do równania w postaci molekularnej, robimy to: po lewej stronie równania jonowego wybieramy odpowiedni kation dla każdego anionu i dla każdego kationu - anion. Następnie zapisujemy te same jony w tej samej liczbie po prawej stronie równania, po czym łączymy jony w cząsteczki:

Zatem zestawianie równań reakcji redoks metodą półreakcji prowadzi do tego samego wyniku, co metoda równowagi elektronowej.

Porównajmy obie metody. Zaletą metody półreakcji w porównaniu z metodą wagi elektronicznej jest to, że. że wykorzystuje nie hipotetyczne jony, ale faktycznie istniejące. Tak naprawdę w roztworze nie ma jonów, ale jony są.

W przypadku metody półreakcji nie jest konieczna znajomość stopnia utlenienia atomów.

Zapisanie poszczególnych równań półreakcji jonowej jest niezbędne do zrozumienia procesów chemicznych zachodzących w ogniwie galwanicznym i elektrolizie. Dzięki tej metodzie widoczna jest rola otoczenia jako aktywnego uczestnika całego procesu. Wreszcie, stosując metodę półreakcji, nie trzeba znać wszystkich powstałych substancji; pojawiają się one w równaniu reakcji, gdy jest ono wyprowadzane. Dlatego przy sporządzaniu równań dla wszystkich reakcji redoks zachodzących w roztworach wodnych należy preferować metodę reakcji połówkowych i stosować ją.

PODSTAWY CHEMII TEORETYCZNEJ

10. Reakcje redoks

Reakcje redoks w roztworach.

Reakcje chemiczne zachodzące wraz ze zmianą stopnia utlenienia pierwiastków tworzących reagujące substancje nazywane są redoks.

Utlenianie

- to proces oddawania elektronów przez atom, cząsteczkę lub jon. Jeśli atom oddaje swoje elektrony, zyskuje ładunek dodatni: l - , oddaje 1 elektron, wówczas staje się atomem obojętnym:

Jeśli dodatnio naładowany jon lub atom oddaje elektrony, wówczas wielkość jego ładunku dodatniego wzrasta w zależności od liczby oddanych elektronów:

Redukcja to proces pozyskiwania elektronów przez atom, cząsteczkę lub jon.

Jeśli atom zdobędzie elektrony, następnie zamienia się w ujemnie naładowany jon:

Jeśli dodatnio naładowany jon przyjmuje elektrony, jego ładunek maleje:

lub może przejść do neutralnego atomu:

Środek utleniający

przyjmowania elektronów. Restaurator jest atomem, cząsteczką lub jonem, oddawanie elektronów.

Utleniacz

podczas reakcji ulega redukcji, środek redukujący ulega utlenieniu.

Należy pamiętać, że traktowanie utleniania (redukcji) jako procesu oddawania (i przyjmowania) elektronów przez atomy lub jony nie zawsze odzwierciedla rzeczywistą sytuację, gdyż w wielu przypadkach nie dochodzi do całkowitego przeniesienia elektronów, a jedynie przesunięcie chmurę elektronów z jednego atomu na drugi.

Jednakże przy sporządzaniu równań reakcji redoks nie jest istotne, jakie wiązanie zostanie utworzone – jonowe czy kowalencyjne. Dlatego dla uproszczenia będziemy mówić o dodaniu lub oddaniu elektronów, niezależnie od rodzaju wiązania.

Wyznaczanie współczynników stechiometrycznych w równaniach reakcji redoks. Tworząc równanie reakcji redoks, konieczne jest określenie środka redukującego, środka utleniającego oraz liczby oddanych i odebranych elektronów. Z reguły współczynniki dobierane są dowolną z tych metod waga elektroniczna

, lub metoda równowaga elektronowo-jonowa (czasami ta druga metoda nazywana jest metodą reakcje połowiczne ).

Jako przykład zestawiania równań reakcji redoks rozważmy proces utleniania pirytu stężonym kwasem azotowym.

Przede wszystkim określmy produkty reakcji.

HNO3 jest silnym utleniaczem, więc siarka utleni się do maksymalnego stopnia utlenienia S 6+ i żelazo - do Fe 3+, natomiast HNO 3 może odzyskać do NIE lub NIE2. Wybierzemy NIE:

Gdzie będzie zlokalizowany

H2O (po lewej czy prawej stronie), jeszcze nie wiemy.

1. Najpierw zastosuj metoda równowagi elektronowo-jonowej

(półreakcje). Metoda ta uwzględnia przeniesienie elektronów z jednego atomu lub jonu na drugi, biorąc pod uwagę charakter ośrodka (kwaśny, zasadowy lub obojętny), w którym zachodzi reakcja.

Podczas zestawiania równań procesów utleniania i redukcji, aby wyrównać liczbę atomów wodoru i tlenu, wprowadza się cząsteczki wody lub jony wodoru (w zależności od ośrodka) (jeśli środowisko jest kwaśne), lub cząsteczki wody i jony wodorotlenkowe (jeśli środowisko jest zasadowe). Odpowiednio w powstałych produktach po prawej stronie równania elektron-jon będą znajdować się jony wodoru i cząsteczki wody (środowisko kwaśne) lub jony wodorotlenkowe i cząsteczki wody (środowisko zasadowe).

To jest Pisząc równania elektron-jon, należy opierać się na składzie jonów faktycznie obecnych w roztworze. Ponadto, podobnie jak przy sporządzaniu skróconych równań jonowych, substancje są słabo zdysocjowane, słabo rozpuszczalne lub uwalniane w postaci gazu należy zapisać w formie molekularnej.

Rozważmy półreakcję utleniania w naszym przypadku. Cząsteczka

FeS 2 zamienia się w jon Fe 3+ (F e(NO 3) 3 całkowicie dysocjuje na jony, pomijamy hydrolizę) i dwa jony TAK 4 2 - (dysocjacja H 2 SO 4):

Aby wyrównać tlen, dodaj 8 cząsteczek H po lewej stronie

2 O, i po prawej - 16 jonów H+ (środowisko kwaśne):

Ładunek po lewej stronie wynosi 0, ładunek po prawej stronie wynosi +15, więc

FeS 2 musi oddać 15 elektronów:

Rozważmy teraz półreakcję redukcji jonu azotanowego:

Trzeba zabrać

NR 3 2 atomy O. Aby to zrobić, dodaj 4 jony H po lewej stronie 1+ (środowisko kwaśne), a po prawej - 2 cząsteczki H 2 O:

Aby wyrównać ładunek po lewej stronie (charge

+3) dodaj 3 elektrony:

Wreszcie mamy:

Skracając obie części o 16H

+ i 8H 2 Och, otrzymujemy skrócone równanie jonowe dla reakcji redoks:

Dodając odpowiednią liczbę jonów po obu stronach równania

NR 3 - i H+ znajdujemy molekularne równanie reakcji:

Należy pamiętać, że nigdy nie trzeba było określać stopnia utlenienia pierwiastków, aby określić liczbę oddanych i odebranych elektronów. Dodatkowo uwzględniliśmy wpływ środowiska i automatycznie ustaliliśmy, że H

2 O jest po prawej stronie równania. Pewne jest, że jest to metoda znacznie bardziej zgodna ze znaczeniem chemicznym niż standardowa metoda wagi elektronicznej, chociaż to drugie jest nieco łatwiejsze do zrozumienia.

2. Wyrównajmy tę reakcję za pomocą metody waga elektroniczna . Proces odzyskiwania opisano:

Trudniej jest sporządzić schemat utleniania, ponieważ dwa pierwiastki utleniają się jednocześnie -

Fe i S. Możemy przypisać stopień utlenienia 2+ żelazu, 1- siarki i wziąć pod uwagę, że na atom Fe przypadają dwa atomy S:

Można jednak zrezygnować z oznaczania stopni utlenienia i zapisać wykres przypominający wykres

Prawa strona ma ładunek +15, lewa - 0, tzw

FeS 2 musi oddać 15 elektronów. Rejestrujemy saldo całkowite:

pięć cząsteczek HNO

3 przejdź do utleniania FeS2, i trzy kolejne cząsteczki HNO3 niezbędne do edukacji Fe(NO 3) 3:

Aby wyrównać wodór i tlen, dodajemy dwie cząsteczki H po prawej stronie

2 O:

Metoda bilansu elektronowo-jonowego jest bardziej uniwersalna w porównaniu do metody bilansu elektronicznego i ma niezaprzeczalną przewagę w doborze współczynników

W wiele reakcji redoks, w szczególności z udziałem związków organicznych, w których nawet procedura oznaczania stopni utlenienia jest bardzo złożona.

Rozważmy na przykład proces utleniania etylenu, który zachodzi podczas jego przepuszczania roztwór wodny nadmanganian potasu. W rezultacie etylen utlenia się do glikolu etylenowego HO-

CH 2 - CH 2 -OH, a nadmanganian jest dodatkowo redukowany do tlenku manganu (IV), jak będzie oczywiste równanie końcowe równowagi, po prawej stronie tworzy się również wodorotlenek potasu:

Po dokonaniu niezbędnych redukcji podobnych wyrazów zapisujemy równanie w jego ostatecznej formie molekularnej

Potencjały standardowe dla reakcji redoks.

Możliwość wystąpienia jakiejkolwiek reakcji redoks w warunkach rzeczywistych wynika z kilku przyczyn: temperatury, charakteru utleniacza i reduktora, kwasowości środowiska, stężenia substancji biorących udział w reakcji itp. Może to być trudno wziąć pod uwagę wszystkie te czynniki, ale pamiętając o tym Każda reakcja redoks zachodzi wraz z przeniesieniem elektronów ze środka redukującego do środka utleniającego, można ustalić kryterium możliwości takiej reakcji.

Ilościowe cechy procesów redoks to: normalne potencjały redoks środków utleniających i redukujących (Lub standardowe potencjały elektrody).

Aby zrozumieć fizykochemiczne znaczenie takich potencjałów, należy przeanalizować tzw. procesy elektrochemiczne.

Procesy chemiczne, którym towarzyszy wygląd prąd elektryczny lub spowodowane przez nie nazywane są elektrochemicznymi.

Aby zrozumieć naturę procesów elektrochemicznych, rozważmy kilka dość prostych sytuacji. Wyobraźmy sobie metalową płytkę zanurzoną w wodzie. Pod wpływem cząsteczki polarne W obecności wody jony metali oddzielają się od powierzchni płytki i po uwodnieniu przechodzą do fazy ciekłej. Ten ostatni jest naładowany dodatnio i metalowy talerz pojawia się nadmiar elektronów. Im dalej postępuje proces, tym większy staje się ładunek

, zarówno płytka, jak i faza ciekła.

W wyniku elektrostatycznego przyciągania kationów roztworu i nadmiaru elektronów metali na granicy faz pojawia się tzw. podwójna warstwa elektryczna, która utrudnia dalsze przejście jonów metali do fazy ciekłej. Wreszcie nadchodzi moment, w którym między roztworem a metalową płytką ustala się równowaga, co można wyrazić równaniem:

lub biorąc pod uwagę uwodnienie jonów w roztworze:

Stan tej równowagi zależy od charakteru metalu, stężenia jego jonów w roztworze, temperatury i

ciśnienie.

Kiedy metal zanurza się nie w wodzie, lecz w roztworze soli tego metalu, równowaga zgodnie z zasadą Le Chateliera przesuwa się w lewo i im większe jest stężenie jonów metalu w roztworze, tym większe jest stężenie . Metale aktywne, których jony mają dobrą zdolność do rozpuszczania się, będą w tym przypadku naładowane ujemnie, choć w mniejszym stopniu niż w czystej wodzie.

Równowaga może zostać przesunięta w prawo, jeśli elektrony zostaną usunięte z metalu w taki czy inny sposób. Spowoduje to rozpuszczenie metalowej płytki. I odwrotnie, jeśli elektrony zostaną dostarczone na metalową płytkę z zewnątrz, wówczas osadzą się na niej jony

z rozwiązanie.

Kiedy metal zanurza się w roztworze, na granicy faz tworzy się podwójna warstwa elektryczna. Różnica potencjałów powstająca pomiędzy metalem a otaczającą fazą ciekłą nazywana jest potencjałem elektrody. Potencjał ten jest cechą charakterystyczną zdolności redoks metalu w postaci fazy stałej.

W izolowanym atomie metalu (stan pary jednoatomowej występujący w wysokich temperaturach i wysokie stopnie rozrzedzenie) właściwości redoks charakteryzują się inną wielkością zwaną potencjałem jonizacyjnym. Potencjał jonizacji to energia potrzebna do usunięcia elektronu z izolowanego atomu.

Wartości bezwzględnej potencjału elektrody nie można zmierzyć bezpośrednio. Jednocześnie pomiar różnicy potencjałów elektrody występującej w układzie składającym się z dwóch par metal-roztwór nie jest trudny. Takie pary nazywane są półelementy . Uzgodniliśmy, że należy wyznaczyć potencjały elektrodowe metali w stosunku do tzw. standardowej elektrody wodorowej, której potencjał arbitralnie przyjęto jako zerowy. Standardowa elektroda wodorowa składa się ze specjalnie przygotowanej płytki platynowej zanurzonej w roztworze kwasu o stężeniu jonów wodorowych 1 mol/l i przemytej strumieniem gazowego wodoru pod ciśnieniem 10°C

5 Pa, w temperaturze 25°C.

Zakres standardowych potencjałów elektrod.

Jeśli metalową płytkę zanurzoną w roztworze jej soli o stężeniu jonów metalu równym 1 mol/l połączymy ze standardową elektrodą wodorową, otrzymamy ogniwo galwaniczne. Charakteryzuje się siłą elektromotoryczną tego pierwiastka (EMF), mierzoną w temperaturze 25 °C standard potencjał elektrody metal, zwykle oznaczane jako E°.

Potencjały standardowe elektrod działających jako środki redukujące w odniesieniu do wodoru mają znak „-”, a znak „+” mają potencjały standardowe elektrod działających jako środki utleniające.

Metale ułożone w kolejności rosnącej według ich standardowych potencjałów elektrod tworzą tzw Szereg napięć elektrochemicznych metali :Li, Rb, K, Va, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

Charakteryzuje się wieloma naprężeniami Właściwości chemiczne metale:

1. Im bardziej ujemny potencjał elektrody metalu, tym większa jest jego zdolność redukcyjna.

2. Każdy metal jest w stanie wypierać (redukować) z roztworów soli te metale, które w nim stoją szereg elektrochemiczny po nim naprężenia metalu.

3. Wszystkie metale, które mają ujemny potencjał elektrody standardowej, tj. znajdujące się w szeregu elektrochemicznym napięć metali na lewo od wodoru, są w stanie wyprzeć go z roztworów kwasowych.

Podobnie jak w przypadku wyznaczania wartości E° metali, wartości E° niemetali mierzy się w temperaturze 25°C i przy stężeniu wszystkich atomów i cząsteczek biorących udział w równowadze równym 1 mol/ l.

Wartość algebraiczna standardowego potencjału redoks charakteryzuje aktywność oksydacyjną odpowiedniej utlenionej formy. Dlatego Porównanie wartości standardowych potencjałów redoks pozwala odpowiedzieć na pytanie: czy zachodzi ta czy inna reakcja redoks?

Ilościowym kryterium oceny możliwości wystąpienia określonej reakcji redoks jest wartość dodatnia różnice w standardowych potencjałach redoks półreakcji utleniania i redukcji.

Elektroliza roztworów.

Zespół reakcji redoks zachodzących na elektrodach w roztworach lub stopionych elektrolitach, gdy przepływa przez nie prąd elektryczny, nazywa się elektrolizą.

Na katodzie źródła prądu zachodzi zatem proces przenoszenia elektronów na kationy z roztworu lub stopu katoda jest „czynnikiem redukującym”. Dlatego na anodzie elektrony są oddawane przez aniony anoda jest „czynnikiem utleniającym”.

Podczas elektrolizy mogą zachodzić konkurencyjne procesy zarówno na anodzie, jak i katodzie.

Gdy elektrolizę przeprowadza się przy użyciu obojętnej (niezużywalnej) anody (na przykład grafitu lub platyny), z reguły konkurują ze sobą dwa procesy utleniania i dwa procesy redukcji:

na anodzie - utlenianie anionów i jonów wodorotlenkowych,

na katodzie - redukcja kationów i jonów wodorowych.

Gdy elektrolizę prowadzi się przy użyciu aktywnej (zużywającej się) anody, proces staje się bardziej skomplikowany, a konkurencyjne reakcje na elektrodach to:

na anodzie - utlenianie anionów i jonów wodorotlenkowych, anodowe rozpuszczanie metalu - materiału anody;

na katodzie - redukcja kationów soli i jonów wodorowych, redukcja kationów metali uzyskana poprzez rozpuszczenie anody.

Wybierając najbardziej prawdopodobny proces na anodzie i katodzie należy wyjść z założenia, że ​​zajdzie reakcja wymagająca najmniejszej ilości energii. Dodatkowo, aby wybrać najbardziej prawdopodobny proces na anodzie i katodzie podczas elektrolizy roztworów soli elektrodą obojętną, stosuje się następujące zasady:

Na anodzie mogą tworzyć się następujące produkty: a) podczas elektrolizy roztworów zawierających aniony F - , SO 4 2- , N O 3 - , RO 4 3 - , a także roztwory alkaliczne, uwalniany jest tlen; b) podczas utleniania anionów C l - , Vr - , I-uwalniają się odpowiednio chlor, brom i jod;c) podczas utleniania anionów kwasów organicznych zachodzi proces:

2. Podczas elektrolizy roztworów soli zawierających jony znajdujących się w szeregu napięciowym na lewo od Al

3+ , na katodzie wydziela się wodór; jeśli jon znajduje się w szeregu napięcia na prawo od wodoru, wówczas na katodzie osadza się metal.

3. Podczas elektrolizy roztworów soli zawierających jony znajdujące się w zakresie napięć pomiędzy

Al+ i H+ na katodzie mogą zachodzić konkurencyjne procesy zarówno redukcji kationów, jak i wydzielania wodoru.

Rozważmy jako przykład elektrolizę wodnego roztworu chlorku miedzi na elektrodach obojętnych. W roztworze znajdują się jony Cu

2+ i 2Cl - które pod wpływem prądu elektrycznego kierowane są na odpowiednie elektrody:

Na katodzie wydziela się metaliczna miedź, a na anodzie gazowy chlor.

Jeśli w rozważanym przykładzie elektrolizy roztworu

CuCl2 weź płytkę miedzianą jako anodę, wówczas miedź zostanie uwolniona na katodzie i na anodzie, gdzie zachodzą procesy utleniania, zamiast wyładowywać jony C l - i uwolnienie chloru następuje utlenianie anody (miedzi). W tym przypadku sama anoda rozpuszcza się w postaci jonów Cuprzechodzi do rozwiązania. Elektroliza CuCl2 z rozpuszczalną anodą można zapisać w następujący sposób:

Elektroliza roztworów soli z rozpuszczalną anodą sprowadza się do utlenienia materiału anody (jego rozpuszczenia) i towarzyszy mu przeniesienie metalu z anody na katodę. Właściwość ta jest szeroko stosowana w procesie rafinacji (oczyszczania) metali z zanieczyszczeń.

Elektroliza stopów. Aby otrzymać metale wysokoaktywne (sód, glin, magnez, wapń itp.), które łatwo oddziałują z wodą, stosuje się elektrolizę stopionych soli lub tlenków:

Jeśli przepuścisz prąd elektryczny przez wodny roztwór soli aktywny metal I kwas utleniony, wówczas ani kationy metali, ani jony reszty kwasowej nie są uwalniane. Na katodzie wydziela się wodór,

i dalej anoda zawiera tlen, a elektroliza sprowadza się do elektrolitycznego rozkładu wody.

Elektroliza roztworów elektrolitów jest energetycznie korzystniejsza niż stopienie, ponieważ elektrolity - sole i zasady - topią się w bardzo wysokich temperaturach.

Prawo elektrolizy Faradaya.

Zależność ilości substancji powstałej pod wpływem prądu elektrycznego od czasu, natężenia prądu i charakteru elektrolitu można ustalić na podstawie uogólnionego Prawo Faradaya :

Gdzie T - masa substancji powstałej podczas elektrolizy (g); E jest równoważną masą substancji (g/mol); M - masa cząsteczkowa substancje (g/mol); P- liczba elektronów oddanych lub odebranych;

I - siła prądu (A); T- czas trwania procesu(Z); F – stała Faradaya,charakteryzujący ilość energii elektrycznej potrzebną do uwolnienia 1 równoważnej masy substancji(F= 96 500 C/mol = 26,8 A×h/mol).