ОСНОВИ НА ТЕОРЕТИЧНАТА ХИМИЯ

10. Редокс реакции

Редокс реакции в разтвори.

Химичните реакции, протичащи с промяна в степента на окисление на елементите, които съставляват реагентите, се наричат ​​редокс.

Окисление

- това е процес на отхвърляне на електрони от атом, молекула или йон. Ако един атом отдаде своите електрони, тогава той придобива положителен заряд: l - , дарява 1 електрон, след което става неутрален атом:

Ако положително зареден йон или атом дарява електрони, тогава стойността на неговия положителен заряд се увеличава в зависимост от броя на дарените електрони:

Редукцията е процесът на прикрепване на електрони към атом, молекула или йон.

Ако един атом прикрепи електрони, след това се превръща в отрицателно зареден йон:

Ако положително зареден йон приеме електрони, тогава стойността на неговия заряд намалява:

или може да отиде до неутрален атом:

Окислител

приемане на електрони. Реставратор е атом, молекула или йон, даряване на електрони.

Окислител

в хода на реакцията редуциран, редуциращ агент - окислен.

Трябва да се помни, че разглеждането на окислението (редукцията) като процес на отдаване (и приемане) на електрони от атоми или йони не винаги отразява истинската ситуация, тъй като в много случаи няма пълен трансфер на електрони, а само изместване на електронния облак от един атом в друг.

За съставянето на уравненията на редокс реакциите обаче не е от съществено значение коя връзка се образува в този случай – йонна или ковалентна. Следователно, за простота, ще говорим за свързването или освобождаването на електрони, независимо от вида на връзката.

Определяне на стехиометрични коефициенти в уравненията на редокс реакции. При съставянето на уравнението за окислително-редукционната реакция е необходимо да се определи редукторът, окислителят и броят на подадените и получени електрони. По правило коефициентите се избират по един от двата метода електронен баланс

, всеки метод електронно-йонен баланс (понякога последното се нарича метод полуреакции ).

Като пример за съставяне на уравненията на редокс реакциите, нека разгледаме процеса на окисление на пирит с концентрирана азотна киселина.

Първо, нека дефинираме продуктите на реакцията.

HNO 3 е силен окислител, следователно сярата ще се окисли до максимално окислително състояние S 6+, а желязото - до Fe 3+, докато HNO 3 може да се възстанови доНЕ или НЕ 2. Ще изберем НЕ:

Къде ще бъде

H 2 O (от лявата или дясната страна), все още не знаем.

1. Да кандидатстваме първо метод за баланс на електронните йони

(полуреакции). Този метод разглежда прехода на електрони от един атом или йон към друг, като се взема предвид естеството на средата (киселинна, алкална или неутрална), в която протича реакцията.

При съставяне на уравненията на процесите на окисление и редукция, за изравняване на броя на водородните и кислородните атоми се въвеждат или водни молекули, и водородни йони (в зависимост от околната среда) (ако средата е кисела),или водни молекули и хидроксидни йони (ако средата е алкална).Съответно, получените продукти от дясната страна на електронно-йонното уравнение ще съдържат водородни йони и водни молекули (киселинна среда) или хидроксидни йони и водни молекули (алкална среда).

т.е. при писане на електронно-йонни уравнения трябва да се изхожда от състава на йоните, които реално присъстват в разтвора.Освен това, както при изготвянето на съкратени йонни уравнения, веществата са слабо дисоциирани, слабо разтворими или се отделят под формата на газ трябва да бъдат написани в молекулярна форма.

Нека разгледаме полуреакцията на окисление за нашия случай. Молекула

FeS 2 се превръща във Fe йон 3+ (F е (N О 3) 3 напълно дисоциира на йони, пренебрегваме хидролизата) и два йонаТАКА 4 2 - (дисоциация на H 2 SO 4):

За да се изравни кислорода, в лява странадобавете 8 молекули H

2 О, и вдясно - 16 Н йони+ (кисела среда):

Зарядът от лявата страна е 0, зарядът от дясната страна е +15, така че

FeS 2 трябва да дари 15 електрона:

Нека сега разгледаме полуреакцията на редукцията на нитратния йон:

Трябва да се отнеме от

N O 3 2 атома О. За да направите това, добавете 4 Н йона към лявата страна 1+ (кисела среда), а вдясно - 2 молекули H 2 Относно:

За да изравните заряда от лявата страна (зареждане

+3) добавете 3 електрона:

Накрая имаме:

Намаляване на двете части с 16N

+ и 8H 2 О, получаваме съкратеното йонно уравнение на редокс реакцията:

Като добавите към двете страни на уравнението съответния брой йони

НЕ 3 - и Н + намираме молекулярното уравнение на реакцията:

Моля, имайте предвид, че за да определите количеството на дадени и получени електрони, никога не е трябвало да определяте степента на окисление на елементите. В допълнение, ние взехме предвид влиянието на околната среда и автоматично определихме, че H

2 O е от дясната страна на уравнението. Няма съмнение, че този метод много повече в съответствие с химическия смисъл, отколкото стандартния метод за електронен баланс,въпреки че последното е малко по-лесно за разбиране.

2. Нека изравним тази реакция по метода електронен баланс ... Процесът на възстановяване е описан:

По-трудно е да се изготви схема на окисление, тъй като два елемента се окисляват наведнъж -

Fe и S. Можете да припишете степента на окисление на желязо 2+, сяра 1- и да вземете предвид, че има два S атома на Fe атом:

Възможно е обаче да се откаже от определянето на степените на окисление и да се напише схема, която прилича на схемата

Дясната страна има заряд +15, лявата - 0, т.е

FeS 2 трябва да дари 15 електрона. Записваме общия баланс:

пет молекули HNO

3 отидете на окисляване FeS 2, и още три молекули HNO 3 необходими за образованието Fe (NO 3) 3:

За да изравним водорода и кислорода, добавяме две молекули Н от дясната страна

2 Относно:

Методът на електронно-йонния баланс е по-универсален в сравнение с метода на електронния баланс и има неоспоримо предимство при избора на коефициенти

в много редокс реакции, по-специално включващи органични съединения, при което дори процедурата за определяне на степените на окисление е много сложна.

Помислете например за окисляването на етилена, което се случва при преминаването му воден разтворкалиев перманганат. В резултат етиленът се окислява до етиленгликол HO-

CH 2 - CH 2 -OH и перманганатът се редуцира до манганов (IV) оксид, освен това, както ще бъде очевидно от окончателното уравнение на баланса, калиевият хидроксид също се образува вдясно:

След извършване на необходимите редукции на такива термини, ние записваме уравнението в крайната молекулна форма

Стандартни потенциали на редокс реакции.

Възможността за всяка редокс реакция при реални условия се дължи на редица причини: температура, естество на окислителя и редуциращия агент, киселинността на средата, концентрацията на веществата, участващи в реакцията и т.н. е трудно да се вземат предвид всички тези фактори, но като се има предвид, че всяка окислително-редукционна реакция протича с прехвърляне на електрони от редуктора към окислителя, може да се установи критерий за възможността за такава реакция.

Количествените характеристики на окислително-редукционните процеси са нормални редокс потенциали на окислители и редуциращи агенти (или стандартни потенциалиелектроди).

За да се разбере физикохимичното значение на такива потенциали, е необходимо да се анализират така наречените електрохимични процеси.

Химически процеси, придружени от възникване електрически токили причинени от него се наричат ​​електрохимични.

За да разберем същността на електро химични процеси, нека се обърнем към разглеждането на няколко доста прости ситуации. Представете си метална плоча, потопена във вода. Под действието на полярните водни молекули металните йони се отделят от повърхността на плочата и хидратирани преминават в течната фаза. В този случай последният се зарежда положително и върху металната плоча се появява излишък от електрони. Колкото по-напред продължава процесът, толкова повече нараства таксата.

, както плочата, така и течната фаза.

Поради електростатичното привличане на катионите на разтвора и излишните метални електрони, на интерфейса се появява така нареченият двоен електрически слой, който инхибира по-нататъшния преход на метални йони в течна фаза. Накрая идва момент, в който се установява равновесие между разтвора и металната плоча, което може да се изрази с уравнението:

или като се вземе предвид хидратацията на йони в разтвор:

Състоянието на това равновесие зависи от естеството на метала, концентрацията на неговите йони в разтвора, от температурата и

налягане.

Когато металът е потопен не във вода, а в разтвор на сол на този метал, равновесието, в съответствие с принципа на Льо Шателие, се измества наляво и колкото повече, толкова по-висока е концентрацията на метални йони в разтвора. Активните метали, чиито йони имат добра способност да преминават в разтвор, в този случай ще бъдат заредени отрицателно, макар и в по-малка степен, отколкото в чистата вода.

Равновесието може да бъде изместено надясно чрез отстраняване на електроните от метала по един или друг начин. Това ще разтвори металната плоча. Напротив, ако към металната плоча се подават електрони отвън, тогава върху нея ще се случи отлагането на йони

от решение.

Когато металът е потопен в разтвор, на интерфейса се образува електрически двоен слой. Потенциалната разлика, възникваща между метала и околната течна фаза, се нарича електроден потенциал. Този потенциал е характеристика на окислително-редукционната способност на метала под формата на твърда фаза.

В изолиран метален атом (състояние на едноатомна пара, което възниква при високи температури и високи степени на разреждане) редокс свойствата се характеризират с различно количество, наречено йонизационен потенциал. Йонизационният потенциал е енергията, необходима за отделяне на електрон от изолиран атом.

Абсолютната стойност на електродния потенциал не може да бъде измерена директно. В същото време не е трудно да се измери разликата в електродните потенциали, която възниква в система, състояща се от две двойки метал-разтвор. Такива двойки се наричат полуклетки ... Ние се съгласихме да определим електродните потенциали на металите по отношение на така наречения стандартен водороден електрод, чийто потенциал произволно се приема за нула. Стандартният водороден електрод се състои от специално подготвена платинена плоча, потопена в киселинен разтвор с концентрация на водородни йони 1 mol/L и промита с поток от водороден газ при налягане 10

5 Pa, при температура 25 ° C.

Обхват от стандартни електродни потенциали.

Ако метална плоча, потопена в разтвор на нейната сол с концентрация на метални йони, равна на 1 mol / l, се свърже към стандартен водороден електрод, ще получите галванична клетка. Електродвижещата сила на този елемент (EMF), измерена при 25 ° C, характеризира стандартен електроден потенциал на метал,обикновено се обозначава като E°.

Стандартните потенциали на електродите, действащи като редуциращи агенти по отношение на водорода, имат знак "-", а знакът "+" има стандартни потенциали на електроди, които са окислители.

Металите, подредени във възходящ ред на стандартните им електродни потенциали, образуват т.нар електрохимични серии от метални напрежения :Li, Rb,К, уа, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

Редица напрежения характеризират Химични свойстваметали:

1. Колкото по-отрицателен е електродният потенциал на метала, толкова по-голяма е неговата редуцируемост.

2. Всеки метал е способен да измести (редуцира) от солевите разтвори онези метали, които са в електрохимичния ред на металните напрежения след него.

3. Всички метали, които имат отрицателен стандартен електроден потенциал, тоест тези, разположени в електрохимичния ред от метални напрежения вляво от водорода, са способни да го изместят от киселинни разтвори.

Както в случая на определяне на стойността на E ° на метали, стойностите на E ° на неметали се измерват при температура 25 ° C и при концентрация на всички атомни и молекулярни частици, участващи в равновесието, равна на 1 мол/л.

Алгебричната стойност на стандартния редокс потенциал характеризира окислителната активност на съответната окислена форма. Ето защо Сравнението на стойностите на стандартните редокс потенциали ни позволява да отговорим на въпроса: възниква ли тази или онази редокс реакция?

Количественият критерий за оценка на възможността за определена редокс реакция е положителна стойност на разликата между стандартните редокс потенциали на полуреакции на окисление и редукция.

Електролиза на разтвори.

Наборът от редокс реакции, които протичат върху електродите в разтвори или разтопени електролити при преминаване на електрически ток през тях, се нарича електролиза.

На катода на източника на ток протича процесът на прехвърляне на електрони към катиони от разтвор или стопилка, следователно катодът е "редуциращ агент".Следователно на анода се случва освобождаването на електрони от аниони анодът е „окислител“.

По време на електролизата могат да възникнат конкуриращи се процеси както на анода, така и на катода.

Когато електролизата се извършва с помощта на инертен (неконсумируем) анод (например графит или платина), като правило се конкурират два процеса на окисление и два процеса на редукция:

при анода - окисляване на аниони и хидроксидни йони,

при катода - редукция на катиони и водородни йони.

При извършване на електролиза с помощта на активен (консуматив) анод процесът е сложен и конкуриращите се реакции върху електродите са:

при анода - окисляване на аниони и хидроксидни йони, анодно разтваряне на метал - материалът на анода;

при катода - редукция на солевия катион и водородните йони, редукция на метални катиони, получени чрез разтваряне на анода.

При избора на най-вероятния процес на анода и катода трябва да се изхожда от позицията, че ще протече реакцията, за която е необходима най-малка консумация на енергия. Освен това, за да изберете най-вероятния процес на анода и катода по време на електролизата на солеви разтвори с инертен електрод, се използват следните правила:

На анода могат да се образуват следните продукти: а) при електролизата на разтвори, съдържащи аниони F -, SO 4 2-, NОколо 3 - , RO 4 3 - , както и разтвори на алкали, се отделя кислород; б) при окисляване на аниони Cл - , B r -, аз-отделят се съответно хлор, бром, йод;в) когато анионите на органичните киселини се окисляват, протича процесът:

2. При електролизата на разтвори на соли, съдържащи йони, разположени в поредицата от напрежения вляво от Al

3+ , на катода се отделя водород; ако един йон е разположен в серия от напрежения вдясно от водорода, тогава на катода се освобождава метал.

3. При електролизата на разтвори на соли, съдържащи йони, разположени в поредица от напрежения между

Al + и H + , на катода могат да се появят конкуриращи се процеси както на редукция на катиони, така и на отделяне на водород.

Нека разгледаме като пример електролизата на воден разтвор на меден хлорид върху инертни електроди. Разтворът съдържа Cu йони

2+ и 2Сl - които под действието на електрически ток се насочват към съответните електроди:

На катода се отделя метална мед, а на анода - хлорен газ.

Ако в разглеждания пример за електролиза на разтвор

CuCl 2 вземете медна плоча като анод, след което медта се освобождава на катода и на анода, където протичат окислителни процеси, вместо изпускане на C йонил - и отделянето на хлор, анодът (медта) се окислява. В този случай самият анод се разтваря и под формата на Cu йонипреминава в разтвор. Електролиза CuCl 2 с разтворим анод може да се запише по следния начин:

Електролизата на солеви разтвори с разтворим анод се свежда до окисляване на анодния материал (разтварянето му) и е придружено от прехвърляне на метал от анода към катода. Това свойство се използва широко при рафинирането (пречистването) на метали от замърсяване.

Електролиза на стопилки. За получаване на високоактивни метали (натрий, алуминий, магнезий, калций и др.), които лесно взаимодействат с вода, се използва електролиза на разтопени соли или оксиди:

Ако електрически ток се пропусне през воден разтвор на активна метална сол и кислородна киселина, тогава нито металните катиони, нито йоните на киселинния остатък не се изхвърлят. На катода се отделя водород,

и нататък анодът е кислород, а електролизата се свежда до електролитно разлагане на водата.

Електролизата на електролитните разтвори е енергийно по-благоприятна от тази на стопилките, тъй като електролитите - соли и основи - се топят при много високи температури.

Законът на Фарадей за електролизата.

Зависимостта на количеството вещество, образувано под действието на електрически ток, от времето, силата на тока и естеството на електролита може да се установи на базата на обобщен Законът на Фарадей :

където T -маса на веществото, образувано по време на електролизата (g); E е еквивалентната маса на веществото (g / mol); М - моларна масавещества (g / mol); NS- броят на дадените или получени електрони;

I - сила на тока (A); T - продължителност на процеса(с); F - константа на Фарадей,характеризиращ количеството електричество, необходимо за освобождаване на 1 еквивалентна маса от вещество(F = 96 500 C / mol = 26,8 A × h / mol).

Те включват реакции, при които реагиращите вещества обменят електрони, като същевременно променят степента на окисление на атомите на елементите, които съставляват реагиращите вещества.

Например:

Zn + 2H + → Zn 2+ + H 2,

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

По-голямата част от химичните реакции са редокс реакции, те играят изключително важна роля.

Окислението е процес на даряване на електрони от атом, молекула или йон.

Ако един атом дари своите електрони, тогава той придобива положителен заряд:

Например:

Al - 3e - = Al 3+

H2-2e- = 2H+

Окислението повишава степента на окисление.

Ако отрицателно зареден йон (заряд -1), например Cl -, отстъпи 1 електрон, тогава той става неутрален атом:

2Cl - - 2e - = Cl 2

Ако положително зареден йон или атом дарява електрони, тогава стойността на неговия положителен заряд се увеличава в зависимост от броя на дарените електрони:

Fe 2+ - e - = Fe 3+

Редукцията е процесът на прикрепване на електрони към атом, молекула или йон.

Ако един атом прикрепи електрони, тогава той се превръща в отрицателно зареден йон:

Например:

Сl 2 + 2- = 2Сl -

S + 2e - = S 2-

Ако положително зареден йон приеме електрони, тогава стойността на неговия заряд намалява:

Fe 3+ + e- = Fe 2+

или може да отиде до неутрален атом:

Fe 2+ + 2e- = Fe 0

Окислителят е атом, молекула или йон, който приема електрони. Редуциращ агент е атом, молекула или йон, който дарява електрони.

Окислителят се редуцира по време на реакцията, редуциращият агент се окислява.

Окислението винаги е придружено от редукция и обратно, редукцията винаги е свързана с окисляване, което може да се изрази с уравненията:

Редуциращ агент - e - ↔ Окислител

Окислител + e - ↔ Редуциращ агент

Следователно окислително-редукционните реакции са единство от два противоположни процеса – окисление и редукция

Най-важните редуциращи и окислителни агенти

Редуциращи агенти

Окислители

Метали, водород, въглища Въглероден оксид (II) CO Сероводород H 2 S, серен оксид (IV) SO 2, сярна киселина H 2 SO 3 и неговите соли Йодоводородна киселина HI, бромоводородна киселина HBr, солна киселина HCl Калай (II) хлорид SnCl 2, железен (II) сулфат FeSO 4, манган (II) сулфат MnSO 4, хром (III) сулфат Cr 2 (SO 4) 3 Азотна киселина HNO 2, амоняк NH 3, хидразин N 2 H 4, азотен оксид (II) NO Фосфорна киселина H 3 PO 3 Алдехиди, алкохоли, мравчена и оксалова киселини, глюкоза Катод за електролиза

Халогени Калиев перманганат KMnO 4, калиев манганат K 2 MnO 4, манганов (IV) оксид MnO 2 Калиев дихромат K 2 Cr 2 O 7, калиев хромат K 2 CrO 4 Азотна киселина HNO 3 Кислород O 2, озон O 3, водороден прекис Н 2 О 2 Сярна киселина H 2 SO 4 (конц.), Селенова киселина H 2 SeO 4 Меден (II) оксид CuO, сребърен (I) оксид Ag 2 O, оловен (IV) оксид PbO 2 Йони на благородни метали (Ag +, Au 3+ и др.) Железен (III) хлорид FeCl 3 Хипохлорити, хлорати и перхлорати Царска водка, смес от концентрирани азотни и флуороводородни киселини Анод за електролиза

Метод на електронен баланс.

За изравняване на ORR се използват няколко метода, от които засега ще разгледаме един - методът на електронния баланс.

Нека напишем уравнението за реакцията между алуминий и кислород:

Al + O 2 = Al 2 O 3

Не се заблуждавайте от простотата на това уравнение. Нашата задача е да измислим метод, който в бъдеще ще ви позволи да изравните много по-сложни реакции.

И така, какво представлява методът на електронния баланс? Балансът е равенство. Следователно броят на електроните, които един елемент отказва и друг елемент получава в тази реакция, трябва да бъде равен. Първоначално това число изглежда различно, което се вижда от различни степениокисление на алуминий и кислород:

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

Алуминият дарява електрони (придобива положително състояние на окисление), а кислородът приема електрони (придобива отрицателно състояние на окисление). За да получи степен на окисление +3, алуминиевият атом трябва да даде 3 електрона. Една кислородна молекула, за да се превърне в кислородни атоми със степен на окисление от -2, трябва да приеме 4 електрона:

Al 0 - 3e- = Al +3

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

За да се изравни броят на дадените и получени електрони, първото уравнение трябва да се умножи по 4, а второто по 3. За да направите това, достатъчно е да преместите броя на дадените и получени електрони срещу горния и долния ред, както е показано на диаграмата по-горе.

Ако сега в уравнението поставим коефициента 4, който намерихме пред редуктора (Al), и коефициента 3, който намерихме пред окислителя (O 2), тогава броят на дадените и получени електрони се изравнява и става равно на 12. Електронният баланс е постигнат. Вижда се, че преди реакционния продукт Al 2 O 3 е необходим фактор 2. Сега уравнението на редокс реакцията е равно на:

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

Всички предимства на метода на електронния баланс се проявяват в по-сложни случаи от окисляването на алуминия с кислород.

Например, добре познатият "калиев перманганат" - калиев перманганат KMnO 4 - е силен окислител поради Mn атома в степен на окисление +7. Дори хлорният анион Cl - му дава електрон, превръщайки се в хлорен атом. Понякога се използва за производство на хлорен газ в лабораторията:

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

Нека съставим диаграма на електронен баланс:

Mn +7 + 5e- = Mn +2

2Cl - - 2e- = Cl 2 0

Две и пет са основните коефициенти на уравнението, благодарение на които е лесно да се намерят всички останали коефициенти. Преди Cl 2 трябва да поставите коефициент 5 (или 2 × 5 = 10 пред KСl), а преди KMnO 4 - фактор 2. Всички останали фактори са обвързани с тези два фактора. Това е много по-лесно от простото изброяване на числа.

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

За да изравните броя на атомите К (12 атома отляво), трябва да поставите фактор 6 пред K 2 SO 4 от дясната страна на уравнението. Накрая, за да изравните кислорода и водорода, е достатъчно да поставите фактор 8 пред H 2 SO 4 и H 2 O. Получихме уравнението в окончателен вид.

Методът на електронния баланс, както виждаме, не изключва обичайния избор на коефициенти в уравненията на редокс реакциите, но може значително да улесни такъв подбор.

Съставяне на уравнението за реакцията на медта с разтвор на паладиев (II) нитрат. Нека запишем формулите на началните и крайните вещества на реакцията и да покажем промените в степените на окисление:

от което следва, че за редуциращ агент и окислител коефициентите са равни на 1. Крайното уравнение на реакцията:

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

Както може да се види, електроните не се появяват в общото уравнение на реакцията.

За да проверим правилността на съставеното уравнение, преброяваме броя на атомите на всеки елемент в дясната и лявата му страна. Например, от дясната страна има 6 кислородни атома, от лявата страна също има 6 атома; паладий 1 и 1; медта също е 1 и 1. Това означава, че уравнението е съставено правилно.

Пренаписваме това уравнение в йонна форма:

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

И след като намалим същите йони, получаваме

Cu + Pd 2+ = Cu 2+ + Pd

Формулиране на реакционното уравнение за взаимодействието на манганов (IV) оксид с концентрирана солна киселина

(с помощта на тази реакция в лабораторията се получава хлор).

Нека запишем формулите на началните и крайните вещества на реакцията:

НCl + МnО 2 → Сl 2 + MnСl 2 + Н 2 О

Нека покажем промяната в степените на окисление на атомите преди и след реакцията:

Тази реакция е редокс, тъй като степените на окисление на хлорните и мангановите атоми се променят. НCl е редуциращ агент, MnО 2 е окислител. Ние съставяме електронни уравнения:

и намерете коефициентите за редуктор и окислител. Те са съответно равни на 2 и 1. Коефициентът 2 (а не 1) се задава, тъй като 2 хлорни атома със степен на окисление -1 даряват 2 електрона. Този коефициент вече е в електронното уравнение:

2HCl + MnO 2 → Сl 2 + MnСl 2 + Н 2 О

Намираме коефициентите за други реагенти. От електронните уравнения се вижда, че за 2 mol HCl има 1 mol MnO2. Но като се има предвид, че за свързване на получения двойно зареден манганов йон са необходими още 2 mol киселина, пред редуциращия агент трябва да се постави фактор 4. Тогава водата ще се окаже 2 mol. Окончателното уравнение е

4НCl + МnО 2 = Сl 2 + MnСl 2 + 2Н 2 О

Проверката на правописа на уравнение може да се ограничи до преброяване на броя на атомите на един елемент, например хлор: 4 отляво и 2 + 2 = 4 отдясно.

Тъй като методът на електронния баланс изобразява уравненията на реакцията в молекулярна форма, след компилиране и проверка, те трябва да бъдат записани в йонна форма.

Нека пренапишем това уравнение в йонна форма:

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

и след премахване на идентични йони в двете страни на уравнението, получаваме

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

Формулиране на уравнението на реакцията за взаимодействие на сероводород с подкиселен разтвор на калиев перманганат.

Нека напишем реакционната схема - формулите на изходните и получените вещества:

Н 2 S + КМnO 4 + Н 2 SO 4 → S + МnSО 4 + К 2 SO 4 + Н 2 О

След това ще покажем промяната в степените на окисление на атомите преди и след реакцията:

Степента на окисление на атомите на сяра и манган се променя (H 2 S е редуциращ агент, KMnO 4 е окислител). Съставяме електронни уравнения, т.е. изобразяваме процесите на откат и прикрепване на електрони:

И накрая, намираме коефициентите за окислителя и редуктора, а след това и за другите реагенти. От електронните уравнения се вижда, че е необходимо да се вземат 5 mol Н 2 S и 2 mol КМnО 4, след което получаваме 5 mol S атоми и 2 mol МnSО 4. Освен това, като сравняваме атомите в лявата и дясната част на уравнението, откриваме, че също се образуват 1 mol K 2 SO 4 и 8 mol вода. Окончателното уравнение на реакцията ще бъде

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

Правилността на записването на уравнението се потвърждава чрез преброяване на атомите на един елемент, например кислород; от лявата им страна 2 4 + 3 4 = 20 и от дясната страна 2 4 + 4 + 8 = 20.

Пренаписваме уравнението в йонна форма:

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

Известно е, че правилно написано уравнение на реакцията е израз на закона за запазване на масата на веществата. Следователно броят на едни и същи атоми в изходните материали и реакционните продукти трябва да бъде еднакъв. Таксите също трябва да бъдат запазени. Сумата от зарядите на изходните материали винаги трябва да бъде равна на сумата от зарядите на реакционните продукти.

Методът на електронно-йонния баланс е по-гъвкав от метода на електронния баланс и има неоспоримо предимство при избора на коефициенти в много редокс реакции, по-специално с участието на органични съединения, при които дори процедурата за определяне на степените на окисление е много сложно.

OVR класификация

Има три основни типа редокс реакции:

1) Реакции на междумолекулно окисляване-редукция
(когато окислителят и редуциращият агент са различни вещества);

2) Реакции на диспропорциониране
(когато едно и също вещество може да служи като окислител и редуциращ агент);

3) Реакции на вътрешномолекулно окисляване-редукция
(когато една част от молекулата действа като окислител, а другата като редуциращ агент).>

Нека разгледаме примери за три вида реакции.

1. Реакциите на междумолекулно окисляване-редукция са всички реакции, които вече разгледахме в този параграф.
Помислете малко повече труден случай, когато не целият окислител може да се изразходва в реакцията, тъй като част от него участва в обичайната - нередокс обменна реакция:

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

Част от частиците NO 3 - участва в реакцията като окислител, давайки азотен оксид NO, а част от йоните NO 3 - непроменени, преминават в медното съединение Cu (NO 3) 2. Нека съставим електронен баланс:

Cu 0 - 2e- = Cu +2

N +5 + 3e- = N +2

Нека поставим коефициент 3, намерен за мед, пред Cu и Cu (NO 3) 2. Но коефициентът 2 трябва да се постави само пред NO, тъй като целият азот в него участва в редокс реакцията. Би било грешка да се постави коефициент 2 пред HNO 3, тъй като това вещество включва и онези азотни атоми, които не участват в окислително-редукционните процеси и са част от продукта Cu (NO 3) 2 (частици NO 3 - тук понякога се нарича "йон-наблюдател").

Останалите коефициенти се избират без затруднения, като се използват вече намерените:

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

2. Реакциите на диспропорциониране възникват, когато молекулите на едно и също вещество са способни да се окисляват и редуцират взаимно. Това става възможно, ако веществото съдържа атоми на някакъв елемент в междинно окислително състояние.

Следователно степента на окисление може както да намалява, така и да се увеличава. Например:

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

Тази реакция може да се разглежда като реакция между HNO 2 и HNO 2 като окислител и редуциращ агент и може да се приложи методът на електронния баланс:

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

Получаваме уравнението:

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

Или, като добавите заедно моловете HNO 2:

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

Вътремолекулните окислително-редукционни реакции възникват, когато окислителни и редуциращи атоми са съседни в молекула. Помислете за разлагането на бертолетовата сол KClO 3 при нагряване:

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

Това уравнение също се подчинява на изискването за електронен баланс:

Cl +5 + 6e- = Cl -

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

Тук възниква трудността – кой от двата намерени коефициента да се постави пред KClO 3 – все пак тази молекула съдържа както окислител, така и редуциращ агент?

В такива случаи намерените коефициенти се поставят преди произведенията:

KClO 3 = 2KCl + 3O 2

Сега е ясно, че KClO 3 трябва да бъде предшестван от коефициент 2.

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2

Реакцията на вътрешномолекулно разлагане на бертолетовата сол при нагряване се използва за получаване на кислород в лабораторията.

Метод на полуреакция

Както подсказва името, този метод се основава на изготвянето на йонни уравнения за процеса на окисление и процеса на редукция, последвано от тяхното сумиране в общо уравнение.
Като пример, нека изготвим уравнението на същата реакция, която беше използвана за обяснение на метода на електронния баланс.
Когато сероводородът H 2 S се пропусне през подкиселен разтвор на калиев перманганат KMnO 4, пурпурният цвят изчезва и разтворът става мътен.
Опитът показва, че мътността на разтвора възниква в резултат на образуването на елементарна сяра, т.е. хода на процеса:

H 2 S → S + 2H +

Тази схема е изравнена за броя на атомите. За да се изравни броят на зарядите, два електрона трябва да бъдат извадени от лявата страна на веригата, след което стрелката може да бъде заменена със знак за равенство:

Н 2 S - 2е - = S + 2H +

Това е първата полуреакция - процесът на окисляване на редуктора Н 2 S.

Оцветяването на разтвора е свързано с преминаването на йона MnO 4 - (има малинов цвят) в йона Mn 2+ (практически безцветен и само при висока концентрация има леко розов цвят), което може да се изрази с схема

MnO 4 - → Mn 2+

В кисел разтвор кислородът, който е част от йоните на MnO 4, заедно с водородните йони, в крайна сметка образува вода. Следователно, ние записваме процеса на преход, както следва:

MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O

За да замените стрелката със знак за равенство, зарядите също трябва да бъдат изравнени. Тъй като първоначалните вещества имат седем положителни заряда (7+), а крайните имат два положителни (2+), тогава за да се изпълни условието за запазване на зарядите, е необходимо да добавите пет електрона към лявата страна на веригата :

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

Това е втората полуреакция - процесът на редукция на окислителя, т.е. перманганатен йон

Да композирам общо уравнениереакция, уравненията на полуреакциите трябва да се добавят член по член, като предварително се изравни броят на подадените и получени електрони. В този случай, съгласно правилата за намиране на най-малкото кратно, се определят съответните фактори, по които се умножават уравненията на полуреакциите. Накратко, записът се извършва по следния начин:

И след като намалихме с 10H +, най-накрая получаваме

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

Проверяваме правилността на уравнението, съставено в йонна форма: броят на кислородните атоми от лявата страна е 8, от дясната страна 8; брой заряди: от лявата страна (2 -) + (6+) = 4+, от дясната страна 2 (2+) = 4+. Уравнението е правилно, тъй като атомите и зарядите са равни.

По метода на полуреакциите уравнението на реакцията се съставя в йонна форма. За да преминем от него към уравнение в молекулярна форма, ние действаме по следния начин: от лявата страна на йонното уравнение избираме съответния катион за всеки анион, а за всеки катион - анион. След това записваме същите йони в същото число в дясната страна на уравнението, след което комбинираме йоните в молекули:

По този начин съставянето на уравненията на редокс реакциите с помощта на метода на полуреакция води до същия резултат като метода на електронния баланс.

Нека сравним двата метода. Предимството на метода на полуреакциите в сравнение с метода на електронния баланс е, че. че не използва хипотетични йони, а реални. Наистина в разтвора няма йони, но има йони.

При метода на полуреакция не е необходимо да знаете степента на окисление на атомите.

Писането на индивидуални уравнения на йонна полуреакция е необходимо за разбиране на химичните процеси в галванична клетка и по време на електролиза. При този метод е видима ролята на средата като активен участник в целия процес. И накрая, когато използвате метода на полуреакция, не е необходимо да знаете всички получени вещества, те се появяват в уравнението на реакцията, когато е получено. Поради това трябва да се даде предпочитание на метода на полуреакциите и да се прилага при съставянето на уравнения за всички редокс реакции, които протичат във водни разтвори.

Много вещества имат специални свойства, които в химията обикновено се наричат ​​окислителни или редуциращи.

Някои химични вещества проявяват свойствата на окислители, други - на редуциращи агенти, докато някои съединения могат да проявяват и двете свойства едновременно (например водороден пероксид H 2 O 2).

Какво е окислител и редуциращ агент, окисляване и редукция?

Редокс свойствата на веществото са свързани с процеса на отдаване и приемане на електрони от атоми, йони или молекули.

Окислителят е вещество, което поема електрони в хода на реакцията, тоест се редуцира; редуциращ агент - отдава електрони, тоест се окислява. Процесите на прехвърляне на електрони от едно вещество към друго обикновено се наричат ​​редокс реакции.

Съединения, съдържащи атоми на елементи с максимално окислително състояние, могат да бъдат окислители само поради тези атоми, тъй като те вече са се отказали от всичките си валентни електрони и са в състояние да приемат само електрони. Максималното окислително състояние на атом на елемент е равно на номера на групата в периодичната таблица, към която принадлежи този елемент. Съединения, съдържащи атоми на елементи с минимална степен на окисление, могат да служат само като редуциращи агенти, тъй като те са способни само да даряват електрони, тъй като външното енергийно ниво на такива атоми се допълва от осем електрона

При химичните реакции броят и естеството на връзките между взаимодействащите атоми могат да се променят, т.е. степените на окисление на атомите в молекулите могат да се променят.

Реакциите, в резултат на които се променят степените на окисление на атомите, се наричат ​​редокс реакции.

Примери за редокс реакции (съкратено OVR):

Промяната в степента на окисление е свързана с изместване или пренос на електрони. Независимо дали електроните преминават от един атом към друг или са само частично изтеглени от един от атомите, те условно говорят за връщане и прикрепване на електрони.

процесоткат електрони атом или йон се наричатокисляване ... процесприсъединяване наречени електронивъзстановяване .

Веществата, чиито атоми или йони даряват електрони, се наричат реставратори ... По време на реакцията те се окисляват. Веществата, чиито атоми или йони свързват електрони, се наричат окислители ... В хода на реакцията те се възстановяват.

Процесите на окисление и редукция са представени чрез електронни уравнения, които показват промяната в степента на окисление на взаимодействащите атоми и броя на електроните, дарени от редуктора или поети от окислителя.

Примери за уравнения, изразяващи окислителни процеси:

Уравнения, изразяващи процеси на възстановяване:

Редокс реакцията е единичен процес, при който окисление и редукция се извършват едновременно. Окисляването на един атом винаги е придружено от редукция на друг и обратно. При което общ броят на електроните, дарени от редуктора, е равен на броя на електроните, добавени от окислителя.

Според закона за еквивалентите масите на реагентите са свързани помежду си като моларни маси на техните еквиваленти. Еквивалентното количество материя в ORR зависи от броя на електроните, дарени или прикрепени от неговите атоми; моларният масов еквивалент се изчислява по формулата:

, (1)

където М- моларна маса на веществото, g / mol

М екв - моларна маса на еквивалент на вещество, g / mol

–Брой на дадени или прикачени.електрони

Например в реакцията

мангановият атом свързва 5 електрона, следователно еквивалентното количество
е 1/5 къртица,и серният атом дава 2 електрона и еквивалентното количество
е 1/2 къртица... Моларните маси на еквивалентите са съответно равни

Видове редокс реакции

Има три вида химични окислително-редукционни реакции: междумолекулни, вътрешномолекулни и реакции на самоокисление-самолечение. Електрохимичните реакции представляват отделна група.

1. Междумолекулните редокс реакции са реакции, при които окислителят и редуциращият агент са различни вещества:

2. Вътрешномолекулните OVR са реакции, при които се променят степените на окисление на различни атоми на една молекула:

3. Реакциите на самоокисление-самовъзстановяване са реакции, при които се извършва окисляване и редукция на атоми на един и същи елемент:

4. Електрохимичните реакции са ORR, при които процесите на окисление и редукция са пространствено разделени (протичат на отделни електроди), а електроните се прехвърлят от редуктора към окислителя чрез външна електрическа верига:

Редокс реакциите обикновено са сложни, но като знаете формулите на реагентите и реакционните продукти и знаете как да определите степените на окисление на атомите, можете лесно да подредите коефициентите в уравнението на всеки ORR.

Редокс реакции или съкратени окислително-редукционни реакции са една от основите на предмета по химия, тъй като описват взаимодействието на отделните химични елементизаедно. Както подсказва името, тези реакции включват поне две различни химикалиединият от които действа като окислител, а другият като редуциращ агент. Очевидно е много важно да можете да ги различавате и дефинирате в различни химична реакция.

Как да идентифицираме окислител и редуциращ агент
Основната трудност при определяне на окислителя и редуктора в химичните реакции е, че едни и същи вещества в различни случаи могат да бъдат както окислители, така и редуциращи агенти. За да научите как правилно да определите ролята на конкретен химичен елемент в реакцията, трябва ясно да разберете следните основни понятия.

1. Чрез окисление се нарича процес на отделяне на електрони от външния електронен слой на химичен елемент. На свой ред окислител ще има атом, молекула или йон, който приема електрони и по този начин намалява степента на окисление, което е възстановявам се ... След химическа реакция на взаимодействие с друго вещество, окислителят винаги придобива положителен заряд.
2. Възстановяване се нарича процес на прикрепване на електрони към външния електронен слой на химичен елемент. Реставратор ще има атом, молекула или йон, които дават своите електрони и по този начин повишават степента им на окисление, т.е. окислени ... След химическа реакция на взаимодействие с друго вещество, редуциращият агент винаги придобива положителен заряд.
3. Просто казано, окислителят е вещество, което „взема“ електрони, а редуциращият агент е вещество, което ги дава на окислител. Възможно е да се определи кой играе ролята на окислител в окислително-редукционната реакция, кой е редуктор и в кои случаи окислителят става редуциращ агент и обратно, ако се знае типичното поведение в химичните реакции на отделните индивиди. елементи.
4. Типични редуциращи агенти са метали и водород: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Колкото по-малко йонизирани са, толкова по-големи са редуциращите им свойства. Например, частично окисленото желязо, което дарява един електрон и има заряд от +1, ще може да дари един електрон по-малко в сравнение с „чистото“ желязо. Съединения на химични елементи в по-нисъкокисление, при което всички свободни орбитали са запълнени и което може да дарява само електрони, например амоняк NH 3, сероводород H 2 S, бромоводород HBr, йодид HI, хлороводород HCl.
5. Много неметали (F, Cl, I, O, Br) са типични окислители. Метали с висока степен на окисление (Fe +3, Sn +4, Mn +4), както и някои съединения на елементите в висока степенокисление: калиев перманганат KMnO 4, сярна киселина H 2 SO 4, азотна киселина HNO 3, меден оксид CuO, железен хлорид FeCl 3.
6. Химични съединенияв частични или междинни окислителни състояния, например, моноосновна азотна киселина HNO 2, водороден прекис H 2 O 2, сярна киселина H 2 SO 3 могат да проявяват както окислителни, така и редуциращи свойства в зависимост от редокс свойствата на втория реагент, участващ във взаимодействието.

Нека дефинираме окислител и редуциращ агент, използвайки примера на проста реакция на взаимодействие на натрий с кислород.

Ka следва от този примередин натриев атом дарява своя електрон на един кислороден атом. Следователно, натрият е редуциращ агент, а кислородът е окислител. В този случай натрият ще бъде напълно окислен, тъй като ще отстъпи максималния възможен брой електрони, а кислородният атом няма да бъде напълно редуциран, тъй като ще може да приеме друг електрон от друг кислороден атом.