Osnove teoretske kemije

10. Redoks reakcije

Redox reakcije u otopinama.

Kemijske reakcije koje se pojavljuju s promjenom u stupnju oksidacije elemenata uključenih u sredstva za reaktanke nazivaju se Redox.

Oksidacija

- to je proces elektronske dekoil atom, molekule ili ion. Ako atom daje elektrone, onda dobiva pozitivan naboj: l - , daje 1 elektron, a zatim postaje neutralan atom:

Ako pozitivno nabijeni ion ili atom daje elektrone, vrijednost njegovog pozitivnog naboja povećava se prema broju prijenosnih elektrona:

Oporavak je proces povezivanja elektrona atom, molekule ili ion.

Ako atom pridaje elektrone, pretvara se u negativno nabijeni ion:

Ako pozitivno nabijeni ion prima elektrone, tada se vrijednost njegovog punjenja smanjuje:

ili može ići u neutralan atom:

Oksidator

primanje elektrona. Restaurirati je atom, molekula ili ion, egging elektroni.

Sredstvo za oksidaciju

u postupku reakcije vraća, reducirajući agens je oksidiran.

Treba pamtiti da razmatranje oksidacije (oporavak) kao proces dekola (i usvajanja) elektrona atoma ili ionima ne odražava uvijek istinski položaj, jer u mnogim slučajevima ne postoji potpuni prijenos elektrona, ali samo premještanje oblaka elektrona iz jednog atoma na drugi.

Međutim, sastaviti jednadžbe redoks reakcija, ne postoji značajna vrijednost, koja se formira - ion ili kovalentno. Stoga ćemo za jednostavnost razgovarati o pričvršćivanju ili jednokratnim elektronima bez obzira na vrstu komunikacije.

Određivanje stehiometrijskih koeficijenata u jednadžbama redoks reakcija. U pripremi jednadžbe REDOX reakcije potrebno je odrediti redukcijsko sredstvo, oksidirajuće sredstvo i broj uređaja i primljenih elektrona. U pravilu, koeficijenti se odabiru pomoću bilo koje metode elektronička ravnoteža

, ili metoda bilanca elektronskog iona (Ponekad se potonji naziva metodom nereakcija ).

Kao primjer kompilacije jednadžbi redoks reakcija, smatramo proces oksidacije pirita s koncentriranom dušičnom kiselinom.

Prije svega definiramo proizvode reakcije.

HNO 3. je jak oksidans, tako da će sumpor biti oksidiran do maksimalnog stupnja oksidacije S 6+ i željezo - do Fe 3+, s HNO 3 Može vratiti prijeN0 i ne 2. Odabrat ćemo n o:

Gdje će se nalaziti

H2 O. (u lijevom ili desnom), još ne znamo.

1. Primijenite prvo metoda bilance elektronskog iona

(semoretoza). U ovoj metodi, prijelaz elektrona iz jednog atoma ili iona u drugi, uzimajući u obzir prirodu medij (kiseli, alkalna ili neutralna), u kojoj se reakcija odvija.

U sastavljanju jednadžbi oksidacijske i redukcijske procese za izjednačavanje broja atoma vodika i kisika, (ovisno o mediju) ili molekula vode i vodikovih iona se ubrizgavaju (ovisno o mediju) (ako je okolina kisela), ili molekule vode i hidroksidni ioni (ako je alkalna okolina). U skladu s tim, u dobivenim proizvodima, vodikovim ionima i molekulama vode (kiseli medij) ili hidroksid ione i molekule vode (alkalna sredstva) bit će smještena na desnoj strani elektronske jednadžbe.

To je prilikom pisanja jednadžbi elektronskih iona potrebno je nastaviti od sastava iona koji su u otopini.Osim toga, kao iu pripremi skraćenih ionskih jednadžbi, tvari su neznatno subsorativni, slabo topljivi ili plin oslobođen trebali biste pisati u molekularnom obliku.

Razmotrite za našu slučaj pola formiranja oksidacije. Molekula

Fes 2. pretvara u ion Fe 3+ (f e (n o 3) 3 potpuno disocirati na ionima, zanemarivanju hidrolize) i dva iona SO 4 2. - (disocijacija H2S 4):

Kako bi se izjednačio kisik lijevo dio Dodati 8 molekula

2 Oh, iu desno - 16 iona + (Akutno okruženje):

Naknada s lijeve strane je 0, punjenje je desno +15, pa

FES 2. Mora dati 15 elektrona:

Razmotrite sada polu-pobuna oporavka nitrata iona:

Potrebno je oduzeti

N o 3. 2 Atoma O. Da biste to učinili, dodajte 4 iona na lijevu stranu 1+ (kiseli medij) i desno - 2 molekule 2 A:

Za izjednačavanje napunjenosti lijeve strane (punjenje

+3) Dodaj 3 elektrona:

Konačno, imamo:

Smanjenje oba dijela na 16n

+ i 8N 2 O, dobivamo smanjenu ionsku jednadžbu REDOX reakcije:

Dodavanje odgovarajućeg broja iona u oba dijela jednadžbe

Ne 3. - i n +. Nalazimo jednadžbu molekularne reakcije:

Imajte na umu da odrediti broj danih i primljenih elektrona, nikada niste morali odrediti stupanj oksidacije elemenata. Osim toga, uzeli smo u obzir utjecaj okoliša i to je automatski odredio

2 O je u pravom dijelu jednadžbe. Nesumnjivo da je ova metoda mnogo više odgovara kemijskom značenju od standardne metode elektroničke bilance, Iako je posljednji za razumijevanje nešto lakše.

2. Izjednačite ovu reakciju metodom elektronička ravnoteža , Opisano je proces oporavka:

Teže je napraviti shemu oksidacije, jer se dva elementa oksidiraju odmah -

Fe i S. Moguće je pripisati stupanj oksidacije 2+, sumpor 1- i uzeti u obzir da jedan atom čini za dva atoma S:

Možete, međutim, učiniti bez određivanja stupnjeva oksidacije i napisati shemu koja podsjeća na shemu

Desna strana ima naknadu od +15, lijevo - 0, pa

Fes 2. mora dati 15 elektrona. Pišemo zajedničku ravnotežu:

pet molekula NNO

3 Ići na oksidaciju FES 2, I još tri molekule HNO 3. Potrebna za obrazovanjeFe (n oko 3) 3:

Izjednačiti vodik i kisik, dodajte na desnu stranu dvije molekule

2 A:

Metoda bilance elektronske ion je univerzalnije u usporedbi s elektroničkom balansnom metodom i ima neosporna prednost u odabiru koeficijenata

u brojne redoks reakcije, posebno, uključujući organski spojeviU kojem je čak i postupak za određivanje stupnjeva oksidacije vrlo složen.

Razmotriti, na primjer, proces etilen oksidacije nastaje kada ga prolazi kroz vodena otopina Permanganate kalij. Kao rezultat toga, etilen se oksidira u etilen glikol

CH2 - CH2 -One, a permanganat je obnovljen na mangan oksid (iv), osim toga, kao što će biti očito iz konačne ravnoteže, kalijev hidroksid se također formira u desno:

Nakon obavljanja potrebnih rezova takvih članova, napišite jednadžbu u konačnom molekularnom obliku

Standardni potencijali redoks reakcija.

Mogućnost protoka bilo koje oksidacijske reducijske reakcije u stvarnim uvjetima je zbog niza uzroka: temperaturu, prirodu oksidacijskog sredstva i redukcijskog sredstva, kiselosti medija, koncentracija tvari uključenih u reakciju , itd. Teško je razmotriti sve te čimbenike, ali se sjećajući da se neka oksidacijsko-reducirajuća reakcija odvija s prijenosom elektrona iz redukcijskog sredstva u oksidacijsko sredstvo, možete postaviti kriterij za mogućnost teče takve reakcije.

Kvantitativna karakteristika redoks procesa su normalne oksidacije i potencijali oksidacijskih sredstava i redukcijskih sredstava (ili standardni potencijali elektrode).

Kako bi se razumjelo fizikalno-kemijsko značenje takvih potencijala, potrebno je analizirati tzv. Elektrokemijski procesi.

Kemijski procesi popraćeni pojavom električna struja ili uzrokovane njime, nazvane elektrokemijske.

Razumjeti prirodu električnog kemijski procesiOkrećemo se razmatranju nekoliko dovoljno jednostavnih situacija. Zamislite metalnu ploču uronjenu u vodu. Pod djelovanjem polarnih molekula vode, metalni ioni se uklanjaju s površine ploče i hidratiziranih prijelaza u tekuću fazu. Potonji se naplaćuje pozitivno, a višak elektrona pojavljuje se na metalnoj ploči. Nastavlja se daljnji proces, što više optužba postaje

, obje ploče i tekuće faze.

Zbog elektrostatičke atrakcije kationa otopine i viška metalnih elektrona na granici dijela faze dolazi takozvani dvostruki električni sloj, koji usporava daljnje prijelaz metalnih iona u tekuću fazu. Konačno, trenutak se događa kada se uspostavi ravnoteža između otopine i metalne ploče, koja se može izraziti jednadžbom:

ili uzimajući u obzir hidrataciju iona u otopini:

Stanje ove ravnoteže ovisi o prirodi metala, koncentraciji njezinih iona u otopini, na temperaturi i

pritisak.

Kada je metal uronjen, ravnoteža u skladu sa soli ovog metala pomaknuta je lijevo i veća je koncentracija metalnih iona u otopini. Aktivni metali čiji se ioni imaju dobru sposobnost prebacivanja na rješenje, bit će negativna u ovom slučaju, iako u manjoj mjeri nego u čistoj vodi.

Ravnoteža se može prikazati desno, ako je jedan ili drugi način uklanjanja elektrona iz metala. To će dovesti do otapanja metalne ploče. Naprotiv, ako je izvana na metalnu ploču, tada će precipitirati ioni

od krutina.

Kada je metal uronjen u otopinu na granici dijela faze, formira se dvostruki električni sloj. Potencijalna razlika između metala i tekuće faze koja se okružuje naziva se potencijalom elektroda. Ovaj potencijal je karakteristika oksidacijskog i smanjenja kapaciteta metala kao čvrste faze.

U izoliranom metalnom atomu (stanje jedne iotomatske pare, koji se javlja na visokim temperaturama i visokim stupnjevima vakuuma), Svojstva redukcije karakteriziraju druga vrijednost koja se naziva ionizacijskim potencijalom. Ionizacijski potencijal je energija potrebna za odvajanje elektrona iz izoliranog atoma.

Apsolutna vrijednost potencijala elektroda ne može se mjeriti izravno. Međutim, nije teško izmjeriti razliku u potencijalima elektrode, što se događa u sustavu koji se sastoji od dva para metala - otopina. Takvi se parovi nazivaju polu-elementi , Dogovoreno je da se odredi potencijale elektrode metala s obzirom na takozvanu standardnu \u200b\u200bvodikovu elektrodu, čiji je potencijal slučajno prihvaćen za nulu. Standardna vodikov elektroda sastoji se od posebno pripremljenih platinastih ploča, uronjenih u kiselinu otopinu s koncentracijom vodikovih iona 1 mol / l i ispranog mlaza plinovitih vodika pod tlakom 10

5 Pa, na temperaturi od 25 ° C.

Niz standardnih potencijala elektroda.

Ako je metalna ploča uronjena u otopinu njegove soli s koncentracijom metalnih iona jednaka 1 mol / l, kombinira se sa standardnom vodikovom elektrodom, tada će se dobiti galvanski element. Elektromotivna sila ovog elementa (EMF), izmjerena na 25 ° C i karakterizira standardni metalni potencijal elektrode,označavanje obično kao e °.

Standardni potencijali elektroda koji djeluju kao reducirajuća sredstva u odnosu na vodik imaju znak "-", a znak "+" ima standardne potencijale elektroda koji su oksidizatori.

Metali se nalaze u uzlaznom redoslijedu njihovih standardnih potencijala elektroda čine tzv. elektrokemijski metalni napon serije : Li, rb, Do, va, SR, CA, na, mg, al, mn, zn, Cr, Fe, CD, CO, ni, SN, Pb, H, SB, BI, Cu, Hg, Cu, Hg, Cu, AG, Pd, PT, AU.

Brojne stresa karakteriziraju kemijska svojstva Metali:

1. Što je potencijal elektrode metala negativan, što je veća njegova restorativna sposobnost.

2. Svaki metal može izlagati (obnoviti) od otopina soli tih metala koji stoje u elektrokemijskom redu metalnih napona nakon nje.

3. Svi metali imaju negativan standardni potencijal elektrode, tj., Smješten u elektrokemijskom redu metalnih napona lijevo od vodika, mogu je izložiti iz kiselinskih otopina.

Kao iu slučaju određivanja vrijednosti e ° metala, E ° ne-metala se mjere na temperaturi od 25 ° C i pri koncentraciji svih atomskih i molekularnih čestica uključenih u ravnotežu jednaku 1 mol / l.

Algebarska vrijednost standardnog redoks potencijala karakterizira oksidativnu aktivnost odgovarajućeg oksidiranog oblika. stoga usporedba vrijednosti standardnih redoks potencijala omogućuje vam da odgovorite na pitanje: je li takva ili druga redoks reakcija odvija?

Kvantitativni kriterij za procjenu mogućnosti teče jedne ili druge redoks reakcije je pozitivna vrijednost razlike u standardnim oksidacijskim i povratnim potencijalima oksidacije i oporavka polu-resursa.

Otopine za elektrolizu.

Kombinacija redoks reakcija koje teče na elektrode u otopinama ili elektrolitu se topi kada se električna struja prođe kroz njih, naziva se elektroliza.

Na katodi trenutnog izvora, proces prijenosa elektrona po kationi iz otopine ili taline, tako da katoda je "redukcijsko sredstvo". Na anodu postoji povratak elektrona anionima, tako da anodi je "sredstvo za oksidaciju".

Kada se elektroliza, i konkurentni procesi mogu pojaviti na anodi i na katodi.

Prilikom provođenja elektrolize pomoću inertne (neprikladne) anode (na primjer, grafit ili platina), u pravilu, u pravilu, dva oksidativna i dva procesa rehabilitacije natječu:

na anodi - oksidacije aniona i hidroksidnih iona,

na katodi - obnova kationa i vodikovih iona.

Prilikom izvođenja elektrolize upotrebom aktivne (konzumirane) anode, proces je kompliciran i konkurentne reakcije na elektrode su:

na anodi - oksidaciju aniona i hidroksidnih iona, otapanje anode metala - anodni materijal;

na katodi - obnova kationa soli i vodikovih iona, obnovu metalnih kationa dobivenih otapanjem anode.

Prilikom odabira najvjerojatnije procesa na anodi i katodi, treba ga nastaviti iz položaja da se reakcija dogodi za koju je potrebno najniži troškovi energije. Osim toga, odabrati najvjerojatniji proces na anodi i katodi s elektrolizom otopina soli s inertnom elektrodom, sljedeća pravila koriste:

Anoda može tvoriti sljedeće proizvode: a) s elektrolizom otopina koje sadrže u svom sastavu anions f -, tako 4 2-, nOko 3. - , PO 4 3. - , kao i alkalijska otopina, oslobađa se kisik; b) kada anon oksidacija sl. - , U R. -, i- Klor, brom, jod;c) Kada oksidiraju aniune organskih kiselina, proces se odvija:

2. S elektrolizom otopina soli koje sadrže ione smještene u nizu napona lijevo al

3+ , vodik se razlikuje na katodi; Ako se ion nalazi u nizu naprezanja desno od vodika, tada se metal dodjeljuje na katodi.

3. s elektrolizom otopina soli koje sadrže ione smještene u nizu naprezanja između

Al + i h + Na katodi se oslobađaju konkurentni procesi obnove kationa i vodika.

Razmotrite kao primjer elektrolizu vodene otopine bakrenog klorida na inertnim elektrodama. U otopini su si ioni

2+ i 2SL - koji se pod djelovanjem električne struje šalju na odgovarajuće elektrode:

Metalni bakar se oslobađa katodi, plinovitom plinovitim klorom na anodi.

Ako je u razmatran primjer elektrolize otopine

Cucl 2. Kao anoda, uzmite bakrenu ploču, a zatim se bakreni stoji na katodi i na anodi gdje se javljaju procesi oksidacije, umjesto ispuštanja ional. - I izolacija klora nastaje oksidacijom anode (bakra). U ovom slučaju, otapanje same anode i u obliku si ionaide u rješenje. Elektroliza Cucl 2. S topljivim anodom možete snimiti ovo:

Elektroliza otopine soli s topljivim anodom svodi se na oksidaciju materijala anode (njegovo otapanje) i popraćena je prijenosom metala iz anode do katode. Ova nekretnina se široko koristi u rafiniranju (čišćenje) metala iz kontaminacije.

Elektroliza tališta. Za dobivanje visoko aktivnih metala (natrij, aluminij, magnezij, kalcij, itd.), Elektroliza taline soli ili oksida se koristi za interakciju s vodom;

Ako prođete električnu struju kroz vodenu otopinu aktivnih metalnih soli i kiselina koja sadrži kisik, niti metalni kationi niti ioni kiselog ostatka ne ispuštaju. Vodik se razlikuje na katodi,

a. anoda je kisik, a elektroliza se svodi na raspadanje elektrolitske vode.

Elektroliza rješenja elektrolita za obavljanje je energija više energije nego talina, budući da elektroliti - soli i alkalno - taline na vrlo visokim temperaturama.

Faraday Zakon o elektrolizu.

Ovisnost količine tvari koja se formira pod djelovanjem električne struje, trenutna, struja i priroda elektrolita može se ugraditi na temelju generaliziranja pravi zakon :

gdje t - Masa formirana pod tvari za elektrolizu (g); E - ekvivalentna masa tvari (g / mol); M - molekulska masa tvari (g / mol); p - broj danih uređaja ili primljenih elektrona;

I - struja (a); t - Trajanje procesa(iz); F - Faraday Constant,karakterizirajući količinu električne energije potrebne za oslobađanje 1 ekvivalentne mase tvari(F \u003d. 96 500 Cl / mol \u003d 26,8 a × H / mol).

Oni uključuju reakcije u kojima se reagirajuće tvari mijenjaju elektronima promjenom stupnja oksidacije atoma elemenata koji su dio reaktivnih tvari.

Na primjer:

Zn + 2H + → zn 2+ + h 2,

FES 2 + 8HO 3 (konc.) \u003d Fe (NO 3) 3 + 5NO + 2H2S04 + 2H2O,

Prekomjerna većina kemijskih reakcija odnosi se na Redox, igraju iznimno važnu ulogu.

Oksidacija je proces rekoil elektronskog atoma, molekule ili iona.

Ako atom daje elektrone, onda dobiva pozitivan naboj:

Na primjer:

Al-3e - \u003d al 3+

H2 - 2e - \u003d 2H +

Kada se oksidacija povećava stupanj oksidacije.

Ako negativno nabijeni ion (punjenje -1), na primjer, Cl -, daje 1 elektron, a zatim postaje neutralan atom:

2cl - - 2e - \u003d Cl2

Ako pozitivno nabijeni ion ili atom daje elektrone, vrijednost njegovog pozitivnog naboja povećava se prema broju prijenosnih elektrona:

Fe 2+ - e - \u003d Fe 3+

Oporavak je proces povezivanja elektrona atom, molekule ili ion.

Ako atom pričvršćuje elektrone, pretvara se u negativno nabijeni ion:

Na primjer:

Cl2 + 2E- \u003d 2SL -

S + 2E - S 2-

Ako pozitivno nabijeni ion prima elektrone, tada se vrijednost njegovog punjenja smanjuje:

Fe 3+ + e- \u003d Fe 2+

ili može ići u neutralan atom:

FE 2+ + 2E- \u003d FE 0

Oksidirajući agens je atom, molekule ili ion koji prihvaćaju elektrone. Redukcijski agens je atom, molekula ili ion, koji proizvode elektrone.

Oksidirajuće sredstvo je obnovljeno tijekom reakcije, redukcijsko sredstvo se oksidira.

Oksidacija je uvijek popraćena restauracijom, a obrnuto, oporavak je uvijek povezan s oksidacijom, koji se mogu izraziti jednadžbama:

Restorener - e - ↔ oksidizator

Oksidizator + e - ↔ vraćanje

Stoga su oksidativne reakcije reakcije jedinstvo dva suprotna procesa - oksidacija i oporavak.

Glavni reducirajući agensi i oksidizatori

Obnavlja

Oksidifikatori

Metali, vodik, ugljen Ugljik (ii) oksid Vodikov sulfid H2S, sumporni oksid (IV) S02, sumporne kiseline H 2 SO 3 i njegove soli Hi vodikov-vodik kiselina, HBr bromomička kiselina, klorovodična kiselina Hcl SNCl 2 klorid, željezo (II) sulfat FESO 4, manganski sulfat (II) MNS04, kromov sulfat (III) CR2 (SO 4) 3 Azobinska kiselina HNO 2, amonijak NH3, hidrazin N2H4, dušikov oksid (II) br Fosforna kiselina h 3 po 3 Aldehidi, alkoholi, mrav i oksalna kiselina, glukoza Katoda na elektrolizu

Halogeni Kalijev permanganat Kmno 4, kalijev manganat k 2 mNO 4, mangan oksid (iv) mNo 2 Dichromat kalijev K2C207, kalijev kromata K2 Cro 4 Dušična kiselina HNO 3 Kisik O2, ozon oko 3, vodikov peroksid H202 Sumporna kiselina H2S04 (konc.), Sel kiselina H2 SEO 4 Bakar oksid (ii) cuo, srebrni oksid (i) ag20, olovni oksid (IV) pbo 2 Ioni plemenitih metala (AG +, au 3+, itd.) Željezo klorid (iii) fecl 3 Hipoklorit, klorate i perklorate Tsarist votka, mješavina koncentriranih dušičnih i obroka kiselina Anoda s elektrolizom

Metoda elektroničke bilance.

Za izjednačavanje OSR-a se koristi nekoliko metoda, od kojih mi razmotrite jednu - elektroničku metodu ravnoteže.

Napišite jednadžbu reakcije između aluminija i kisika:

Al + O 2 \u003d AL 2 O 3

Neka bude zabludu jednostavnosti ove jednadžbe. Naš zadatak je da se nosite s metodom koju će u budućnosti omogućiti da izjednačite mnogo složenije reakcije.

Dakle, što je metoda elektroničke ravnoteže? Ravnoteža je jednakost. Stoga, treba biti ista količina elektrona da jedan element daje i prima drugi element u ovoj reakciji. U početku, ovaj broj izgleda drugačije, što se može vidjeti različiti stupnjevi Oksidacija aluminija i kisika:

Al 0 + O 2 0 \u003d Al 2 +3 o 3 -2

Aluminij daje elektrone (dobiva pozitivan stupanj oksidacije), a kisik - prihvaća elektrone (stječe negativan stupanj oksidacije). Da bi se dobio stupanj oksidacije +3, atom aluminij mora platiti 3 elektrona. Molekula kisika za pretvaranje atoma kisika sa stupnjem oksidacije -2, treba uzeti 4 elektrona:

Al 0 - 3e- \u003d al +3

O 2 0 + 4e- \u003d 2O -2

Da bi se broj danih i primljenih elektrona izravnao, prva jednadžba mora se pomnožiti s 4, a drugi - do 3. to učiniti, dovoljno je da se pomakne brojeve danih i primljenih elektrona na gornji i donje crte kao što je prikazano u krugu na vrhu.

Ako sada u jednadžbi prije redukcijskog sredstva (Al) ćemo staviti koeficijent 4 našli smo, a pred oksidacijskom agensom (o 2) - koeficijent koji smo pronašli po US 3, broj danih i primljenih elektrona je poravnat i postaje jednak 12. Elektronska bilanca se postiže. Može se vidjeti da pred reakcijskim proizvodom AL 2 O 3 zahtijeva koeficijent 2. Sada je jednadžba REDOX reakcije jednaka:

4AL + 3O 2 \u003d 22-2 o 3

Sve prednosti elektroničke bilančne metode manifestiraju se u složenijim slučajevima od kisika kisika kisika.

Na primjer, poznato svima "mangan" - mangan-oksidant kalij kmno 4 je snažno oksidirajuće sredstvo zbog mn atoma do stupnja oksidacije +7. Čak i anion klor Cl - daje mu elektron, pretvarajući se u atom klora. To se ponekad koristi za dobivanje klora plinovitog klora u laboratoriju:

K + MN +7 o 4 -2 + K + Cl - + H2S04 \u003d Cl2 0 + MN +2S04 + K2S04 + H20

Napravit ćemo elektroničku bilančnu shemu:

Mn +7 + 5e- \u003d mn +2

2cl - - 2e- \u003d Cl2 0

Dva i pet su glavni koeficijenti jednadžbe, zahvaljujući kojem je lako odabrati sve ostale koeficijente. Prije Cl2 stavite koeficijent 5 (ili 2 × 5 \u003d 10 prije KCL), a pred kmno 4 - koeficijent 2. svi ostali koeficijenti su vezani za ova dva koeficijenta. Mnogo je lakše nego djelovati jednostavan broj brojeva.

2 kmno 4 + 10kCl + 8H2S04 \u003d 5 \u003d 5 Cl2 + 2MNSO 4 + 6k2S04 + 8H20

Izjednačiti broj atoma na (12 atoma s lijeve strane), potrebno je prije K2SA 4 u desnom dijelu jednadžbe da stavi koeficijent 6. Konačno, da se izjednačava kisik i vodik, dovoljno ispred H2 SO 4 i h 2 o stavljaju koeficijent 8. Primili smo jednadžbu u konačnom obliku.

Metoda elektroničke bilance, kao što vidimo, ne isključuje uobičajeni izbor koeficijenata u jednadžbama redoks reakcija, ali to može znatno ublažiti takav odabir.

Kompilacija jednadžbe reakcije bakra s otopinom paladij nitrata (II). Pišemo formulu početnih i konačnih tvari reakcije i pokazujemo promjene u stupnjevima oksidacije:

iz toga slijedi da kada smanjenje i oksidizator, koeficijenti su jednaki 1. konačni reakcija jednadžba:

Cu + Pd (br. 3) 2 \u003d Cu (br. 3) 2 + Pd

Kao što se može vidjeti, u ukupnoj reakcijskoj jednadžbi, elektroni se ne pojavljuju.

Da bismo provjerili ispravnost sastojke jednadžbe, brojimo broj atoma svakog elementa u desnim i lijevim dijelovima. Na primjer, u desnom dijelu 6 atoma kisika, ulijevo također 6 atoma; paladij 1 i 1; Bakar je također 1 i 1. Tako je jednadžba ispravno sastavljena.

Ponovno napišite ovu jednadžbu u ionskom obliku:

Cu + Pd 2+ + 2NO 3 - \u003d Cu 2+ + 2NO 3 - + PD

I nakon rezanja istih iona dobivamo

Cu + Pd 2+ \u003d Cu 2+ + Rd

Izrada jednadžbe reakcije interakcije manganovog oksida (IV) s koncentriranom klorovodičnom kiselinom

(Uz pomoć ove reakcije u laboratoriju dobiva se klor).

Pišemo formulu početnih i konačnih tvari reakcije:

NCL + mNO 2 → Sl2 + Mnsl 2 + H20

Pokazujemo promjenu u stupnjevima oksidacije atoma prije i nakon reakcije:

Ova reakcija je oksidativna i reduktivna, kao stupanj oksidacije klor i atoma mangana mijenjaju se. NCL - redukcijsko sredstvo, MNO 2 - oksidirajuće sredstvo. Sastavljamo elektroničke jednadžbe:

i nalazimo koeficijente tijekom redukcijskog i oksidatora. Oni su 2 i 1. Koeficijent 2 (a ne 1) se zaključuje jer 2 atoma klora sa stupnjem oksidacije -1 daju 2 elektrona. Ovaj koeficijent je već u elektronskoj jednadžbi:

2NSL + mNO 2 → Sl2 + Mnsl 2 + H20

Nalazimo koeficijente za druge reakcijske tvari. Od elektroničkih jednadžbi može se vidjeti da na 2 mole HCl čini 1 mol mNO 2. Međutim, s obzirom da, za vezanje generiranog dvostrukog grafikona, mangan treba još 2 mol kiselina, prije redukcijskog sredstva, koeficijent treba staviti 4. tada će voda biti 2 mol. Konačna jednadžba ima oblik

4NCl + mNO 2 \u003d Sl2 + Mnsl 2 + 2N 2

Provjera ispravnosti jednadžbe pisanja može se ograničiti računanjem broja atoma jednog elementa, na primjer klor: na lijevoj strani 4 i desno 2 + 2 \u003d 4.

Budući da metoda elektroničke ravnoteže pokazuje jednadžbe reakcija u molekularnom obliku, a zatim nakon sastavljanja i provjere, treba ih napisati u ionskom obliku.

Prepravljamo sastavljenu jednadžbu u ionskom obliku:

4H + + 4Cl - + mNO 2 \u003d Cl2 + MN 2 + 2SL - + 2N 2 O

i nakon smanjenja istih iona u oba dijela jednadžbe

4N + + 2SL - + mNO 2 \u003d Cl2 + MN 2 + + 2N 2

Kompilacija jednadžbe reakcije interakcije vodikovog sulfida s zakiseljenom otopinom kalijevog permanganata.

Pišemo reakcijsku shemu - formule početnih i dobivenih tvari:

H2S + Kmno 4 + H2S04 → S + MNSO 4 + K2S04 + H20

Zatim pokažite promjenu u stupnjevima oksidacije atoma prije i nakon reakcije:

Stupnjevi oksidacije atoma sumpora i mangana (H2S - redukcijsko sredstvo, kmno 4-oksidirajuće sredstvo). Sastavljamo elektroničke jednadžbe, tj. Obrađujemo procese povratka i dodavanja elektrona:

Konačno, nalazimo koeficijente za oksidiranje i smanjenje, a zatim s drugim tvarima za reakciju. Iz elektroničkih jednadžbi može se vidjeti da je potrebno uzeti 5 mol H2 s i 2 mole kmno 4, a zatim dobivamo 5 mol atoma s i 2 munja MNSO 4. Osim toga, od usporedbe atoma u lijevom i desnom dijelu jednadžbe također ćemo naći da se također formira 1 mol do 2 i 8 mola vode. Potpuno će se jednadžba konačne reakcije

5N 2 S + 2kNO 4 + ZN 2 SO 4 \u003d 5S + 2MNS04 + K 2S04 + 8N 2

Ispravnost pisanja jednadžbe potvrđuje se brojem atoma jednog elementa, na primjer kisik; Na lijevoj strani njihove 2 4 + 3 4 \u003d 20 i na desnom dijelu 2 4 + 4 + 8 \u003d 20.

Ponovno napišite jednadžbu u ionskom obliku:

5N 2 S + 2MNO 4 - + 6H + \u003d 5S + 2MN 2+ + 8N 2 o

Poznato je da je ispravno napisana jednadžba reakcije izraz zakona očuvanja mase tvari. Dakle, broj jedan i isti atomi u početnim tvarima i reakcijskim proizvodima treba biti isti. Troškove treba održavati. Iznos troškova naboja uvijek treba biti jednak količini naknada za punjenje reakcije.

Metoda bilance elektron-ion je više univerzalna u usporedbi s metodom elektroničke bilance i ima neosporna prednost u odabiru koeficijenata u mnogim oksidacijskim reakcijama, posebno uz sudjelovanje organskih spojeva u kojima je čak i postupak za određivanje oksidacijskih stupnjeva vrlo kompleks.

Klasifikacija OVR-a.

Postoje tri osnovne vrste redoks reakcija koje razlikuju:

1) Reakcije intermolekularnog oksidacijskog oporavka
(kada su sredstvo za oksidaciju i redukciju različite tvari);

2) Reakcije disproporcije
(kada istu tvar može biti sredstvo za oksidaciju i redukciju);

3) reakcije intramolekularnog oksidacijskog oporavka
(Kada jedan dio molekule djeluje kao oksidirajuće sredstvo, a drugi - kao redukcijsko sredstvo).\u003e

Razmotrite primjere reakcija tri vrste.

1. Reakcije intermolekularne oksidacije-restauracije su sve reakcije koje nas već smatraju u ovom stavku.
Razmotrite još nekoliko težak slučajKada se ne može konzumirati cijeli oksidans, jer je dio toga uključen u uobičajenu - neoksodacijsku i redukcijsku izmjenu reakcije:

Cu 0 + H + N +5 O 3 -2 \u003d Cu +2 (N +5O3-2) 2 + N + 2 O -2 + H20

Dio NO 3 čestice je uključen u reakciju kao sredstvo za oksidaciju, dajući dušikov oksid br, i dio ne 3 iona je nepromijenjen u spoju bakrenog Cu (br. 3) 2. Napravite elektroničku ravnotežu:

Cu 0 - 2e- \u003d cu +2

N +5 + 3e- \u003d n +2

Mi isporučujemo koeficijent 3 okrenutih CU i Cu (br. 3) 2. Ali koeficijent 2 treba staviti samo prije ne, jer je svi dušik koji je dostupan u njemu sudjelovao u oksidativnoj reakciji reakcije. Bila bi pogreška staviti koeficijenta 2 prije HNO 3, jer ta tvar uključuje i atome dušika koji ne sudjeluju u oksidaciji smanjenja i dio su CU produkta (br. 3) 2 (NO 3 čestice - ponekad nazvane "ion -Marmiter ").

Preostali koeficijenti su zatvoreni bez poteškoća:

3 Cu + 8H03 \u003d 3 Cu (NO 3) 2 + 2 ne + 4H20

2. Reakcije disproporcije javljaju se kada se molekule iste tvari mogu oksidirati i vratiti jedni druge. To postaje moguće ako tvar sadrži atome bilo kojeg elementa u međufaznom stupnju oksidacije.

Slijedom toga, stupanj oksidacije je sposoban za padanje i povećanje. Na primjer:

HN +302 \u003d HN +5 o 3 + N + 2 O + H20

Ova reakcija može biti predstavljena kao reakcija između HN02 i HNO 2 kao oksidacijskog sredstva i redukcijskog sredstva i nanesite metodu elektroničke bilance:

HN +302 + HN +3O2 \u003d HN +5 o3 + n +2 o + H20

N +3 - 2e- \u003d n +5

N +3 + e- \u003d n +2

Dobivamo jednadžbu:

2HHno 2 + 1HH02 \u003d 1 HNO 3 + 2 ne + H20

Ili, sklopivši moli Hno 2:

3hno 2 \u003d HNO 3 + 2NO + h 2 o

Reakcije intramolekularnog oksidacijskog smanjenja javljaju se kada su oksidacijske atome i redukcijske atome susjedne u molekuli. Razmotrite razgradnju soli KCLO 3 prilikom zagrijavanja:

KCl +5O3 -2 \u003d KCl - + O2 0

Ova jednadžba također podliježe zahtjevu elektroničke ravnoteže:

Cl +5 + 6e- \u003d CL -

2O -2 - 2e- \u003d O2 0

Ovdje postoji poteškoća - koji od dva faktora pronađena ispred KClo 3 - Uostalom, ova molekula sadrži oksidirajuće sredstvo i redukcijsko sredstvo?

U takvim slučajevima pronađeni čimbenici su smješteni ispred proizvoda:

Kclo 3 \u003d 2KCl + 3o 2

Sada je jasno da prije KCLO 3 morate staviti koeficijenta 2.

2KClo 3 \u003d 2KCl + 3O 2

Intramolekularna reakcija raspadanja bentolena soli tijekom zagrijavanja koristi se kada se dobije kisik u laboratoriju.

Metoda polu-resursa

Kao što ime pokazuje, ova metoda se temelji na pripravi ionskih jednadžbi za proces oksidacije i procesa oporavka, nakon čega su ih zbrajali u općoj jednadžbi.
Kao primjer, korištena je jednadžba iste reakcije s objašnjenjem elektroničke bilance.
Kada tone sulfid H2 s kroz zakiseljenu otopinu kalijevog permananate kmno 4, boju malina nestaje i rješenje je promrmljano.
Iskustvo pokazuje da se zamagljenost otopine nastaje kao rezultat formiranja elementarnog sumpora, tj. Tijek procesa:

H2 s → S + 2H +

Ova shema je izjednačena brojem atoma. Da biste izjednačili broj optužbi, potrebno je uzeti dva elektrona s lijeve strane kruga, nakon čega je moguće zamijeniti strelicu za znak jednakog:

H2S-2e - \u003d S + 2H +

Ovo je prva polu-formacija - proces reduciranja sredstva H2S.

Dekolorizacija otopine povezana je s prijelazom MNO 4 iona - (ima boju malina) na MN 2+ ion (gotovo bezbojan i samo s velikom koncentracijom ima slabo ružičastu boju) koja se može izraziti shema

MNo 4 - → mn 2+

U kiseloj otopini, kisik, koji je dio mNo iona, zajedno s vodikovim ionima na kraju tvori vodu. Stoga je proces tranzicije napisan na sljedeći način:

MNO 4 - + 8H + → MN 2+ + 4N 2 O

Da bi strelica zamijenila jednak znak, morate izjednačiti i naplatiti. Budući da početne tvari imaju sedam pozitivnih naknada (7+), a konačna - dva pozitivna (2+), onda za obavljanje uvjeta za očuvanje naknada, potrebno je dodati pet elektrona na lijevu stranu kruga:

MNO 4 - + 8H + + 5e - \u003d MN 2+ + 4N 2

Ovo je druga pola reakcija - proces obnavljanja oksidanta, tj. Permanganat-ion.

Za kompilaciju opća jednadžba Reakcija bi trebala biti polu-reakcijska jednadžba ponovnog procjenjivanja reakcija, prije izjednačavanja broja izmjenjivih i dobivenih elektrona. U tom slučaju, prema pravilima pronalaženja najmanjih višestrukih, odgovarajući multiplikatori se određuju na koje su pol-reakcijske jednadžbe umnožene. Skraćeno snimanje se provodi ovako:

I, sjaji za 10n +, napokon dobiti

5N 2 S + 2MNO 4 - + 6H + \u003d 5S + 2MN 2+ + 8N 2 o

Provjeravamo ispravnost jednadžbe sastavljenu u obliku iona: broj atoma kisika na lijevoj strani 8, u desnom 8; Broj naknada: na lijevom dijelu (2 -) + (6+) \u003d 4+, u desnoj 2 (2+) \u003d 4+. Jednadžba je ispravno sastavljena, budući da su atomi i naknade izjednačeni.

Polubrusna metoda sadrži jednadžbu reakcije u ionskom obliku. Da bismo se preselili na jednadžbu molekularne forme, to činimo: na lijevoj strani ionske jednadžbe, odgovarajući kation je odabran za svaki anion i anionski anion na svaki kation. Tada se isti ioni u istom broju bilježe u desnom dijelu jednadžbe, nakon čega se ioni kombiniraju u molekule:

Dakle, kompilacija jednadžbi oksidacijskih reakcija upotrebom metode polu-reakcije dovodi do rezultata koji način elektroničke bilance.

Usporedba obje metode. Prednost polu-reakcije oteode u usporedbi s metodom elektroničke ravnoteže je. da ne koristi hipotetske ione, ali stvarno postojeće. Zapravo, u otopini nema iona, a postoje ioni.

S metodom polu-formacija ne morate znati stupanj oksidacije atoma.

Pisanje određenih ionskih jednadžbi semoretoze potrebno je razumjeti kemijske procese u elementu za galvaniziranje i na elektrolizu. U isto vrijeme, metoda je vidljiva ulozi okoliša kao aktivnog sudionika u cijelom procesu. Konačno, kada koristite metodu polu-formiranja, ne morate znati sve rezultirajuće tvari, pojavljuju se u jednadžbi reakcije kada je izvedena. Stoga se metoda polu-formiranja treba poželjeti i koristiti u pripravi jednadžbi svih redoks reakcija koje se pojavljuju u vodenim otopinama.

Mnoge tvari imaju posebna svojstva koja se nazivaju oksidativni ili nadoknadivi u kemiji.

Neke kemikalije pokazuju svojstva oksidanata, drugih sredstava za smanjenje, dok neki spojevi mogu pokazati ta i druga svojstva u isto vrijeme (na primjer - vodikov peroksid H202).

Što je oksidirajuće sredstvo i reduciranje sredstva, oksidacija i oporavak?

Redoks svojstva tvari povezana su s procesom povratka i uzimanja elektrona atomima, ionima ili molekulama.

Oksidizator je tvar koju elektroni dobiva tijekom reakcije, tj. Se obnovljena; Smanjenje sredstvo - daje elektrone, tj. Oksidira se. Procesi prijenosa elektrona iz jedne tvari prema drugima obično se nazivaju redoks reakcije.

Spojevi koji sadrže atome elemenata s maksimalnim stupnjem oksidacije mogu se oksidirati samo na ovim atomima, jer Već su dali sve svoje elektrone valence i mogu samo uzeti elektrone. Maksimalni stupanj oksidacije atom elemenata jednak je broju grupe u periodičnom tablici na koju pripada ova stavka. Spojevi koji sadrže atome elemenata s minimalnim stupnjem oksidacije mogu poslužiti samo kao reducirajuća sredstva, jer mogu dati samo elektrone, jer je vanjska razina energije u takvim atomima dovršena za osam elektrona

Uz kemijske reakcije, broj i priroda veza između interakcijskih atoma mogu varirati, tj. Stupnjevi oksidacije atoma u molekulama mogu varirati.

Reakcije, čime se dobivaju stupnjevi oksidacije atoma, nazivaju se Redox.

Primjeri redoks reakcija (skraćeni OSR):

Promjene u stupnju oksidacije povezane su s premještanjem ili elektronskim prijenosom. Bez obzira na to da li se elektroni kreću iz jednog atoma na drugi ili samo djelomično odgođeni jednim od atoma, uobičajeno je naznačeno o povratku i dodatku elektrona.

Postupakpovratak elektroni na atom ili ionuoksidacija , Postupakpričvršćivanje elektroni se nazivajuobnova .

Tvari, atomi ili ioni čije se daju elektroni, nazivaju se obnavlja , Tijekom reakcije, oni su oksidirani. Tvari, atomi ili ioni koji su priključeni elektroni nazivaju se oksidifikatori , Tijekom reakcije, oni su obnovljeni.

Procesi oksidacije i obnavljanja prikazani su elektroničkim jednadžbama, što ukazuje na promjenu stupnja oksidacije interakcijskih atoma i broj elektrona koje daje redukcijsko sredstvo ili prihvaćeno oksidirajućem sredstvima.

Primjeri jednadžbi koje izražavaju oksidacijske procese:

Jednadžbe koje izražavaju procese oporavka:

Redoksi reakcija je jedan proces u kojem se oksidacija i oporavak nastavite u isto vrijeme. Oksidacija jednog atoma uvijek je popraćena obnovom drugog i obrnuto. U čemu općenito broj elektrona koje daje redukcijsko sredstvo jednak je broju elektrona vezanih za oksidirajuće sredstvo.

U skladu sa zakonom ekvivalenata mase reagirajućih tvari pripadaju jedni drugima kao molarne mase njihovih ekvivalenata. Ekvivalentna količina tvari u OSR-u ovisi o broju danih elektrona ili atoma koji su spojili; Molarna masa ekvivalenta izračunava se formulom:

, (1)

gdje M. - molarna masa tvari, g / mol

M. ek. - molarna masa ekvivalenta tvari, g / mol

-Ecludirani ili pričvršćeni. Elelektroni

Na primjer, u reakciji

atom mangana pridaje 5 elektrona, tako ekvivalentni
je 1/5. madežatom sumpora daje 2 elektrona i ekvivalent
je 1/2 madež, Molarne mase ekvivalenata su jednako jednake

Vrste reakcije oksidacije

Postoje tri vrste kemijskih osps: intermolekularne, intramolekularne i samopregledane reakcije. Zasebna skupina sastoji se od elektrokemijskih reakcija.

1. Intermolekularna OH je reakcija u kojima su oksidirajuće sredstvo i redukcijsko sredstvo različite tvari:

2. Intramolekularna OH je reakcija u kojima se mijenjaju stupnjevi oksidacije različitih atoma jedne molekule:

3. Reakcije samopouzdanja-samoizlječenja su reakcije u kojima se pojavljuju oksidacija i obnova atoma istog elementa:

4. Elektrokemijske reakcije su AURO, u kojima su postupci oksidacije i redukcije odvojeni prostorno (postupak na odvojenim elektrodama), a elektroni se prenose iz redukcijskog sredstva do oksidacijskog sredstva za vanjski električni krug:

Redoks reakcije su obično složene, ali, znajući formule reagensa i reakcijskih proizvoda i mogu odrediti stupnjeve oksidacije atoma, može se lako odvojiti koeficijente u jednadžbi bilo kojeg HSR-a.

Redoks reakcije ili skraćeni OSR, jedan su od temelja predmete kemije, jer opisuju interakciju pojedinca kemijski elementi zajedno. Kako slijedi iz imena ovih reakcija, u njima su uključeni najmanje dva različita. kemikalije Jedan od kojih djeluje kao oksidirajuće sredstvo, a drugi je redukcijski agens. Očito je vrlo važno biti u stanju razlikovati i odrediti ih u raznim kemijske reakcije.

Kako odrediti oksidalizator i redukcijsko sredstvo
Glavne poteškoće u određivanju oksidacijskog sredstva i redukcijskog sredstva u kemijskim reakcijama je da iste tvari u različitim slučajevima mogu biti i oksidirajuća sredstva i reducirajuća sredstva. Da biste saznali kako ispravno odrediti ulogu određenog kemijskog elementa u reakciji, treba jasno razumjeti sljedeće osnovne pojmove.

1. Oksidacija Nazovite proces elektronske trzaj iz vanjskog elektroničkog sloja kemijskog elementa. Zauzvrat oksidator bit će atom, molekule ili ion koji primaju elektrone i time smanjuju oksidaciju, što jest vratiti , Nakon kemijske reakcije interakcije s drugom tvari, oksidans uvijek dobiva pozitivan naboj.
2. Obnova Nazovite proces povezivanja elektrona na vanjski elektronički sloj kemijskog elementa. Restaurirati Bit će atom, molekule ili ion koji daju elektrone i time povećavaju stupanj njihove oksidacije, to jest oksidirati , Nakon kemijske reakcije interakcije s drugom tvari, redukcijsko sredstvo uvijek dobiva pozitivan naboj.
3. Jednostavno stavite oksidaciju je tvar koja "odabire" elektrone, a redukcijsko sredstvo je tvar koja im daje oksidirajućem sredstvu. Da bi se utvrdilo tko u oksidacijskoj reakciji obavlja ulogu oksidacijskog sredstva, koji je redukcijski agens i u kojim slučajevima oksidirajuće sredstvo postaje redukcijsko sredstvo i, naprotiv, može biti poznat za tipično ponašanje u kemijskim reakcijama pojedinih elemenata ,
4. Tipični redukcijski agensi su metali i vodik: FE, K, CA, Cu, Mg, Na, Zn, H). Što su manje ionisiroani, to više svojstva rehabilitacije. Na primjer, djelomično oksidirani željezo, koji je dao jedan elektron i ima +1, moći će dati jedan elektron manje u usporedbi s "čistim" hardverom. Također reducirajuća sredstva mogu biti spojevi kemijskih elemenata u nizak stupanj Oksidacije koje su ispunjene svim slobodnim orbitalnim i koji mogu dati samo elektrone, kao što su amonijak NH3, vodikov sulfid H2S, HRB bromomarodamin, jod vodik HI, HCl klorid.
5. Tipični oksidanti su mnogi nemetali (F, Cl, I, O, BR). Također oksidansi mogu izvesti metale koji imaju visok stupanj oksidacije (FE +3, SN +4, MN +4), također neke elemente veza u visok stupanj Oksidacija: Kalijev permanganat Kmno 4, sumporne kiseline H2S04, dušična kiselina HNO 3, bakar oksid kuo, željezo klorid FeCl 3.
6. Kemijski spojevi U nepotpunom ili srednjim stupnjevima oksidacije, na primjer, jednokatna dušična kiselina HNO2, vodikov peroksid H202, sumpornu kiselinu H2 tako 3 može pokazati oksidativne i rehabilitacijske svojstva ovisno o redoks svojstvima sudjelujućeg drugog reagensa.

Definiramo oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo na primjeru jednostavne reakcije interakcije natrijeve interakcije s kisikom.

KA slijedi ovim primjerom Jedan atoma natrija daje jedan atom kisika svoj elektron. Prema tome, natrij je redukcijski agens i kisik pomoću oksidatora. U tom slučaju, natrija će se potpuno pasti, jer će dati maksimalnu moguću količinu elektrona, a atom kisika neće biti obnovljen, jer može uzeti još jedan elektron iz drugog atoma kisika.