Utlenizer daje lub akceptuje. Koncepcja środka utleniającego i środka redukującego
Podstawy chemii teoretycznej
10. Reakcje redoks.
Reakcje redoks w rozwiązaniach.
Reakcje chemiczne występujące ze zmianą stopnia utleniania elementów zawartych w substancjach reagentów nazywane są redoks.
Utlenianie
- jest to proces atomu odrzutu elektronów, cząsteczki lub jonów. Jeśli atom daje swoje elektrony, nabywa dodatni ładunek: l - , daje 1 elektron, staje się neutralnym atomem:
Jeśli pozytywnie naładowany jon lub atom daje elektrony, wartość jego dodatnich ładunku wzrasta odpowiednio przez liczbę wymiennych elektronów:
Odzyskiwanie jest procesem łączenia elektronów za pomocą atomu, cząsteczki lub jonów.
Jeśli atom dołączy elektrony, włącza się do naładowanego jonu:
Jeśli pozytywnie naładowany jon otrzymuje elektrony, wartość jego opłaty zmniejsza się:
lub może przejść do neutralnego atomu:
Utleniznik
odbieranie elektronów. Restorenener. jest atomem, cząsteczką lub jonem, elektrony jajeczne.Środek utleniający
w procesie reakcji przywraca, środek redukujący jest utleniony.Należy pamiętać, że rozważanie utleniania (odzyskiwanie) jako proces odrzutu (i przyjęcia) elektronów według atomów lub jonów nie zawsze odzwierciedla prawdziwą pozycję, ponieważ w wielu przypadkach nie ma pełnego transferu elektronów, ale tylko Przemieszczenie chmury elektronowej z jednego atomu do drugiego.
Jednak w celu skompilowania równań reakcji redoks, nie ma znaczącej wartości, która jest utworzona - jonem lub kowalencent. Dlatego też, aby uzyskać prostotę, porozmawiamy o dołączeniu lub jednorazowych elektronach niezależnie od rodzaju komunikacji.
Oznaczanie współczynników stechiometrycznych w równaniu reakcji redoks. Przy wytwarzaniu równania reakcji redoksu konieczne jest określenie środka redukującego, środka utleniającego i liczbę urządzeń i odebrane elektrony. Z reguły współczynniki są wybierane za pomocą dowolnej metody bilans elektroniczny
, albo metoda bilans elektronowy (Czasami ta ostatnia nazywa się metodą partycja ).Jako przykład kompilacji równań reakcji redoks, uważamy proces utleniania pirytu ze stężonym kwasem azotowym.
Przede wszystkim definiujemy produkty reakcji.
Hno 3. jest silnym utleniaczem, więc siarka zostanie utleniona do maksymalnego stopnia utleniania S 6+ i żelazo - do Fe 3+, z HNO 3 Może przywrócić wcześniejN0 i nr 2. Wybioramy n o:Gdzie się znajdą
H 2 O. (po lewej lub prawej), jeszcze nie wiemy.1. Zastosuj pierwszy metoda balansu jonowego elektronowego
(Semoretoza). W tej metodzie przejście elektronów z jednego atomów lub jonów do drugiego, biorąc pod uwagę charakter średniej (kwasowy, alkaliczny lub neutralny), w którym postępy reakcji.W kompilowaniu równania procesów utleniania i redukcji do wyrównania liczby atomów wodoru i tlenu, (w zależności od medium) lub cząsteczki wody i jony wodorowe są wstrzykiwane (w zależności od medium) (Jeśli środowisko jest kwaśne), lub cząsteczki wody i jony wodorotlenku (jeśli środowisko alkaliczne). Odpowiednio, w uzyskanych produktach, jony wodorowe i cząsteczki wody (pożywkę kwasową) lub jonami wodorotlenowodowymi oraz cząsteczki wody (medium alkaliczne) znajdują się po prawej stronie równania elektronicznego.
To jest podczas pisania równań jonowych elektronów należy przejść do składu jonów, które są w roztworze.Ponadto, jak w przygotowaniu skróconych równań jonowych, substancje są lekko podwiązkowe, słabo rozpuszczalne lub gazowe zwolnione powinieneś pisać w formie molekularnej.
Rozważmy na nasze formy utleniania. Cząsteczka
Fes 2. zamienia się w Ion Fe 3+ (F E (N O 3) 3 całkowicie dysocjuje jonów, zaniedbania hydrolizy) i dwa jony SO 4 2. - (Dysocjacja H 2 SO 4):W celu wyrównania tlenu lewa część. Dodaj 8 cząsteczek
2 Och, a w prawo - 16 jonów + (Ostre środowisko):Opłata po lewej stronie wynosi 0, ładunek jest odpowiedni +15, więc
Fes 2. Musi dać 15 elektronów:Rozważ teraz połowę buntu odzyskiwania jonów azotanów:
Konieczne jest zabranie
NR 3. 2 atomy O. Aby to zrobić, dodaj 4 jony po lewej stronie 1+ (Nośnik kwasowy) i do prawej - 2 cząsteczki 2 A:Wyrównować ładunek lewej stronie (ładunek
+3) Dodaj 3 elektrony:Wreszcie mamy:
Redukcja obu części 16N
+ i 8N 2 O, otrzymujemy zmniejszone równanie jonowe reakcji reakcji Redox:Dodanie odpowiedniej liczby jonów w obu częściach równania
NR 3. - i N +. Znaleźmy równanie reakcji molekularnej:Należy pamiętać, że określenie liczby podanych i odebranych elektronów, nigdy nie musiałeś określić stopnia utleniania elementów. Ponadto uwzględniliśmy wpływ środowiska i automatycznie ustalono
2 O jest w prawej części równania. Niewątpliwie ta metoda znacznie więcej odpowiada znaczeniu chemicznym niż standardowa metoda balansu elektronicznego, Chociaż ostatni jest nieco łatwiejsze do zrozumienia.2. Wyrównuj tę reakcję metodą bilans elektroniczny . Opisany jest proces odzyskiwania:
Trudniej jest stworzyć schemat utleniania, ponieważ dwa elementy są utlenione na raz -
Fe i S. Możliwe jest przypisanie stopnia utleniania 2+, siarki 1- i wziąć pod uwagę, że jeden Atom Atom dla dwóch atomów:
Możesz jednak zrobić bez określania stopni utleniania i zapisu schematu, który przypomina schemat
Prawa strona ma ładunek +15, lewo - 0, więc
Fes 2. musi dać 15 elektronów. Piszemy wspólną równowagę:
pięć molekuł NNO
3 Idź do utleniania Fes 2, I trzy więcej cząsteczek Hno 3. Potrzebne do edukacjiFE (N O 3) 3:Wyrównować wodór i tlen, dodaj do prawej strony Dwie cząsteczki
2 A:Metoda salda elektronicznego jest bardziej uniwersalna w porównaniu z metodą balansu elektronicznego i ma niepodważalną przewagę w wyborze współczynników
w wiele reakcji Redox, w szczególności z udziałem związki organiczneW którym nawet procedura określania stopni utleniania jest bardzo złożona.Rozważmy na przykład proces utleniania etylenu występujące podczas przechodzenia przez roztwór wodny Potas dumanganatu. W rezultacie etylen jest utleniany do glikolu etylenowego
CH 2 - CH2 - Jeden, a nadmanganian przywrócono do tlenku manganu (IV), ponadto, jak będzie oczywiste z równania salda końcowego, wodorotlenku potasu jest również utworzone w prawo:
Po przeprowadzeniu niezbędnych cięć takich członków, napisz równanie w końcowej formie cząsteczkowej
Standardowe potencjały reakcji redoks.
Możliwość przepływu jakiejkolwiek reakcji zmniejszającej oksydacyjną w warunkach rzeczywistych wynika z wielu przyczyn: temperatura, charakter środka utleniającego i środka redukującego, kwasowości medium, stężenie substancji związanych z reakcją itp. Trudno jest rozważyć wszystkie te czynniki, ale pamiętając, że każda reakcja z redukcją oksydacyjną przechodzi z przenoszeniem elektronów z środka redukującego do środka utleniającego, można ustawić kryterium możliwości płynącej takiej reakcji.Ilościowa charakterystyka procesów Redox normalne utlenianie i potencjały redukcji środków utleniających i środków redukujących (lub standardowe potencjały Elektrody).
W celu zrozumienia znaczenia fizykochemicznego o takich potencjałach, konieczne jest analizę tak zwanych procesów elektrochemicznych.
Procesy chemiczne towarzyszy występujące prąd elektryczny lub spowodowane przez niego, zwane elektrochemiczne.
Zrozumieć naturę elektrycznej procesy chemiczneOdwracamy się do rozważenia kilku wystarczająco prostych sytuacji. Wyobraź sobie metalową płytę zanurzoną w wodzie. Pod działaniem cząsteczek wody polarnej jony metalowe są usuwane z powierzchni płyty i uwodnione przejścia do fazy ciekłej. Ten ostatni jest pobierany pozytywnie, a na metalowej płytce pojawia się nadmiar elektronów. Dalszy proces postępuje, tym bardziej staje się ładunek
, obie płytki i fazy ciekłe.Ze względu na przyciąganie elektrostatyczne kationów roztworu i nadmiaru elektronów metalowych na obramowaniu sekcji fazowej, tak zwana podwójna warstwa elektryczna występuje, co spowalnia dalsze przejście jonów metali do fazy ciekłej. Wreszcie moment występuje, gdy ustalana jest równowaga między roztworem a płytką metalową, która może być wyrażona przez równanie:
lub z uwzględnieniem nawadniania jonów w roztworze:
Stan tej równowagi zależy od charakteru metalu, stężenie jego jonów w roztworze, w temperaturze i
nacisk.Gdy metal jest zanurzony, równowaga zgodnie z solą tego metalu jest przesuwa się w lewo i wyższe stężenie jonów metali w roztworze. Metale aktywne, których jony mają dobrą zdolność do przełączenia na roztwór, zostanie obciążony negatywny w tym przypadku, choć w mniejszym stopniu niż w czystej wodzie.
Równowaga może być pokazana po prawej stronie, jeśli jedna lub inna metoda usuwania elektronów z metalu. Doprowadzi to do rozpuszczania metalowej płytki. Wręcz przeciwnie, jeśli jest z zewnątrz do metalowej płytki, a następnie wywołuje jony
z solidny.Gdy metal jest zanurzony w roztworze na obramowaniu sekcji fazowej, utworzono podwójną warstwę elektryczną. Potencjalna różnica wynikająca między metalem a otaczającym fazą ciekłą, nazywana jest potencjałem elektrody. Potencjał ten jest charakterystyczny dla utleniania i zmniejszenia mocy metalu w postaci stałej fazy.
W izolowanym metalowym atomie (stan pojedynczej pary Andatoma, która występuje w wysokich temperaturach i wysokich stopniach próżni), właściwości redukcji charakteryzują się inną wartością zwaną potencjałem jonizacyjnym. Potencjał jonizacji jest energia wymagana do oddzielenia elektronu z izolowanego atomu.
Bezwzględna wartość potencjału elektrody nie może być mierzona bezpośrednio. Jednak trudno jest zmierzyć różnicę w potencjale elektrody, które występuje w systemie składającym się z dwóch par metalowych - roztwór. Takie pary są nazywane półroczeniowe . Uzgodniono, że określenie potencjału elektrody metali w odniesieniu do tak zwanej standardowej elektrody wodoru, której potencjał jest losowo akceptowany na zero. Standardowa elektroda wodorowa składa się ze specjalnie przygotowanej płyty platynowej, zanurzonej w roztworze kwasowym stężeniem jonów wodorowych 1 mol / l i przemytego strumienia gazowego wodoru pod ciśnieniem 10
5 PA, w temperaturze 25 ° C.Liczba standardowych potencjałów elektrody.
Jeśli metalowa płyta jest zanurzona w roztworze jego soli z stężeniem jonów metali równych 1 mol / L, łączą się ze standardową elektrodą wodoru, a następnie otrzymany element galwaniczny. Siła elektromotomatyczna tego elementu (EMF), mierzona w 25 ° C i charakteryzuje się standardowy potencjał metalu elektrodowego,oznaczalny zwykle jako e °.Standardowe potencjały elektrod działające jako środki redukujące w odniesieniu do wodoru mają znak "-", a znak "+" ma standardowe potencjały elektrod, które są utlenionicze.
Metale znajdujące się w kolejności rosnącej ich standardowych potencjałów elektrody tworzą tzw seria napięcia metali elektrochemicznej : Li, rb, Do, va, SR, CA, NA, MG, AL, MN, Zn, CR, FE, CD, CO, NI, SN, PB, HG, SB, BI, CU, HG, AG, PD, PT, AU.
Charakteryzują wiele naprężeń właściwości chemiczne Metale:
1. Im większy potencjał elektrody metalu jest ujemny, tym większa zdolność zaprojektowania.
2. Każdy metal jest w stanie wystawiać (przywrócić) z roztworów soli Metale, które stoją w elektrochemicznym rzędzie napięcia metali po nim.
3. Wszystkie metale posiadające negatywną standardową potencjał elektrody, tj. Zlokalizowany w elektrochemicznym rzędzie napięcia metali po lewej stronie wodoru, są w stanie wykazywać go z roztworów kwasowych.
Podobnie jak w przypadku określenia wartości E ° metali, E ° bez metali mierzy się w temperaturze 25 ° C i przy stężeniu wszystkich cząstek atomowych i cząsteczkowych zaangażowanych w równowagę równą 1 mol / l.
Wartość algebraiczna standardowego potencjału redoksu charakteryzuje aktywność oksydacyjną odpowiedniej utlenionej formy. w związku z tym porównanie wartości standardowych potencjałów redoks pozwala odpowiedzieć na pytanie: czy taka lub inna reakcja redoksu?
Kryterium ilościowe do oceny możliwości płynącej jednej lub innej reakcji redoksu wartość pozytywna różnicy w standardowych potencjale utleniania i odzyskiwania utleniania i regeneracji zasobów.
Rozwiązania elektrolizy.
Połączenie reakcji redoks, które płyną na elektrodach w roztworach lub elektrolicie topi się, gdy prąd elektryczny jest przekazywany przez nich, nazywana jest elektroliza.W katodzie aktualnego źródła proces przesyłania elektronów przez kationów z roztworu lub stopionego katoda jest "środkiem redukującym". Na anodzie znajduje się powrót elektronów, więc anoda jest "środkiem utleniającym".
Gdy elektroliza, zarówno konkurencyjne procesy mogą wystąpić na anodzie i na katodzie.
Podczas przeprowadzania elektrolizy za pomocą obojętnego (nieodpowiedniego) anody (na przykład grafit lub platyna), z reguły konkurują dwa oksydacyjne i dwa proces rehabilitacji:
na anodzie - utlenianie anionów i jonów wodorotlenkowych,
w katodzie - przywrócenie kationów i jonów wodorowych.
Podczas przeprowadzenia elektrolizy za pomocą aktywnego (spożywanego) anody, proces jest skomplikowane i konkurencyjne reakcje na elektrodach:
na anodzie - utlenianie anionów i jonów wodorotlenkowych, rozpuszczanie anody metalu - materiał anodowy;
w katodzie - przywrócenie kationu soli i jonów wodorowych, przywrócenie kationych metalowych uzyskanych przez rozpuszczenie anody.
Przy wyborze najbardziej prawdopodobnego sposobu na anodę i katodę należy jechać, należy przebiegać z pozycji, że reakcja nastąpi, dla której wymagana jest najniższe koszty energii. Ponadto, aby wybrać najbardziej prawdopodobny sposób na anodzie i katodzie z elektrolizą roztworów soli za pomocą elektrody obojętnej, następujących reguł:
Anoda może utworzyć następujące produkty: a) z elektrolizą roztworów zawierających w swoich anionach składowych f - SO 4 2-, NOkoło 3. - , PO 4 3. - , a także roztwory alkaliczne, tlen jest uwalniany; b) gdy utlenianie anonl. - , W R. -, JA- Odpowiednio chlor, brom, jod;c) Podczas utleniania anionów kwasów organicznych, proces ma miejsce:2. Z elektrolizą roztworów soli zawierających jony z siedzibą w rzędzie napięcia po lewej stronie
3+ , wodór rozróżnia się w katodzie; Jeśli jon znajduje się w rzędzie naprężeń po prawej stronie wodoru, metalowy jest przydzielany na katodzie.3. Przy elektrolizy roztworów soli zawierających jony zlokalizowane w rzędzie naprężeń między
Al + i H + W katodzie konkurencyjne procesy zarówno przywrócenia kationów, jak i wodoru.Rozważmy jako przykład elektrolizę wodnego roztworu chlorku miedzianego na elektrodach obojętnych. W rozwiązaniu są jony SI
2+ i 2SL. - który pod działaniem prądu elektrycznego są wysyłane do odpowiednich elektrod:
Metalowa miedź jest uwalniana na katodzie, gaz gazowy chlorowy na anodzie.
Jeśli w rozpatrywanym przykładzie elektrolizy roztworu
CUCL 2. Jako anoda, weź płytę miedzianą, miedź wyróżnia się na katodzie, a na anodzie, w którym występują procesy utleniania, zamiast wyładowania jonówl. - I izolacja chloru występuje utlenianie anody (miedź). W tym przypadku rozpuszczenie samej anody i w formie jonów Siidzie do rozwiązania. Elektroliza CUCL 2. Wraz z rozpuszczalną anodą możesz nagrać to:
Roztwory elektrolizy soli o rozpuszczalnej anodie sprowadzają do utleniania materiału anody (jego rozpuszczania) i towarzyszy przenoszenie metalu z anody do katody. Ta właściwość jest szeroko stosowana w rafinacji (czyszczenia) metali z zanieczyszczenia.
Elektroliza topienia. Aby uzyskać wysoce aktywne metale (sodu, aluminium, magnez, wapń itp.), Elektroliza soli topniowej lub tlenków stosuje się do interakcji z wodą;
Jeśli przechodzisz prąd elektryczny przez wodny roztwór aktywnych soli metali i kwas zawierający tlen, Ani metalowe kationy, ani jony pozostałości kwasowej nie są odprowadzane. Wodór wyróżnia się w katodzie,
zA. anoda jest tlenowa, a elektroliza sprowadza się do rozkładu wody elektrolitycznej.Elektroliza roztworów elektrolitów do przeprowadzenia energii większej energii niż stopienie, ponieważ elektrolity - sole i alkaliczne - stop się w bardzo wysokich temperaturach.
Prawo elektrolizy Faraday.
Zależność od ilości substancji utworzonej zgodnie z działaniem prądu elektrycznego, prądu, prądu i charakteru elektrolitu można zainstalować na podstawie uogólnionego prawo Faraday. :gdzie t - Masa utworzona pod substancjami elektrolizy (g); E - równoważna masa substancji (g / mol); M - masa cząsteczkowa substancje (g / mol); p. - liczba urządzeń podanych lub odebranych elektronów;
I - prąd (a); t - Czas trwania procesu(z); F - Constant Faraday,scharakteryzowanie ilości energii elektrycznej wymaganej do uwalniania 1 równoważnej masy substancji(F \u003d. 96 500 CL / MOL \u003d 26.8 A × H / Mol).Obejmują one reakcje, w których substancje reakcji są wymieniane przez elektrony, zmieniając stopień utleniania atomów elementów, które są częścią substancji reakcji.
Na przykład:
Zn + 2H + → Zn2+ + H2,
FES 2 + 8HNO 3 (Conc.) \u003d Fe (nr 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O,
Przytłaczająca większość reakcji chemicznych odnosi się do Redox, odgrywają niezwykle ważną rolę.
Utlenianie jest procesem odrzutu atomu elektronowego, cząsteczki lub jonów.
Jeśli atom daje swoje elektrony, nabywa dodatni ładunek:
Na przykład:
Al - 3e - \u003d al 3+
H 2 - 2E - \u003d 2H +
Gdy utlenianie wzrasta stopień utleniania.
Jeśli naładowany jon (ładowany -1), na przykład CL -, daje 1 elektron, a następnie staje się neutralnym atomem:
2Cl - - 2e - \u003d cl 2
Jeśli pozytywnie naładowany jon lub atom daje elektrony, wartość jego dodatnich ładunku wzrasta odpowiednio przez liczbę wymiennych elektronów:
Fe 2+ - E - \u003d Fe 3+
Odzyskiwanie jest procesem łączenia elektronów za pomocą atomu, cząsteczki lub jonów.
Jeśli atom przymocuje elektrony, zamienia się w naładowany jon:
Na przykład:
Cl2 + 2e- \u003d 2sl -
S + 2E - \u003d S 2-
Jeśli pozytywnie naładowany jon otrzymuje elektrony, wartość jego opłaty zmniejsza się:
Fe 3+ + E- \u003d Fe 2+
lub może przejść do neutralnego atomu:
FE 2+ + 2E- \u003d FE 0
Środek utleniający jest atomem, cząsteczką lub jonem akceptowanym elektronami. Środek redukujący jest atomem, cząsteczką lub jonem, wytwarzając elektrony.
Środek utleniający jest przywracany podczas reakcji, środek redukujący jest utleniony.
Utlenianie zawsze towarzyszy przywrócenie, a odwrotnie, odzyskiwanie jest zawsze związane z utlenianiem, które mogą być wyrażone przez równania:
Restorener - E - ↔ utleniający
OXIDER + E - ↔ Przywróć
Dlatego reakcje reakcji oksydacyjnej są jednością dwóch przeciwnych procesów - utlenianie i odzyskiwania.
Główne czynniki redukujące i utleniające
|
Przywracanie |
Oxidares. |
Metale, wodór, węgiel Tlenek węglowy (II) Siarczowodór H2S, tlenek siarki (IV) SO 2, kwas Siarkowy H 2 SO 3 i jego sole Cześć wodorośno-wodórowy, kwas bromomowy HBR, kwas chlorowodorowy Hcl. SNCL 2 chlorek, żelazo (II) siarczan FESO 4, siarczan manganu (II) MNSO 4, siarczan chromu (III) CR2 (SO 4) 3 Azobinowy kwas HNO 2, amoniak NH3, Hydrazine N2H4, tlenek azotu (II) Nie Kwas fosforowy H 3 PO 3 Aldehydy, alkohole, mrówki i kwasy mrówkowe, glukoza Katoda w elektrolizie |
Halogeny Permanganat potasu KMno 4, Manganate potasowe K 2 MNO 4, tlenek manganu (IV) Mno 2 Dichromat potas k 2 cr2 o 7, potas chromat k 2 cro 4 Kwas azotowy Hno 3 Oxygen O 2, ozon około 3, wodór nadtlenkowy H 2 O 2 Kwas siarkowy H 2 SO 4 (Conc.), Islude kwas H 2 SEO 4 Tlenek miedzi (II) CUO, tlenek srebra (I) AG2O, tlenek ołowiu (IV) PBO 2 Jony metali szlachetnych (AG +, AU 3+ itp.) Chlorek żelaza (III) FECL 3 Podchloryny, chlorany i nadchlorany Wódka Tsaryjska, mieszanina stężonych kwasów azotowych i wierzchowych Anoda z elektroliza |
Metoda balansu elektronicznego.
W przypadku wyrównania OSR stosuje się kilka metod, z których uważamy za jedną - metodę salda elektronicznego.
Wpisz równanie reakcji między aluminium a tlenem:
Al + o 2 \u003d al 2 O 3
Niech to wprowadza prostotę tego równania. Naszym zadaniem jest radzenie sobie z metodą, która w przyszłości pozwoli Ci wyrównać znacznie bardziej złożone reakcje.
Jaka jest taka metoda salda elektronicznego? Saldo jest równość. Dlatego należy wykonać taką samą ilość elektronów, że jeden element daje i otrzymuje inny element w tej reakcji. Początkowo liczba ta wygląda inaczej, z których można zobaczyć różne stopnie Aluminiowa i tlenowa utlenianie:
Al 0 + O2 0 \u003d Al 2 +3 O 3 -2
Aluminium daje elektronom (nabywa pozytywny stopień utleniania), a tlen - akceptuje elektrony (nabywa negatywny stopień utleniania). Aby uzyskać stopień utleniania +3, atom aluminiowy musi zapłacić 3 elektrony. Cząsteczka tlenu do zamienia się w atomy tlenu z stopniem utleniania -2, powinno mieć 4 elektrony:
Al 0 - 3e- \u003d al +3
O2 0 + 4E- \u003d 2O -2
W celu wyrównywania liczby podanych i odebranych elektronów, pierwsze równanie musi być pomnożone przez 4, a drugi - przez 3. Aby to zrobić, wystarczy przesunąć liczby podanych i odebranych elektronów na górnej części i niższe linie, jak pokazano w obwodzie na górze.
Jeśli teraz w równaniu przed środkiem redukującym (al) umieścimy współczynnik 4 znaleźliśmy, a przed środkiem utleniającym (O 2) - współczynnik znaleźliśmy przez nas 3, liczba podanych i odebranych elektronów jest wyrównana i staje się równy 12. Saldo elektroniczne jest osiągnięte. Można go zobaczyć, że przed produktem reakcji AL 2O3 wymaga współczynnika 2. Teraz równanie reakcji redoksu jest równe:
4AL + 3O 2 \u003d 2AL 2 O 3
Wszystkie zalety metodą balansu elektronicznego są objawiane w bardziej złożonych przypadkach niż tlen tlenu tlenu.
Na przykład, znany wszystkim "manganem" - mangan-utleniający potasowy KMNO 4 jest silnym środkiem utleniającym ze względu na atom MN do stopnia utleniania +7. Nawet Anion Chlor Cl - daje mu elektron, obracając się do atomu chloru. Jest to czasami używane do uzyskania chloru gazowego chloru w laboratorium:
K + MN +7 O 4 -2 + K + CL - + H2SO4 \u003d CL2 0 + MN +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H2O
Wykonujemy elektroniczny schemat bilansowy:
MN +7 + 5E- \u003d MN +2
2Cl - - 2e- \u003d cl 2 0
Dwa i pięć są głównymi współczynnikami równania, dzięki czemu łatwo jest wybrać wszystkie inne współczynniki. Przed CL2 umieść współczynnik 5 (lub 2 × 5 \u003d 10 przed KCl), a przed KMNO 4 - współczynnik 2. Wszystkie inne współczynniki są związane z tymi dwoma współczynnikami. Jest znacznie łatwiej niż działać prostą liczbą liczb.
2 kmno 4 + 10kcl + 8h 2 SO 4 \u003d 5 CL2 + 2MNSO4 + 6K 2 SO 4 + 8H2O
Aby wyrównać liczbę atomów do (12 atomów po lewej stronie), konieczne jest przed K2SO4 w prawej części równania, aby umieścić współczynnik 6. Wreszcie, w celu zrównania tlenu i wodoru, wystarczająco przed H 2 SO 4 i H2O umieść współczynnik 8. Otrzymaliśmy równanie w ostatecznej formie.
Metoda balansu elektronicznego, jak widzimy, nie wyklucza zwykłego wyboru współczynników w równaniu reakcji Redox, ale może wyraźnie złagodzić taki wybór.
Kompilacja równania reakcji miedzi z roztworem azotanu palladu (II). Piszemy formułę początkowej i skończonej substancji reakcji i pokazują zmiany w stopniach utleniania:
wynika z tego, że gdy redukcja i utleniacz współczynniki są równe 1. Ostateczne równanie odpowiedzi:
Cu + PD (NO 3) 2 \u003d CU (nr 3) 2 + Pd
Jak widać, w całkowitym równaniu reakcji, elektrony nie pojawiają się.
Aby sprawdzić poprawność komponowanego równania, liczą liczbę atomów każdego elementu w prawej i lewej części. Na przykład, w prawej części 6 atomów tlenu, w lewym do 6 atomach; Palladum 1 i 1; Miedź jest również 1 i 1. Więc równanie jest prawidłowo skompilowane.
Przepisz ten równanie w formularzu jonowym:
Cu + PD 2+ + 2NO 3 - \u003d CU 2+ + 2NO 3 - + PD
I po cięciu tych samych jonów
Cu + Pd 2+ \u003d Cu 2+ + Rd
Sporządzanie równania reakcji interakcji tlenku manganu (IV) ze stężonym kwasem chlorowodorowym
(Przy pomocy tej reakcji w laboratorium otrzymuje się chlor).
Piszemy formułę początkowej i skończonej substancji reakcji:
NCL + MNO 2 → SL2 + MNSL 2 + H2O
Pokazujemy zmianę stopniach utleniania atomów przed i po reakcji:
Ta reakcja jest oksydacyjna i redukcyjna, ponieważ stopień utleniania chloru i manganu zmienia się. NCL - środek redukujący, środek MNO 2 - środek utleniający. Skompilujemy równania elektroniczne:
i znajdziemy współczynniki podczas redukcji i utleniacza. Są one odpowiednio 2 i 1. Współczynnik 2 (a nie 1) jest zawierany, ponieważ 2 atomy chloru z stopniem utleniania -1 dają 2 elektrony. Ten współczynnik jest już w równaniu elektronicznym:
2NSL + MNO 2 → SL2 + MNSL 2 + H2O
Znajdujemy współczynniki dla innych substancji reagujących. Z równań elektronicznych widać, że przy 2 mole HCl stanowi 1 MOL MNO 2. Jednakże, biorąc pod uwagę, że w celu wiązania wygenerowanego dwuczęściowego manganu potrzebuje 2 więcej moli kwasów, przed środkiem redukującym należy umieścić współczynnik 4. Następnie woda będzie 2 mol. Ostateczne równanie ma formularz
4NCl + MNO 2 \u003d SL 2 + MNSL 2 + 2N 2
Sprawdzanie poprawności równania pisania może być ograniczone przez licząc liczbę atomów pojedynczego elementu, na przykład chloru: po lewej stronie 4 i w prawej stronie 2 + 2 \u003d 4.
Ponieważ metoda balansu elektronicznego pokazuje równania reakcji w postaci molekularnej, a następnie po kompilacji i sprawdzeniu, powinny być napisane w formie jonowej.
Przepisujemy komponowane równanie w formularzu jonowym:
4H + + 4Cl - + MNO 2 \u003d CL2 + MN 2 + 2SL - + 2N 2 O
i po zmniejszeniu tych samych jonów w obu częściach równania
4N + + 2SL - + MNO 2 \u003d CL2 + MN 2 + + 2N 2
Kompilacja równania reakcji interakcji siarczku wodoru z zakwaszonym roztworem nadmanganianu potasu.
Piszemy schemat reakcji - formuły początkowej i otrzymanych substancji:
H 2 S + KMNO 4 + H2 SO 4 → S + MNSO4 + K2SO4 + H2O
Następnie pokaż zmianę stopniach utleniania atomów przed i po reakcji:
Stopnie utleniania atomów siarki i manganu (H2 S - środek redukujący, środek 4 - środek utleniający). Skompilujemy równania elektroniczne, tj. Przedstawiamy procesy zwrotu i dodawanie elektronów:
Wreszcie, znajdziemy współczynniki do utleniania i redukcji, a następnie z innymi substancjami reagującymi. Z równań elektronicznych widać, że konieczne jest przyjmowanie 5 moli H2 S i 2 KMNO 4, a następnie otrzymujemy 5 moli atomów S i 2 MENS MNSO 4. Ponadto, z porównania atomów w lewej i prawej części równania, znajdziemy również, że powstaje również 1 mola do 2, 4 i 8 mola wody. Ostateczne równanie odpowiedzi zostanie oglądane
5N 2 S + 2KMNO 4 + Zn2 SO 4 \u003d 5S + 2MNSO4 + K2SO 4 + 8N 2
Poprawność pisania równania potwierdza liczenie atomów jednego elementu, na przykład tlenu; Po lewej stronie ich 2 4 + 3 4 \u003d 20 i w prawej części 2 4 + 4 + 8 \u003d 20.
Przepisz równanie w formularzu jonowym:
5N 2 S + 2MNO 4 - + 6H + \u003d 5s + 2mn 2+ + 8N 2 O
Wiadomo, że prawidłowo pisemne równanie reakcji jest wyrazem prawa zachowania masy substancji. Dlatego liczba jeden i te same atomy w substancji początkowej i produktach reakcji powinny być takie same. Należy utrzymać opłaty. Ilość opłat za ładowania powinna być zawsze równa ilości ładunków ładowania reakcji.
Metoda balansu jonowego jest bardziej uniwersalna w porównaniu z metodą balansu elektronicznego i ma niepodważalną przewagę w wyborze współczynników w wielu reakcjach utleniających, w szczególności z udziałem związków organicznych, w których nawet procedura określania stopni utleniania jest bardzo złożony.
Klasyfikacja OVR.
Istnieją trzy podstawowe typy reakcji Redox odróżniają:
1) Reakcje zaczątkowe ożywienie
(gdy utleniacz i środek redukujący są różne substancje);
2) reakcje nieproporcjonalne
(gdy ta sama substancja może być środkiem utleniającym i redukującym);
3) Reakcje outamolekularnym odzyskiwania utleniania
(Gdy jedna część cząsteczki działa jako środek utleniający, a drugi - jako środek redukujący).\u003e
Rozważmy przykłady reakcji trzech typów.
1. Reakcje międzyludzkiego przywracania utleniania to wszystkie reakcje już uważane przez nas w tym ust.
Rozważ kilka więcej trudny przypadekGdy w reakcji nie można spożywać całego utleniacza, ponieważ część go jest zaangażowana w zwykłą - nieoksydacyjną i reakcję wymiany redukcyjnej:
Cu 0 + H + N +5 O 3 -2 \u003d CU +2 (N +5 O 3 -2) 2 + N +2 O -2 + H2O
Część cząstek no 3 jest zaangażowana w reakcję jako środek utleniający, dając tlenek azotu, a część jonów nr 3 pozostaje niezmieniona w związku z miedzi Cu (nr 3) 2. Zrób saldo elektroniczne:
Cu 0 - 2e- \u003d cu +2
N +5 + 3e- \u003d n +2
Dostarczamy współczynnik 3 skierowany do Cu i Cu (nr 3) 2. Ale współczynnik 2 powinien być umieszczony tylko przed nie, ponieważ cały azot dostępny w nim uczestniczył w reakcji reakcji oksydacyjnej. Błąd byłoby umieścić współczynnik 2 przed HNO 3, ponieważ substancja ta obejmuje zarówno atomy azotu, które nie uczestniczą w utlenianiu redukcji i są częścią produktu CU (nr 3) 2 (nr 3 cząstek - czasami nazywane "jonem -Harmiiter ").
Pozostałe współczynniki są zamknięte bez trudności:
3 CU + 8HNO 3 \u003d 3 CU (nr 3) 2 + 2 nr + 4H2O
2. Reakcje dysproporcjonalne występują, gdy cząsteczki tej samej substancji są w stanie utleniać się i przywrócić. Staje się to możliwe, jeśli substancja zawiera atomy dowolnego elementu w stopniu pośrednich utleniania.
W związku z tym stopień utleniania jest zdolny zarówno spadający, jak i wzrost. Na przykład:
HN +3 O 2 \u003d HN +5 O 3 + N +2 O + H2O
Reakcja ta może być reprezentowana jako reakcja między HNO 2 i HNO 2 jako środek utleniający i środek redukujący i stosuje metodę salda elektronicznego:
HN +3 O2 + HN +3 O 2 \u003d HN +5 O3 + N +2 O + H2O
N +3 - 2e- \u003d n +5
N +3 + e- \u003d n +2
Dostajemy równanie:
2HNO 2 + 1HNO 2 \u003d 1 HNO 3 + 2 NO + H2O
Lub, składane razem Moli Hno 2:
3hno 2 \u003d HNO 3 + 2NO + H2O
Reakcje outamolekularnej redukcji utleniania występują, gdy atomy utleniające i atomy redukujące są przylega w cząsteczce. Rozważ rozkład soli napojów KCLO 3 po podgrzaniu:
KCl +5 O 3 -2 \u003d KCL - + O 2 0
To równanie podlega również wymogu salda elektronicznego:
Cl +5 + 6e- \u003d cl -
2O -2 - 2E- \u003d O 2 0
Tutaj jest trudność - która z dwóch czynników znajdujących się przed KCLO 3 - W końcu cząsteczka ta zawiera środek utleniający i środek redukujący?
W takich przypadkach znaleziono czynniki są umieszczone przed produktami:
KCLO 3 \u003d 2KCL + 3O 2
Teraz jest jasne, że przed KCLO 3 musisz umieścić współczynnik 2.
2KCLO 3 \u003d 2KCL + 3O 2
Nośnikowa reakcja rozkładu bertolenowej soli podczas ogrzewania stosuje się, gdy tlen uzyskuje się w laboratorium.
Metoda zasobów
Jako sama imię pokazuje, ta metoda opiera się na wytwarzaniu równań jonowych dla procesu utleniania i procesu odzyskiwania, a następnie podsumowując je na równaniu ogólnym.
Przykładowo, równanie tej samej reakcji zastosowano z wyjaśnieniem metody bilansowej elektronicznej.
Podczas zatapiania siarczku H2S przez zakwaszony roztwór dumanganatu potasowego KMNO 4, kolor malinowy znika i mruknął roztwór.
Doświadczenie pokazuje, że zachmurzenie roztworu występuje w wyniku utworzenia siarki elementarnej, tj. Przebieg procesu:
H 2 S → S + 2H +
Ten schemat jest wyrównany przez liczbę atomów. Aby wyrównać liczbę ładunków, konieczne jest przyjmowanie dwóch elektronów z lewej strony obwodu, po którym można wymienić strzałkę do podpisania równości:
H 2 S - 2E - \u003d S + 2H +
Jest to pierwsza półformatowanie - proces redukujący środka H 2 S.
Dekoloryzacja roztworu jest związana z przejściem Ion MNO 4 - (ma kolor malinowy) do jonów MN 2+ (prawie bezbarwnie i tylko z dużym stężeniem ma słabo różowy kolor), które można wyrażać przez schemat
MNO 4 - → MN 2+
W roztworze kwaśnym tlen, który jest częścią jonów MNO, wraz z jonami wodorowymi ostatecznie tworzy wodę. Dlatego proces przejścia jest zapisany w następujący sposób:
MNO 4 - + 8H + → MN 2+ + 4N 2 O
Aby strzałka zastąpi równy znak, musisz wyrównać i opłaty. Ponieważ substancje początkowe mają siedem dodatnich opłat (7+), a ostatni - dwa dodatnie (2+), a następnie przeprowadzić warunki ochrony ładunków, konieczne jest dodanie pięciu elektronów na lewą stronę obwodu:
MNO 4 - + 8H + + 5E - \u003d MN 2+ + 4N 2
Jest to druga reakcja na pół-reakcję - proces przywracania utleniacza, tj. Dumanganat-jon.
Do kompilacji równanie ogólne Reakcja powinna być równaniami pół reakcji reakcji ponoszących reakcji, wstępnie wyrównującej liczbę wyjmowanych i otrzymanych elektronów. W tym przypadku, zgodnie z zasadami znalezienia najmniejszej wielokrotnej wielokrotności, odpowiednich mnożniki są określane, do których równania półakakcji są pomnożone. Skrócone nagrywanie jest przeprowadzane w ten sposób:
I świeci na 10n +, w końcu dostać
5N 2 S + 2MNO 4 - + 6H + \u003d 5s + 2mn 2+ + 8N 2 O
Sprawdzamy poprawność równania skomponowanego w postaci jonowej: liczba atomów tlenu po lewej stronie 8, w prawej 8; Liczba ładunków: w lewej części (2 -) + (6+) \u003d 4+, w prawej stronie 2 (2+) \u003d 4+. Równanie jest właściwie skompilowane, ponieważ atomy i opłaty są wyrównane.
Metoda półfabrykaty zawiera równanie reakcji w formie jonowej. Aby przesunąć się z niego do równania cząsteczkowego, robimy to: po lewej stronie równania jonowego, odpowiednia kation jest wybrany dla każdego anionu, a anion anion do każdej kationu. Następnie te same jony w tej samej liczbie są rejestrowane w prawej części równania, po czym jony są łączone w cząsteczki:
Zatem kompilacja równań reakcji utleniających przy użyciu metody półakcji prowadzi do wyniku, że metoda balansu elektronicznego.
Porównanie obu metod. Zaletą półakakcyjnej OTODA w porównaniu z metodą salda elektronicznego jest. że nie stosuje hipotetycznego jonów, ale naprawdę istniejących. W rzeczywistości w rozwiązaniu nie ma jonów i są jony.
W przypadku metody półproduktów nie musisz znać stopnia utleniania atomów.
Pisanie niektórych równań jonowych semoretozy jest konieczne do zrozumienia procesów chemicznych w elemencie galwanicznym i w elektrolizy. Jednocześnie metoda jest widoczna dla roli środowiska jako aktywnego uczestnika w całym procesie. Wreszcie, gdy używasz metody półfabrykaty, nie musisz znać wszystkich powstałych substancji, pojawiają się w równaniu reakcji, gdy pochodzi. W związku z tym należy preferować metodę półfabrykatu i stosowane w wytwarzaniu równań wszystkich reakcji redoks występujących w roztworach wodnych.
Wiele substancji ma specjalne właściwości, które nazywane są oksydacyjne lub odzyskiwalne w chemii.
Niektóre substancje chemiczne wykazują właściwości utleniaczy, innych środków redukujących, podczas gdy niektóre związki mogą wykazywać te i inne właściwości w tym samym czasie (na przykład - nadtlenek wodoru H2O2).
Jaki jest środek utleniający i środek redukujący, utlenianie i odzyskiwanie?
Właściwości redoks substancji są związane z procesem powrotu i przyjmowania elektronów za pomocą atomów, jonów lub cząsteczek.
Utleniacz jest substancją, którą elektrony otrzymują podczas reakcji, tj. Przywrócona jest; Agent redukujący - daje elektrony, tj. Jest on utleniony. Procesy transmisji elektronów z jednej substancji do innych są zwykle nazywane reakcjami redoks.
Związki zawierające atomy elementów o maksymalnym stopniu utleniania można utleniać tylko w tych atomach, ponieważ Dali już wszystkie ich elektrony Valence i są w stanie wziąć tylko elektrony. Maksymalny stopień utleniania atomu elementu jest równy liczbie grupy w tabeli okresowej, do której należy ten element. Związki zawierające atomy elementów o minimalnym stopniu utleniania mogą służyć jedynie jako środki redukujące, ponieważ mogą one dać tylko elektrony, ponieważ zewnętrzny poziom energii w takich atomach jest zakończony przez osiem elektronów
Z reakcjami chemicznymi, liczbą i charakterem powiązań między atomami interakcji mogą się różnić, tj. Stopnie utleniania atomów w cząsteczkach mogą się różnić.
Reakcje, w wyniku czego zmienia się stopnie utleniania atomów, nazywane są redoks.
Przykłady reakcji redoks (skrócony OSR):
Zmiany stopnia utleniania są związane z przemieszczeniem lub transmisją elektronową. Niezależnie od tego, czy elektrony przemieszczają się z jednego atomu do innego lub tylko częściowo opóźnione przez jeden z atomów, konwencjonalnie wskazano na zwrot i dodawanie elektronów.
Procespowrót Elektrony przy atomu lub jonemutlenianie . Procesprzywiązanie Elektrony są nazywaneprzywrócenie .
Nazywane są substancje, atomy lub jony, które dają elektrony przywracanie . Podczas reakcji są utlenione. Substancje, atomy lub jony są dołączone Elektrony oxidares. . Podczas reakcji są one przywrócone.
Procesy utleniania i odzyskiwania są przedstawione równaniami elektronicznymi, co wskazuje na zmianę stopnia utleniania atomów interakcji i liczby elektronów podanych przez środek redukujący lub zaakceptowany przez środek utleniający.
Przykłady równania wyrażające procesy utleniania:
Równania wyrażające procesy odzyskiwania:
Reakcja redoks jest jednym procesem, w którym porusza się utlenianie i odzyskiwanie w tym samym czasie. Utlenianie jednego atomu zawsze towarzyszy przywrócenie drugiego i odwrotnie. W którym generał liczba elektronów podanych przez środek redukcyjny jest równy liczbie elektronów podłączonych przez środek utleniający.
Zgodnie z prawem równoważnika masy substancji reagujących należą do siebie jako masy molowe ich równoważników. Równoważna ilość substancji w OSR zależy od liczby podanych elektronów lub atomów podłączonych przez niego; Masa molowa odpowiednika oblicza się o wzorze:
, (1)
gdzie M. - Masa molowa substancji, g / mol
M. eK. - Masa molowa o odpowiednikach substancji, g / mol
-EneCluded lub dołączone. ELELECTRONS
Na przykład w reakcji
atom Mangan mocuje 5 elektronów, tak równoważne 
jest 1/5. kretatom siarki daje 2 elektrony i odpowiednik 
jest 1/2. kret. Masy molowe odpowiedników są odpowiednio równe
Rodzaje reakcji utleniania
Istnieją trzy rodzaje chemicznych sps: reakcje międzycząsteczkowe, intramolekularne i samokonowań. Oddzielna grupa składa się z reakcji elektrochemicznych.
1. Bezczelnecząc OH jest reakcje, w których środek utleniający i środek redukujący są różnymi substancjami:
2. Intramolekularne OH jest reakcje, w których zmieniają się stopnie utleniania różnych atomów jednej cząsteczki:
3. Reakcje samodzielnej samozdozlądania są reakcje, w których występują utlenianie i przywrócenie atomów tego samego elementu:
4. Reakcje elektrochemiczne są auro, w którym procesy utleniania i redukcji są oddzielone przestrzennie (postępowanie w oddzielnych elektrodach), a elektrony są przekazywane z środka redukującego do środka utleniającego do zewnętrznego obwodu elektrycznego:
Reakcje Redox są zwykle złożone, ale znając formuły odczynników i produktów reakcji i mogą określić stopnie utleniania atomów, można łatwo oddzielić współczynniki w równaniu dowolnego HSR.
Reakcje redoks lub skrócony OSR, są jedną z fundamentów przedmiotu chemii, ponieważ opisują one interakcję indywidualnej pierwiastki chemiczne razem. W następujący sposób z nazwy tych reakcji, co najmniej dwa różne są w nich udziału. Środki chemiczne Jeden z nich działa jako środek utleniający, a drugi jest środkiem redukującym. Oczywiście bardzo ważne jest, aby móc odróżnić i określić je w różnych reakcje chemiczne.
Jak określić utleniacz i środek redukującyGłówną trudnością przy określaniu środka utleniającego i środka redukującego w reakcjach chemicznych jest to, że te same substancje w różnych przypadkach mogą być zarówno czynnikami utleniającymi, jak i środkami redukującymi. Aby dowiedzieć się, jak poprawnie określić rolę określonego elementu chemicznego w reakcji, następujące podstawowe koncepcje powinny być jasno rozumiane.
- Utlenianie Zadzwoń do procesu rekuli elektronów z zewnętrznej warstwy elektronicznej elementu chemicznego. Z kolei utleniznik Będzie atom, cząsteczka lub jon, który otrzymuje elektrony, a tym samym obniżają ich utlenianie, co jest przywracać . Po reakcji chemicznej interakcji z inną substancją, utleniacz zawsze nabywa dodatni ładunek.
- Przywrócenie Zadzwoń do procesu łączenia elektronów do zewnętrznej warstwy elektronicznej elementu chemicznego. Restorenener. Będzie atom, cząsteczka lub jon, który daje ich elektrony, a tym samym zwiększyć stopień ich utleniania utleniać . Po reakcji chemicznej interakcji z inną substancją, środek redukujący zawsze nabywa dodatni ładunek.
- Wystarczy umieścić utleniaczem, jest substancją "wybiera" elektrony, a środek redukujący jest substancją, która daje im środek utleniający. Aby określić, kto w reakcji utleniania wykonuje rolę środka utleniającego, który jest środkiem redukującym iw jakich przypadkach środek utleniający staje się środkiem redukującą i, wręcz przeciwnie, można znać z typowych zachowań w reakcjach chemicznych poszczególnych elementów .
- Typowe środki redukujące są metale i wodór: Fe, K, CA, CU, MG, NA, Zn, H). Im mniejsze są joniziroans, tym bardziej ich właściwości rehabilitacyjne. Na przykład, częściowo utleniony żelazo, który podał jeden elektron i posiadający +1, będzie mógł dać jeden elektron mniej w porównaniu z "czystym" sprzętem. Również środki redukcyjne mogą być związkami o pierwiastkach chemicznych niski stopień Utleniacze wypełnione wszystkimi wolnymi orbitalami i które mogą dawać tylko elektrony, takie jak amoniak NH3, siarczan wodoru H2 S, HRB Bromomarodamine, wodór jodowy HI, chlorku HCl.
- Typowe utleniacze są wiele metali (F, Cl, I, O, Br). Również utleniacze mogą wykonywać metale o wysokim stopniu utleniania (Fe +3, SN +4, MN +4), także niektóre elementy połączeń wysoki stopień Utlenianie: dumanganat potasu KMNO 4, kwas Siarkowy H2 SO 4, Kwas azotowy HNO 3, Tlenek miedzi CUO, chlorku żelaza FECL 3.
- Związki chemiczne W niekompletnych lub pośrednich stopniach utleniania, na przykład, pojedynczy kwas azotowy HNO 2, nadtlenek wodoru H2O2, kwas siarkowy H2, SO 3 może wykazywać zarówno właściwości utleniające, jak i rehabilitacyjne w zależności od właściwości redoksu uczestniczącego drugiego odczynnika.
Ka następuje ten przykład Jeden atom sodu daje jeden atom z tlenu jego elektron. W związku z tym sód jest środkiem redukującego i tlen przez utleniający. W takim przypadku sód będzie całkowicie upaść, ponieważ da mu maksymalną możliwą ilość elektronów, a atom tlenu nie zostanie przywrócony, ponieważ może wziąć jeden więcej elektronów z innego atomu tlenu.
Ładowanie...