Odredite oksidirajuće i redukciono sredstvo u reakciji na mreži. Primjeri redoks reakcija sa otopinom
Redoks reakcije (ORR) - reakcije praćene dodavanjem ili oslobađanjem elektrona ili preraspodjelom elektronske gustine na atomima (promjena oksidacijskog stanja).
RIA faze
Oksidacija - povratak elektrona atomima, molekulima ili ionima. Kao rezultat, raste stanje oksidacije. Redukcioni agensi doniraju elektrone.
Oporavak - vezanje elektrona. Kao rezultat, stanje oksidacije se smanjuje. Oksidanti uzimaju elektrone.
OVR - spregnuti postupak: ako postoji redukcija, onda dolazi do oksidacije.
OVR pravila
Ekvivalentna razmjena elektrona i atomska ravnoteža.
Kiselo okruženje
IN kiselo okruženje oslobođeni oksidni joni vezuju se za protone dajući molekule vode; nedostajuće oksidne jone opskrbljuju molekuli vode, a zatim se protoni oslobađaju iz njih.
Tamo gdje nema dovoljno atoma kiseonika, napišemo onoliko molekula vode koliko nema dovoljno oksidnih jona.
Sumpor u kalijum sulfitu ima oksidaciono stanje +4, mangan u kalijum permanganatu oksidaciono stanje +7, sumporna kiselina - okruženje reakcije.
Mangan u najvišem oksidacionom stanju je oksidirajuće sredstvo, pa je kalijum sulfit redukciono sredstvo.
Napomena: +4 je srednje oksidaciono stanje sumpora, pa može djelovati i kao redukcijsko sredstvo i kao oksidacijsko sredstvo. S jakim oksidansima (permanganatom, dihromatom) sulfit je redukcijsko sredstvo (oksidirano u sulfat), s jakim redukcijskim agensima (halogenidi, halkogenidi) sulfit je oksidirajuće sredstvo (reducirano u sumpor ili sulfid).
Sumpor iz oksidacionog stanja +4 prelazi u +6 - sulfit se oksidira u sulfat. Mangan iz oksidacionog stanja +7 prelazi u +2 (kiselo okruženje) - permanganatni jon je redukovan na Mn 2+.
2. Sastavljamo polureakcije. Izjednačavanje mangana: Iz permanganata se oslobađaju 4 oksidna iona koja su vezana jonima vodonika (kiseli medij) da bi stvorila molekule vode. Tako se 4 oksidna jona vezuju za 8 protona u 4 molekula vode.
Drugim riječima, 4 kiseonika nisu dovoljna na desnoj strani jednadžbe, pa na lijevu stranu jednadžbe zapisujemo 4 molekula vode - 8 protona.
Sedam minus dva je plus pet elektrona. Možete izjednačiti u smislu ukupnog naboja: na lijevoj strani jednadžbe osam protona minus jedan permanganat \u003d 7+, na desnoj strani mangana s nabojem 2+, voda je električki neutralna. Sedam minus dva je plus pet elektrona. Sve je izjednačeno.
Izjednačimo sumpor: nedostajući oksidni jon na lijevoj strani jednadžbe opskrbljuje molekul vode iz kojeg se dva protona potom oslobađaju na desnu stranu.
S lijeve strane je punjenje 2-, s desne strane je 0 (-2 + 2). Minus dva elektrona.
Pomnožite gornju polovinu reakcije sa 2, donju sa 5.
Smanjivanje protona i vode.
Sulfatni joni se vezuju za jone kalijuma i mangana.
Alkalno okruženje
U alkalnom okruženju, oslobođeni oksidni joni vezani su molekulima vode, stvarajući hidroksidne jone (OH - grupe). Oksidni joni koji nedostaju opskrbljuju se hidrokso skupinama, koje se moraju uzeti dvostruko više.
Tamo gdje nedostaje oksidnih jona, napišemo 2 puta više hidrokso skupina nego što ih nema dovoljno, s druge strane - vode.
Primjer. Pomoću metode elektroničke ravnoteže sastavite jednadžbu reakcije, odredite oksidirajuće i redukcijsko sredstvo:
Odrediti stanje oksidacije:
Bizmut (III) s jakim oksidansima (na primjer, Cl 2) u alkalnom mediju pokazuje redukcijska svojstva (oksidirana u bizmut V):
Budući da na lijevoj strani jednadžbe nedostaje 3 kisika za ravnotežu, napišemo 6 hidrokso skupina, a na desnoj - 3 vode.
Jednačina konačne reakcije:
Neutralno okruženje
U neutralnom okruženju oslobođeni oksidni joni molekuli vode vezuju se za hidroksidne ione (OH - grupe). Nedostajući oksidni joni opskrbljuju se molekulama vode. Iz njih se oslobađaju joni H +.
Pomoću metode elektroničke ravnoteže sastavite jednadžbu reakcije, odredite oksidirajuće i redukcijsko sredstvo:
1. Odrediti stanje oksidacije: sumpor u kalijum persulfatu ima oksidaciono stanje od +7 (oksidirajuće je sredstvo, jer je najviše oksidaciono stanje), brom u kalijum bromidu ima oksidaciono stanje -1 (redukciono je sredstvo, jer je najniže oksidaciono stanje ), voda je reakcijski medij.
Sumpor iz oksidacionog stanja +7 prelazi na +6 - persulfat se redukuje u sulfat. Brom prelazi iz oksidacionog stanja -1 u 0 - bromidni jon se oksidira u brom.
2. Sastavljamo polureakcije. Izjednačite sumpor (faktor 2 prije sulfata). Kiseonik je izjednačen.
Na lijevoj strani, naboj 2-, na desnoj strani, naboj 4-, pričvršćena su 2 elektrona, što znači da pišemo +2
Izjednačite brom (faktor 2 ispred bromidnog jona). Na lijevoj strani je naboj 2-, a na desnoj strani 0, daju se 2 elektrona, pa napišemo -2
3. Ukupna jednadžba elektroničke ravnoteže.
4. Jednačina konačne reakcije:Sulfatni joni se vezuju za kalijumove jone da bi stvorili kalijum sulfat, faktor 2 prije KBr i prije K2S04. Voda nije bila potrebna - stavili smo je u uglate zagrade.
Klasifikacija OVR
- Oksidirajuće i redukciono sredstvo - različite supstance
- Samooksidanti, sredstva za samoizlječenje (disproporcija, dismutacija)... Element je u srednjem stanju oksidacije.
- Oksidirajuće sredstvo ili redukciono sredstvo - medij za postupak
- Intramolekularna redukcija oksidacije... Oksidirajuće i redukcijsko sredstvo dio su iste supstance.
Čvrsta faza, reakcije na visokoj temperaturi.
Kvantitativna karakteristika RVR
Standardni redoks potencijal, E 0 - potencijal elektrode u odnosu na standardni potencijal vodika. More vol.
Da biste prošli ORR, potrebno je da razlika potencijala bude veća od nule, odnosno potencijal oksidacionog sredstva mora biti veći od potencijala redukcionog sredstva:
, 
Na primjer:
Što je niži potencijal, to je jače sredstvo za redukciju; što je veći potencijal, to je jače oksidirajuće sredstvo.
Oksidaciona svojstva su jača u kiselom okruženju, a smanjuju svojstva u alkalnim.
Prema njihovoj funkciji u redoks procesima, njihovi sudionici su podijeljeni na oksidirajuće i redukcijske agense.
OksidantiJesu li atomi, molekuli ili joni koji primaju elektrone od drugih atoma. Stanje oksidacije oksidacionog sredstva se smanjuje.
Reducirajući agensi- atomi, molekuli ili joni koji doniraju elektrone drugim atomima. Stanje oksidacije redukcijskog sredstva je povećano. Tijekom ORR-a oksidans se smanjuje, redukcijsko sredstvo oksidira i oba procesa se odvijaju istovremeno.
Sukladno tome, oksidanti i redukcijski agensi međusobno djeluju u takvom omjeru da je broj primljenih i odbačenih elektrona jednak.
Specifična manifestacija oksidirajućih ili redukcijskih svojstava atoma različitih elemenata ovisi o mnogim čimbenicima. Najvažniji od njih su položaj elementa u periodnom sustavu, oksidacijsko stanje elementa u određenoj supstanci, posebna svojstva ostalih sudionika u reakciji (priroda medija za otopine, koncentracija reagensa, temperatura, stereohemijska svojstva složenih čestica itd.)
Oksidanti.
I jednostavne i složene supstance mogu biti oksidanti. Pokušajmo utvrditi koji faktori određuju oksidaciona (i redukciona) svojstva supstanci.
O oksidacionoj sposobnosti jednostavnih supstanci može se suditi po vrijednostima relativne elektronegativnosti ( χ ). Ovaj koncept odražava sposobnost atoma da premjesti gustinu elektrona na sebe sa drugih atoma, tj. zapravo je mjera oksidacijske sposobnosti jednostavnih supstanci. Zaista, najjača oksidaciona svojstva pokazuju aktivni nemetali sa maksimalnim vrijednostima elektronegativnosti. Dakle, fluorF 2 pokazuje samo oksidaciona svojstvajer je od najveće važnosti χ jednako 4,1 (na Allred-Rohovoj skali). Drugo mjesto zauzima kiseonik O 2 χ \u003d 3,5, ozon O 3 pokazuje još jača oksidaciona svojstva. Treće mjesto zauzima dušik ( χ \u003d 3,07), ali njegova oksidaciona svojstva pojavljuju se samo na visokim temperaturama, budući da molekul azota N 2 ima vrlo visoku čvrstoću, jer atomi su povezani trostrukom vezom. Hlor i brom imaju prilično jaka oksidaciona svojstva.
S druge strane, minimalne vrijednosti elektronegativnosti svojstvene su metalima ( χ \u003d 0,8-1,6). To znači da se unutarnji elektroni atoma metala drže vrlo slabo i lako mogu preći na atome s većom elektronegativnošću. Atomi metala u nultom stepenu mogu se pokazati samo restorativnisvojstva i ne može prihvatiti elektrone. Najizraženija redukciona svojstva pokazuju metali grupa IA i IIA.
Redoks svojstva složenih supstanci
Stanje oksidacije može poslužiti kao kriterij oksidacijske sposobnosti atoma. Maksimalno stanje oksidacije odgovara prelasku svih valentnih elektrona u druge atome. Takav atom više ne može donirati elektrone, već ih može samo primiti. Dakle, u maksimalno oksidaciono stanje elementa može pokazati samo oksidaciona svojstvaa. Međutim, treba napomenuti da maksimalno stanje oksidacije ne znači automatsko ispoljavanje izraženih oksidacionih svojstava. Da bi se ostvarila svojstva jakog oksidansa, čestica mora biti nestabilna, maksimalno asimetrična, sa neravnomjernom raspodjelom gustine elektrona. Dakle, u razblaženim rastvorima sulfat-jona SO 4 2- koji sadrži atom sumpora u maksimalnom oksidacionom stanju +6 , uopće ne pokazuje oksidacijska svojstva, jer ima visoko simetričnu tetraedarsku strukturu. Dok je u koncentriranim otopinama sumporne kiseline primjetan udio čestica u obliku nerazdvojenih molekula i HSO 4 - jona asimetrične strukture s neravnomjernom raspodjelom gustine elektrona. Kao posljedica toga, koncentrirana sumporna kiselina, posebno zagrijana, vrlo je snažno oksidacijsko sredstvo.
S druge strane, minimalno stanje oksidacije elementa znači da je atom nemetala odnio najveći mogući broj elektrona na valentne podrazine i da više ne može prihvatiti elektrone. Dakle,
atomi nemetala u minimalnom oksidacionom stanju mogu pokazivati \u200b\u200bsamo redukciona svojstva.
Sjetimo se toga minimalno oksidacijsko stanje nemetala jednako je skupnom broju –8... Kao u slučaju sumporne kiseline, nije dovoljno imati samo minimalno stanje oksidacije da bi se postigla reducirajuća svojstva. Primjer je azot u oksidacijskom stanju –3. Visoko simetrični amonijev jon NH 4 + u otopini izuzetno je slabo reducirajuće sredstvo. Molekula amonijaka, koja ima manje simetrije, pokazuje prilično jaka redukciona svojstva kada se zagrije. Reakciju redukcije možete dovesti od oksida:
3FeO + 2NH 3 \u003d 3Fe + 3H 2 O + N 2.
Što se tiče jednostavnih supstanci sa srednjim vrijednostima elektronegativnosti ( χ = 1.9 - 2.6), tada se za nemetale može očekivati \u200b\u200bostvarenje i oksidacionih i redukcionih svojstava. Takve supstance uključuju vodonik H2, ugljenik C, fosfor P, sumpor S, jod I 2 i druge nemetale srednje aktivnosti. Naravno, metaliiz ove kategorije isključene su jednostavne supstance, budući da ne može prihvatiti elektrone.
U interakciji s aktivnim oksidansima, ove supstance pokazuju svojstva redukcionih sredstava, a kada reagiraju s redukcijskim sredstvima, pokazuju svojstva oksidirajućih sredstava. Uzmimo za primjer reakcije sumpora:
0 0 +4 -2 0 0 +2 -2
S + O 2 \u003d SO 2 Fe + S \u003d FeS
kao što vidite, u prvoj reakciji sumpor je redukcijsko sredstvo, a u drugoj oksidirajuće sredstvo.
Kompleksne supstance koje sadrže atome u srednjim oksidacionim stanjima takođe će pokazivati \u200b\u200bsvojstva i oksidacionih i redukcionih sredstava. Takvih je tvari puno, stoga ćemo navesti samo one najčešće. To su sumporni spojevi (+4): u kiselom mediju SO 2, te u alkalnom i neutralnom SO 3 2- i HSO 3 -. Ako ti spojevi sudjeluju u reakciji kao reduktori, tada će se oksidirati u sumpor +6 (u plinskoj fazi u SO 3, a u otopini u SO 4 2-. Ako sumporni spojevi (+4) reagiraju s aktivnim redukcijskim sredstvima , zatim redukcija na elementarni sumpor, ili čak vodonik-sulfid.
SO 2 + 4HI \u003d S + 2I 2 + 2H 2 O
Mnoga jedinjenja azota takođe pokazuju redoksualnu dualnost. Posebno je zanimljivo ponašanje nitritnih jona NO 2 - ... Tokom njihove oksidacije nastaje nitrat-jon NO 3 - , a nakon redukcije, plinoviti dušikov monoksid NO. Primjer: 2NaNO 2 + 2NaI + 2H 2 SO 4 \u003d I 2 + NO + 2Na 2 SO 4 + 2H 2 O.
Razmotrimo još jedan primjer, ovaj put uzimanje vodonik-peroksida, u kojem je oksidacijsko stanje kisika (-1). Ako dođe do oksidacije ove tvari, tada će se stupanj kiseonika popeti na 0 i primijetit će se razvoj plinovitog vodika:
H 2 O 2 + Cl 2 \u003d 2HCl + O 2.
U reakcijama oksidacije, stanje oksidacije kiseonika u peroksidima smanjuje se na (-2), što odgovara ili vodi H 2 O, ili hidroksidu - ionu OH -. Kao primjer, ovdje je reakcija koja se često koristi u restauratorskim radovima, u kojoj se crni olovni sulfid pretvara u bijeli sulfat kada je izložen razrijeđenoj otopini vodonik-peroksida: PbS (crni) + 4H 2 O 2 \u003d PbSO 4 (bijeli) + 4H 2 O .
Dakle, dovršavajući uvodni dio, predstavljamo glavna oksidirajuća sredstva, redukcijska sredstva i tvari koje mogu pokazivati \u200b\u200bi oksidacijska i redukcijska svojstva.
Oksidanti: F 2, O 2, O 3, Cl 2, Br 2, HNO 3, H 2 SO 4 (konc.), KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, PbO 2, NaBiO 3, joni u vodenoj otopini Fe 3 +, Cu 2+, Ag +.
Reducirajući agensi: H2S, (S2 -), HI (I -), HBr (Br -), HCl (slab), NH3 (pri visokim temperaturama), joni u vodenoj otopini Fe 2+, Cr 2+, Sn 2 + i sl.
Supstance sa dvostrukim svojstvima: H 2, C, P, As, S, I 2, CO, H 2 O 2, Na 2 O 2, NaNO 2, SO 2 (SO 3 2-) i, formalno, gotovo sve supstance koje sadrže atome s intermedijerom oksidaciono stanje.
Sastavljanje jednadžbi za redoks reakcije.
Postoji nekoliko načina za formuliranje OVR jednadžbi. Obično se primjenjuje
a) metoda elektronske vage,
b) metod elektronsko-jonske ravnoteže.
Obje metode temelje se na pronalaženju takvih kvantitativnih odnosa između oksidirajućeg agensa i redukcijskog sredstva, pri čemu se uočava jednakost primljenih i datih elektrona.
Metoda elektroničke vage je svestranija, iako manje ilustrativna. Zasnovan je na proračunu promjene stanja oksidacije atoma oksidirajućeg i redukcijskog agensa u početnoj i konačnoj supstanci. Kada radite s ovom metodom, prikladno je slijediti ovaj algoritam.
Snima se molekularna shema redoks reakcije,
Izračunavaju se oksidacijska stanja atoma (obično ona koja ih mijenjaju),
Određuju se oksidirajuće sredstvo i redukcijsko sredstvo,
Određuje se broj elektrona koje uzima oksidirajuće sredstvo i broj elektrona koje donira redukciono sredstvo.
Pronalaze se koeficijenti kada se pomnoži sa kojim se izjednačava broj danih i primljenih elektrona,
Koeficijenti se biraju za ostale sudionike reakcije.
Razmotrimo reakciju oksidacije vodonik-sulfida.
H2S + O2 \u003d SO2 + H2O
U ovoj reakciji sumpor (-2) je redukcijsko sredstvo, a molekularni kisik oksidirajuće sredstvo. Zatim sastavljamo elektronsku vagu.
S -2 -6e - → S +4 2 - faktor množenja za redukciono sredstvo
O 2 + 4e - → 2O -2 3 - faktor množenja za oksidans
Formule supstanci zapisujemo uzimajući u obzir faktore množenja
2H 2 S + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O
Razmotrimo još jedan slučaj - razgradnju aluminijum-nitrata Al (NO 3) 3. U ovoj supstanci atomi dušika imaju najviše oksidacijsko stanje (+5), a atomi kisika - najmanje (-2). Stoga slijedi da će dušik biti oksidirajuće sredstvo, a kisik redukcijsko sredstvo. Sastavljamo elektroničku ravnotežu, znajući da se sav azot redukuje u dušikov dioksid, a kiseonik oksidira u molekularni kisik. Uzimajući u obzir broj atoma, pišemo:
3N +5 + 3e - → 3N +4 4
2O -2 -4e - → O 2 o 3
tada će se jednadžba razlaganja napisati na sljedeći način: 4Al (NO 3) 3 \u003d Al 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2.
Metoda elektronska vagaobično se koristi za određivanje koeficijenata u ORR koji teku u heterogenim sistemima koji sadrže čvrste materije ili gasove.
Za reakcije koje se javljaju u otopinama, obično se koriste metoda ravnoteže elektronskih jona, koji uzima u obzir utjecaj različitih čimbenika na sastav konačnih proizvoda.
Ova metoda uzima u obzir: a) kiselost medija, b) koncentraciju reakcijskih supstanci, c) stvarno stanje reakcijskih čestica u otopini, d) utjecaj temperature itd. Pored toga, za ovo metodom nije potrebno koristiti oksidacijsko stanje.
Šta odgovoriti osobi koju zanima kako riješiti redoks reakcije? Nerešivi su. Međutim, kao i bilo koji drugi. Kemičari uglavnom ne rješavaju reakcije ili njihove jednadžbe. Za redoks reakciju (ORR) možete izraditi jednadžbu i u nju smjestiti koeficijente. Pogledajmo kako se to radi.
Oksidirajuće i redukciono sredstvo
Redoks je reakcija u kojoj se mijenjaju oksidacijska stanja reaktanata. To je zato što jedna od čestica daruje svoje elektrone (naziva se redukcijskim sredstvom), a druga ih prihvaća (oksidirajuće sredstvo).
Reduktor, gubeći elektrone, oksidira, odnosno povećava vrijednost oksidacijskog stanja. Na primjer, unos: 
znači da je cink dao 2 elektrona, odnosno bio je oksidiran. On je restaurator. Kao što se može vidjeti iz navedenog primjera, njegovo oksidacijsko stanje se povećalo. 
- ovdje sumpor prihvata elektrone, odnosno on se obnavlja. Ona je oksidirajuće sredstvo. Stanje oksidacije mu se smanjilo.
Neko se može zapitati zašto, kada se dodaju elektroni, stanje oksidacije opada, a kada se izgube, naprotiv, povećava? Sve je logično. Elektron je čestica s nabojem od -1, stoga, s matematičke točke gledišta, unos treba čitati kako slijedi: 0 - (-1) \u003d +1, gdje je (-1) elektron. Tada to znači: 0 + (-2) \u003d -2, gdje (-2) - to su dva elektrona koja je uzeo atom sumpora.
Pogledajmo sada reakciju u kojoj se odvijaju oba procesa:
Natrijum reaguje sa sumporom stvarajući natrijum sulfid. Atomi natrijuma se oksidiraju, donira jedan elektron, atomi sumpora se smanjuju, dodajući dva. Međutim, to može biti samo na papiru. Zapravo, oksidirajuće sredstvo mora na sebe vezati tačno onoliko elektrona koliko im je redukciono sredstvo dalo. U prirodi postoji ravnoteža u svemu, uključujući redoks procese. Pokažimo elektronsku ravnotežu za ovu reakciju:
Ukupan višekratnik između broja doniranih i primljenih elektrona je 2. Podijelivši ga s brojem doniranih elektrona natrijumom (2: 1 \u003d 1) i sumporom (2: 2 \u003d 1) dobivamo koeficijente u ovoj jednadžbi. Odnosno, na desnoj i lijevoj strani jednadžbe atomi sumpora trebaju biti po jedan (vrijednost koja je dobivena kao rezultat dijeljenja zajedničkog višestrukog broja elektrona primljenih sivim), a atomi natrija - dva svaki. Na dijagramu s lijeve strane zasad postoji samo jedan atom natrijuma. Udvostručimo je stavljajući faktor 2 ispred formule natrijuma. Desna strana atoma natrijuma već sadrži 2 (Na2S).
Sastavili smo jednadžbu najjednostavnije redoks reakcije i u nju smjestili koeficijente koristeći metodu elektroničke ravnoteže.
Razmotrimo kako teže riješiti redoks reakcije. Na primjer, kada koncentrirana sumporna kiselina stupi u interakciju s istim natrijem, nastaju sumporovodik, natrijum sulfat i voda. Napišimo shemu:
Odredimo stanja oksidacije atoma svih elemenata:
Promijenjena umjetnost. samo natrijum i sumpor. Zapišimo polureakcije oksidacije i redukcije:
Pronađite najmanji zajednički višekratnik između 1 (broj elektrona koje daje natrijum) i 8 (broj negativnih naboja primljenih sumporom), podijelite ga s 1, a zatim sa 8. Rezultati su broj atoma Na i S na desno i lijevo.
Zapišimo ih u jednadžbu:
Koeficijente ne postavljamo na vagu prije formule sumporne kiseline. Brojimo ostale metale, ako ih ima, zatim ostatke kiseline, zatim H, i na kraju, provjeravamo ima li kisika.
U ovoj jednadžbi atomi natrija s desne i s lijeve strane trebaju biti 8. Ostaci sumporne kiseline koriste se dva puta. Od toga 4 postaju agensi za stvaranje soli (dio Na2SO4), a jedan se pretvara u H2S, odnosno mora se potrošiti ukupno 5 atoma sumpora. Stavili smo 5 ispred formule sumporne kiseline.
Provjeravamo da su atomi H: H s lijeve strane 5 × 2 \u003d 10, s desne - samo 4, što znači da ispred vode stavimo koeficijent 4 (ne može se staviti ispred sumporovodika, jer slijedi iz ravnoteže da s desne i lijeve strane treba imati 1 molekulu H2S. Provjeravamo ima li kisika. S lijeve strane nalazi se 20 O atoma, s desne strane su 4 × 4 sumporne kiseline i još 4 iz vode. Sve konvergira, što znači da su radnje izvedene korektno.
Ovo je jedna vrsta akcije koju bi neko ko je pitao kako riješiti redoks reakcije mogao imati na umu. Ako je ovo pitanje značilo „dovršiti OVR jednadžbu“ ili „dodati reakcijske produkte“, za izvršenje takvog zadatka nije dovoljno biti u mogućnosti napraviti elektroničku vagu. U nekim slučajevima morate znati koji su proizvodi oksidacije / redukcije, kako na njih utječe kiselost okoliša i razni faktorio čemu će biti riječi u drugim člancima.
Redoks reakcije - video
Prije određivanja najjačih oksidanata, pokušat ćemo razjasniti teorijska pitanja vezana za ovu temu.
Definicija
U hemiji, oksidirajuće sredstvo znači neutralne atome ili nabijene čestice, koje u interakciji primaju elektrone iz drugih čestica.
Primjeri oksidanata
Da bi se utvrdili najjači oksidanti, treba napomenuti da ovaj pokazatelj ovisi o oksidacijskom stanju. Na primjer, u mangan kalijum permanganatu je +7, odnosno maksimum.
Ovaj spoj, poznatiji kao kalijum permanganat, pokazuje tipična oksidaciona svojstva. Može se koristiti u organska hemija for kvalitativne reakcije za višestruku komunikaciju.
Određujući najjače oksidante, usredotočimo se na dušičnu kiselinu. S pravom se naziva kraljicom kiselina, jer je taj spoj, čak i u razrijeđenom obliku, sposoban za interakciju s metalima smještenim u elektrokemijskim nizovima metalnih napona nakon vodonika.
S obzirom na najjače oksidanse, spojevi hroma ne mogu se zanemariti. Soli kroma smatraju se jednim od najsjajnijih oksidirajućih sredstava, a koriste se u kvalitativnoj analizi.
Oksidativne grupe
Neutralni molekuli i nabijene čestice (joni) mogu se smatrati oksidansima. Ako analizirate atome hemijski elementi, pokazujući slična svojstva, neophodno je da sadrže od četiri do sedam elektrona.
Podrazumijeva se da upravo p-elementi pokazuju jaka oksidacijska svojstva, a tu spadaju tipični nemetali.
Najjače oksidirajuće sredstvo je fluor, član halogene podskupine.
Među slabim oksidansima mogu se uzeti u obzir predstavnici četvrte grupe periodnog sustava. Redovno dolazi do smanjenja oksidativnih svojstava u glavnim podskupinama s povećanjem atomskog radijusa.
S obzirom na ovaj obrazac, može se primijetiti da olovo pokazuje minimalna oksidacijska svojstva.
Najjači nemetalni oksidans - koji nije u stanju donirati elektrone drugim atomima.
Elementi poput hroma, mangana, ovisno o okolini u kojoj se odvija hemijska interakcija, mogu pokazivati \u200b\u200bne samo oksidirajuća, već i reducirajuća svojstva.
Oni mogu promijeniti svoje stanje oksidacije s niže vrijednosti na višu, donirajući elektrone drugim atomima (ionima) za to.
Joni svih plemenitih metala, čak iu minimalnom oksidacionom stanju, pokazuju sjajna oksidaciona svojstva, aktivno ulazeći u hemijsku interakciju.
Kada govorimo o jakim oksidansima, bilo bi pogrešno zanemariti molekularni kisik. Upravo se ta dvoatomska molekula smatra jednom od najpristupačnijih i najrasprostranjenijih vrsta oksidanata, pa se zato široko koristi u organskoj sintezi. Na primjer, u prisustvu oksidirajućeg agensa u obliku molekularnog kisika, etanol se može pretvoriti u etanal, što je neophodno za naknadnu sintezu sirćetna kiselina... Čak se i organski alkohol (metanol) može dobiti iz prirodnog plina oksidacijom.
Zaključak
Redoks procesi nisu važni samo za izvođenje nekih transformacija u hemijskom laboratoriju, već i za industrijsku proizvodnju različitih organskih i anorganskih proizvoda. Zbog toga je toliko važno odabrati prave oksidirajuće agense kako bi se povećala efikasnost reakcije i povećao prinos proizvoda interakcije.
Ministarstvo obrazovanja i nauke Ruske Federacije
Savezna državna proračunska obrazovna institucija visokog profesionalnog obrazovanja
Sibirsko državno industrijsko univerzitet
Katedra za opštu i analitičku hemiju
Redoks reakcije
Metodičke upute za izvođenje laboratorijskih i praktičnih vježbi
u disciplinama "Hemija", "Anorganska hemija",
"Opšta i anorganska hemija"
Novokuznetsk
UDK 544.3 (07)
Recenzent
kandidat hemijskih nauka, vanredni profesor,
glava Zavod za fizičku hemiju i TMP SibGIU
A.I. Poshevneva
O-504 Reakcije redukcije oksidacije: metoda. dekret. / Sib. država industrijski un-t; comp. : P.G. Permyakov, R.M. Belkina, S.V. Zentsova. - Novokuznetsk: Ed. Centar SibGIU 2012. - 41 str.
Pruža teoretske informacije, primjere rješavanja problema na temu "Redoks reakcije" u disciplinama "Hemija", "Neorganska hemija", "Opšta i neorganska hemija". Prikazani su laboratorijski radovi i pitanja koja je autorski tim razvio za samokontrolu, kontrolne i test zadatke za obavljanje kontrolnog i samostalnog rada.
Dizajniran za studente prve godine svih područja studija.
Predgovor
Metodičke upute za hemiju sastavljene su prema programu za tehnička područja visokoškolskih ustanova, namijenjene su organiziranju samostalnog rada na temi "Redoks reakcije" na obrazovnom materijalu u učionici i izvan njega.
Samostalni rad na proučavanju teme "Reakcije oksidacije-redukcije" sastoji se od nekoliko elemenata: proučavanje teorijskog materijala, provođenje kontrolnih i test zadataka prema ovom metodičkom uputstvu i individualne konsultacije sa nastavnikom.
Kao rezultat samostalnog rada potrebno je savladati osnovne pojmove, definicije, pojmove i savladati tehniku \u200b\u200bkemijskih proračuna. Izvođenje kontrolnih i ispitnih zadataka trebali biste započeti tek nakon dubokog proučavanja teorijskog materijala i pažljive analize primjera tipičnih zadataka danih u teorijskom dijelu.
Autori se tome nadaju smjernice omogućit će studentima ne samo da uspješno savladaju predloženi materijal na temu „Redoks reakcije“, već će im postati korisno i u obrazovnom procesu prilikom savladavanja disciplina „Hemija“, „Neorganska hemija“.
Redoks reakcije Pojmovi, definicije, pojmovi
Redoks reakcije - to su reakcije praćene prijelazom elektrona iz nekih atoma ili iona u druge, drugim riječima, to su reakcije koje mijenjaju oksidacijska stanja elemenata.
Stanje oksidacije Je li naboj atoma elementa u spoju, izračunat iz uvjetne pretpostavke da su sve veze u molekulu jonske.
Uobičajeno je stanje oksidacije arapskim brojem označavati iznad simbola elementa znakom plus ili minus ispred znamenke. Na primjer, ako je veza u molekuli HCl jonska, tada ioni vodonika i klora s nabojima (+1) i (–1), dakle 
.
Koristeći gornja pravila, izračunavamo oksidaciona stanja hroma u K 2 Cr 2 O 7, klora u NaClO, sumpora u H 2 SO 4, azota u NH 4 NO 2:
2 (+1) + 2 · x + 7 (–2) \u003d 0, x \u003d +6;
+1 + x + (–2) \u003d 0, x \u003d +1;
2 (+1) + x + 4 (–2) \u003d 0, x \u003d +6;
x + 4 (+1) \u003d + 1, y + 2 (–2) \u003d –1,
x \u003d –3, y \u003d +3.
Oksidacija i redukcija.Oksidacija je oslobađanje elektrona, što rezultira povećanjem stanja oksidacije elementa. Redukcija je vezivanje elektrona, uslijed čega se smanjuje oksidacijsko stanje elementa.
Procesi oksidacije i redukcije usko su povezani, jer se hemijski sistem može odreći elektrona samo kada ih drugi sistem veže ( redoks sistem). Sistem za vezivanje elektrona ( oksidans) sam se redukuje (pretvara u odgovarajuće redukcijsko sredstvo), a sistem donira elektrone ( redukciono sredstvo), sam oksidira (pretvara se u odgovarajuće oksidaciono sredstvo).
Primjer 1. Razmotrite reakciju:
Broj elektrona koji doniraju atomi redukcionog agensa (kalijum) jednak je broju elektrona koje molekuli oksidirajućeg agensa (hlor) dodaju. Stoga jedan molekul klora može oksidirati dva atoma kalijuma. Izjednačavanjem broja primljenih i datih elektrona dobijamo:
Tipičnim oksidansimauključuju:
Osnovne supstance - Cl 2, Br 2, F 2, I 2, O, O 2.
Spojevi u kojima elementi pokazuju najviše oksidaciono stanje (određeno brojem grupe) -
Kation H + i joni metala u najvišem oksidacionom stanju - Sn 4+, Cu 2+, Fe 3+ itd.
Tipičnim reducentima uključuju:
Redoks dualnost.Jedinjenja sa najvišim stepenom oksidacije, svojstven ovom elementu, može djelovati samo kao oksidans u redoks reakcijama, a oksidacijsko stanje elementa može se samo smanjiti u ovom slučaju. Jedinjenja sa najnižim stepenom oksidacije mogu biti, naprotiv, samo restauratori; ovdje se oksidacijsko stanje elementa može samo povećati. Ako je element u srednjem oksidacijskom stanju, tada njegovi atomi mogu, ovisno o uvjetima, prihvatiti elektrone koji djeluju kao oksidirajuće sredstvo ili donirati elektrone, djelujući kao redukcijsko sredstvo.
Tako, na primjer, stanje oksidacije azota u spojevima varira od (- 3) do (+5) (slika 1):
Samo NH 3, NH 4 OH
redukciona sredstva
HNO 3, soli HNO 3
samo oksidanti
Jedinjenja sa srednjim oksidacionim stanjem azota mogu delovati kao oksidanti, redukujući na niža oksidaciona stanja ili kao redukciona sredstva, oksidirajući u više oksidaciona stanja
Slika 1 - Promjena stanja oksidacije azota
Metoda elektronske vageizjednačavanje redoks reakcija sastoji se u ispunjavanju sljedećeg pravila: broj elektrona koji doniraju sve čestice redukcionih sredstava uvijek je jednak broju elektrona koji su povezane sa svim česticama oksidirajućih sredstava u datoj reakciji.
Primjer 2.
Ilustrirajmo metodu elektronske ravnoteže na primjeru oksidacije željeza kisikom: 
.
Fe 0 - 3ē \u003d Fe +3 - postupak oksidacije;
O 2 + 4ē \u003d 2O –2 - proces oporavka.
U sistemu redukcionih sredstava (polovina reakcije procesa oksidacije), atom gvožđa donira 3 elektrona (Dodatak A).
U sistemu oksidacionih agensa (polovična reakcija procesa redukcije), svaki atom kiseonika uzima 2 elektrona - ukupno 4 elektrona.
Najmanji zajednički višekratnik dva broja 3 i 4 je 12. Dakle, gvožđe daje 12 elektrona, a kiseonik 12 elektrona:
Koeficijenti 4 i 3 zapisani s lijeve strane polureakcija tijekom zbrajanja sistema množe se sa svim komponentama polovičnih reakcija. Sažetak jednadžbe pokazuje koliko molekula ili jona trebate dobiti u jednadžbi. Jednadžba je točna kada je broj atoma svakog elementa na obje strane jednadžbe jednak.
Metoda polureakcijekoristi se za izjednačavanje reakcija koje se odvijaju u otopinama elektrolita. U takvim slučajevima reakcije uključuju ne samo oksidirajuće i redukcijsko sredstvo, već i čestice medija: molekule vode (H 2 O), H + i OH - - joni. Tačnija za takve reakcije je upotreba elektronsko-jonskih sistema (polureakcije). Prilikom pripreme polureakcija u vodenim otopinama, po potrebi se uvode molekuli H 2 O i H + ili OH - ioni uzimajući u obzir reakcijski medij. Slabi elektroliti, slabo topljivi (Dodatak B) i gasovita jedinjenja u jonskim sistemima napisani su u molekularnom obliku (Dodatak C).
Razmotrimo kao primjere interakcije kalij sulfata i kalijum permanganata u kiselim i alkalnim medijima.
Primjer 3. Reakcija između kalijum sulfata i kalijum permanganata u kiselom okruženju:
Utvrđujemo promjenu oksidacijskog stanja elemenata i ukazujemo ih u jednadžbi. Najveće oksidaciono stanje mangana (+7) u KMnO 4 ukazuje da je KMnO 4 oksidaciono sredstvo. Sumpor u jedinjenju K2S03 ima oksidaciono stanje (+4) - redukovani je oblik u odnosu na sumpor (+6) u jedinjenju K2S04. Dakle, K2SO3 je redukcijsko sredstvo. Realni joni koji sadrže elemente koji mijenjaju stanje oksidacije i njihove početne polureakcije imaju sljedeći oblik:
Svrha daljnjih radnji je stavljanje jednakih znakova u ove polureakcije umjesto strelica koje odražavaju mogući smjer reakcije. To se može učiniti kada se vrste elemenata, broj njihovih atoma i ukupni naboji svih čestica podudaraju na lijevoj i desnoj strani svake polureakcije. Da bi se to postiglo, koriste se dodatni ioni ili molekuli medija. Obično su to N +, ON - joni i molekuli vode. U pola reakcije 
broj atoma mangana je jednak, ali broj atoma kiseonika nije jednak, stoga uvodimo četiri molekula vode u desnu stranu polovične reakcije:. Izvođenje sličnih radnji (izjednačavanje kisika) u sistemu 
, dobijamo 
... Atomi vodika pojavili su se u obje polureakcije. Njihov se broj izjednačava odgovarajućim sabiranjem u drugom dijelu jednačina s ekvivalentnim brojem vodonikovih jona.
Sada su svi elementi uključeni u jednadžbe polureakcije izjednačeni. Preostaje izjednačavanje naboja čestica. Na desnoj strani prve polureakcije zbroj svih naboja je +2, dok je na lijevoj strani +7. Jednakost naboja provodi se dodavanjem na lijevu stranu jednadžbe pet negativnih naboja u obliku elektrona (+5 ē). Slično tome, u jednadžbi druge polureakcije potrebno je oduzeti 2 ē s lijeve strane. Sada u jednačine obje polovične reakcije možemo staviti jednake znakove:
–Proces oporavka;
–Proces oksidacije.
U primjeru koji se razmatra, omjer broja elektrona uzetih u procesu redukcije i broja elektrona oslobođenih tokom oksidacije je 5 ׃ 2. Da bi se dobio ukupna jednačina reakcija mora, zbrajanjem jednadžbi procesa redukcije i oksidacije, uzeti u obzir ovaj omjer - jednadžbu redukcije pomnožiti sa 2, a jednadžbu oksidacije sa 5.
Množenjem koeficijenata sa svim članovima jednadžbi polureakcije i sažimanjem samo desne i samo njihove lijeve strane, dobivamo konačnu reakcijsku jednadžbu u jonsko-molekularnom obliku:
Smanjujući takve pojmove, oduzimanjem istog broja jona H + i molekula H 2 O, dobijamo:
Ukupna jonska jednadžba je ispravno napisana, postoji podudarnost između sredine i molekularne. Dobivene koeficijente prenosimo u molekularnu jednadžbu:
Primjer 4. Interakcije kalijum sulfata i kalijum permanganata u alkalnom okruženju:
Odrediti oksidaciona stanja elemenata koji mijenjaju oksidacijsko stanje (Mn +7 → Mn +6, S +4 → S +6). Realni joni, koji uključuju ove elemente ( 
,
). Procesi (polureakcije) oksidacije i redukcije:
2
- proces oporavka
1 - postupak oksidacije
Sažetak jednadžbe:
U ukupnoj jonskoj jednačini postoji korespondencija medija. Koeficijente prenosimo u molekularnu jednadžbu:
Redoks reakcije se dijele na sljedeće vrste:
intermolekularna oksidacija-redukcija;
samooksidacija-samoizlječenje (disproporcijacija);
intramolekularna oksidacija - redukcija.
Intermolekularne reakcije redukcije oksidacije - to su reakcije kada je oksidirajuće sredstvo u jednoj molekuli, a redukcijsko sredstvo u drugoj.
Primjer 5. Kada oksidira željezni hidroksid u vlažnom okruženju, dolazi do slijedeće reakcije:
4Fe (OH) 2 + OH - - 1ē \u003d Fe (OH) 3 - postupak oksidacije;
1 O 2 + 2N 2 O + 4ē \u003d 4OH - - proces redukcije.
Da bi se osiguralo da su elektronski-jonski sistemi ispravno zabilježeni, potrebno je provjeriti: lijeva i desna strana polovičnih reakcija moraju sadržavati jednak broj atoma elemenata i naboja. Zatim, izjednačavajući broj primljenih i datih elektrona, sumiramo polureakcije:
4Fe (OH) 2 + 4OH - + O 2 + 2H 2 O \u003d 4Fe (OH) 3 + 4OH -
4Fe (OH) 2 + O2 + 2H2O \u003d 4Fe (OH) 3
Reakcije samooksidacije-samoizlječenja (reakcije disproporcije) - to su reakcije tokom kojih se dio ukupne količine elementa oksidira, a drugi dio reducira, karakteristično za elemente sa srednjim oksidacijskim stanjem.
Primjer 6. Kada hlor stupi u interakciju sa vodom, dobija se smeša solne i hlorovodonične (HClO) kiseline:
Ovdje se klor podvrgava i oksidaciji i redukciji:
1Cl 2 + 2H 2 O - 2ē \u003d 2HClO + 2H + - proces oksidacije;
1 Cl 2 + 2ē \u003d 2Cl - - proces redukcije.
2Cl 2 + 2H 2 O \u003d 2HClO + 2HCl
Primjer 7 . Disproporcija azotne kiseline:
U ovom slučaju dolazi do oksidacije i redukcije 
kao dio HNO 2:
Sažetak jednadžbe:
HNO 2 + 2HNO 2 + H 2 O + 2H + \u003d NE 
+ 3H + + 2NO + 2H 2 O
3HNO 2 \u003d HNO 3 + 2NO + H 2 O
Reakcije redukcije oksidacije unutar molekula Je postupak kada jedan sastavni dio molekule služi kao oksidacijsko sredstvo, a drugi kao redukcijsko sredstvo. Mnogi procesi termičke disocijacije mogu biti primjeri intramolekularne redukcije oksidacije.
Primjer 8. Termička disocijacija NH 4 NO 2:
Ovdje je NH jon 
oksidira, a NO ion 
svedeno na slobodni azot:
12NH 
- 6 ē \u003d N 2 + 8H +
1 2NO 
+ 8H + + 6 ē \u003d N 2 + 4H 2 O
2NH 
+ 2NO 
+ 8H + \u003d N 2 + 8H + + N 2 + 4H 2 O
2NH 4 NO 2 \u003d 2N 2 + 4H 2 O
Primjer 9 . Razgradnja amonijevog dihromata:
12NH 
- 6 ē \u003d N 2 + 8H +
1 Cr 2 O. 
+ 8H + + 6 ē \u003d Cr 2 O 3 + 4 H 2 O
2NH 
+ Cr 2 O 
+ 8H + \u003d N 2 + 8H + + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O
(NH 4) 2 Sr 2 O 7 \u003d N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O
Redoks reakcije koje uključuju više od dva elementa koji mijenjaju stanje oksidacije.
Primjer 10. Primjer je reakcija interakcije željeznog sulfida s azotnom kiselinom, gdje tijekom reakcije tri elementa (Fe, S, N) mijenjaju stanje oksidacije:
FeS 2 + HNO 3 
Fe 2 (SO 4) 3 + NO + ...
Jednadžba nije zapisana do kraja i upotreba elektronsko-jonskih sistema (polureakcije) omogućit će vam da dovršite jednadžbu. Uzimajući u obzir stanja oksidacije elemenata koji učestvuju u reakciji, utvrđujemo da su u FeS 2 dva elementa (Fe, S) oksidirana, a oksidirajuće sredstvo je 
(
), koji je vraćen na NO:
S –1 → 
(
)
Zapisujemo polureakciju oksidacije FeS 2:
FeS 2 → Fe 3+ + 
Prisustvo dvaju Fe 3+ jona u Fe 2 (SO 4) 3 ukazuje na udvostručavanje broja atoma gvožđa nakon daljeg snimanja polureakcije:
2FeS 2 → 2Fe 3+ + 4 
Istovremeno, izjednačavamo broj atoma sumpora i kiseonika, dobivamo:
2FeS 2 + 16N 2 O → 2Fe 3+ + 4 
.
32 atoma vodonika, uvođenjem 16 molekula H2O u lijevu stranu jednačine, izjednačujemo dodavanjem ekvivalentnog broja jona vodonika (32 H +) na desnu stranu jednadžbe:
2FeS 2 + 16N 2 O → 2Fe 3+ + 4 
+ 32H +
Naboj na desnoj strani jednadžbe je +30. Da bi lijeva strana bila ista (+30), oduzmite 30 ē:
1 2FeS 2 + 16H 2 O - 30 ē \u003d 2Fe 3+ + 4 
+ 32N + - oksidacija;
10 NE 
+ 4N + + 3 ē \u003d NO + 2H 2 O - redukcija.
2FeS 2 + 16H 2 O + 10NO 
+ 40H + \u003d 2Fe 3+ + 4 
+ 32H + + 10NO + 20H 2 O
2FeS 2 + 10NO 3 + 30 N + \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + 10 NO + 
+ 32N + + 4H 2 O
H2SO4 + 30H +
Metodom oduzimanja smanjujemo obje strane jednadžbe za isti broj jona (30 H +) i dobivamo:
2FeS 2 + 10NO 3 \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + 10 NO + N 2 SO 4 + 4H 2 O
Energija redoks reakcija . Uvjet za spontanu pojavu bilo kojeg procesa, uključujući redoks reakciju, je nejednakost ∆G< 0, где ∆G – энергия Гиббса и чем меньше ∆G, т.е. чем больше его отрицательное значение, тем более реакционноспособнее окислительно-восстановительная система. Для реакций окисления-восстановления:
∆G \u003d –n · F · ε,
gdje je n broj elektrona koje je redukciono sredstvo prenijelo u oksidirajuće sredstvo u osnovnom oksidacijsko-redukcijskom aktu;
F je Faradayev broj;
ε - elektromotorna sila (EDS) redoks reakcije.
Elektromotorna sila redoks reakcije određena je razlikom potencijala između oksidirajućeg i redukcijskog agensa:
ε \u003d E ok - E u,
Pod standardnim uvjetima:
ε ° \u003d E ° ok - E ° c.
Dakle, ako je uvjet za spontani tok procesa nejednakost ∆G °< 0, то это возможно, когда n·F·ε ° > 0. Ako su n i F pozitivni brojevi, tada je potrebno da ε °\u003e 0, a to je moguće kada je E ° ok\u003e E ° c. Stoga slijedi da je uvjet za spontani nastanak redoks reakcije nejednakost E ° ok\u003e E ° c.
Primjer 11. Utvrdite mogućnost redoks reakcije:
Utvrdivši oksidacijska stanja elemenata koji mijenjaju oksidacijsko stanje, zapisujemo polovične reakcije oksidacionog i redukcijskog sredstva, ukazujući na njihov potencijal:
Cu - 2ē \u003d Cu 2+ E ° B \u003d +0,34 V
2H + + 2ē \u003d H 2 E ° ok \u003d 0,0 V
Iz polureakcija se vidi da je E ° ok< Е ° в, это говорит о том, что рассматриваемый процесс термодинамически невозможен (∆G ° > 0). Ova reakcija je moguća samo u suprotnom smjeru, za koji je ∆G °< 0.
Primjer 12. Izračunajte Gibbsovu energiju i konstantu ravnoteže za redukciju kalijum permanganata sa željeznim (II) sulfatom.
Polureakcije oksidirajućeg i redukcijskog agensa:
2 E ° ok \u003d + 1,52V
5 2Fe 2+ - 2 ē \u003d 2Fe 3+ E ° B \u003d +0,77 V
∆G ° \u003d –n · F · ε ° \u003d –n · F (E ° ok - E ° c),
gdje je n \u003d 10, budući da redukcijsko sredstvo daje 10 ē, oksidacijsko sredstvo uzima 10 ē u osnovnom oksidacijsko-redukcijskom aktu.
∆G ° \u003d –10 · 69500 \u200b\u200b(1,52–0,77) \u003d –725000 J,
∆G ° \u003d –725 kJ.
Uzimajući u obzir da je standardna promjena Gibbsove energije povezana s njezinom ravnotežnom konstantom (KS) odnosom:
∆G ° \u003d –RTlnK s ili n · F · ε \u003d RTlnK s,
gdje je R \u003d 8,31 J · mol –1 · K –1,
F 
96500 Cl · mol –1, T \u003d 298 K.
Odredite konstantu ravnoteže za ovu reakciju stavljanjem konstantnih vrijednosti u jednadžbu, pretvaranjem prirodnog logaritma u decimalni:
K c \u003d 10 127.
Dobijeni podaci pokazuju da je razmatrana reakcija redukcije kalijum permanganata reaktivna (∆G ° \u003d - 725 kJ), proces se odvija slijeva udesno i praktično je nepovratan (K c \u003d 10 127).
