Internete nustatykite reakcijoje esantį oksidatorių ir reduktorių. Redokso reakcijų su tirpalu pavyzdžiai
Redokso reakcijos (ORR) - reakcijos, kurias lydi elektronai arba jų išsiskyrimas, arba elektronų tankio persiskirstymas ant atomų (oksidacijos būsenos pokytis).
RIA etapai
Oksidacija - elektronų grįžimas atomais, molekulėmis ar jonais. Dėl to oksidacijos būsena pakyla. Reduktoriai dovanoja elektronus.
Pasveikimas - elektronų prijungimas. Dėl to oksidacijos būsena mažėja. Oksidantai paima elektronus.
OVR - susietas procesas: jei vyksta redukcija, tada vyksta oksidacija.
OVR taisyklės
Lygiavertis elektronų ir atomų balanso mainai.
Rūgšti aplinka
AT rūgšti aplinka išsiskyrę oksido jonai jungiasi su protonais, kad susidarytų vandens molekulės; trūkstamus oksido jonus tiekia vandens molekulės, tada iš jų išsiskiria protonai.
Ten, kur nepakanka deguonies atomų, mes užrašome tiek vandens molekulių, kiek nepakanka oksido jonų.
Sieros kalio sulfite oksidacijos būsena yra +4, mangano kalio permanganate oksidacijos būsena yra +7, sieros rūgštis - reakcijos aplinka.
Aukščiausios oksidacijos laipsnio manganas yra oksidatorius, todėl kalio sulfitas yra reduktorius.
Pastaba: +4 yra tarpinė sieros oksidacijos būsena, todėl ji gali veikti ir kaip reduktorius, ir kaip oksidatorius. Su stipriais oksidatoriais (permanganatas, dichromatas) sulfitas yra redukuojantis agentas (oksiduojamas iki sulfato), su stipriais reduktoriais (halogenidais, halkogenidais) sulfitas yra oksiduojantis agentas (redukuotas iki sieros arba sulfido).
Siera iš oksidacijos būsenos +4 pereina į +6 - sulfitas oksiduojamas iki sulfato. Manganas nuo oksidacijos būsenos +7 pereina į +2 (rūgštinė aplinka) - permanganato jonas redukuojamas iki Mn 2+.
2. Sudarome pusreakcijas. Išlyginamasis manganas: iš permanganato išsiskiria 4 oksido jonai, kuriuos vandenilio jonai (rūgštinė terpė) suriša, kad susidarytų vandens molekulės. Taigi 4 oksido jonai prisijungia prie 8 protonų 4 vandens molekulėse.
Kitaip tariant, dešinėje lygties pusėje trūksta 4 deguonies, todėl parašome 4 vandens molekules, kairėje lygties pusėje - 8 protonus.
Septyni minus du yra plius penki elektronai. Galite išlyginti pagal bendrą krūvį: kairėje lygties pusėje aštuoni protonai, atėmus vieną permanganatą \u003d 7+, dešinėje - mangano, kurio krūvis yra 2+, vanduo yra elektrai neutralus. Septyni minus du yra plius penki elektronai. Viskas sulyginama.
Išlyginkime sierą: kairėje lygties pusėje trūkstamą oksido joną tiekia vandens molekulė, iš kurios du protonai vėliau išleidžiami į dešinę pusę.
Kairėje - mokestis 2, dešinėje - 0 (-2 + 2). Atėmus du elektronus.
Viršutinę reakcijos pusę padauginkite iš 2, apatinę - iš 5.
Protonų ir vandens redukavimas.
Sulfato jonai jungiasi su kalio ir mangano jonais.
Šarminė aplinka
Šarminėje aplinkoje išsiskyrusius oksido jonus suriša vandens molekulės, susidaro hidroksido jonai (OH - grupės). Trūkstamų oksido jonų tiekia hidroksogrupės, kurių reikia pasiimti dvigubai daugiau.
Kur trūksta oksido jonų, hidroksogrupių parašome 2 kartus daugiau, nei jų nepakanka, kita vertus - vanduo.
Pavyzdys. Naudodami elektroninio balanso metodą, surašykite reakcijos lygtį, nustatykite oksidatorių ir reduktorius:
Nustatykite oksidacijos būseną:
Bismutas (III) su stipriais oksidatoriais (pavyzdžiui, Cl 2) šarminėje terpėje pasižymi redukcinėmis savybėmis (oksiduotas iki V bismuto):
Kadangi kairėje lygties pusėje pusiausvyrai trūksta 3 deguonies, rašome 6 hidroksogrupes, o dešinėje - 3 vandenį.
Galutinė reakcijos lygtis:
Neutrali aplinka
Neutralioje aplinkoje išsiskyrusius oksido jonus vandens molekulės suriša, kad susidarytų hidroksido jonai (OH grupės). Trūkstamus oksido jonus tiekia vandens molekulės. Iš jų išsiskiria H + jonai.
Naudodami elektroninio balanso metodą, surašykite reakcijos lygtį, nustatykite oksidatorių ir reduktorius:
1. Nustatykite oksidacijos būseną: sieros kalio persulfate oksidacijos būsena yra +7 (tai oksiduojantis agentas, nes ji yra didžiausia oksidacijos būsena), kalio bromide esančio bromo oksidacijos būsena yra -1 (tai yra reduktorius, nes žemiausia oksidacijos būsena), vanduo yra reakcijos terpė.
Siera iš oksidacijos būsenos +7 pereina į +6 - persulfatas redukuojamas iki sulfato. Bromas pereina nuo oksidacijos būsenos iki -1 į 0 - bromido jonas oksiduojamas iki bromo.
2. Sudarome pusreakcijas. Sulyginkite sierą (2 faktorius prieš sulfatą). Deguonis yra išlygintas.
Kairėje pusėje įkraukite 2, dešinėje - 4, yra prijungti 2 elektronai, o tai reiškia, kad mes rašome +2
Išlyginkite bromą (koeficientas 2 priešais bromido joną). Kairėje pusėje krūvis yra 2, dešinėje - 0, duodami 2 elektronai, o tai reiškia, kad mes rašome -2
3. Bendra elektroninio balanso lygtis.
4. Galutinė reakcijos lygtis:Sulfato jonai jungiasi su kalio jonais, kad susidarytų kalio sulfatas, koeficientas 2 prieš KBr ir prieš K 2 SO 4. Vandens nereikėjo - mes įdėjome jį į laužtinius skliaustus.
OVR klasifikacija
- Oksiduojantis ir redukuojantis agentas - skirtingos medžiagos
- Savaiminiai oksidatoriai, savigydos agentai (disproporcija, dismutacija)... Elementas yra tarpinės oksidacijos būsenos.
- Oksidatorius arba reduktorius - proceso terpė
- Intramolekulinė oksidacija-redukcija... Oksidatorius ir reduktorius yra tos pačios medžiagos dalis.
Kietoji fazė, reakcijos aukštoje temperatūroje.
Kiekybinė RVR charakteristika
Standartinis redokso potencialas, E 0 - elektrodo potencialas palyginti su standartiniu vandenilio potencialu. Daugiau t.
Norint praeiti ORR, būtina, kad potencialų skirtumas būtų didesnis nei nulis, tai yra, oksidanto potencialas turi būti didesnis nei reduktoriaus potencialas:
, 
Pavyzdžiui:
Kuo mažesnis potencialas, tuo stipresnis reduktorius; kuo didesnis potencialas, tuo stipresnis oksidatorius.
Oksiduojančios savybės yra stipresnės rūgščioje aplinkoje, mažina savybes šarminėje.
Pagal jų funkciją redokso procesuose jų dalyviai skirstomi į oksiduojančius ir redukuojančius agentus.
OksidantaiAr atomai, molekulės ar jonai gauna elektronus iš kitų atomų. Sumažėja oksidatoriaus oksidacijos būsena.
Reduktoriai- atomai, molekulės ar jonai, dovanojantys elektronus kitiems atomams. Padidėja reduktoriaus oksidacijos būsena. ORR metu oksidantas redukuojamas, reduktorius oksiduojamas ir abu procesai vyksta vienu metu.
Atitinkamai oksidatoriai ir reduktoriai sąveikauja tokiomis proporcijomis, kad gaunamų ir atiduotų elektronų skaičius yra vienodas.
Konkretus įvairių elementų atomų oksiduojančių ar redukuojančių savybių pasireiškimas priklauso nuo daugelio veiksnių. Svarbiausi iš jų yra elemento padėtis periodinėje lentelėje, elemento oksidacijos būsena tam tikroje medžiagoje, kitų reakcijos dalyvių ypatingos savybės (tirpalų terpės pobūdis, reagentų koncentracija, temperatūra, kompleksinių dalelių stereocheminės savybės ir kt.)
Oksidatoriai.
Oksiduojančiomis medžiagomis gali būti ir paprastos, ir sudėtingos medžiagos. Pabandykime nustatyti, kokie veiksniai lemia medžiagų oksidacines (ir redukuojančias) savybes.
Apie paprastų medžiagų oksidacinį gebėjimą galima spręsti pagal santykinio elektronegatyvumo vertes ( χ ). Ši samprata atspindi atomo sugebėjimą perkelti elektronų tankį į save nuo kitų atomų, t. iš tikrųjų yra paprastų medžiagų oksidacinio gebėjimo matas. Iš tiesų stipriausias oksiduojančias savybes turi aktyvūs nemetalai, turintys maksimalias elektronegatyvumo vertes. Taigi, fluorasF 2 pasižymi tik oksidacinėmis savybėmisnes tai yra didžiausia svarba χ lygus 4,1 (pagal Allredo – Rokhovo skalę). Antrąją vietą užima deguonis O 2 χ \u003d 3,5, ozono O 3 oksidavimo savybės yra dar stipresnės. Trečiąją vietą užima azotas ( χ \u003d 3,07), tačiau jo oksidacinės savybės pasireiškia tik esant aukštai temperatūrai, nes azoto molekulė N 2 turi labai didelį stiprumą, nes atomai yra susieti trigubu ryšiu. Chloras ir bromas pasižymi gana stipriomis oksidacinėmis savybėmis.
Kita vertus, minimalios elektronegatyvumo vertės yra būdingos metalams ( χ \u003d 0,8–1,6). Tai reiškia, kad vidiniai metalų atomų elektronai laikosi labai silpnai ir gali lengvai pereiti prie didesnio elektronegatyvumo atomų. Metalo atomai iki nulio laipsnio gali eksponuoti tik atstatantissavybių ir negali priimti elektronų. Ryškiausias redukcines savybes turi IA ir IIA grupių metalai.
Redoksinės kompleksinių medžiagų savybės
Oksidacijos būsena gali būti atomų oksidacinio gebėjimo kriterijus. Didžiausia oksidacijos būsena atitinka visų valentinių elektronų perėjimą prie kitų atomų. Toks atomas nebegali dovanoti elektronų, o gali juos tik priimti. Taigi, in didžiausia elemento oksidacijos būsena gali pasižymėti tik oksidacinėmis savybėmisir. Tačiau reikia pažymėti, kad maksimali oksidacijos būsena nereiškia automatinio ryškių oksiduojančių savybių pasireiškimo. Norint realizuoti stipraus oksidatoriaus savybes, dalelė turi būti nestabili, maksimaliai asimetriška, netolygiai pasiskirstanti elektronų tankyje. Taigi praskiestuose sulfato jonų SO 4 tirpaluose 2- turinčios maksimalios oksidacijos būsenos sieros atomą +6 , visiškai neturi oksiduojančių savybių, nes turi labai simetrišką tetraedrinę struktūrą. Koncentruotuose sieros rūgšties tirpaluose pastebima dalelių dalis yra neišsijungusių molekulių ir asimetrinės struktūros HSO 4 - jonų, turinčių netolygų elektronų tankio pasiskirstymą, pavidalu. Dėl to koncentruota sieros rūgštis, ypač kaitinama, yra labai stiprus oksidatorius.
Kita vertus, minimali elemento oksidacijos būsena reiškia, kad nemetalo atomas priėmė maksimalų įmanomą elektronų skaičių iki valentinės pakopos ir nebegali priimti elektronų. Vadinasi,
nemetalo atomai, esant minimaliai oksidacijos būsenai, gali pasižymėti tik redukcinėmis savybėmis.
Galima priminti, kad minimali nemetalo oksidacijos būsena lygi grupės skaičiui –8... Kaip ir sieros rūgšties atveju, norint realizuoti redukcines savybes, nepakanka turėti tik minimalią oksidacijos būseną. Pavyzdys yra azotas oksidacijos būsenoje –3. Labai simetriškas amonio jonas NH 4 + tirpale yra ypač silpnas reduktorius. Amoniako molekulė, kurios simetrija yra mažesnė, kaitinant pasižymi gana stipriomis redukcinėmis savybėmis. Redukcijos reakciją galite sukelti iš oksidų:
3FeO + 2NH3 \u003d 3Fe + 3H2O + N2.
Kalbant apie paprastas medžiagas, kurių elektronegatyvumo vertės yra tarpinės ( χ = 1,9 - 2,6), tada nemetalams galima tikėtis tiek oksiduojančių, tiek redukuojančių savybių realizavimo. Tarp tokių medžiagų yra vandenilis H 2, anglis C, fosforas P, siera S, jodas I 2 ir kiti vidutinio aktyvumo nemetalai. Natūralu, metalaiiš šios paprastų medžiagų kategorijos neįtraukiami, nes negali priimti elektronų.
Šios medžiagos, sąveikaudamos su aktyviaisiais oksidatoriais, pasižymi reduktorių savybėmis, o reaguodamos su reduktoriais - oksiduojančių medžiagų savybėmis. Paimkime sieros reakcijas kaip pavyzdį:
0 0 +4 -2 0 0 +2 -2
S + O 2 \u003d SO 2 Fe + S \u003d FeS
kaip matote, pirmoje reakcijoje siera yra reduktorius, o antroje - oksiduojantis agentas.
Kompleksinės medžiagos, turinčios atomų vidutinėse oksidacijos būsenose, taip pat pasižymės oksiduojančių ir redukuojančių medžiagų savybėmis. Tokių medžiagų yra daug, todėl įvardinsime tik labiausiai paplitusias. Tai sieros junginiai (+4): rūgščioje terpėje SO 2, šarminėje ir neutralioje SO 3 2- ir HSO 3 -. Jei šie junginiai dalyvauja reakcijoje kaip reduktoriai, jie bus oksiduojami iki sieros +6 (dujų fazėje iki SO 3 ir tirpale iki SO 4 2-. Jei sieros junginiai (+4) reaguoja su aktyviaisiais reduktoriais, tada redukcija elementinė siera ar net vandenilio sulfidas.
SO2 + 4HI \u003d S + 2I2 + 2H20
Daugelis azoto junginių taip pat pasižymi redoksiniu dvilypumu. Ypač įdomus nitritų jonų NO 2 elgesys - ... Jų oksidacijos metu susidaro nitrato jonas NO 3 - ir redukuojant dujinis azoto monoksidas NO. Pavyzdys: 2NaNO 2 + 2NaI + 2H 2 SO 4 \u003d I 2 + NO + 2Na 2 SO 4 + 2H 2 O.
Apsvarstykite kitą pavyzdį, kai šį kartą imamas vandenilio peroksidas, kuriame deguonies oksidacijos būsena yra (-1). Jei vyksta šios medžiagos oksidacija, deguonies laipsnis pakils iki 0 ir bus pastebėta dujinio vandenilio raida:
H2O2 + Cl2 \u003d 2HCl + O2.
Vykstant oksidacijos reakcijoms, deguonies oksidacijos peroksiduose būsena sumažėja iki (-2), o tai atitinka vandenį H 2 O arba hidroksidą - joną OH. Kaip pavyzdį pateikiama restauravimo darbuose dažnai naudojama reakcija, kai juodasis švino sulfidas, veikiamas praskiesto vandenilio peroksido tirpalo, virsta baltu sulfatu: PbS (juodas) + 4H 2 O 2 \u003d PbSO 4 (baltas) + 4H 2 O.
Taigi, užbaigdami įvadinę dalį, pristatome pagrindinius oksidatorius, reduktorius ir medžiagas, kurios gali pasižymėti ir oksiduojančiomis, ir redukuojančiomis savybėmis.
Oksidantai: F 2, O 2, O 3, Cl 2, Br 2, HNO 3, H 2 SO 4 (koncentr.), KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, PbO 2, NaBiO 3, jonai vandeniniame Fe 3+ tirpale. , Cu 2+, Ag +.
Reduktoriai: H 2 S, (S 2 -), HI (I -), HBr (Br -), HCl (silpnas), NH 3 (esant aukštai temperatūrai), jonai vandeniniame tirpale Fe 2+, Cr 2+, Sn 2+ ir kt.
Dvigubų savybių medžiagos: H 2, C, P, As, S, I 2, CO, H 2 O 2, Na 2 O 2, NaNO 2, SO 2 (SO 3 2-) ir formaliai beveik visos medžiagos, turinčios atomų su tarpiniu oksidacijos būsena.
Redoksinių reakcijų lygčių formulavimas.
Yra keli OVR lygčių formulavimo būdai. Paprastai taikoma
a) elektroninio balanso metodas,
b) elektronų-jonų balanso metodas.
Abu metodai pagrįsti tokiais kiekybiniais ryšiais tarp oksiduojančio ir redukuojančio agento, kuriame stebima gaunamų ir duotų elektronų lygybė.
Elektroninio balanso metodas yra universalesnis, nors ir mažiau iliustruojantis. Jis pagrįstas oksiduojančių ir redukuojančių agentų atomų oksidacijos būsenų kitimo pradinėse ir galutinėse medžiagose skaičiavimu. Dirbant šiuo metodu patogu vadovautis šiuo algoritmu.
Užrašoma redokso reakcijos molekulinė schema,
Apskaičiuojamos atomų (dažniausiai tų, kurie jį keičia) oksidacijos būsenos,
Nustatomas oksidatorius ir reduktorius,
Nustatomas oksiduojančio agento paimtų elektronų skaičius ir reduktoriaus paaukotų elektronų skaičius.
Rasti koeficientai, padauginti iš jų, sulyginami duotų ir gautų elektronų skaičiai,
Koeficientai parenkami kitiems reakcijos dalyviams.
Panagrinėkime vandenilio sulfido oksidacijos reakciją.
H2S + O2 \u003d SO2 + H2O
Šioje reakcijoje siera (-2) yra reduktorius, o molekulinis deguonis yra oksidatorius. Tada mes sudarome elektroninį balansą.
S -2 -6e - → S +4 2 - reduktoriaus daugybos koeficientas
O 2 + 4e - → 2O -2 3 - oksidatoriaus daugybos koeficientas
Medžiagų formules užrašome atsižvelgdami į daugybos koeficientus
2H2S + 3O2 \u003d 2SO2 + 2H2O
Panagrinėkime dar vieną atvejį - aliuminio nitrato Al (NO 3) 3 skaidymą. Šioje medžiagoje azoto atomai turi didžiausią oksidacijos būseną (+5), o deguonies - mažiausiai (-2). Vadinasi, azotas bus oksiduojantis agentas, o deguonis - reduktorius. Mes sudarome elektroninę svarstyklę, žinodami, kad visas azotas redukuojamas iki azoto dioksido, o deguonis oksiduojamas iki molekulinio deguonies. Atsižvelgdami į atomų skaičių, mes rašome:
3N +5 + 3e - → 3N +4 4
2O -2 -4e - → O 2 o 3
tada skilimo lygtis bus parašyta taip: 4Al (NO 3) 3 \u003d Al 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2.
Metodas elektroninis balansaspaprastai naudojami nustatant ORR koeficientus, tekančius heterogeninėse sistemose, kuriose yra kietųjų medžiagų ar dujų.
Dažniausiai naudojamoms reakcijoms tirpaluose elektronų jonų balanso metodas, kuriame atsižvelgiama į įvairių veiksnių įtaką galutinių produktų sudėčiai.
Šiuo metodu atsižvelgiama į: a) terpės rūgštingumą, b) reaguojančių medžiagų koncentraciją, c) tikrąją reaguojančių dalelių būseną tirpale, d) temperatūros poveikį ir kt. Be to, šiam metodui nereikia naudoti oksidacijos būsenos.
Ką atsakyti žmogui, kuris domisi, kaip išspręsti redokso reakcijas? Jie neišsprendžiami. Tačiau, kaip ir visi kiti. Chemikai paprastai neišsprendžia reakcijų ar jų lygčių. Redokso reakcijai (ORR) galite sudaryti lygtį ir į ją įdėti koeficientus. Pažiūrėkime, kaip tai padaryti.
Oksiduojantis ir redukuojantis agentas
Redoksas yra reakcija, kurios metu keičiasi reagentų oksidacijos būsenos. Taip atsitinka todėl, kad viena iš dalelių atsisako savo elektronų (ji vadinama reduktoriumi), o kita juos priima (oksiduojančią medžiagą).
Reduktorius, prarandantis elektronus, yra oksiduojamas, tai yra padidina oksidacijos būsenos vertę. Pavyzdžiui, įrašas: 
reiškia, kad cinkas davė 2 elektronus, tai yra, jis buvo oksiduotas. Jis yra restauratorius. Jo oksidacijos būsena, kaip matyti iš pateikto pavyzdžio, padidėjo. 
- čia siera priima elektronus, tai yra ji yra atkurta. Ji yra oksidatorius. Jo oksidacijos būsena sumažėjo.
Kažkas gali susimąstyti, kodėl, pridedant elektronų, oksidacijos būsena sumažėja, o kai jie prarandami, priešingai, padidėja? Viskas logiška. Elektronas yra dalelė, kurios krūvis yra -1, todėl matematiniu požiūriu įrašą reikia skaityti taip: 0 - (-1) \u003d +1, kur (-1) yra elektronas. Tada tai reiškia: 0 + (-2) \u003d -2, kur (-2) - tai du elektronai, kuriuos pasiėmė sieros atomas.
Dabar pažvelkime į reakciją, kurioje vyksta abu procesai:
Natris reaguoja su siera ir susidaro natrio sulfidas. Natrio atomai oksiduojasi, duodant vieną elektroną, sieros atomai redukuojami, pridedant du. Tačiau tai gali būti tik popieriuje. Tiesą sakant, oksiduojantis agentas turi prisijungti prie savęs tiksliai tiek elektronų, kiek davė reduktorius. Gamtoje pusiausvyra palaikoma visame kame, įskaitant ir redoksinius procesus. Parodykime šios reakcijos elektroninį balansą:
Bendras kartotinis tarp paaukotų ir gautų elektronų skaičiaus yra 2. Padaliję jį iš natrio (2: 1 \u003d 1) ir sieros (2: 2 \u003d 1) paaukotų elektronų skaičiaus, gauname šios lygties koeficientus. Tai yra, dešinėje ir kairėje lygties pusėse sieros atomai turėtų būti po vieną (vertė, kuri buvo gauta dalijant bendrą kartotinį iš pilkai gaunamų elektronų skaičiaus), o natrio atomai - po du. Kairėje diagramoje kol kas yra tik vienas natrio atomas. Padvigubinkime, prieš natrio formulę padėdami koeficientą 2. Dešinėje natrio atomų pusėje jau yra 2 (Na2S).
Parengėme paprasčiausios redokso reakcijos lygtį ir naudodami elektroninio balanso metodą į ją įdėjome koeficientus.
Apsvarstykime, kaip sunkiau „išspręsti“ redokso reakcijas. Pavyzdžiui, kai koncentruota sieros rūgštis reaguoja su tuo pačiu natriu, susidaro vandenilio sulfidas, natrio sulfatas ir vanduo. Parašykime schemą:
Nustatykime visų elementų atomų oksidacijos būsenas:
Pakeistas menas. tik natris ir siera. Parašykime pusines oksidacijos ir redukcijos reakcijas:
Raskite mažiausią bendrą kartotinį tarp 1 (natrio pateikiamas elektronų skaičius) ir 8 (sieros gaunamų neigiamų krūvių skaičius), padalykite jį iš 1, tada iš 8. Rezultatai yra Na ir S atomų skaičius dešinėje ir kairėje.
Parašykime juos į lygtį:
Koeficientų nenustatome iš balanso prieš sieros rūgšties formulę. Skaičiuojame kitus metalus, jei jų yra, tada rūgšties likučius, tada H ir galiausiai tikriname, ar nėra deguonies.
Šioje lygtyje natrio atomai dešinėje ir kairėje turėtų būti 8. Sieros rūgšties liekanos naudojamos du kartus. Iš jų 4 tampa druską formuojančiomis medžiagomis (dalis Na2SO4), o viena virsta H2S, tai yra, iš viso turi būti suvartoti 5 sieros atomai. Mes įdėjome 5 priešais sieros rūgšties formulę.
Mes patikriname H: H atomai kairėje pusėje yra 5 × 2 \u003d 10, dešinėje - tik 4, o tai reiškia, kad prieš vandenį dedame koeficientą 4 (jo negalima įdėti prieš vandenilio sulfidą, nes iš balanso išplaukia, kad dešinėje ir kairėje turėtų būti 1 H2S molekulės). Mes tikriname, ar nėra deguonies. Kairėje yra 20 O atomų, dešinėje yra 4 × 4 sieros rūgšties ir dar 4 iš vandens. Viskas suartėja, o tai reiškia, kad veiksmai buvo atlikti teisingai.
Tai yra vienos rūšies veiksmai, kuriuos gali turėti omenyje tas, kuris paklausė, kaip išspręsti redokso reakcijas. Jei šis klausimas reiškė „užpildyti OVR lygtį“ arba „pridėti reakcijos produktus“, tai norint atlikti tokią užduotį nepakanka, kad būtų galima atlikti elektroninį balansą. Kai kuriais atvejais turite žinoti, kokie yra oksidacijos / redukcijos produktai, kaip juos veikia aplinkos rūgštingumas ir įvairūs veiksniaiapie kuriuos bus kalbama kituose straipsniuose.
Redokso reakcijos - vaizdo įrašas
Prieš nustatydami stipriausius oksidatorius, bandysime išsiaiškinti teorinius klausimus, susijusius su šia tema.
Apibrėžimas
Chemijoje oksiduojantis agentas reiškia neutralius atomus arba įkrautas daleles, kurios sąveikaudamos gauna elektronus iš kitų dalelių.
Oksidantų pavyzdžiai
Norint nustatyti stipriausius oksidatorius, reikia pažymėti, kad šis rodiklis priklauso nuo oksidacijos būsenos. Pavyzdžiui, mangano kalio permanganate jis yra +7, tai yra maksimalus.
Šis junginys, labiau žinomas kaip kalio permanganatas, pasižymi tipinėmis oksidacinėmis savybėmis. Jis gali būti naudojamas organinė chemija dėl kokybinės reakcijos daugkartiniam bendravimui.
Nustatydami stipriausius oksidatorius, sutelkime dėmesį į azoto rūgštį. Jis teisėtai vadinamas rūgščių karaliene, nes būtent šis junginys, net ir praskiestoje formoje, gali sąveikauti su metalais, esančiais elektrocheminėse metalų įtampų eilėse po vandenilio.
Atsižvelgiant į stipriausius oksidantus, negalima ignoruoti chromo junginių. Chromo druskos laikomos viena iš ryškiausių oksidatorių; jos naudojamos kokybinei analizei.
Oksidantų grupės
Oksidantais gali būti laikomos tiek neutralios molekulės, tiek įelektrintos dalelės (jonai). Jei analizuosite atomus cheminiai elementairodantys panašias savybes, būtina, kad juose būtų nuo keturių iki septynių elektronų.
Suprantama, kad būtent p-elementai pasižymi ryškiomis oksidacinėmis savybėmis, įskaitant tipinius nemetalus.
Stipriausias oksidatorius yra fluoras, halogeno pogrupio narys.
Tarp silpnų oksidatorių galima laikyti ketvirtosios periodinės lentelės grupės atstovus. Didėjant atominiam spinduliui, pagrindiniuose pogrupiuose reguliariai mažėja oksiduojančių savybių.
Atsižvelgiant į šį modelį, galima pažymėti, kad švinas pasižymi minimaliomis oksidacinėmis savybėmis.
Stipriausias nemetalinis oksidatorius, kuris nesugeba paaukoti elektronų kitiems atomams.
Tokie elementai kaip chromas, manganas, atsižvelgiant į aplinką, kurioje vyksta cheminė sąveika, gali ne tik oksiduoti, bet ir redukuoti.
Jie gali pakeisti savo oksidacijos būseną iš mažesnės į didesnę, paaukodami tam elektronus kitiems atomams (jonams).
Visų tauriųjų metalų jonai, net esant minimaliai oksidacijos būsenai, pasižymi ryškiomis oksidacinėmis savybėmis, aktyviai veikdami cheminę sąveiką.
Kalbant apie stiprius oksidatorius, būtų neteisinga ignoruoti molekulinį deguonį. Būtent ši diatominė molekulė yra laikoma viena prieinamiausių ir labiausiai paplitusių oksidatorių rūšių, todėl ji plačiai naudojama organinėje sintezėje. Pavyzdžiui, esant oksiduojančiam agentui molekulinio deguonies pavidalu, etanolis gali būti paverstas etanalu, kuris yra būtinas vėlesnei sintezei acto rūgštis... Net organinį alkoholį (metanolį) oksiduojant galima gauti iš gamtinių dujų.
Išvada
Redokso procesai yra svarbūs ne tik atliekant kai kurias transformacijas chemijos laboratorijoje, bet ir pramoninei įvairių organinių ir neorganinių produktų gamybai. Štai kodėl taip svarbu pasirinkti tinkamus oksidatorius, kad padidėtų reakcijos efektyvumas ir padidėtų sąveikos produkto išeiga.
Rusijos Federacijos švietimo ir mokslo ministerija
Federalinė valstijos biudžetinė aukštojo profesinio mokymo įstaiga
Sibiro valstybinis pramonės universitetas
Bendrosios ir analitinės chemijos katedra
Redokso reakcijos
Laboratorinių ir praktinių pratimų atlikimo metodiniai nurodymai
disciplinose „Chemija“, „Neorganinė chemija“,
"Bendroji ir neorganinė chemija"
Novokuzneckas
UDC 544,3 (07)
Recenzentas
chemijos mokslų kandidatas, docentas,
galva Fizikinės chemijos katedra ir TMP SibGIU
A.I. Poševneva
О-504 Oksidacijos-redukcijos reakcijos: metodas. dekretu. / Sib. valstija pramoninis un-t; komp. : P.G. Permyakovas, R.M. Belkina, S.V. Zentsova. - Novokuzneckas: Red. Centre SibGIU 2012. - 41 p.
Pateikiama teorinė informacija, problemų „Redokso reakcijos“ sprendimų pavyzdžiai disciplinose „Chemija“, „Neorganinė chemija“, „Bendroji ir neorganinė chemija“. Pateikiami autorių komandos sukurti laboratoriniai darbai ir klausimai apie savikontrolę, kontrolę ir bandymo užduotis kontrolei ir savarankiškam darbui atlikti.
Skirta visų studijų krypčių pirmakursiams.
Įžanga
Chemijos metodiniai nurodymai yra sudaromi pagal aukštųjų mokyklų techninių sričių programą, yra skirti savarankiško darbo tema „Redokso reakcijos“ mokomosios medžiagos organizavimui klasėje ir ne pamokoje.
Savarankiškas darbas tiriant temą „Redokso reakcijos“ susideda iš kelių elementų: teorinės medžiagos studijos, kontrolės ir testo užduočių vykdymo pagal šį metodinį nurodymą ir individualių konsultacijų su mokytoju.
Dėl savarankiško darbo būtina įsisavinti pagrindinius terminus, apibrėžimus, sąvokas ir įvaldyti cheminių skaičiavimų techniką. Kontrolines ir bandomąsias užduotis turėtumėte pradėti atlikti tik nuodugniai išnagrinėję teorinę medžiagą ir atidžiai išanalizavę teoriniame skyriuje pateiktus tipiškų užduočių pavyzdžius.
Autoriai to tikisi gairės leis studentams ne tik sėkmingai įsisavinti siūlomą medžiagą tema „Redokso reakcijos“, bet ir taps jiems naudinga ugdymo procese, įsisavinant disciplinas „Chemija“, „Neorganinė chemija“.
Redokso reakcijos Terminai, apibrėžimai, sąvokos
Redokso reakcijos - tai reakcijos, lydimos elektronų perėjimo iš vieno atomo ar jono į kitą, kitaip tariant, tai yra reakcijos, kurios keičia elementų oksidacijos būsenas.
Oksidacijos būsena Ar junginio elemento atomo krūvis apskaičiuojamas remiantis sąlygine prielaida, kad visos molekulės jungtys yra joninės.
Įprasta oksidacijos būseną nurodyti arabišku skaitmeniu virš elemento simbolio su pliuso arba minuso ženklu prieš skaitmenį. Pavyzdžiui, jei jungtis HCl molekulėje yra joninė, tada vandenilio ir chloro jonai su krūviais (+1) ir (–1), todėl 
.
Naudodamiesi pirmiau pateiktomis taisyklėmis, apskaičiuojame chromo oksidacijos būsenas K 2 Cr 2 O 7, chloro NaClO, sieros H 2 SO 4, azoto 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 ir redukcija.Oksidacija yra elektronų išsiskyrimas, dėl kurio padidėja elemento oksidacijos būsena. Redukcija yra elektronų prijungimas, dėl kurio sumažėja elemento oksidacijos būsena.
Oksidacijos ir redukcijos procesai yra glaudžiai susiję, nes cheminė sistema gali atsisakyti elektronų tik tada, kai juos prijungia kita sistema ( redokso sistema). Elektronų pritvirtinimo sistema ( oksidatorius) pati yra redukuota (virsta atitinkamu reduktoriumi), o elektronus dovanojanti sistema ( reduktorius), pati oksiduojasi (virsta atitinkamu oksidatoriumi).
1 pavyzdys. Apsvarstykite reakciją:
Reduktoriaus (kalio) atomų paaukotų elektronų skaičius yra lygus elektronų skaičiui, kurį pridėjo oksiduojančio agento (chloro) molekulės. Todėl viena chloro molekulė gali oksiduoti du kalio atomus. Išlygindami gautų ir duotų elektronų skaičių, gauname:
Į tipinius oksidatoriusapima:
Elementariosios medžiagos - Cl 2, Br 2, F 2, I 2, O, O 2.
Junginiai, kuriuose elementai pasižymi didžiausia oksidacijos būsena (nustatoma pagal grupės skaičių) -
H + katijonai ir metalų jonai, turintys aukščiausią oksidacijos būseną - Sn 4+, Cu 2+, Fe 3+ ir kt.
Į tipinius reduktorius apima:
Redokso dvilypumas.Aukščiausios oksidacijos būsenos junginiai, būdingi šiam elementui, gali veikti kaip oksidatoriai redoksinėse reakcijose, elemento oksidacijos būsena šiuo atveju gali tik mažėti. Žemiausios oksidacijos būsenos junginiai gali būti, priešingai, tik restauratoriai; čia elemento oksidacijos būsena gali tik didėti. Jei elementas yra tarpinės oksidacijos būsenos, tada jo atomai, atsižvelgiant į sąlygas, gali priimti elektronus, veikiančius kaip oksidatorius, arba dovanoti elektronus, veikiančius kaip reduktorius.
Taigi, pavyzdžiui, junginiuose azoto oksidacijos būsena svyruoja nuo (- 3) iki (+5) (1 pav.):
Tik NH 3, NH 4 OH
reduktoriai
HNO 3, HNO 3 druskos
tik oksidatoriai
Junginiai, turintys tarpines azoto oksidacijos būsenas, gali veikti kaip oksidatoriai, redukuojantys iki žemesnės oksidacijos būsenos, arba kaip reduktoriai, oksiduojantys iki aukštesnių oksidacijos būsenų
1 paveikslas. Azoto oksidacijos būsenos pokytis
Elektroninio balanso metodasredokso reakcijų išlyginimas susideda iš šios taisyklės: elektronų, kuriuos dovanoja visos reduktorių dalelės, skaičius visada yra lygus elektronų skaičiui, kurį tam tikroje reakcijoje prijungia visos oksiduojančių medžiagų dalelės.
2 pavyzdys.
Parodykime elektroninio balanso metodą, naudodami geležies oksidacijos deguonimi pavyzdį: 
.
Fe 0 - 3ē \u003d Fe +3 - oksidacijos procesas;
O 2 + 4ē \u003d 2O –2 - atkūrimo procesas.
Reduktoriaus sistemoje (pusinė oksidacijos proceso reakcija) geležies atomas dovanoja 3 elektronus (A priedas).
Oksidatoriaus sistemoje (pusinė redukcijos proceso reakcija) kiekvienas deguonies atomas paima 2 elektronus - iš viso 4 elektronus.
Mažiausias dviejų skaičių 3 ir 4 kartotinis yra 12. Taigi geležis atiduoda 12 elektronų, o deguonis paima 12 elektronų:
4 ir 3 koeficientai, užrašyti į kairę pusę reakcijų, sudarant sistemas, padauginami iš visų pusinių reakcijų komponentų. Santraukos lygtis rodo kiek molekulių ar jonų turėtumėte gauti lygtyje. Lygtis teisinga, kai kiekvieno elemento atomų skaičius abiejose lygties pusėse yra vienodas.
Pusinės reakcijos metodasjis naudojamas elektrolitų tirpaluose vykstančioms reakcijoms išlyginti. Tokiais atvejais reakcijose dalyvauja ne tik oksidatorius ir reduktorius, bet ir terpės dalelės: vandens molekulės (Н 2 О), Н + ir ОН - - jonai. Teisingesnė tokioms reakcijoms yra elektronų-jonų sistemų (pusreakcijų) naudojimas. Ruošiant pusines reakcijas vandeniniuose tirpaluose, prireikus, atsižvelgiant į reakcijos terpę, įterpiamos H2O molekulės ir H + arba OH - jonai. Silpni elektrolitai, blogai tirpūs (B priedas) ir dujiniai junginiai joninėse sistemose užrašomi molekuline forma (C priedas).
Panagrinėkime kalio sulfato ir kalio permanganato sąveikos rūgščiose ir šarminėse terpėse pavyzdžius.
3 pavyzdys. Reakcija tarp kalio sulfato ir kalio permanganato rūgščioje aplinkoje:
Mes nustatome elementų oksidacijos būsenos pokytį ir nurodome juos lygtyje. Didžiausia mangano oksidacijos būsena (+7) KMnO 4 rodo, kad KMnO 4 yra oksiduojantis agentas. K2SO 3 junginyje esanti siera turi oksidacijos būseną (+4) - tai yra redukuota forma sieros (+6) atžvilgiu K2SO4 junginyje. Taigi, K2SO3 yra reduktorius. Tikrieji jonai, turintys elementų, kurie keičia oksidacijos būseną, ir jų pradinės pusinės reakcijos yra tokios formos:
Tolesnių veiksmų tikslas - į šias pusreakcijas įdėti lygybės ženklus, o ne rodykles, atspindinčias galimą reakcijos kryptį. Tai galima padaryti, kai elementų tipai, jų atomų skaičius ir bendras visų dalelių krūvis sutampa kiekvienos pusės reakcijos kairėje ir dešinėje. Norėdami tai pasiekti, naudojami papildomi terpės jonai ar molekulės. Paprastai tai yra Н +, ОН - jonai ir vandens molekulės. Per pusę reakcijos 
mangano atomų skaičius yra vienodas, tačiau deguonies atomų skaičius nėra lygus, todėl į dešinę pusės reakcijos pusę įvedame keturias vandens molekules:. Panašių veiksmų atlikimas (deguonies išlyginimas) sistemoje 
, mes gauname 
... Vandenilio atomai atsirado abiejose pusinėse reakcijose. Jų skaičius išlyginamas atitinkamu kitoje lygčių dalyje pridėtu lygiaverčiu vandenilio jonų skaičiumi.
Dabar visi elementai, įtraukti į pusės reakcijos lygtis, yra išlyginti. Belieka išlyginti dalelių krūvius. Dešinėje pirmosios pusės reakcijos pusėje visų krūvių suma lygi +2, o kairėje - +7. Krūvių lygumas atliekamas pridedant kairėje lygties pusėje penkis neigiamus krūvius elektronų pavidalu (+5 ē). Panašiai antrosios pusės reakcijos lygtyje reikia iš kairės atimti 2 ē. Dabar abiejų pusinių reakcijų lygtyse galime įdėti lygybės ženklus:
–Atgavimo procesas;
–Oksidacijos procesas.
Svarstomame pavyzdyje redukcijos metu paimtų elektronų ir oksidacijos metu išsiskyrusių elektronų skaičiaus santykis yra 5 ׃ 2. Norėdami gauti bendra lygtis reakcijoje, sumuojant redukcijos ir oksidacijos procesų lygtis, reikia atsižvelgti į šį santykį - padauginti redukcijos lygtį iš 2, o oksidacijos lygtį iš 5.
Padauginę koeficientus iš visų pusinės reakcijos lygčių terminų ir susumavę tik dešinę ir tik jų kairę puses, gauname galutinę reakcijos lygtį joninės-molekulinės formos:
Sumažinę tokius terminus, atimdami tą patį skaičių H + jonų ir H 2 O molekulių, gauname:
Bendra jonų lygtis parašyta teisingai, tarp terpės ir molekulinės yra atitikimas. Gautus koeficientus perkeliame į molekulinę lygtį:
4 pavyzdys. Kalio sulfato ir kalio permanganato sąveika šarminėje aplinkoje:
Nustatykite oksidacijos būsenas keičiančių elementų oksidacijos būseną (Mn +7 → Mn +6, S +4 → S +6). Tikrieji jonai, kurie apima šiuos elementus ( 
,
). Oksidacijos ir redukcijos procesai (pusinės reakcijos):
2
- atkūrimo procesas
1 - oksidacijos procesas
Santraukos lygtis:
Bendrojoje jonų lygtyje yra terpės atitikimas. Perkeliame koeficientus į molekulinę lygtį:
Redokso reakcijos skirstomos į šiuos tipus:
tarpmolekulinė oksidacija-redukcija;
savęs oksidacija-savęs išgydymas (neproporcingumas);
intramolekulinė oksidacija - redukcija.
Tarpmolekulinės oksidacijos-redukcijos reakcijos - tai reakcijos, kai oksiduojantis agentas yra vienoje molekulėje, o reduktorius yra kitoje.
5 pavyzdys. Oksiduojant geležies hidroksidą drėgnoje aplinkoje, įvyksta tokia reakcija:
4Fe (OH) 2 + OH - - 1ē \u003d Fe (OH) 3 - oksidacijos procesas;
1 О 2 + 2Н 2 О + 4ē \u003d 4OH - - redukcijos procesas.
Norint įsitikinti, ar elektroninės jonų sistemos yra teisingai užfiksuotos, būtina patikrinti: pusės reakcijos kairėje ir dešinėje pusėse turi būti vienodas elementų atomų skaičius ir jų krūvis. Tada, sulygindami gautų ir duotų elektronų skaičių, apibendriname pusines reakcijas:
4Fe (OH) 2 + 4OH - + O2 + 2H 2O \u003d 4Fe (OH) 3 + 4OH -
4Fe (OH) 2 + O 2 + 2H 2 O \u003d 4Fe (OH) 3
Savęs oksidacijos ir savęs išgydymo reakcijos (disproporcijos reakcijos) - tai reakcijos, kurių metu oksiduojasi dalis viso elemento kiekio, o kita dalis yra redukuojama, būdingi elementams, turintiems tarpinę oksidacijos būseną.
6 pavyzdys. Kai chloras sąveikauja su vandeniu, gaunamas druskos ir hipochlorito (HClO) rūgščių mišinys:
Čia chloras oksiduojasi ir redukuojamas:
1Cl2 + 2H2O - 2ē \u003d 2HClO + 2H + - oksidacijos procesas;
1 Cl 2 + 2ē \u003d 2Cl - - redukcijos procesas.
2Cl2 + 2H2O \u003d 2HClO + 2HCl
7 pavyzdys . Azoto rūgšties disproporcija:
Šiuo atveju vyksta oksidacija ir redukcija 
kaip HNO 2 dalis:
Santraukos lygtis:
HNO2 + 2HNO2 + H2O + 2H + \u003d NE 
+ 3H + + 2NO + 2H20
3HNO2 \u003d HNO3 + 2NO + H20
Intramolekulinės oksidacijos-redukcijos reakcijos Tai procesas, kai viena sudedamoji molekulės dalis tarnauja kaip oksidatorius, o kita - kaip reduktorius. Daugelis terminio disociacijos procesų gali būti molekulinės oksidacijos-redukcijos pavyzdžiai.
8 pavyzdys. Terminis NH 4 NO 2 disociacija:
Čia NH jonas 
oksiduojasi ir NO jonas 
redukuotas iki laisvo azoto:
12NH 
- 6 ē \u003d N 2 + 8H +
1 2NO 
+ 8H + + 6 ē \u003d N2 + 4H20
2NH 
+ 2NO 
+ 8H + \u003d N2 + 8H + + N2 + 4H20
2NH4NO2 \u003d 2N2 + 4H20
9 pavyzdys . Amonio dichromato skaidymas:
12NH 
- 6 ē \u003d N 2 + 8H +
1 Cr 2 O 
+ 8H + + 6 ē \u003d Cr203 + 4H20
2NH 
+ Cr20 
+ 8H + \u003d N2 + 8H + + Cr2O3 + 4H2O
(NH 4) 2 Сr 2 О 7 \u003d N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O
Redokso reakcijos, susijusios su daugiau nei dviem elementais, kurie keičia oksidacijos būseną.
10 pavyzdys. Pavyzdys yra geležies sulfido sąveikos su azoto rūgštimi reakcija, kai reakcijos metu trys elementai (Fe, S, N) keičia oksidacijos būseną:
FeS 2 + HNO 3 
Fe 2 (SO 4) 3 + NO + ...
Lygtis nėra nurašyta iki galo, o naudojant elektronų jonų sistemas (pusinės reakcijos) galėsite užbaigti lygtį. Atsižvelgiant į reakcijoje dalyvaujančių elementų oksidacijos būsenas, nustatome, kad FeS 2 oksiduojasi du elementai (Fe, S), o oksiduojantis agentas yra 
(
), kuris atkuriamas į NO:
S –1 → 
(
)
Mes užrašome FeS 2 oksidacijos pusinę reakciją:
FeS 2 → Fe 3+ + 
Dviejų Fe 3+ jonų buvimas Fe 2 (SO 4) 3 rodo dvigubą geležies atomų skaičių po tolesnio pusinės reakcijos registravimo:
2FeS 2 → 2Fe 3+ + 4 
Tuo pačiu metu sulyginame sieros ir deguonies atomų skaičių, gauname:
2FeS 2 + 16Н 2 O → 2Fe 3+ + 4 
.
32 vandenilio atomai, į kairę lygties pusę įvedę 16 H 2 O molekulių, išlyginame pridedant lygiavertį vandenilio jonų skaičių (32 H +) į dešinę lygties pusę:
2FeS 2 + 16Н 2 O → 2Fe 3+ + 4 
+ 32H +
Dešinėje lygties pusėje esantis krūvis yra +30. Kad kairė pusė būtų vienoda (+30), atimkite 30 ē:
1 2FeS 2 + 16Н 2 O - 30 ē \u003d 2Fe 3+ + 4 
+ 32Н + - oksidacija;
10 NE 
+ 4Н + + 3 ē \u003d NO + 2H 2 O - redukcija.
2FeS2 + 16H2O + 10NO 
+ 40H + \u003d 2Fe 3+ + 4 
+ 32H + + 10NO + 20H20
2FeS 2 + 10НNО 3 + 30Н + \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + 10NО + 
+ 32Н + + 4H 2 O
H2SO4 + 30H +
Atimties metodu sumažiname abi lygties puses tuo pačiu jonų skaičiumi (30 H +) ir gauname:
2FeS 2 + 10НNО 3 \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + 10NО + Н 2 SO 4 + 4H 2 O
Redokso reakcijų energija . Bet kokio proceso, įskaitant redokso reakciją, savaiminio įvykio sąlyga yra nelygybė ∆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,
kur n yra elektronų, kuriuos reduktorius pernešė į oksidatorių elementaraus oksidacijos-redukcijos veiksmo metu, skaičius;
F yra Faradėjaus numeris;
ε - redoksinės reakcijos elektromotorinė jėga (EDS).
Redokso reakcijos elektromotorinę jėgą lemia potencialus skirtumas tarp oksidatoriaus ir reduktoriaus:
ε \u003d E ok - E į,
Standartinėmis sąlygomis:
ε ° \u003d E ° ok - E ° c.
Taigi, jei savaiminio proceso tekėjimo sąlyga yra nelygybė ∆G °< 0, то это возможно, когда n·F·ε ° > 0. Jei n ir F yra teigiami skaičiai, tada būtina, kad ε °\u003e 0, ir tai įmanoma, kai E ° ok\u003e E ° c. Taigi išplaukia, kad savaiminio redoksinės reakcijos atsiradimo sąlyga yra nelygybė E ° ok\u003e E ° c.
11 pavyzdys. Nustatykite redoksinės reakcijos galimybę:
Nustatę oksidacijos būseną keičiančių elementų oksidacijos būsenas, užrašome oksidatoriaus ir reduktoriaus pusines reakcijas, nurodydami jų galimybes:
Cu - 2ē \u003d Cu 2+ E ° B \u003d +0,34 V
2H + + 2ē \u003d H 2 E ° ok \u003d 0,0 V
Iš pusės reakcijos matyti, kad E ° ok< Е ° в, это говорит о том, что рассматриваемый процесс термодинамически невозможен (∆G ° > 0). Ši reakcija įmanoma tik priešinga kryptimi, kuriai ∆G °< 0.
12 pavyzdys. Apskaičiuokite Gibso energiją ir pusiausvyros konstantą kalio permanganatui redukuoti geležies (II) sulfatu.
Pusinės oksidatoriaus ir reduktoriaus reakcijos:
2 E ° ok \u003d + 1,52 V
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),
kur n \u003d 10, kadangi reduktorius išskiria 10 ē, oksiduojantis agentas elementariame oksidacijos-redukcijos veiksme paima 10 ē.
°G ° \u003d –10 · 69500 \u200b\u200b(1,52–0,77) \u003d –725000 J,
∆G ° \u003d –725 kJ.
Atsižvelgiant į tai, kad standartinis Gibbso energijos pokytis yra susijęs su jo pusiausvyros konstanta (Кс) santykiu:
∆G ° \u003d –RTlnK s arba n · F · ε \u003d RTlnK s,
kur R \u003d 8,31 J · mol –1 · K –1,
F 
96500 Cl · mol –1, Т \u003d 298 K.
Nustatykite šios reakcijos pusiausvyros konstantą, įtraukdami į lygtį pastovias vertes, konvertuodami natūralųjį logaritmą į dešimtainį skaičių:
K c \u003d 10 127.
Gauti duomenys rodo, kad nagrinėjama kalio permanganato redukcijos reakcija yra reaktyvi (∆G ° \u003d - 725 kJ), procesas vyksta iš kairės į dešinę ir yra praktiškai negrįžtamas (K c \u003d 10 127).
