Določite oksidacijsko in redukcijsko sredstvo v reakciji na spletu. Primeri redoks reakcij z raztopino
Redoks reakcije (ORR) - reakcije, ki jih spremlja dodajanje ali sproščanje elektronov ali prerazporeditev elektronske gostote na atomih (sprememba oksidacijskega stanja).
Stopnje RIA
Oksidacija - vrnitev elektronov z atomi, molekulami ali ioni. Posledično se stopnja oksidacije poveča. Reduktorji donirajo elektrone.
Obnovitev - pritrditev elektronov. Posledično se stopnja oksidacije zmanjša. Oksidanti jemljejo elektrone.
OVR - vezan postopek: če pride do redukcije, potem pride do oksidacije.
Pravila OVR
Enakovredna izmenjava elektronov in atomsko ravnovesje.
Kislo okolje
IN kislo okolje sproščeni oksidni ioni se vežejo s protoni in tvorijo molekule vode; manjkajoče oksidne ione dovajajo molekule vode, nato pa se iz njih sproščajo protoni.
Kjer je premalo atomov kisika, napišemo toliko molekul vode, kolikor je premalo oksidnih ionov.
Žveplo v kalijevem sulfitu ima stopnjo oksidacije +4, mangan v kalijevem permanganatu ima stopnjo oksidacije +7, žveplova kislina - okolje reakcije.
Mangan v najvišji stopnji oksidacije je oksidacijsko sredstvo, zato je kalijev sulfit redukcijsko sredstvo.
Opomba: +4 je vmesno oksidacijsko stanje žvepla, zato lahko deluje kot redukcijsko sredstvo in oksidacijsko sredstvo. Z močnimi oksidanti (permanganat, dikromat) je sulfit redukcijsko sredstvo (oksidirano v sulfat), z močnimi reduktorji (halogenidi, halkogenidi) je sulfit oksidant (reduciran v žveplo ali sulfid).
Žveplo iz oksidacijskega stanja +4 preide na +6 - sulfit se oksidira v sulfat. Mangan iz oksidacijskega stanja +7 preide v +2 (kislo okolje) - permanganatni ion se zmanjša na Mn 2+.
2. Sestavljamo polovične reakcije. Izravnavanje mangana: iz permanganata se sprostijo 4 oksidni ioni, ki so z vodikovimi ioni (kisli medij) vezani na molekule vode. Tako se 4 oksidni ioni vežejo na 8 protonov v 4 molekulah vode.
Z drugimi besedami, na desni strani enačbe ni dovolj 4 kisika, zato na levo stran enačbe napišemo 4 molekule vode - 8 protonov.
Sedem minus dva je plus pet elektronov. Izenačite lahko glede na skupni naboj: na levi strani enačbe je osem protonov minus en permanganat \u003d 7+, na desni strani mangana z nabojem 2+ je voda električno nevtralna. Sedem minus dva je plus pet elektronov. Vse je izenačeno.
Izenačimo žveplo: manjkajoči oksidni ion na levi strani enačbe dovaja molekula vode, iz katere se dva protona nato sprostita na desno stran.
Na levi je polnjenje 2-, na desni je 0 (-2 + 2). Minus dva elektrona.
Zgornjo polovično reakcijo pomnožimo z 2, spodnjo pa s 5.
Zmanjšanje protonov in vode.
Sulfatni ioni se vežejo s kalijevimi in manganovimi ioni.
Alkalno okolje
V alkalnem okolju sproščeni oksidni ioni vežejo molekule vode in tvorijo hidroksidne ione (OH - skupine). Manjkajoči oksidni ioni dovajajo hidrokso skupine, ki jih je treba vzeti dvakrat več.
Kjer primanjkuje oksidnih ionov, napišemo 2-krat več hidrokso skupin, kot je premalo, po drugi strani pa vodo.
Primer. S pomočjo metode elektronske tehtnice sestavite reakcijsko enačbo, določite oksidativno in redukcijsko sredstvo:
Določite stopnjo oksidacije:
Bizmut (III) z močnimi oksidanti (na primer Cl 2) v alkalnem mediju kaže reducirajoče lastnosti (oksidira v bizmut V):
Ker na levi strani enačbe primanjkuje 3 kisika za ravnotežje, zapišemo 6 hidrokso skupin, na desno pa 3 vode.
Končna reakcijska enačba:
Nevtralno okolje
V nevtralnem okolju sproščeni oksidni ioni molekule vode vežejo na hidroksidne ione (OH - skupine). Manjkajoči oksidni ioni dovajajo molekule vode. Iz njih se sproščajo ioni H +.
S pomočjo metode elektronske tehtnice sestavite reakcijsko enačbo, določite oksidativno in redukcijsko sredstvo:
1. Določite stopnjo oksidacije: žveplo v kalijevem persulfatu ima oksidacijsko stanje +7 (je oksidacijsko sredstvo, saj je najvišje oksidacijsko stanje), brom v kalijevem bromidu ima oksidacijsko stanje -1 (je redukcijsko sredstvo, saj je najnižje oksidacijsko stanje ), voda je reakcijski medij.
Žveplo iz oksidacijskega stanja +7 preide na +6 - persulfat se reducira v sulfat. Brom prehaja iz oksidacijskega stanja -1 v 0 - bromidni ion se oksidira v brom.
2. Sestavljamo polovične reakcije. Izenačite žveplo (faktor 2 pred sulfatom). Kisik je izenačen.
Na levi strani naboj 2-, na desni naboj 4-, pritrjena sta 2 elektrona, kar pomeni, da napišemo +2
Izravnajte brom (faktor 2 pred bromidnim ionom). Na levi strani je naboj 2-, na desni pa je naboj 0, podana sta 2 elektrona, zato napišemo -2
3. Skupna enačba elektronskega ravnotežja.
4. Končna reakcijska enačba:Sulfatni ioni se vežejo s kalijevimi ioni in tvorijo kalijev sulfat, faktor 2 pred KBr in pred K 2 SO 4. Voda ni bila potrebna - dali smo jo v oglate oklepaje.
Klasifikacija OVR
- Oksidativno in redukcijsko sredstvo - različne snovi
- Samooksidanti, samozdravilna sredstva (nesorazmernost, dismutacija)... Element je v vmesnem stanju oksidacije.
- Oksidant ali redukcijsko sredstvo - medij za postopek
- Intramolekularna oksidacija-redukcija... Oksidant in reducent sta del iste snovi.
Trdna faza, reakcije pri visokih temperaturah.
Kvantitativna značilnost RVR
Standardni redoks potencial, E 0 - potencial elektrode glede na standardni vodikov potencial. Več zv.
Če želite opraviti ORR, mora biti razlika potencialov večja od nič, to pomeni, da mora biti potencial oksidacijskega sredstva večji od potenciala reduktorja:
, 
Na primer:
Nižji kot je potencial, močnejši je reducent; večji kot je potencial, močnejši je oksidant.
Oksidativne lastnosti so močnejše v kislem okolju, zmanjšajo pa lastnosti v alkalnih.
Glede na njihovo funkcijo v redoks procesih so njihovi udeleženci razdeljeni na oksidacijska in redukcijska sredstva.
OksidantiSo atomi, molekule ali ioni, ki sprejemajo elektrone od drugih atomov. Stopnja oksidacije oksidanta se zmanjša.
Reduktorji- atomi, molekule ali ioni, ki donirajo elektrone drugim atomom. Stopnja oksidacije reduktorja se poveča. Med ORR se oksidant zmanjša, reducent se oksidira in oba procesa potekata hkrati.
Skladno s tem oksidanti in reduktorji medsebojno delujejo v takem razmerju, da je število prejetih in odpovedanih elektronov enako.
Specifična manifestacija oksidativnih ali redukcijskih lastnosti atomov različnih elementov je odvisna od številnih dejavnikov. Najpomembnejši med njimi so položaj elementa v periodnem sistemu, oksidacijsko stanje elementa v dani snovi, posebne lastnosti drugih udeležencev v reakciji (narava medija za raztopine, koncentracija reagentov, temperatura, stereokemijske lastnosti kompleksnih delcev itd.)
Oksidanti.
Tako preproste kot kompleksne snovi so lahko oksidanti. Poskusimo ugotoviti, kateri dejavniki določajo oksidativne (in redukcijske) lastnosti snovi.
Oksidacijsko sposobnost enostavnih snovi lahko presodimo po vrednostih relativne elektronegativnosti ( χ ). Ta koncept odraža sposobnost atoma, da elektronsko gostoto premakne nase z drugih atomov, tj. je dejansko merilo oksidacijske sposobnosti enostavnih snovi. Dejansko imajo najmočnejše oksidativne lastnosti aktivne nekovine z največjimi vrednostmi elektronegativnosti. Torej, fluorF 2 ima le oksidativne lastnostisaj je največjega pomena χ enako 4,1 (na lestvici Allred-Rohov). Drugo mesto zaseda kisik O 2 χ \u003d 3,5, ozon O 3 ima še močnejše oksidativne lastnosti. Tretje mesto zaseda dušik ( χ \u003d 3,07), vendar se njegove oksidativne lastnosti pojavijo le pri visokih temperaturah, saj ima molekula dušika N 2 zelo visoko trdnost, ker atomi so povezani s trojno vezjo. Klor in brom imata precej močne oksidacijske lastnosti.
Po drugi strani pa so kovine minimalne vrednosti elektronegativnosti ( χ \u003d 0,8-1,6). To pomeni, da se lastni elektroni kovinskih atomov držijo zelo šibko in lahko zlahka preidejo na atome z večjo elektronegativnostjo. Kovinski atomi v ničelni stopnji lahko kažejo samo restavrativnilastnosti in ne more sprejeti elektronov. Najbolj izrazite redukcijske lastnosti kažejo kovine skupin IA in IIA.
Redoks lastnosti kompleksnih snovi
Stopnja oksidacije je lahko merilo oksidacijske sposobnosti atomov. Največje oksidacijsko stanje ustreza prehodu vseh valentnih elektronov v druge atome. Tak atom ne more več oddajati elektronov, ampak jih lahko le sprejema. Tako je v največje oksidacijsko stanje elementa lahko kaže samo oksidacijske lastnostia. Vendar je treba opozoriti, da največje oksidacijsko stanje ne pomeni samodejnega izražanja izrazitih oksidacijskih lastnosti. Da se uresničijo lastnosti močnega oksidanta, mora biti delec nestabilen, maksimalno asimetričen, z neenakomerno porazdelitvijo elektronske gostote. Torej, v razredčenih raztopinah sulfatnega iona SO 4 2- ki vsebuje atom žvepla v največjem stanju oksidacije +6 , sploh ne kaže oksidativnih lastnosti, saj ima zelo simetrično tetraedrsko strukturo. Medtem ko je v koncentriranih raztopinah žveplove kisline opazen delež delcev v obliki nedisociiranih molekul in HSO 4 - ionov z asimetrično strukturo z neenakomerno porazdelitvijo elektronske gostote. Posledično je koncentrirana žveplova kislina, še posebej pri segrevanju, zelo močno oksidacijsko sredstvo.
Po drugi strani pa minimalno oksidacijsko stanje elementa pomeni, da je nekovinski atom odnesel največje možno število elektronov na valenčne podnivoje in ne more več sprejemati elektronov. Torej,
atomi nekovin v minimalnem oksidacijskem stanju lahko kažejo le reducirajoče lastnosti.
Lahko se spomnimo, da minimalno oksidacijsko stanje nekovine je enako skupinskemu številu –8... Tako kot pri žveplovi kislini ni dovolj le minimalno oksidacijsko stanje za uresničitev redukcijskih lastnosti. Primer je dušik v oksidacijskem stanju –3. Visoko simetričen amonijev ion NH 4 + v raztopini je izjemno šibko reducirajoče sredstvo. Molekula amoniaka, ki ima manj simetrije, ima pri segrevanju precej močne redukcijske lastnosti. Reakcijo redukcije lahko pripeljete iz oksidov:
3FeO + 2NH 3 \u003d 3Fe + 3H 2 O + N 2.
Kar zadeva preproste snovi z vmesnimi vrednostmi elektronegativnosti ( χ = 1,9 - 2,6), potem lahko za nekovine pričakujemo uresničitev tako oksidativnih kot redukcijskih lastnosti. Takšne snovi vključujejo vodik H2, ogljik C, fosfor P, žveplo S, jod I 2 in druge nekovine srednje aktivnosti. Seveda, koviniz te kategorije so izključene enostavne snovi, ker ne more sprejeti elektronov.
Pri interakciji z aktivnimi oksidanti te snovi kažejo lastnosti reducentov, pri reakciji z reduktorji pa lastnosti oksidantov. Za primer vzemimo žveplove reakcije:
0 0 +4 -2 0 0 +2 -2
S + O 2 \u003d SO 2 Fe + S \u003d FeS
kot lahko vidite, je v prvi reakciji žveplo redukcijsko sredstvo, v drugi pa oksidacijsko sredstvo.
Kompleksne snovi, ki vsebujejo atome v vmesnih stopnjah oksidacije, bodo pokazale tudi lastnosti oksidativnih in redukcijskih snovi. Takšnih snovi je veliko, zato bomo navedli le najpogostejše. To so žveplove spojine (+4): v kislem mediju SO 2 in v alkalnem in nevtralnem SO 3 2- in HSO 3 -. Če te spojine sodelujejo v reakciji kot reduktorji, bodo oksidirane do žvepla +6 (v plinski fazi do SO 3 in v raztopini do SO 4 2-. Če žveplove spojine (+4) reagirajo z aktivnimi reduktorji , nato redukcija v elementarno žveplo ali celo vodikov sulfid.
SO 2 + 4HI \u003d S + 2I 2 + 2H 2 O
Številne dušikove spojine kažejo tudi redoks dvojnost. Posebej zanimivo je vedenje nitritnih ionov NO 2 - ... Med njihovo oksidacijo nastane nitratni ion NO 3 - in po redukciji plinasti dušikov monoksid NO. Primer: 2NaNO 2 + 2NaI + 2H 2 SO 4 \u003d I 2 + NO + 2Na 2 SO 4 + 2H 2 O.
Poglejmo še en primer, tokrat jemanje vodikovega peroksida, pri katerem je oksidacijsko stanje kisika (-1). Če pride do oksidacije te snovi, se stopnja kisika dvigne na 0 in opazimo razvoj plinastega vodika:
H2O2 + Cl2 \u003d 2HCl + O2.
Pri oksidacijskih reakcijah se stopnja oksidacije kisika v peroksidih zmanjša na (-2), kar ustreza bodisi vodi H 2 O bodisi hidroksidu - ionu OH -. Kot primer je tu reakcija, ki se pogosto uporablja pri restavratorskih delih, pri kateri se črni svinčev sulfid ob izpostavitvi razredčeni raztopini vodikovega peroksida spremeni v beli sulfat: PbS (črna) + 4H 2 O 2 \u003d PbSO 4 (bela) + 4H 2 O .
Tako smo v uvodnem delu predstavili glavne oksidante, reduktorje in snovi, ki lahko kažejo tako oksidativne kot redukcijske lastnosti.
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, ioni v vodni raztopini Fe 3 +, Cu 2+, Ag +.
Reduktorji: H 2 S, (S 2 -), HI (I -), HBr (Br -), HCl (šibek), NH 3 (pri visokih temperaturah), ioni v vodni raztopini Fe 2+, Cr 2+, Sn 2 + in itd.
Snovi z dvojnimi lastnostmi: H 2, C, P, As, S, I 2, CO, H 2 O 2, Na 2 O 2, NaNO 2, SO 2 (SO 3 2-) in formalno skoraj vse snovi, ki vsebujejo atome z vmesnim produktom oksidacijsko stanje.
Sestavljanje enačb za redoks reakcije.
Enačb OVR je mogoče oblikovati na več načinov. Običajno se uporablja
a) metoda elektronske tehtnice,
b) metoda elektronsko-ionske bilance.
Obe metodi temeljita na iskanju takih količinskih razmerij med oksidantom in reducentom, pri katerem se upošteva enakost sprejetih in danih elektronov.
Metoda elektronskih tehtnic je bolj vsestranska, čeprav manj ilustrativna. Temelji na izračunu sprememb v stopnjah oksidacije atomov oksidativnega in redukcijskega sredstva v izhodiščni in končni snovi. Pri delu s to metodo je priročno slediti temu algoritmu.
Zabeleži se molekularna shema redoks reakcije,
Izračunajo se oksidacijska stanja atomov (običajno tistih, ki ga spremenijo),
Določi se oksidativno in redukcijsko sredstvo,
Nastavi se število elektronov, ki jih sprejme oksidacijsko sredstvo, in število elektronov, ki jih odda reducent.
Najdemo koeficiente, če jih pomnožimo s številom danih in prejetih elektronov,
Koeficienti so izbrani za druge udeležence reakcije.
Razmislimo o reakciji oksidacije vodikovega sulfida.
H2S + O2 \u003d SO2 + H2O
V tej reakciji je žveplo (-2) reducent, molekulski kisik pa oksidant. Nato sestavimo elektronsko tehtnico.
S -2 -6e - → S +4 2 - faktor množenja za redukcijsko sredstvo
O 2 + 4e - → 2O -2 3 - faktor množenja za oksidant
Formule snovi zapišemo ob upoštevanju množilnih faktorjev
2H 2 S + 3O 2 \u003d 2SO 2 + 2H 2 O
Poglejmo še en primer - razgradnjo aluminijevega nitrata Al (NO 3) 3. V tej snovi imajo atomi dušika najvišjo stopnjo oksidacije (+5) in atomi kisika - najnižjo (-2). Iz tega sledi, da bo dušik oksidacijsko sredstvo, kisik pa redukcijsko sredstvo. Sestavimo elektronsko tehtnico, saj vemo, da se ves dušik reducira v dušikov dioksid, kisik pa oksidira v molekularni kisik. Ob upoštevanju števila atomov zapišemo:
3N +5 + 3e - → 3N +4 4
2O -2 -4e - → O 2 o 3
potem bo enačba razgradnje zapisana na naslednji način: 4Al (NO 3) 3 \u003d Al 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2.
Metoda elektronsko tehtnicoobičajno se uporablja za določanje koeficientov v ORR, ki teče v heterogenih sistemih, ki vsebujejo trdne snovi ali pline.
Za reakcije, ki se pojavijo v raztopinah, ki se običajno uporabljajo metoda elektronske ionske bilance, ki upošteva vpliv različnih dejavnikov na sestavo končnih izdelkov.
Ta metoda upošteva: a) kislost medija, b) koncentracijo reakcijskih snovi, c) realno stanje reakcijskih delcev v raztopini, d) vpliv temperature itd. metode ni treba uporabiti oksidacijskega stanja.
Kaj odgovoriti osebi, ki jo zanima, kako rešiti redoks reakcije? So nerešljivi. Vendar kot vsi drugi. Kemiki praviloma ne rešujejo reakcij ali njihovih enačb. Za redoks reakcijo (ORR) lahko sestavite enačbo in vanjo položite koeficiente. Poglejmo, kako to narediti.
Oksidativno in redukcijsko sredstvo
Redoks je reakcija, pri kateri se oksidacijska stanja reaktantov spremenijo. To je zato, ker eden od delcev odda svoje elektrone (imenuje se reducirajoče sredstvo), drugi pa jih sprejme (oksidacijsko sredstvo).
Reducent, ki izgublja elektrone, je oksidiran, to pomeni, da poveča vrednost oksidacijskega stanja. Na primer vnos: 
pomeni, da je cink dal 2 elektrona, torej je bil oksidiran. Je restavrator. Kot je razvidno iz navedenega primera, se je njegovo oksidacijsko stanje povečalo. 
- tu žveplo sprejema elektrone, torej se obnavlja. Je oksidant. Njegovo oksidacijsko stanje se je zmanjšalo.
Nekdo se lahko vpraša, zakaj se ob dodajanju elektronov stopnja oksidacije zmanjša, ob izgubi pa se poveča? Vse je logično. Elektron je delec z nabojem -1, zato je treba z matematičnega vidika vnos brati na naslednji način: 0 - (-1) \u003d +1, kjer je (-1) elektron. Potem to pomeni: 0 + (-2) \u003d -2, kjer (-2) - to sta dva elektrona, ki ju je vzel žveplov atom.
Zdaj pa poglejmo reakcijo, v kateri se pojavita oba procesa:
Natrij reagira z žveplom in tvori natrijev sulfid. Natrijevi atomi oksidirajo, dajo en elektron, žveplovi atomi se zmanjšajo in dodajo dva. Vendar je to lahko samo na papirju. Dejansko mora oksidant nase pritrditi natanko toliko elektronov, kot jim jih je dal reducent. V naravi je ravnovesje v vsem, tudi v redoks procesih. Pokažimo elektronsko tehtnico za to reakcijo:
Skupni večkratnik med številom darovanih in prejetih elektronov je 2. Če ga delimo s številom doniranih elektronov natrija (2: 1 \u003d 1) in žvepla (2: 2 \u003d 1), dobimo koeficiente v tej enačbi. To pomeni, da bi morali biti na desni in levi strani enačbe atomi žvepla po en (vrednost, ki je bila dobljena kot rezultat deljenja skupnega večkratnika s številom elektronov, prejetih s sivo), in atomi natrija - dva vsak. V diagramu na levi je zaenkrat le en atom natrija. Podvojimo jo tako, da pred formulo natrija damo faktor 2. Desna stran atomov natrija že vsebuje 2 (Na2S).
Sestavili smo enačbo najpreprostejše redoks reakcije in vanjo postavili koeficiente z uporabo elektronske ravnotežne metode.
Poglejmo, kako težje "rešiti" redoks reakcije. Na primer, ko koncentrirana žveplova kislina komunicira z istim natrijem, nastanejo vodikov sulfid, natrijev sulfat in voda. Zapišimo shemo:
Določimo oksidacijska stanja atomov vseh elementov:
Spremenjena umetnost. samo natrij in žveplo. Zapišimo polovične reakcije oksidacije in redukcije:
Poiščite najmanjši skupni večkratnik med 1 (število elektronov, ki jih daje natrij) in 8 (število negativnih nabojev, ki jih prejme žveplo), ga delite z 1, nato z 8. Rezultati so število atomov Na in S tako na desno in na levi.
Zapišimo jih v enačbo:
Koeficientov ne določimo iz tehtnice pred formulo žveplove kisline. Štejemo druge kovine, če sploh, nato ostanke kisline, nato H in nazadnje preverimo, ali je kisik.
V tej enačbi morajo biti atomi natrija na desni in na levi strani 8. Ostanki žveplove kisline se uporabljajo dvakrat. Od tega 4 postanejo snovi, ki tvorijo sol (del Na2SO4), eden pa se pretvori v H2S, torej je treba porabiti skupaj 5 žveplovih atomov. Pred formulo žveplove kisline postavimo 5.
Preverimo, da so atomi H: na levi strani 5 × 2 \u003d 10, na desni - le 4, kar pomeni, da pred vodo postavimo koeficient 4 (pred vodikovim sulfidom ga ni mogoče postaviti, ker iz tehtnice izhaja, da bi moralo biti na desni in levi 1 molekuli H2S. Preverimo kisik. Na levi je 20 atomov O, na desni so 4 × 4 žveplove kisline in še 4 iz vode. Vse se konvergira, kar pomeni, da so bila dejanja izvedena pravilno.
To je ena vrsta akcije, ki bi jo imel v mislih nekdo, ki je vprašal, kako rešiti redoks reakcije. Če je to vprašanje pomenilo »dokončati enačbo OVR« ali »dodati reakcijske produkte«, potem za dokončanje takšne naloge ni dovolj, da bi lahko naredili elektronsko tehtnico. V nekaterih primerih morate vedeti, kakšni so produkti oksidacije / redukcije, kako nanje vpliva kislost okolja in različnih dejavnikovo katerih bomo razpravljali v drugih člankih.
Redoks reakcije - video
Pred določitvijo najmočnejših oksidantov bomo poskušali razjasniti teoretična vprašanja, povezana s to temo.
Definicija
V kemiji oksidant pomeni nevtralne atome ali nabite delce, ki v medsebojnem delovanju sprejemajo elektrone iz drugih delcev.
Primeri oksidantov
Za določitev najmočnejših oksidantov je treba opozoriti, da je ta kazalnik odvisen od stopnje oksidacije. Na primer, v manganovem kalijevem permanganatu je +7, to je največ.
Ta spojina, bolj znana kot kalijev permanganat, ima značilne oksidativne lastnosti. Uporablja se lahko v organska kemija za kvalitativne reakcije za večkratno komunikacijo.
Pri določanju najmočnejših oksidantov se osredotočimo na dušikovo kislino. Po pravici jo imenujemo kraljica kislin, ker je ta spojina, tudi v razredčeni obliki, sposobna interakcije s kovinami, ki se nahajajo v elektrokemičnih nizih kovinskih napetosti po vodiku.
Glede na najmočnejše oksidante kromovih spojin ni mogoče prezreti. Kromove soli veljajo za enega najsvetlejših oksidantov; uporabljajo se pri kvalitativni analizi.
Oksidativne skupine
Tako nevtralne molekule kot nabiti delci (ioni) lahko štejemo za oksidante. Če analizirate atome kemični elementi, ki imajo podobne lastnosti, je nujno, da vsebujejo od štiri do sedem elektronov.
Razume se, da so p-elementi tisti, ki kažejo močne oksidativne lastnosti, in mednje spadajo tipične nekovine.
Najmočnejše oksidacijsko sredstvo je fluor, član halogenske podskupine.
Med šibkimi oksidanti lahko štejemo predstavnike četrte skupine periodnega sistema. V glavnih podskupinah se ob naraščajočem polmeru atoma redno zmanjšujejo oksidacijske lastnosti.
Glede na ta vzorec lahko opazimo, da ima svinec minimalne oksidativne lastnosti.
Najmočnejši nekovinski oksidant - ki ne more oddajati elektronov drugim atomom.
Elementi, kot so krom, mangan, odvisno od okolja, v katerem poteka kemična interakcija, lahko kažejo ne samo oksidativne, ampak tudi redukcijske lastnosti.
Lahko spremenijo svoje oksidacijsko stanje z nižje vrednosti na višjo in za to donirajo elektrone drugim atomom (ionom).
Ioni vseh plemenitih kovin, tudi v minimalnem oksidacijskem stanju, kažejo svetle oksidacijske lastnosti in aktivno vstopajo v kemično interakcijo.
Ko govorimo o močnih oksidantih, bi bilo napačno prezreti molekularni kisik. Prav ta dvoatomska molekula velja za eno najbolj dostopnih in razširjenih vrst oksidantov, zato se pogosto uporablja v organski sintezi. Na primer, v prisotnosti oksidacijske snovi v obliki molekularnega kisika se etanol lahko pretvori v etanal, kar je potrebno za nadaljnjo sintezo ocetna kislina... Celo organski alkohol (metanol) lahko dobimo iz zemeljskega plina z oksidacijo.
Zaključek
Redoks procesi niso pomembni samo za izvajanje nekaterih transformacij v kemijskem laboratoriju, temveč tudi za industrijsko proizvodnjo različnih organskih in anorganskih izdelkov. Zato je tako pomembno, da izberemo prave oksidante, da povečamo učinkovitost reakcije in povečamo donos produkta interakcije.
Ministrstvo za izobraževanje in znanost Ruske federacije
Zvezni državni proračunski izobraževalni zavod za visoko strokovno izobraževanje
Sibirska državna industrijska univerza
Oddelek za splošno in analitično kemijo
Redoks reakcije
Metodična navodila za izvajanje laboratorijskih in praktičnih vaj
v disciplinah "Kemija", "Anorganska kemija",
"Splošna in anorganska kemija"
Novokuznetsk
UDK 544.3 (07)
Recenzent
kandidat kemijskih znanosti, izredni profesor,
glava Oddelek za fizikalno kemijo in TMP SibGIU
A.I. Poševneva
О-504 Oksidacijsko-redukcijske reakcije: metoda. odlok. / Sib. država industrijski un-t; comp. : P.G. Permyakov, R.M. Belkina, S.V. Zentsova. - Novokuznetsk: Ed. Center SibGIU 2012. - 41 str.
Ponuja teoretične informacije, primere reševanja problemov na temo "Redoks reakcije" v disciplinah "Kemija", "Anorganska kemija", "Splošna in anorganska kemija". Predstavljena so laboratorijska dela in vprašanja, ki jih je razvila avtorska ekipa za samokontrolo, kontrolne in testne naloge za izvajanje kontrolnih in samostojnih del.
Namenjeno študentom prvega letnika vseh področij študija.
Predgovor
Metodološka navodila za kemijo so sestavljena po programu za tehnična področja visokošolskih zavodov, so namenjena organizaciji samostojnega dela na temo "Redoks reakcije" na učnem gradivu v učilnici in zunaj njega.
Samostojno delo pri preučevanju teme "Redoks reakcije" je sestavljeno iz več elementov: preučevanje teoretičnega gradiva, izvajanje kontrolnih in testnih nalog po tem metodološkem navodilu in individualni posvet z učiteljem.
Kot rezultat samostojnega dela je treba obvladati osnovne pojme, definicije, pojme in obvladati tehniko kemijskih izračunov. Nadzorne in testne naloge bi morali začeti izvajati šele po temeljitem preučevanju teoretičnega gradiva in natančni analizi primerov tipičnih nalog v teoretičnem delu.
Avtorji to upajo smernice študentom ne bo omogočil le uspešnega obvladovanja predlaganega gradiva na temo »Redoks reakcije«, temveč jim bo zanje koristen tudi v izobraževalnem procesu pri obvladovanju disciplin »Kemija«, »Anorganska kemija«.
Redoks reakcije Izrazi, definicije, pojmi
Redoks reakcije - to so reakcije, ki jih spremlja prehod elektronov iz nekaterih atomov ali ionov v druge, z drugimi besedami, gre za reakcije, ki spremenijo oksidacijska stanja elementov.
Stanje oksidacije Ali je naboj atoma elementa v spojini, izračunan iz pogojne predpostavke, da so vse vezi v molekuli ionske.
Običajno je stanje oksidacije označeno z arabsko številko nad simbolom elementa z znakom plus ali minus pred številko. Na primer, če je vez v molekuli HCl ionska, potem vodik in klorov ion s polnjenjem (+1) in (–1) torej 
.
Z uporabo zgornjih pravil izračunamo oksidacijska stanja kroma v K 2 Cr 2 O 7, klora v NaClO, žvepla v H 2 SO 4, dušika v 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 in redukcija.Oksidacija je sproščanje elektronov, zaradi česar se stopnja oksidacije elementa poveča. Redukcija je pritrditev elektronov, zaradi česar se oksidacijsko stanje elementa zmanjša.
Procesi oksidacije in redukcije so tesno povezani, saj se kemični sistem lahko odpove elektronom šele, ko jih pritrdi drug sistem ( redoks sistem). Sistem za pritrditev elektronov ( oksidant) se sam reducira (spremeni v ustrezno redukcijsko sredstvo), sistem pa donira elektrone ( reduktor), sam oksidira (spremeni se v ustrezno oksidacijsko sredstvo).
Primer 1. Razmislite o reakciji:
Število elektronov, ki jih dajejo atomi redukcijskega sredstva (kalija), je enako številu elektronov, ki jih dodajo molekule oksidacijskega sredstva (klora). Zato lahko ena molekula klora oksidira dva kalijeva atoma. Če izenačimo število sprejetih in danih elektronov, dobimo:
Za tipične oksidantevključujejo:
Elementarne snovi - Cl 2, Br 2, F 2, I 2, O, O 2.
Spojine, v katerih imajo elementi najvišjo stopnjo oksidacije (določeno s številko skupine) -
Kation H + in kovinski ioni v najvišjem oksidacijskem stanju - Sn 4+, Cu 2+, Fe 3+ itd.
Tipičnim reducentom vključujejo:
Redox dvojnost.Spojine z najvišjo stopnjo oksidacije, ki je neločljivo povezan s tem elementom, lahko deluje v redoks reakcijah le kot oksidanti, oksidacijsko stanje elementa pa se lahko v tem primeru le zmanjša. Spojine z najnižjim nivojem oksidacije lahko so, nasprotno, samo restavratorji; tu se lahko oksidacijsko stanje elementa samo poveča. Če je element v vmesnem oksidacijskem stanju, lahko njegovi atomi, odvisno od pogojev, sprejmejo elektrone, ki delujejo kot oksidacijsko sredstvo, ali oddajo elektrone kot redukcijsko sredstvo.
Tako se na primer stopnja oksidacije dušika v spojinah spreminja od (- 3) do (+5) (slika 1):
Samo NH 3, NH 4 OH
reduktorji
HNO 3, soli HNO 3
samo oksidanti
Spojine z vmesnimi dušikovimi oksidacijskimi stanji lahko delujejo kot oksidacijska sredstva, ki reducirajo na nižja oksidacijska stanja ali kot redukcijska sredstva, oksidirajo v višja oksidacijska
Slika 1 - Sprememba stopnje oksidacije dušika
Metoda elektronskih tehtnicizenačitev redoks reakcij vključuje izpolnitev naslednjega pravila: število elektronov, ki jih dajejo vsi delci reducentov, je vedno enako številu elektronov, ki jih v določeni reakciji prilepijo vsi delci oksidativnih snovi.
2. primer
Ponazorimo metodo elektronske tehtnice na primeru oksidacije železa s kisikom: 
.
Fe 0 - 3ē \u003d Fe +3 - postopek oksidacije;
O 2 + 4ē \u003d 2O –2 - postopek predelave.
V sistemu reducentov (polovična reakcija oksidacijskega procesa) atom železa odda 3 elektrone (Dodatek A).
V oksidacijskem sistemu (polovična reakcija procesa redukcije) vsak atom kisika vzame 2 elektrona - skupaj 4 elektrone.
Najmanjši skupni večkratnik dveh števil 3 in 4 je 12. Torej železo odda 12 elektronov, kisik pa 12 elektronov:
Koeficienta 4 in 3, zapisana levo od polovičnih reakcij med seštevanjem sistemov, se pomnoži z vsemi komponentami polovičnih reakcij. Povzetek enačbe kaže koliko molekul ali ionov naj dobite v enačbi. Enačba je pravilna, kadar je število atomov vsakega elementa na obeh straneh enačbe enako.
Metoda polovične reakcijeuporablja se za izenačevanje reakcij, ki potekajo v raztopinah elektrolitov. V takih primerih reakcije ne vključujejo samo oksidacijskega in redukcijskega sredstva, temveč tudi delce medija: molekule vode (Н 2 О), Н + in ОН - - ione. Za takšne reakcije je bolj pravilna uporaba elektronsko-ionskih sistemov (polovične reakcije). Pri pripravi polovičnih reakcij v vodnih raztopinah se po potrebi uvedejo molekule H 2 O in ioni H + ali OH - ob upoštevanju reakcijskega medija. Šibki elektroliti, slabo topni (Dodatek B) in plinaste spojine v ionskih sistemih so zapisani v molekularni obliki (Dodatek C).
Oglejmo si primere medsebojnega delovanja kalijevega sulfata in kalijevega permanganata v kislih in alkalnih medijih.
3. primer Reakcija med kalijevim sulfatom in kalijevim permanganatom v kislem okolju:
Določimo spremembo stopnje oksidacije elementov in jih navedemo v enačbi. Najvišje oksidacijsko stanje mangana (+7) v KMnO 4 kaže, da je KMnO 4 oksidacijsko sredstvo. Žveplo v spojini K 2 SO 3 ima oksidacijsko stanje (+4) - je reducirana oblika glede na žveplo (+6) v spojini K 2 SO 4. Tako je K 2 SO 3 reducent. Realni ioni, ki vsebujejo elemente, ki spreminjajo oksidacijsko stanje in njihove začetne polovične reakcije, imajo naslednjo obliko:
Cilj nadaljnjih ukrepov je namesto puščic, ki odražajo možno smer reakcije, postaviti enake znake v te polovične reakcije. To je mogoče storiti, ko se tipi elementov, število njihovih atomov in skupni naboj vseh delcev sovpadajo na levi in \u200b\u200bdesni strani vsake polovične reakcije. Da bi to dosegli, se uporabljajo dodatni ioni ali molekule medija. Običajno so to N +, ON - ioni in molekule vode. V polovični reakciji 
število atomov mangana je enako, vendar število atomov kisika ni enako, zato na desno stran polovične reakcije vnesemo štiri molekule vode :. Izvajanje podobnih ukrepov (izenačevanje kisika) v sistemu 
, dobimo 
... V obeh polovičnih reakcijah so se pojavili vodikovi atomi. Njihovo število se izenači z ustreznim seštevanjem v drugem delu enačb z enakovrednim številom vodikovih ionov.
Zdaj so vsi elementi, vključeni v enačbe polovične reakcije, izenačeni. Še vedno je treba izenačiti naboje delcev. Na desni strani prve polovične reakcije je vsota vseh nabojev +2, na levi strani pa +7. Enakost nabojev se izvede tako, da se na levi strani enačbe doda pet negativnih nabojev v obliki elektronov (+5 ē). Podobno je v drugi polovični reakcijski enačbi treba odšteti 2 ē od leve. Zdaj lahko v enačbe obeh polovičnih reakcij postavimo enaka znaka:
–Proces izterjave;
–Proces oksidacije.
V obravnavanem primeru je razmerje med številom elektronov, odvzetih v procesu redukcije, in številom elektronov, sproščenih med oksidacijo, 5 ׃ 2. Za pridobitev enačba skupaj reakcija mora s seštevanjem enačb procesov redukcije in oksidacije upoštevati to razmerje - enačbo redukcije pomnožiti z 2, enačbo oksidacije - s 5.
Če pomnožimo koeficiente z vsemi členi polovičnih reakcijskih enačb in seštejemo samo desno in le njihove leve strani, dobimo končno reakcijsko enačbo v ionsko-molekularni obliki:
Z zmanjšanjem takšnih izrazov z odštevanjem enakega števila molekul H + in H 2 O dobimo:
Celotna ionska enačba je napisana pravilno, obstaja ujemanje med sredstvom in molekularno. Dobljene koeficiente prenesemo v molekularno enačbo:
4. primer Medsebojno delovanje kalijevega sulfata in kalijevega permanganata v alkalnem okolju:
Določite oksidacijska stanja elementov, ki spreminjajo oksidacijsko stanje (Mn +7 → Mn +6, S +4 → S +6). Realni ioni, ki vključujejo te elemente ( 
,
). Procesi (polovične reakcije) oksidacije in redukcije:
2
- postopek okrevanja
1 - postopek oksidacije
Povzetek enačbe:
V celotni ionski enačbi obstaja ujemanje medija. Koeficiente prenesemo v molekularno enačbo:
Redoks reakcije delimo na naslednje vrste:
medmolekularna oksidacija-redukcija;
samooksidacija-samozdravljenje (nesorazmernost);
intramolekularna oksidacija - redukcija.
Medmolekularne reakcije oksidacijske-redukcije - to so reakcije, kadar je oksidant v eni molekuli, reducent pa v drugi.
5. primer. Pri oksidaciji železovega hidroksida v vlažnem okolju pride do naslednje reakcije:
4Fe (OH) 2 + OH - - 1ē \u003d Fe (OH) 3 - postopek oksidacije;
1 О 2 + 2Н 2 О + 4ē \u003d 4OH - - postopek redukcije.
Da bi zagotovili pravilno snemanje elektronsko-ionskih sistemov, je treba preveriti: leva in desna stran polovičnih reakcij morata vsebovati enako število atomov elementov in njihov naboj. Potem, ko izenačimo število sprejetih in danih elektronov, povzamemo polovične reakcije:
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 in samozdravljenja (reakcije nesorazmerja) - gre za reakcije, pri katerih se del celotne količine elementa oksidira, drugi del pa zmanjša, značilno za elemente z vmesnim oksidacijskim stanjem.
Primer 6. Pri interakciji klora z vodo dobimo zmes klorovodikove in klorovodikove (HClO) kisline:
Tu pride do oksidacije in redukcije klora:
1Cl 2 + 2H 2 O - 2ē \u003d 2HClO + 2H + - postopek oksidacije;
1 Cl 2 + 2ē \u003d 2Cl - - postopek redukcije.
2Cl2 + 2H20 \u003d 2HClO + 2HCl
7. primer . Nesorazmernost dušikove kisline:
V tem primeru pride do oksidacije in redukcije 
kot del HNO 2:
Povzetek enačbe:
HNO 2 + 2 HNO 2 + H 2 O + 2 H + \u003d NE 
+ 3H + + 2NO + 2H 2 O
3HNO2 \u003d HNO3 + 2NO + H2O
Intramolekularne reakcije oksidacije-redukcije Je postopek, ko en sestavni del molekule služi kot oksidacijsko sredstvo, drugi pa kot redukcijsko sredstvo. Številni procesi termične disociacije so lahko primeri intramolekularne redukcije oksidacije.
Primer 8. Termična disociacija NH 4 NO 2:
Tu je NH ion 
oksidira in NO 
reducirano v prosti dušik:
12NH 
- 6 ē \u003d N2 + 8H +
1 2NO 
+ 8H + + 6 ē \u003d N 2 + 4H 2 O
2NH 
+ 2NO 
+ 8H + \u003d N2 + 8H + + N2 + 4H20
2NH 4 NO 2 \u003d 2N 2 + 4H 2 O
Primer 9 . Razgradnja amonijevega dikromata:
12NH 
- 6 ē \u003d N2 + 8H +
1 Cr 2 O. 
+ 8H + + 6 ē \u003d Cr 2 O 3 + 4 H 2 O
2NH 
+ Cr 2 O 
+ 8H + \u003d N2 + 8H + + Cr2O3 + 4H2O
(NH 4) 2 Сr 2 О 7 \u003d N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O
Redoks reakcije, ki vključujejo več kot dva elementa, ki spremenita oksidacijsko stanje.
Primer 10. Primer je reakcija interakcije železovega sulfida z dušikovo kislino, kjer med reakcijo trije elementi (Fe, S, N) spremenijo oksidacijsko stanje:
FeS 2 + HNO 3 
Fe 2 (SO 4) 3 + NO + ...
Enačba ni zapisana do konca in uporaba elektronsko-ionskih sistemov (polovične reakcije) vam bo omogočila, da enačbo dokončate. Glede na oksidacijska stanja elementov, ki sodelujejo v reakciji, ugotovimo, da sta v FeS 2 dva elementa (Fe, S) oksidirana, oksidacijsko sredstvo pa 
(
), ki se obnovi na NO:
S –1 → 
(
)
Zapišemo polovično reakcijo oksidacije FeS 2:
FeS 2 → Fe 3+ + 
Prisotnost dveh ionov Fe 3+ v Fe 2 (SO 4) 3 kaže na podvojitev števila atomov železa ob nadaljnjem beleženju polovične reakcije:
2FeS 2 → 2Fe 3+ + 4 
Hkrati izenačimo število atomov žvepla in kisika, dobimo:
2FeS 2 + 16Н 2 O → 2Fe 3+ + 4 
.
32 atomov vodika, z vnosom molekul 16 H 2 O v levo stran enačbe izenačimo z dodajanjem enakovrednega števila vodikovih ionov (32 H +) na desno stran enačbe:
2FeS 2 + 16Н 2 O → 2Fe 3+ + 4 
+ 32H +
Naboj na desni strani enačbe je +30. Da bo leva stran enaka (+30), odštejemo 30 ē:
1 2FeS 2 + 16H 2 O - 30 ē \u003d 2Fe 3+ + 4 
+ 32Н + - oksidacija;
10 ŠT 
+ 4Н + + 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 + 10НNО 3 + 30Н + \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + 10NО + 
+ 32Н + + 4H 2 O
H2S04 + 30H +
Z metodo odštevanja zmanjšamo obe strani enačbe za enako število ionov (30 H +) in dobimo:
2FeS 2 + 10НNО 3 \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + 10NО + Н 2 SO 4 + 4H 2 O
Energija redoks reakcij . Pogoj za spontani pojav katerega koli procesa, vključno z redoks reakcijo, je neenakost ∆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,
kjer je n število elektronov, ki jih redukcijsko sredstvo prenese v oksidacijsko sredstvo v osnovnem oksidacijsko-redukcijskem aktu;
F je Faradayevo število;
ε - elektromotorna sila (EDS) redoks reakcije.
Elektromotorna sila redoks reakcije je odvisna od potencialne razlike med oksidantom in reducentom:
ε \u003d E ok - E v,
Pod standardnimi pogoji:
ε ° \u003d E ° ok - E ° c.
Če je torej pogoj za spontani pretok procesa neenakost ∆G °< 0, то это возможно, когда n·F·ε ° > 0. Če sta n in F pozitivni števili, potem mora biti ε °\u003e 0, in to je mogoče, če je E ° ok\u003e E ° c. Iz tega sledi, da je pogoj za spontani pojav redoks reakcije neenakost E ° ok\u003e E ° c.
Primer 11. Določite možnost redoks reakcije:
Po določitvi oksidacijskih stanj elementov, ki spreminjajo oksidacijsko stanje, zapišemo polovične reakcije oksidacijskega in redukcijskega sredstva, pri čemer navedemo njihove potenciale:
Cu - 2ē \u003d Cu 2+ E ° B \u003d +0,34 V
2H + + 2ē \u003d H 2 E ° ok \u003d 0,0 V
Iz polovičnih reakcij je razvidno, da je E ° ok< Е ° в, это говорит о том, что рассматриваемый процесс термодинамически невозможен (∆G ° > 0). Ta reakcija je mogoča le v nasprotni smeri, za katero je ∆G °< 0.
Primer 12. Izračunajte Gibbsovo energijo in ravnotežno konstanto za redukcijo kalijevega permanganata z železovim (II) sulfatom.
Polovične reakcije oksidanta in reduktorja:
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),
kjer je n \u003d 10, saj redukcijsko sredstvo odda 10 ē, oksidant v osnovnem dejanju oksidacijsko-redukcijskega procesa sprejme 10 ē.
∆G ° \u003d –10 · 69500 \u200b\u200b(1,52–0,77) \u003d –725000 J,
∆G ° \u003d –725 kJ.
Ob upoštevanju, da je standardna sprememba Gibbsove energije povezana z njeno ravnotežno konstanto (Кс) z razmerjem:
∆G ° \u003d –RTlnK s ali n · F · ε \u003d RTlnK s,
kjer je R \u003d 8,31 J · mol –1 · K –1,
F 
96500 Cl · mol –1, Т \u003d 298 K.
Določite ravnotežno konstanto za to reakcijo tako, da v enačbo vnesete konstantne vrednosti in pretvorite naravni logaritem v decimalno:
K c \u003d 10 127.
Dobljeni podatki kažejo, da je obravnavana reakcija redukcije kalijevega permanganata reaktivna (∆G ° \u003d - 725 kJ), postopek poteka od leve proti desni in je praktično nepovraten (K c \u003d 10 127).
