TEOREETILISE KEEMIA ALUSED

10. Redoksreaktsioonid

Kui aatom seob elektrone, siis muutub see negatiivselt laetud iooniks:

Redutseerivate ainetena toimivate elektroodide standardpotentsiaalidel vesiniku suhtes on märk “-” ja märgil “+” on elektroodide standardpotentsiaalid, mis on oksüdeerivad ained.

Metallid, mis on paigutatud nende standardsete elektroodipotentsiaalide kasvavas järjekorras, moodustavad nn metallide pingete elektrokeemilised jadad :Li, Rb, K, wa, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

Vooluallika katoodil toimub elektronide ülekandmine lahusest või sulamist katioonideks, mistõttu katood on "redutseerija". Seetõttu toimub anoodil elektronide vabanemine anioonide poolt anood on "oksüdeeriv aine".

Elektrolüüsi ajal võivad konkureerivad protsessid toimuda nii anoodil kui katoodil.

Kui elektrolüüs viiakse läbi inertse (mittekuluva) anoodi (näiteks grafiit või plaatina) abil, konkureerivad reeglina kaks oksüdatsiooni- ja kaks redutseerimisprotsessi:

anoodil - anioonide ja hüdroksiidioonide oksüdatsioon,

katoodil - katioonide ja vesinikioonide redutseerimine.

Elektrolüüsi läbiviimisel aktiivse (tarbitava) anoodiga on protsess keeruline ja konkureerivad reaktsioonid elektroodidel on:

anoodil - anioonide ja hüdroksiidioonide oksüdatsioon, metalli anoodne lahustamine - anoodimaterjal;

katoodil - soola katiooni ja vesinikioonide redutseerimine, anoodi lahustamisel saadud metallikatioonide redutseerimine.

Anoodil ja katoodil kõige tõenäolisema protsessi valimisel tuleks lähtuda positsioonist, et kulgeb reaktsioon, mille jaoks on vaja kõige vähem energiat. Lisaks kasutatakse inertse elektroodiga soolalahuste elektrolüüsi ajal anoodil ja katoodil kõige tõenäolisema protsessi valimiseks järgmisi reegleid:

- mis elektrivoolu toimel suunatakse vastavatele elektroodidele:

Katoodil eraldub metalliline vask ja anoodil gaas kloor.

Kui vaadeldavas lahuse elektrolüüsi näites

lahustuva anoodiga saab kirjutada järgmiselt:

Soolalahuste elektrolüüs lahustuva anoodiga taandub anoodimaterjali oksüdeerumiseni (selle lahustumiseni) ja sellega kaasneb metalli ülekandumine anoodilt katoodile. Seda omadust kasutatakse laialdaselt metallide saastumisest puhastamisel (puhastamisel).

Sulandite elektrolüüs. Veega kergesti interakteeruvate üliaktiivsete metallide (naatrium, alumiinium, magneesium, kaltsium jne) saamiseks kasutatakse sulasoolade või oksiidide elektrolüüsi:

Kui elektrivool juhitakse läbi aktiivse metalli soola ja hapnikku sisaldava happe vesilahuse, siis ei tühjeneeru metalli katioonid ega happejäägi ioonid. Katoodil eraldub vesinik,

Reagente moodustavate elementide oksüdatsiooniastme muutumisel toimuvaid keemilisi reaktsioone nimetatakse redoksideks.

Oksüdatsioon on aatomilt, molekulilt või ioonilt elektronide loovutamise protsess. Kui aatom loovutab oma elektronid, omandab see positiivse laengu, näiteks:

Kui näiteks negatiivselt laetud ioon (laeng -1) loovutab 1 elektroni, muutub see neutraalseks aatomiks:

Kui positiivselt laetud ioon või aatom loovutab elektrone, siis selle positiivse laengu väärtus suureneb vastavalt loovutatud elektronide arvule:

Redutseerimine on elektronide ühendamise protsess aatomi, molekuli või iooniga.

Kui aatom seob elektrone, muutub see negatiivselt laetud iooniks:

Kui positiivselt laetud ioon võtab elektrone vastu, siis selle laengu väärtus väheneb, näiteks:

või see võib minna neutraalsele aatomile:

Oksüdeeriv aine on aatom, molekul või ioon, mis võtab vastu elektrone. Redutseerija on aatom, molekul või ioon, mis loovutab elektrone.

Reaktsiooni käigus oksüdeeriv aine redutseeritakse ja redutseerija oksüdeeritakse.

Tuleb meeles pidada, et oksüdatsiooni (redutseerimise) käsitlemine aatomite või ioonide poolt elektronide andmise (ja vastuvõtmise) protsessina ei kajasta alati tegelikku asukohta, kuna paljudel juhtudel ei toimu elektronide täielikku ülekandmist, vaid ainult elektronipilve nihkumine ühelt aatomilt teisele.

Redoksreaktsioonide võrrandite koostamiseks ei ole aga oluline, milline side sel juhul tekib - ioonne või kovalentne. Seetõttu räägime lihtsuse mõttes elektronide kinnitumisest või vabanemisest, sõltumata sideme tüübist.

Redoksreaktsioonide võrrandite koostamine ja koefitsientide valik. Redoksreaktsiooni võrrandi koostamisel on vaja määrata redutseerija, oksüdeerija ning antud ja vastuvõetud elektronide arv.

Reeglina valitakse koefitsiendid kas elektroonilise tasakaalu meetodil või elektronioonide tasakaalu meetodil (viimast nimetatakse mõnikord poolreaktsiooni meetodiks).

Redoksreaktsioonide võrrandite koostamise näitena vaatleme püriidi oksüdatsiooni protsessi kontsentreeritud lämmastikhappega:

Kõigepealt määratleme reaktsiooniproduktid. on tugev oksüdeerija, seetõttu oksüdeerub väävel maksimaalse oksüdatsiooniastmeni ja raud - kuni, samal ajal kui seda saab redutseerida kuni või. Meie valime.

Kus see asub (vasakul või paremal), me veel ei tea.

1. Alustuseks rakendame elektronioonide tasakaalu meetodit. See meetod arvestab elektronide üleminekut ühelt aatomilt või ioonilt teisele, võttes arvesse reaktsiooni toimumise keskkonna (happeline, aluseline või neutraalne) olemust. - Oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsesside võrrandite koostamisel tuleb vesiniku- ja hapnikuaatomite arvu võrdsustada kas veemolekulid ja vesinikuioonid (kui keskkond on happeline) või veemolekulid ja hüdroksiidioonid (kui keskkond on aluseline). kasutusele võetud (olenevalt kandjast). Sellest tulenevalt sisaldavad elektrooniline-ioonvõrrandi paremal küljel olevad saadused vesinikioone ja veemolekule (happeline keskkond) või hüdroksiidiioone ja veemolekule (leeliseline keskkond).

Seega tuleb elektronioonvõrrandite kirjutamisel lähtuda lahuses tegelikult esinevate ioonide koostisest. Lisaks, nagu ka lühendatud ioonvõrrandite koostamisel, tuleks halvasti dissotsieerunud, halvasti lahustuvad või gaasi kujul eralduvad ained kirjutada molekulaarselt.

Vaatleme meie juhtumi oksüdatsiooni poolreaktsiooni.

Molekul muutub iooniks dissotsieerub täielikult ioonideks, hüdrolüüsi eirame) ja kaheks iooniks (dissotsiatsioon):

Hapniku võrdsustamiseks lisage vasakule poole 8 molekuli ja paremale poole 16 iooni (happeline keskkond!):

Vasaku külje laeng on 0, parema külje laeng peaks seega loobuma 15 elektronist:

Vaatleme nüüd nitraadiiooni redutseerimise poolreaktsiooni:

Aatomilt O on vaja eemaldada. Selleks lisage vasakule poolele (happeline keskkond) 4 iooni ja paremale poole - 2 molekuli

Laengu võrdsustamiseks lisage vasakule küljele 3 elektroni (laeng):

Lõpuks on meil:

Mõlemad osad taandades saame redoksreaktsiooni lühendatud ioonvõrrandi:

Lisades võrrandi mõlemale poolele vastava arvu ioone, leiame reaktsiooni molekulaarvõrrandi:

Pange tähele, et antud ja vastuvõetud elektronide hulga määramiseks ei pidanud me kunagi määrama elementide oksüdatsiooniastet. Lisaks võtsime arvesse keskkonna mõju ja määrasime automaatselt kindlaks, mis on võrrandi paremal küljel. Pole kahtlust, et see meetod on keemilise mõttega palju paremini kooskõlas kui tavaline elektroonilise tasakaalu meetod, kuigi viimast on mõnevõrra lihtsam mõista.

2. Võrdlustame selle reaktsiooni elektroonilise tasakaalu meetodil. Taastamisprotsessi kirjeldatakse lihtsalt:

Oksüdatsiooniskeemi koostamine on keerulisem, kuna oksüdeeritakse korraga 2 elementi - Fe ja S. Väävli oksüdatsiooniastme saate omistada rauale ja arvestada, et 1 Fe aatomi kohta on kaks S-aatomit:

Oksüdatsiooniastmete määramisest võib aga loobuda ja kirjutada skeemi (7.1) meenutav skeem:

Paremal küljel on laeng +15, vasakul - 0, seega peab see loovutama 15 elektroni. Paneme kirja üldise saldo:

Oksüdatsiooniks läheb 5 molekuli ja moodustumiseks on vaja veel 3 molekuli

Vesiniku ja hapniku võrdsustamiseks lisage paremale poole 2 molekuli:

Elektronioonide tasakaalu meetod on mitmekülgsem kui elektroonilise tasakaalu meetod ja sellel on vaieldamatu eelis koefitsientide valikul paljudes redoksreaktsioonides, eriti orgaaniliste ühendite osalusel, mille puhul on isegi oksüdatsiooniastmete määramise protseduur läbi. väga keeruline.

Mõelgem näiteks etüleeni oksüdeerumisele, mis tekib siis, kui see lastakse läbi kaaliumpermanganaadi vesilahuse. Selle tulemusena oksüdeeritakse etüleen etüleenglükooliks ja permanganaat redutseeritakse mangaan(IV)oksiidiks, lisaks, nagu selgub lõppbilansi võrrandist, moodustub paremal ka kaaliumhüdroksiid:

Pärast selliste liikmete vajalike taandamiste tegemist kirjutame võrrandi lõplikule molekulaarsele kujule

Redoksreaktsioonide kvantitatiivsed omadused. Standardsete elektroodide potentsiaalide vahemik. Reaalsetes tingimustes toimuva redoksreaktsiooni võimalikkus on tingitud mitmest põhjusest: temperatuur, oksüdeerija ja redutseerija iseloom, keskkonna happesus, reaktsioonis osalevate ainete kontsentratsioon jne.

Kõigi nende tegurite arvessevõtmine võib olla keeruline, kuid pidades silmas, et igasugune redoksreaktsioon kulgeb elektronide üleminekuga redutseerijalt oksüdeerivale ainele, on võimalik kehtestada sellise reaktsiooni võimalikkuse kriteerium.

Redoksprotsesside kvantitatiivne tunnus on oksüdeerijate ja redutseerivate ainete normaalsed redokspotentsiaalid (või standardsed elektroodide potentsiaalid).

Selliste potentsiaalide füüsikalis-keemilise tähenduse mõistmiseks on vaja analüüsida nn elektrokeemilisi protsesse.

Elektrokeemilisteks nimetatakse keemilisi protsesse, millega kaasneb elektrivoolu ilmumine või selle põhjustatud protsess.

Elektrokeemiliste protsesside olemuse mõistmiseks vaatleme mitut üsna lihtsat olukorda. Kujutage ette metallplaati, mis on vette kastetud. Polaarsete veemolekulide toimel eralduvad metalliioonid plaadi pinnalt ja hüdraatituna lähevad vedelasse faasi. Sel juhul on viimane positiivselt laetud ja metallplaadile ilmub elektronide liig. Mida protsess edasi, seda suuremaks muutub nii plaadi kui ka vedelfaasi laeng.

Lahuse katioonide ja liigsete metallielektronide elektrostaatilise külgetõmbe tõttu tekib liidesele nn elektriline topeltkiht, mis pärsib metalliioonide edasist üleminekut vedelasse faasi. Lõpuks saabub hetk, mil lahuse ja metallplaadi vahel tekib tasakaal, mida saab väljendada võrrandiga:

või võttes arvesse ioonide hüdratatsiooni lahuses:

Selle tasakaalu olek sõltub metalli olemusest, selle ioonide kontsentratsioonist lahuses, temperatuurist ja rõhust.

Kui metalli kastetakse mitte vette, vaid selle metalli soola lahusesse, nihkub tasakaal vastavalt Le Chatelier' põhimõttele vasakule ja mida rohkem, seda suurem on metalliioonide kontsentratsioon lahuses. Aktiivsed metallid, mille ioonidel on hea lahustumisvõime, laetakse sel juhul negatiivselt, kuigi vähemal määral kui puhtas vees.

Tasakaalu (7.2) saab nihutada paremale, kui elektronid ühel või teisel viisil metallist eemaldatakse. See lahustab metallplaadi. Vastupidi, kui elektronid suunatakse väljastpoolt metallplaadile, sadestuvad ioonid sellel olevast lahusest.

Nagu juba märgitud, tekib metalli lahusesse kastmisel liidesele elektriline topeltkiht. Metalli ja ümbritseva vedela faasi vahel tekkivat potentsiaalide erinevust nimetatakse elektroodi potentsiaaliks. See potentsiaal on tahke faasi kujul esineva metalli redoksvõimelisuse tunnus.

Pange tähele, et isoleeritud metalliaatomi puhul (kõrgetel temperatuuridel ja kõrgel lagunemisastmel tekkiva monoatomilise auru seisund) iseloomustab redoksomadusi erinev suurus, mida nimetatakse ionisatsioonipotentsiaaliks. Ionisatsioonipotentsiaal on energia, mis on vajalik elektroni eraldamiseks eraldatud aatomist.

Elektroodi potentsiaali absoluutväärtust ei saa otse mõõta. Samas ei ole keeruline mõõta elektroodide potentsiaalide erinevust, mis tekib kahest metallilahuse paarist koosnevas süsteemis. Selliseid paare nimetatakse poolelementideks. Leppisime kokku, et määrame metallide elektroodide potentsiaalid nn standardse vesinikelektroodi suhtes, mille potentsiaal võetakse suvaliselt nulliks. Standardne vesinikelektrood koosneb spetsiaalselt valmistatud plaatinaplaadist, mis on sukeldatud vesinikioonide kontsentratsiooniga happelahusesse ja gaasilise vesiniku joa rõhu all Pa temperatuuril

Potentsiaali tekkimist standardsel vesinikelektroodil võib ette kujutada järgmiselt. Gaasiline vesinik, adsorbeerituna plaatinaga, läheb aatomi olekusse:

Plaadi pinnale moodustunud aatomi vesiniku, lahuses olevate vesinikuioonide ja plaatina (elektronid!) vahel realiseeritakse dünaamiline tasakaal:

Kogu protsessi väljendatakse võrrandiga:

Plaatina ei osale redoksprotsessis, vaid on ainult aatomi vesiniku kandja.

Kui selle soola lahusesse sukeldatud metallplaat, mille metalliioonide kontsentratsioon on võrdne 1 mol / l, ühendatakse standardse vesinikuelektroodiga, saate galvaanilise elemendi. Selle elemendi elektromotoorjõud (EMF), mõõdetuna ja iseloomustab metalli standardset elektroodipotentsiaali, mida tavaliselt tähistatakse kui.

Tabelis 7.1 on näidatud mõnede metallide standardsete elektroodide potentsiaalide väärtused. Redutseerivate ainetena toimivate elektroodide standardpotentsiaalid vesiniku suhtes on märgiga "-" ja "+" tähistab elektroodide standardpotentsiaale, mis on oksüdeerivad ained.

Metallid, mis on paigutatud nende standardsete elektroodide potentsiaalide kasvavas järjekorras, moodustavad nn elektrokeemiliste metallide pingete jada:

Metallide keemilisi omadusi iseloomustavad mitmed pinged:

1. Mida negatiivsem on metalli elektroodipotentsiaal, seda suurem on selle taandatavus.

2. Iga metall on võimeline soolalahustest välja tõrjuma (redutseerima) neid metalle, mis on pärast seda metallide pingete elektrokeemilises jadas.

3. Kõik metallid, millel on negatiivne standardelektroodipotentsiaal, st E. need, mis kuuluvad vesinikust vasakule jäävasse elektrokeemilisse metallipinge seeriasse, suudavad selle happelahustest välja tõrjuda.

Tuleb märkida, et esitatud seeria iseloomustab metallide ja nende soolade käitumist ainult vesilahustes ja toatemperatuuril. Lisaks tuleb meeles pidada, et tabelis näidatud elektroodide standardpotentsiaalid võtavad arvesse ühe või teise iooni interaktsiooni iseärasusi lahusti molekulidega. See võib rikkuda mõningaid eeldatavaid mustreid metallide paigutuses metallide pingete elektrokeemilistes jadades. Näiteks metallide elektrokeemiline pingerida algab liitiumiga, samas kui keemiliselt aktiivsemad rubiidium ja kaalium asuvad liitiumist paremal. Selle põhjuseks on liitiumioonide hüdratatsiooniprotsessi äärmiselt kõrge energia võrreldes teiste leelismetallide ioonidega.

Samal ajal on tabelis 7.1 loetletud standardsed redokspotentsiaalid, mida mõõdeti tüüpi (7.3) mittemetalliliste süsteemide puhul, mis on normaalse vesinikuelektroodi suhtes tasakaalus.

Tabelis on näidatud järgmise üldkuju redutseerimise poolreaktsioonid:

Nagu metallide väärtuse määramisel, mõõdetakse mittemetallide väärtusi temperatuuril 25 ° C ja kõigi tasakaalus osalevate aatomi- ja molekulaarosakeste kontsentratsioonil 1 mol / L.

Tabel 7.1. Standardsed redokspotentsiaalid temperatuuril 25 °C (298 K)

(vaata skannimist)

Standardse redokspotentsiaali algebraline väärtus iseloomustab vastava oksüdeerunud vormi oksüdatiivset aktiivsust. Seetõttu võimaldab standardsete redokspotentsiaalide väärtuste võrdlus vastata küsimusele: kas see või teine ​​redoksreaktsioon toimub?

Seega kõik poolreaktsioonid halogeniidioonide oksüdatsioonist vabadeks halogeenideks

saab realiseerida standardtingimustes, kasutades oksüdeeriva ainena plii(IV)oksiidi või kaaliumpermanganaati. Kaaliumdikromaadi kasutamisel saab läbi viia ainult reaktsioone (7.5) ja (7.6). Lõpuks võimaldab lämmastikhappe kasutamine oksüdeeriva ainena läbi viia ainult poolreaktsiooni jodiidiioonide osalusel (7.6).

Seega on konkreetse redoksreaktsiooni võimalikkuse hindamise kvantitatiivseks kriteeriumiks oksüdatsiooni ja redutseerimise poolreaktsioonide standardsete redokspotentsiaalide erinevuse positiivne väärtus.

Redoksreaktsioonid ehk lühidalt ORR on keemia aine üks aluseid, kuna need kirjeldavad üksikute keemiliste elementide vastastikmõju. Nagu nimigi ütleb, hõlmavad need reaktsioonid vähemalt kahte erinevat kemikaali, millest üks toimib oksüdeeriva ainena ja teine ​​redutseerijana. Ilmselgelt on väga oluline osata neid erinevates keemilistes reaktsioonides eristada ja määrata.

1. Oksüdatsiooni teel nimetatakse protsessiks, kus keemilise elemendi välisest elektronkihist väljuvad elektronid. Vastutasuks oksüdeeriv aine seal on aatom, molekul või ioon, mis võtab vastu elektrone ja vähendab seeläbi oma oksüdatsiooniastet, mis on taastuda ... Pärast keemilist koostoime reaktsiooni teise ainega omandab oksüdeerija alati positiivse laengu.
2. Restaureerimine nimetatakse protsessiks elektronide kinnitumiseks keemilise elemendi välisele elektronkihile. Taastaja seal on aatom, molekul või ioon, mis loovutab oma elektronid ja suurendab seeläbi nende oksüdatsiooniastet, st oksüdeerunud ... Pärast keemilist koostoime reaktsiooni teise ainega omandab redutseerija alati positiivse laengu.
3. Lihtsamalt öeldes on oksüdeerija aine, mis "võtab" elektrone, ja redutseerija on aine, mis annab need oksüdeerivale ainele. On võimalik kindlaks teha, kes mängib redoksreaktsioonis oksüdeerija rolli, kes on redutseerija ja millistel juhtudel muutub oksüdeerija redutseerijaks ja vastupidi, kui on teada indiviidi tüüpiline käitumine keemilistes reaktsioonides. elemendid.
4. Tüüpilised redutseerijad on metallid ja vesinik: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Mida vähem nad on ioniseeritud, seda suuremad on nende redutseerivad omadused. Näiteks osaliselt oksüdeeritud raud, mis loovutab ühe elektroni ja mille laeng on +1, on võimeline loovutama ühe elektroni vähem kui "puhta" raud. Samuti võivad redutseerivad ained olla madalaima oksüdatsiooniastmega keemiliste elementide ühendid, milles kõik vabad orbitaalid on täidetud ja mis võivad loovutada ainult elektrone, näiteks ammoniaak NH 3, vesiniksulfiid H 2 S, vesinikbromiid HBr, vesinikjodiid HI, vesinikkloriid HCl.
5. Paljud mittemetallid (F, Cl, I, O, Br) on tüüpilised oksüdeerivad ained. Oksüdeerivad ained võivad olla ka kõrge oksüdatsiooniastmega metallid (Fe +3, Sn +4, Mn +4), aga ka mõned kõrge oksüdatsiooniastmega elementide ühendid: kaaliumpermanganaat KMnO 4, väävelhape H 2 SO 4, lämmastikhape HNO 3, vaskoksiid CuO, raudkloriid FeCl 3.
6. Mittetäieliku või vahepealse oksüdatsiooniastmega keemilised ühendid, näiteks ühealuseline lämmastikhape HNO 2, vesinikperoksiid H 2 O 2, väävelhape H 2 SO 3, võivad omada nii oksüdeerivaid kui ka redutseerivaid omadusi, olenevalt teise reagendi redoks-omadustest. interaktsioon...

Sellest näitest järeldub, et üks naatriumi aatom loovutab oma elektroni ühele hapnikuaatomile. Seetõttu on naatrium redutseerija ja hapnik oksüdeeriv aine. Sel juhul oksüdeerub naatrium täielikult, kuna see loobub maksimaalsest võimalikust elektronide arvust ja hapnikuaatom ei vähene täielikult, kuna see suudab vastu võtta veel ühe elektroni teisest hapnikuaatomist.

Nende hulka kuuluvad reaktsioonid, mille käigus reagendid vahetavad elektrone, muutes samal ajal reagendid moodustavate elementide aatomite oksüdatsiooniastet.

Näiteks:

Zn + 2H + → Zn 2+ + H2,

FeS 2 + 8HNO 3 (konts.) = Fe (NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O,

Valdav enamus keemilistest reaktsioonidest on redoksreaktsioonid, neil on äärmiselt oluline roll.

Oksüdatsioon on aatomilt, molekulilt või ioonilt elektronide loovutamise protsess.

Kui aatom loovutab oma elektronid, omandab see positiivse laengu:

Näiteks:

Al - 3e - = Al 3+

H2-2e- = 2H+

Oksüdatsioon suurendab oksüdatsiooniastet.

Kui negatiivselt laetud ioon (laeng -1), näiteks Cl -, loovutab 1 elektroni, muutub see neutraalseks aatomiks:

2Cl - - 2e - = Cl 2

Kui positiivselt laetud ioon või aatom loovutab elektrone, siis selle positiivse laengu väärtus suureneb vastavalt loovutatud elektronide arvule:

Fe 2+ - e - = Fe 3+

Redutseerimine on elektronide ühendamise protsess aatomi, molekuli või iooniga.

Kui aatom seob elektrone, muutub see negatiivselt laetud iooniks:

Näiteks:

Сl 2 + 2- = 2Сl -

S + 2e - = S 2-

Kui positiivselt laetud ioon võtab elektrone vastu, siis selle laengu väärtus väheneb:

Fe 3+ + e- = Fe 2+

või see võib minna neutraalsele aatomile:

Fe 2+ + 2e- = Fe 0

Oksüdeeriv aine on aatom, molekul või ioon, mis võtab vastu elektrone. Redutseerija on aatom, molekul või ioon, mis loovutab elektrone.

Reaktsiooni käigus redutseeritakse oksüdeerija, redutseerija oksüdeeritakse.

Oksüdatsiooniga kaasneb alati redutseerimine ja vastupidi, redutseerimine on alati seotud oksüdatsiooniga, mida saab väljendada võrranditega:

Redutseerija - e - ↔ Oksüdeeriv aine

Oksüdant + e - ↔ Redutseerija

Seetõttu on redoksreaktsioonid kahe vastandliku protsessi – oksüdatsiooni ja redutseerimise – ühtsus

Olulisemad redutseerivad ja oksüdeerivad ained

Elektroonilise tasakaalu meetod.

RVR-i võrdsustamiseks kasutatakse mitmeid meetodeid, millest praegu kaalume ühte - elektroonilise tasakaalu meetodit.

Kirjutame alumiiniumi ja hapniku vahelise reaktsiooni võrrandi:

Al + O 2 = Al 2 O 3

Ärge laske selle võrrandi lihtsusest end petta. Meie ülesanne on välja mõelda meetod, mis tulevikus võimaldab teil võrdsustada palju keerukamaid reaktsioone.

Mis on elektrooniline bilansimeetod? Tasakaal on võrdsus. Seetõttu tuleks elektronide arv, mille üks element selles reaktsioonis loobub ja teine ​​element vastu võtab, muuta samaks. Esialgu näeb see kogus teistsugune välja, mis ilmneb alumiiniumi ja hapniku erinevatest oksüdatsiooniastmetest:

Al 0 + O 2 0 = Al 2 + 3 O 3 -2

Alumiinium loovutab elektrone (saab positiivse oksüdatsiooniastme) ja hapnik võtab vastu elektrone (saab negatiivse oksüdatsiooniastme). Oksüdatsiooniastme +3 saamiseks peab alumiiniumi aatom loovutama 3 elektroni. Hapnikumolekul peab selleks, et muutuda hapnikuaatomiteks oksüdatsiooniastmega -2, vastu võtma 4 elektroni:

Al 0 - 3e- = Al +3

O 2 0 + 4e- = 2O -2

Antud ja vastuvõetud elektronide arvu võrdsustamiseks tuleb esimene võrrand korrutada 4-ga ja teine ​​3-ga. Selleks piisab, kui nihutada annetatud ja vastuvõetud elektronide arv ülemise ja alumise joone vastu, nagu näidatud joonisel. ülaltoodud diagramm.

Kui nüüd võrrandisse enne redutseerijat (Al) paneme leitud koefitsiendi 4 ja enne oksüdeerivat ainet (O 2) - leitud koefitsiendi 3, siis antud ja vastuvõetud elektronide arv võrdsustub ja muutub võrdseks 12. Elektrooniline tasakaal on saavutatud. On näha, et enne reaktsioonisaadust Al 2 O 3 on vajalik tegur 2. Nüüd on redoksreaktsiooni võrrand võrdne:

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3

Kõik elektroonilise tasakaalu meetodi eelised avalduvad keerulisematel juhtudel kui alumiiniumi oksüdeerimine hapnikuga.

Näiteks tuntud "kaaliumpermanganaat" - kaaliumpermanganaat KMnO 4 - on tugev oksüdeerija tänu Mn aatomile oksüdatsiooniastmes +7. Isegi kloorianioon Cl - annab sellele elektroni, muutudes klooriaatomiks. Mõnikord kasutatakse seda kloorigaasi tootmiseks laboris:

K + Mn +7 O 4 -2 + K + Cl - + H 2 SO 4 = Cl 2 0 + Mn + 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Koostame elektroonilise bilansi diagrammi:

Mn +7 + 5e- = Mn +2

2Cl - - 2e- = Cl 2 0

Kaks ja viis on võrrandi peamised koefitsiendid, tänu millele on lihtne leida kõiki teisi koefitsiente. Enne Cl 2 peaksite KСl ette panema koefitsiendi 5 (või 2 × 5 = 10) ja enne KMnO 4 - tegurit 2. Kõik muud tegurid on seotud nende kahe teguriga. See on palju lihtsam kui lihtne arvude iteratsioon.

2 KMnO 4 + 10 KCl + 8H 2 SO 4 = 5 Cl 2 + 2 MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 8 H 2 O

K aatomite arvu võrdsustamiseks (vasakul 12 aatomit) tuleb võrrandi paremale küljele panna K 2 SO 4 ette koefitsient 6. Lõpuks piisab hapniku ja vesiniku võrdsustamiseks koefitsient 8 H 2 SO 4 ja H 2 O ees. Saime võrrandi lõplikul kujul.

Elektroonilise tasakaalu meetod, nagu näeme, ei välista tavalist koefitsientide valikut redoksreaktsioonide võrrandites, kuid see võib sellist valikut oluliselt hõlbustada.

Vase ja pallaadium (II) nitraadi lahusega reageerimise võrrandi koostamine. Kirjutame üles reaktsiooni alg- ja lõppainete valemid ning näitame oksüdatsiooniastmete muutusi:

millest järeldub, et redutseerija ja oksüdeerija koefitsiendid on 1. Reaktsiooni lõppvõrrand:

Cu + Pd (NO 3) 2 = Cu (NO 3) 2 + Pd

Nagu näha, ei esine elektronid üldises reaktsioonivõrrandis.

Koostatud võrrandi õigsuse kontrollimiseks loendame iga elemendi aatomite arvu selle paremal ja vasakul küljel. Näiteks paremal pool on 6 hapnikuaatomit, vasakul samuti 6 aatomit; pallaadium 1 ja 1; vask on samuti 1 ja 1. See tähendab, et võrrand on õigesti koostatud.

Kirjutame selle võrrandi ümber ioonsel kujul:

Cu + Pd 2+ + 2NO 3 - = Cu 2+ + 2NO 3 - + Pd

Ja pärast samade ioonide redutseerimist saame

Cu + Pd 2+ = Cu 2+ + Pd

Reaktsioonivõrrandi koostamine mangaan(IV)oksiidi interaktsiooniks kontsentreeritud vesinikkloriidhappega

(selle reaktsiooni abil laboris saadakse kloor).

Kirjutame üles reaktsiooni alg- ja lõppainete valemid:

НCl + МnО 2 → Сl 2 + MnСl 2 + Н 2 О

Näitame aatomite oksüdatsiooniastmete muutumist enne ja pärast reaktsiooni:

See reaktsioon on redoksreaktsioon, kuna kloori ja mangaani aatomite oksüdatsiooniastmed muutuvad. НCl on redutseeriv aine, MnО 2 on oksüdeeriv aine. Koostame elektroonilised võrrandid:

ja leida redutseeriva aine ja oksüdeeriva aine koefitsiendid. Need on vastavalt 2 ja 1. Koefitsient 2 (ja mitte 1) on seatud, kuna 2 klooriaatomit oksüdatsiooniastmega -1 loovutavad 2 elektroni. See koefitsient on juba elektroonilises võrrandis:

2HCl + MnO 2 → Сl 2 + MnСl 2 + Н 2 О

Leiame koefitsiendid teiste reagentide jaoks. Elektroonikavõrranditest on näha, et 2 mol HCl kohta on 1 mol MnO2. Arvestades aga, et tekkiva topeltlaenguga mangaaniooni sidumiseks on vaja veel 2 mol hapet, redutseerija ette tuleks panna tegur 4. Siis osutub vett 2 mol. Lõplik võrrand on

4НCl + МnО 2 = Сl 2 + MnСl 2 + 2Н 2 О

Võrrandi õigekirja kontrollimine võib piirduda ühe elemendi, näiteks kloori aatomite arvu loendamisega: 4 vasakul ja 2 + 2 = 4 paremal.

Kuna elektroonilise tasakaalu meetod kujutab reaktsioonivõrrandeid molekulaarsel kujul, tuleks need pärast koostamist ja kontrollimist kirjutada ioonsel kujul.

Kirjutame selle võrrandi ümber ioonsel kujul:

4Н + + 4Сl - + МnО 2 = Сl 2 + Мn 2 + + 2Сl - + 2Н 2 О

ja pärast identsete ioonide tühistamist võrrandi mõlemal poolel saame

4Н + + 2Сl - + МnО 2 = Сl 2 + Мn 2 + + 2Н 2 О

Reaktsioonivõrrandi koostamine vesiniksulfiidi ja hapendatud kaaliumpermanganaadi lahusega interaktsiooni kohta.

Kirjutame reaktsiooniskeemi - lähte- ja saadud ainete valemid:

Н 2 S + КМnO 4 + Н 2 SO 4 → S + МnSО 4 + К 2 SO 4 + Н 2 О

Seejärel näitame aatomite oksüdatsiooniastmete muutust enne ja pärast reaktsiooni:

Väävli ja mangaani aatomite oksüdatsiooniastmed muutuvad (H 2 S on redutseerija, KMnO 4 on oksüdeerija). Koostame elektroonilisi võrrandeid, st. kujutame elektronide tagasilöögi ja kinnitumise protsesse:

Ja lõpuks leiame koefitsiendid oksüdeeriva aine ja redutseerija jaoks ning seejärel teiste reagentide jaoks. Elektroonikavõrranditest on näha, et on vaja võtta 5 mol H 2 S ja 2 mol KMnO 4, siis saame 5 mol S-aatomeid ja 2 mol MnSO 4. Lisaks, võrreldes võrrandi vasakul ja paremal küljel olevaid aatomeid, leiame, et moodustub ka 1 mol K 2 SO 4 ja 8 mol vett. Lõplik reaktsioonivõrrand on

5Н 2 S + 2КМnО 4 + ЗН 2 SO 4 = 5S + 2МnSО 4 + К 2 SO 4 + 8Н 2 О

Võrrandi kirjutamise õigsust kinnitab ühe elemendi, näiteks hapniku aatomite loendamine; nende vasakul küljel 2 4 + 3 4 = 20 ja paremal küljel 2 4 + 4 + 8 = 20.

Kirjutame võrrandi ümber ioonsel kujul:

5H2S + 2MnO4- + 6H+ = 5S + 2Mn2+ + 8H2O

On teada, et õigesti kirjutatud reaktsioonivõrrand on ainete massi jäävuse seaduse väljendus. Seetõttu peab samade aatomite arv lähteainetes ja reaktsiooniproduktides olema sama. Tasud tuleb ka säilitada. Lähteainete laengute summa peab alati olema võrdne reaktsioonisaaduste laengute summaga.

Elektronioonide tasakaalu meetod on mitmekülgsem kui elektroonilise tasakaalu meetod ja sellel on vaieldamatu eelis koefitsientide valikul paljudes redoksreaktsioonides, eriti orgaaniliste ühendite osalusel, mille puhul on isegi oksüdatsiooniastmete määramise protseduur läbi. väga keeruline.

OVR klassifikatsioon

Redoksreaktsioone on kolme peamist tüüpi:

1) Molekulidevahelise oksüdatsiooni-redutseerimise reaktsioonid
(kui oksüdeerija ja redutseerija on erinevad ained);

2) Disproportsioonireaktsioonid
(kui sama aine võib toimida oksüdeeriva ainena ja redutseerijana);

3) Molekulaarse oksüdatsiooni-redutseerimise reaktsioonid
(kui üks molekuli osa toimib oksüdeeriva ainena ja teine ​​redutseerijana).>

Vaatleme näiteid kolme tüüpi reaktsioonidest.

1. Molekulidevahelise oksüdatsiooni-redutseerimise reaktsioonid on kõik reaktsioonid, mida me selles lõigus juba käsitleme.
Vaatleme mõnevõrra keerulisemat juhtumit, kui kogu oksüdeerijat ei saa reaktsioonis ära tarbida, kuna osa sellest osaleb tavapärases - mitte-redoksvahetusreaktsioonis:

Cu 0 + H + N + 5 O 3 -2 = Cu + 2 (N + 5 O 3 - 2) 2 + N + 2 O - 2 + H 2 O

Osa NO 3 osakestest - osaleb reaktsioonis oksüdeeriva ainena, andes lämmastikoksiidi NO ja osa NO 3 ioonidest - muutumatul kujul läheb vaseühendiks Cu (NO 3) 2. Koostame elektroonilise tasakaalu:

Cu 0 - 2e- = Cu +2

N +5 + 3e- = N +2

Asetame vase kohta leitud koefitsiendi 3 Cu ja Cu (NO 3) 2 ette. Kuid koefitsient 2 tuleks panna ainult NO ette, sest kogu selles sisalduv lämmastik osales redoksreaktsioonis. Oleks viga panna HNO 3 ette koefitsient 2, sest selle aine alla kuuluvad ka need lämmastikuaatomid, mis ei osale oksüdatsioonis-redutseerimises ja on osa Cu (NO 3) 2 produktist (NO 3 osakesed). - siin nimetatakse seda mõnikord "ioonvaatlejaks").

Ülejäänud koefitsiendid valitakse raskusteta, kasutades juba leitud koefitsiente:

3 Cu + 8HNO 3 = 3 Cu (NO 3) 2 + 2 NO + 4H 2 O

2. Disproportsioonireaktsioonid tekivad siis, kui sama aine molekulid on võimelised üksteist oksüdeerima ja redutseerima. See saab võimalikuks, kui aine sisaldab vahepealses oksüdatsiooniastmes elemendi aatomeid.

Seetõttu on oksüdatsiooniaste võimeline nii vähenema kui ka suurenema. Näiteks:

HN +3 O 2 = HN +5 O 3 + N +2 O + H 2 O

Seda reaktsiooni võib vaadelda kui reaktsiooni HNO 2 ja HNO 2 kui oksüdeerija ja redutseerija vahel ning kasutada saab elektroonilise tasakaalu meetodit:

HN + 3 O 2 + HN + 3 O 2 = HN + 5 O3 + N + 2 O + H 2 O

N +3 - 2e- = N +5

N +3 + e- = N +2

Saame võrrandi:

2HNO 2 + 1 HNO 2 = 1 HNO 3 + 2 NO + H 2 O

Või liites kokku HNO 2 moolid:

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

Intramolekulaarsed oksüdatsiooni-redutseerimisreaktsioonid toimuvad siis, kui oksüdeerivad ja redutseerivad aatomid on molekulis kõrvuti. Mõelge Berthollet' soola KClO 3 lagunemisele kuumutamisel:

KCl +5 O 3-2 = KCl - + O 2 0

See võrrand järgib ka elektroonilise tasakaalu nõuet:

Cl +5 + 6e- = Cl -

2O -2 - 2e- = O 2 0

Siin tekibki raskus – milline kahest leitud koefitsiendist KClO 3 ette panna – see molekul sisaldab ju nii oksüdeerijat kui ka redutseerijat?

Sellistel juhtudel asetatakse leitud koefitsiendid toodete ette:

KClO 3 = 2KCl + 3O 2

Nüüd on selge, et KClO 3-le peab eelnema koefitsient 2.

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2

Kuumutamisel bertolletsoola molekulisisest lagunemisreaktsiooni kasutatakse hapniku saamiseks laboris.

Poolreaktsiooni meetod

Nagu nimigi ütleb, põhineb see meetod oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsessi ioonvõrrandite koostamisel ning seejärel üldvõrrandiks summeerimisel.
Näitena koostame sama reaktsiooni võrrandi, mida kasutati elektroonilise tasakaalu meetodi selgitamiseks.
Kui vesiniksulfiid H 2 S lastakse läbi hapendatud kaaliumpermanganaadi KMnO 4 lahuse, kaob karmiinpunane värvus ja lahus muutub häguseks.
Kogemused näitavad, et lahuse hägusus tekib elementaarse väävli moodustumise tagajärjel, s.o. protsessi käik:

H2S → S + 2H+

See skeem on aatomite arvu jaoks võrdsustatud. Laengute arvu võrdsustamiseks peate vooluringi vasakust küljest lahutama kaks elektroni, mille järel saate noole asendada võrdusmärgiga:

Н2S-2e- = S + 2H+

See on esimene poolreaktsioon - redutseeriva aine Н 2 S oksüdatsiooniprotsess.

Lahuse värvimuutus on seotud MnO 4 - iooni (see on vaarika värvusega) üleminekuga Mn 2+ iooniks (peaaegu värvitu ja ainult kõrgel kontsentratsioonil on kergelt roosakas värvus), mida saab väljendada skeem

MnO4 - → Mn 2+

Happelises lahuses moodustab hapnik, mis on osa MnO 4 ioonidest, koos vesinikioonidega lõpuks vee. Seetõttu kirjutame üleminekuprotsessi järgmiselt:

MnO4- + 8H+ → Mn2+ + 4H2O

Noole asendamiseks võrdusmärgiga tuleb ka laengud võrdsustada. Kuna algainetel on seitse positiivset laengut (7+), lõppainetel aga kaks positiivset (2+), siis on laengute jäävuse tingimuse täitmiseks vaja lisada viis elektroni vasakule küljele. vooluring:

MnO4 - + 8H + + 5e - = Mn2+ + 4H2O

See on teine ​​poolreaktsioon – oksüdeeriva aine redutseerimise protsess, s.o. permanganaadi ioon

Üldise reaktsioonivõrrandi koostamiseks on vaja poolreaktsiooni võrrandid termini haaval liita, olles eelnevalt võrdsustanud antud ja vastuvõetud elektronide arvud. Sel juhul määratakse väikseima kordse leidmise reeglite järgi vastavad tegurid, millega poolreaktsioonide võrrandid korrutatakse. Lühidalt, salvestamine toimub järgmiselt:

Ja kui oleme 10H + võrra vähendanud, saame lõpuks

5H2S + 2MnO4- + 6H+ = 5S + 2Mn2+ + 8H2O

Kontrollime ioonsel kujul koostatud võrrandi õigsust: vasakpoolses osas on hapnikuaatomite arv 8, paremas osas 8; laengute arv: vasakul pool (2 -) + (6+) = 4+, paremal pool 2 (2+) = 4+. Võrrand on õige, kuna aatomid ja laengud on võrdsed.

Poolreaktsioonide meetodil koostatakse reaktsioonivõrrand ioonsel kujul. Sellelt molekulaarsele võrrandile üleminekuks toimime järgmiselt: ioonvõrrandi vasakul poolel valime iga aniooni jaoks sobiva katiooni ja iga katiooni jaoks aniooni. Seejärel kirjutame võrrandi paremale küljele samad ioonid sama arvuga, misjärel ühendame ioonid molekulideks:

Seega, poolreaktsiooni meetodil redoksreaktsioonide võrrandite koostamine annab sama tulemuse kui elektroonilise tasakaalu meetod.

Võrdleme mõlemat meetodit. Poolreaktsioonide meetodi eeliseks võrreldes elektroonilise tasakaalu meetodiga on see. et see ei kasuta hüpoteetilisi, vaid tõelisi ioone. Tõepoolest, lahuses ei ole ioone, kuid ioone on.

Poolreaktsiooni meetodi puhul ei pea te teadma aatomite oksüdatsiooniastet.

Üksikute ioonsete poolreaktsiooni võrrandite kirjutamine on vajalik galvaanilises elemendis ja elektrolüüsi käigus toimuvate keemiliste protsesside mõistmiseks. Selle meetodiga on näha keskkonna kui aktiivse osaleja roll kogu protsessis. Lõpuks, poolreaktsiooni meetodit kasutades ei pea te teadma kõiki tekkivaid aineid, need esinevad reaktsioonivõrrandis selle tuletamisel. Seetõttu tuleks eelistada poolreaktsioonide meetodit ja seda tuleks kasutada kõigi vesilahustes toimuvate redoksreaktsioonide võrrandite koostamisel.

Redoksreaktsioonid - reaktsioonid, mis kulgevad koos elementide oksüdatsiooniastme muutumisega.

Oksüdatsioon- elektronide loovutamise protsess aatomi poolt

Taastumine- elektronide vastuvõtmise protsess aatomi poolt

Redutseeriv aine- element, mis loovutab elektrone

Oksüdeeriv aine- element, mis võtab vastu elektrone

Visuaalse, kuid lihtsustatud ettekujutuse saamiseks elementide laengute muutumise põhjustest pöördume jooniste poole:

Aatom on elektriliselt neutraalne osake. Seetõttu on prootonite arv võrdne elektronide arvuga

Kui element loobub elektronist, muutub selle laeng. See saab positiivselt laetud (kui see nõustub, vastupidi, negatiivselt)

See. elemendi laengut mõjutab antud või vastuvõetud elektronide arv

I. Redoksreaktsioonide võrrandite koostamine

1. Paneme kirja reaktsiooniskeemi

Na + Cl2 -> NaCl

2. Korraldame elementide oksüdatsiooniastmed:

Na 0 + Cl 2 0 -> Na + Cl -

3. Kirjutage välja oksüdatsiooniastet muutnud elemendid ja määrake antud / vastuvõetud elektronide arv:

Na 0-1e -> Na+

Cl 2 + 2e -> 2Cl -

4. Leidke loovutatud ja seotud elektronide väikseim ühiskordne:

See. saime vajalikud koefitsiendid

5. Asetame koefitsiendid:

2Na 0 + Cl 2 0 -> 2Na + Cl -