اینها شامل واکنش‌هایی است که در آن مواد واکنش‌دهنده، الکترون‌ها را مبادله می‌کنند و در نتیجه حالت‌های اکسیداسیون اتم‌های عناصر سازنده مواد واکنش‌دهنده را تغییر می‌دهند.

مثلا:

Zn + 2H + → Zn 2+ + H 2،

FeS 2 + 8HNO 3 (conc) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O،

اکثریت قریب به اتفاق واکنش‌های شیمیایی، واکنش‌های ردوکس هستند و نقش بسیار مهمی دارند.

اکسیداسیون فرآیند از دست دادن الکترون توسط یک اتم، مولکول یا یون است.

اگر یک اتم الکترون های خود را رها کند، بار مثبت پیدا می کند:

مثلا:

Al - 3e - = Al 3+

H 2 - 2e - = 2H +

در طول اکسیداسیون، حالت اکسیداسیون افزایش می یابد.

اگر یک یون با بار منفی (بار -1)، به عنوان مثال Cl-، 1 الکترون بدهد، آنگاه تبدیل به یک اتم خنثی می شود:

2Cl - - 2e - = Cl 2

اگر یک یون یا اتم با بار مثبت، الکترون‌های خود را رها کند، مقدار بار مثبت آن با توجه به تعداد الکترون‌های داده شده افزایش می‌یابد:

Fe 2+ - e - = Fe 3+

احیا فرآیند به دست آوردن الکترون توسط یک اتم، مولکول یا یون است.

اگر یک اتم الکترون به دست آورد، تبدیل به یک یون با بار منفی می شود:

مثلا:

Сl 2 + 2е- = 2Сl -

S + 2е - = S 2-

اگر یک یون با بار مثبت الکترون بپذیرد، بار آن کاهش می یابد:

Fe 3+ + e- = Fe 2+

یا می تواند به یک اتم خنثی برود:

Fe 2 + + 2e- = Fe 0

عامل اکسید کننده اتم، مولکول یا یونی است که الکترون ها را می پذیرد. عامل احیا کننده اتم، مولکول یا یونی است که الکترون اهدا می کند.

عامل اکسید کننده در طی واکنش کاهش می یابد، عامل احیا کننده اکسید می شود.

اکسیداسیون همیشه با کاهش همراه است و برعکس، کاهش همیشه با اکسیداسیون همراه است که می توان آن را با معادلات بیان کرد:

عامل کاهنده - e - ↔ عامل اکسید کننده

عامل اکسید کننده + e - ↔ عامل کاهنده

بنابراین، واکنش های ردوکس نشان دهنده وحدت دو فرآیند متضاد - اکسیداسیون و کاهش است

مهمترین عوامل کاهنده و اکسید کننده

مرمت کننده ها

عوامل اکسید کننده

فلزات، هیدروژن، زغال سنگ مونوکسید کربن (II) CO سولفید هیدروژن H 2 S، اکسید گوگرد (IV) SO 2، اسید گوگرد H 2 SO 3 و نمک های آن اسید هیدرویدیک HI، هیدروبرومیک اسید HBr، اسید هیدروکلریک HCl قلع (II) کلرید SnCl2، سولفات آهن (II) FeSO4، سولفات منگنز (II) MnSO4، کروم (III) سولفات Cr2 (SO4) 3 اسید نیتروژن HNO 2، آمونیاک NH 3، هیدرازین N 2 H 4، اکسید نیتریک (II) NO اسید فسفر H 3 PO 3 آلدهیدها، الکل ها، اسیدهای فرمیک و اگزالیک، گلوکز کاتد در حین الکترولیز

هالوژن ها پرمنگنات پتاسیم KMnO 4، منگنات پتاسیم K 2 MnO 4، منگنز (IV) اکسید MnO 2 دی کرومات پتاسیم K 2 Cr 2 O 7 ، کرومات پتاسیم K 2 CrO 4 اسید نیتریک HNO 3 اکسیژن O 2، ازن O 3، پراکسید هیدروژن H 2 O 2 اسید سولفوریک H 2 SO 4 (مجموع)، اسید سلنیک H 2 SeO 4 اکسید مس (II) CuO، نقره (I) اکسید Ag 2 O، سرب (IV) اکسید PbO 2 یون های فلز نجیب (Ag +، Au 3+ و غیره) کلرید آهن (III) FeCl 3 هیپوکلریت ها، کلرات ها و پرکلرات ها Aqua regia، مخلوطی از اسیدهای غلیظ نیتریک و هیدروفلوریک آند در حین الکترولیز

روش تراز الکترونیکی

برای یکسان سازی OVR از چندین روش استفاده می شود که اکنون یکی از آنها را در نظر می گیریم - روش تعادل الکترونیکی.

بیایید معادله واکنش بین آلومینیوم و اکسیژن را بنویسیم:

Al + O 2 = Al 2 O 3

فریب سادگی این معادله را نخورید. وظیفه ما درک روشی است که در آینده به شما امکان می دهد واکنش های بسیار پیچیده تری را برابر کنید.

بنابراین، روش تراز الکترونیکی چیست؟ تعادل برابری است. بنابراین، تعداد الکترون هایی که یک عنصر در یک واکنش معین می دهد و عنصر دیگر می پذیرد باید برابر باشد. در ابتدا، این مقدار متفاوت به نظر می رسد، همانطور که از حالت های مختلف اکسیداسیون آلومینیوم و اکسیژن قابل مشاهده است:

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

آلومینیوم الکترون ها را رها می کند (حالت اکسیداسیون مثبت به دست می آورد) و اکسیژن الکترون ها را می پذیرد (حالت اکسیداسیون منفی به دست می آورد). برای به دست آوردن حالت اکسیداسیون +3، یک اتم آلومینیوم باید 3 الکترون از خود جدا کند. یک مولکول اکسیژن برای تبدیل شدن به اتم های اکسیژن با حالت اکسیداسیون 2- باید 4 الکترون بپذیرد:

Al 0 - 3e- = Al +3

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

برای اینکه تعداد الکترون های داده شده و دریافتی مساوی باشد باید معادله اول را در 4 و دومی را در 3 ضرب کرد. خطوط همانطور که در نمودار بالا نشان داده شده است.

اگر اکنون در معادله ضریب 4 را در مقابل عامل کاهنده (Al) و ضریب 3 را در مقابل عامل اکسید کننده (O 2) قرار دهیم، تعداد الکترون های داده شده و دریافتی برابر می شود و برابر 12 می شود. تعادل الکترونیکی به دست آمده است. مشاهده می شود که قبل از محصول واکنش Al 2 O 3 ضریب 2 مورد نیاز است. اکنون معادله واکنش ردوکس برابر است:

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

تمام مزایای روش تعادل الکترونیکی در موارد پیچیده تر از اکسیداسیون آلومینیوم با اکسیژن ظاهر می شود.

به عنوان مثال، "پرمنگنات پتاسیم" معروف - پرمنگنات پتاسیم KMnO 4 - یک عامل اکسید کننده قوی به دلیل اتم منگنز در حالت اکسیداسیون +7 است. حتی آنیون کلر Cl - به آن یک الکترون می دهد و به اتم کلر تبدیل می شود. گاهی اوقات از این برای تولید گاز کلر در آزمایشگاه استفاده می شود:

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

بیایید یک نمودار تعادل الکترونیکی ایجاد کنیم:

Mn +7 + 5e- = Mn +2

2Cl - - 2e- = Cl 2 0

دو و پنج ضرایب اصلی معادله هستند که به لطف آنها می توان به راحتی همه ضرایب دیگر را انتخاب کرد. قبل از Cl 2 باید ضریب 5 (یا 2 × 5 = 10 قبل از KСl) و قبل از KMnO 4 - ضریب 2 قرار دهید. همه ضرایب دیگر به این دو ضریب گره خورده اند. این بسیار ساده تر از عمل کردن با خرد کردن اعداد است.

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

برای برابر کردن تعداد اتم های K (12 اتم در سمت چپ) باید ضریب 6 را در مقابل K 2 SO 4 در سمت راست معادله قرار داد و در نهایت برای یکسان سازی اکسیژن و هیدروژن کافی است. برای قرار دادن ضریب 8 در مقابل H 2 SO 4 و H 2 O. معادله را به شکل نهایی آن بدست می آوریم.

روش تعادل الکترونیکی، همانطور که می بینیم، انتخاب معمول ضرایب را در معادلات واکنش های ردوکس حذف نمی کند، اما می تواند به طور قابل توجهی چنین انتخابی را تسهیل کند.

ترسیم معادله ای برای واکنش مس با محلول نیترات پالادیوم (II). اجازه دهید فرمول مواد اولیه و نهایی واکنش را بنویسیم و تغییرات حالت های اکسیداسیون را نشان دهیم:

که از آن نتیجه می شود که با یک عامل کاهنده و یک عامل اکسید کننده، ضرایب برابر با 1 است. معادله نهایی واکنش:

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

همانطور که می بینید، الکترون ها در معادله واکنش کلی ظاهر نمی شوند.

برای بررسی صحت معادله، تعداد اتم های هر عنصر را در سمت راست و چپ آن می شماریم. به عنوان مثال، در سمت راست 6 اتم اکسیژن وجود دارد، در سمت چپ نیز 6 اتم وجود دارد. پالادیوم 1 و 1; مس نیز 1 و 1 است. یعنی معادله به درستی نوشته شده است.

بیایید این معادله را به شکل یونی بازنویسی کنیم:

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

و پس از کاهش یونهای یکسان بدست می آوریم

Cu + Pd 2 + = Cu 2 + + Pd

ترسیم معادله واکنش برای برهمکنش اکسید منگنز (IV) با اسید کلریدریک غلیظ

(کلر با استفاده از این واکنش در آزمایشگاه تولید می شود).

بیایید فرمول مواد اولیه و نهایی واکنش را بنویسیم:

HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

اجازه دهید تغییر حالت های اکسیداسیون اتم ها را قبل و بعد از واکنش نشان دهیم:

این واکنش ردوکس است، زیرا حالت های اکسیداسیون اتم های کلر و منگنز تغییر می کند. HCl یک عامل کاهنده، MnO 2 یک عامل اکسید کننده است. معادلات الکترونیکی را می سازیم:

و ضرایب عامل کاهنده و عامل اکسید کننده را پیدا کنید. آنها به ترتیب برابر با 2 و 1 هستند. ضریب 2 (و نه 1) به این دلیل تنظیم می شود که 2 اتم کلر با حالت اکسیداسیون -1 2 الکترون را از دست می دهند. این ضریب قبلاً در معادله الکترونیکی است:

2HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

ما ضرایبی را برای سایر مواد واکنش دهنده پیدا می کنیم. از معادلات الکترونیکی مشخص است که برای 2 مول هیدروکلراید 1 مول MnO 2 وجود دارد. اما با توجه به اینکه برای اتصال یون منگنز با بار مضاعف به 2 مول دیگر اسید نیاز است، باید ضریب 4 را در مقابل عامل احیا کننده قرار داد سپس 2 مول آب به دست می آید. معادله نهایی است

4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O

بررسی صحت نوشتن معادله را می توان به شمارش تعداد اتم های یک عنصر محدود کرد، به عنوان مثال کلر: در سمت چپ 4 و در سمت راست 2 + 2 = 4 وجود دارد.

از آنجایی که روش تعادل الکترونی معادلات واکنش را به صورت مولکولی نشان می‌دهد، پس از جمع‌آوری و تأیید باید به شکل یونی نوشته شوند.

بیایید معادله کامپایل شده را به شکل یونی بازنویسی کنیم:

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

و پس از لغو یونهای یکسان در دو طرف معادله بدست می آوریم

4H + + 2Cl - + MnO 2 = Cl 2 + Mn 2 + + 2H 2 O

ترسیم یک معادله واکنش برای برهمکنش سولفید هیدروژن با محلول اسیدی شده پرمنگنات پتاسیم.

بیایید طرح واکنش را بنویسیم - فرمول مواد اولیه و حاصل:

H 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 → S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

سپس تغییر حالت های اکسیداسیون اتم ها را قبل و بعد از واکنش نشان می دهیم:

حالت های اکسیداسیون اتم های گوگرد و منگنز تغییر می کند (H2S یک عامل کاهنده است، KMnO4 یک عامل اکسید کننده است). ما معادلات الکترونیکی را می سازیم، یعنی. ما فرآیندهای از دست دادن و افزایش الکترون را به تصویر می کشیم:

و در نهایت ضرایب را برای عامل اکسید کننده و عامل احیا کننده و سپس برای سایر واکنش دهنده ها پیدا می کنیم. از معادلات الکترونیکی مشخص است که باید 5 مول H 2 S و 2 مول KMnO 4 بگیریم، سپس 5 مول S اتم و 2 مول MnSO 4 به دست می آوریم. علاوه بر این، از مقایسه اتم های سمت چپ و راست معادله، متوجه می شویم که 1 مول K 2 SO 4 و 8 مول آب نیز تشکیل می شود. معادله واکنش نهایی خواهد بود

5Н 2 S + 2KМnО 4 + ЗН 2 SO 4 = 5S + 2MnSO 4 + К 2 SO 4 + 8Н 2 О

صحت نوشتن معادله با شمارش اتم های یک عنصر، به عنوان مثال اکسیژن، تأیید می شود. در سمت چپ 2 4 + 3 4 = 20 و در سمت راست 2 4 + 4 + 8 = 20 وجود دارد.

معادله را به شکل یونی بازنویسی می کنیم:

5H 2 S + 2MnO 4 - + 6H + = 5S + 2Mn 2+ + 8H 2 O

مشخص است که یک معادله واکنشی که به درستی نوشته شده است بیانی از قانون بقای جرم مواد است. بنابراین، تعداد اتم های یکسان در مواد اولیه و محصولات واکنش باید یکسان باشد. هزینه ها نیز باید حفظ شود. مجموع بارهای مواد اولیه باید همیشه برابر با مجموع بارهای محصولات واکنش باشد.

روش تعادل الکترون یون در مقایسه با روش تعادل الکترونیکی جهانی تر است و دارای مزیت غیرقابل انکاری در انتخاب ضرایب در بسیاری از واکنش های ردوکس، به ویژه، شامل ترکیبات آلی است، که در آن حتی روش تعیین حالت های اکسیداسیون بسیار پیچیده است.

طبقه بندی OVR

سه نوع اصلی واکنش ردوکس وجود دارد:

1) واکنش های بین مولکولی اکسیداسیون کاهش
(زمانی که عامل اکسید کننده و عامل کاهنده مواد مختلف هستند).

2) واکنش های عدم تناسب
(زمانی که همان ماده می تواند به عنوان یک عامل اکسید کننده و یک عامل کاهنده عمل کند).

3) واکنش های اکسیداسیون - کاهش درون مولکولی
(زمانی که یک قسمت از مولکول به عنوان یک عامل اکسید کننده و دیگری به عنوان یک عامل کاهنده عمل می کند).>

بیایید به نمونه هایی از سه نوع واکنش نگاه کنیم.

1. واکنش های بین مولکولی اکسیداسیون و کاهش همه واکنش هایی هستند که قبلاً در این پاراگراف مورد بحث قرار داده ایم.
بیایید یک مورد کمی پیچیده تر را در نظر بگیریم، زمانی که تمام عامل اکسید کننده نمی تواند در واکنش مصرف شود، زیرا بخشی از آن در یک واکنش تبادل معمولی و غیر اکسید کننده درگیر است:

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

برخی از ذرات NO 3 - به عنوان یک عامل اکسید کننده در واکنش شرکت می کنند و اکسید نیتریک NO تولید می کنند و برخی از یون های NO 3 - بدون تغییر به ترکیب مس Cu(NO 3) 2 می روند. بیایید یک تعادل الکترونیکی ایجاد کنیم:

Cu 0 - 2e- = Cu +2

N +5 + 3e- = N +2

اجازه دهید ضریب 3 موجود برای مس را در مقابل مس و مس (NO 3) 2 قرار دهیم. اما ضریب 2 باید فقط در مقابل NO قرار گیرد، زیرا تمام نیتروژن موجود در آن در واکنش ردوکس شرکت می کند. قرار دادن ضریب 2 در مقابل HNO 3 اشتباه است، زیرا این ماده شامل آن دسته از اتم های نیتروژن نیز می شود که در اکسیداسیون - احیا شرکت نمی کنند و بخشی از محصول Cu(NO 3) 2 (ذرات NO 3 - هستند - در اینجا گاهی اوقات "یون" - ناظر" نامیده می شود).

ضرایب باقی مانده را می توان به راحتی با استفاده از ضرایب از قبل یافت شده انتخاب کرد:

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

2. واکنش های عدم تناسب زمانی رخ می دهد که مولکول های یک ماده قادر به اکسید شدن و کاهش یکدیگر باشند. این امر در صورتی امکان پذیر می شود که ماده حاوی اتم های هر عنصر در حالت اکسیداسیون متوسط ​​باشد.

در نتیجه، حالت اکسیداسیون می تواند کاهش یا افزایش یابد. مثلا:

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

این واکنش را می توان به عنوان یک واکنش بین HNO 2 و HNO 2 به عنوان یک عامل اکسید کننده و یک عامل کاهنده و با استفاده از روش تعادل الکترونی در نظر گرفت:

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

معادله را بدست می آوریم:

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

یا اینکه مول های HNO 2 را با هم اضافه کنید:

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

واکنش‌های کاهش اکسیداسیون درون مولکولی زمانی رخ می‌دهد که اتم‌های اکسیدکننده و اتم‌های احیاکننده در مجاورت یک مولکول باشند. بیایید تجزیه نمک Berthollet KClO 3 را در هنگام گرم شدن در نظر بگیریم:

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

این معادله همچنین از الزامات تراز الکترونیکی پیروی می کند:

Cl + 5 + 6e- = Cl -

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

در اینجا مشکلی پیش می آید - کدام یک از دو ضریب یافت شده باید در مقابل KClO 3 قرار گیرد - بالاخره این مولکول دارای یک عامل اکسید کننده و یک عامل کاهنده است؟

در چنین مواردی، ضرایب یافت شده در مقابل محصولات قرار می گیرند:

KClO 3 = 2KCl + 3O 2

اکنون مشخص است که قبل از KClO 3 باید ضریب 2 باشد.

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2

واکنش درون مولکولی تجزیه نمک گل کلاه در هنگام گرم شدن برای تولید اکسیژن در آزمایشگاه استفاده می شود.

روش نیمه واکنش

همانطور که از نام آن پیداست، این روش بر اساس ترسیم معادلات یونی برای فرآیند اکسیداسیون و فرآیند کاهش و سپس جمع کردن آنها در یک معادله کلی است.
به عنوان مثال، اجازه دهید یک معادله برای همان واکنشی که برای توضیح روش تعادل الکترونیکی استفاده شد، ایجاد کنیم.
هنگامی که سولفید هیدروژن H 2 S از محلول اسیدی شده پرمنگنات پتاسیم KMnO 4 عبور می کند، رنگ زرشکی ناپدید می شود و محلول کدر می شود.
تجربه نشان می دهد که کدورت محلول در نتیجه تشکیل گوگرد عنصری رخ می دهد، یعنی. جریان فرآیند:

H 2 S → S + 2H +

این طرح با تعداد اتم ها برابر می شود. برای برابر کردن تعداد بارها، باید دو الکترون را از سمت چپ نمودار کم کنید، پس از آن می توانید فلش را با علامت مساوی جایگزین کنید:

H 2 S - 2е - = S + 2H +

این اولین نیمه واکنش است - فرآیند اکسیداسیون عامل کاهنده H 2 S.

تغییر رنگ محلول با انتقال یون MnO 4 - (رنگ زرشکی) به یون Mn 2+ (تقریبا بی رنگ و فقط در غلظت های بالا رنگ صورتی کم رنگ دارد) همراه است که می تواند با نمودار

MnO 4 - → Mn 2+

در یک محلول اسیدی، اکسیژن، که بخشی از یون‌های MnO 4 است، به همراه یون‌های هیدروژن در نهایت آب را تشکیل می‌دهند. بنابراین، فرآیند انتقال را به صورت زیر می نویسیم:

MnO 4 - + 8H + → Mn 2 + + 4H 2 O

برای جایگزینی فلش با علامت مساوی، هزینه ها نیز باید برابر شوند. از آنجایی که مواد اولیه دارای هفت بار مثبت (7+) و مواد نهایی دارای دو بار مثبت (2+) هستند، برای تحقق شرط بقای بارها، باید پنج الکترون به سمت چپ نمودار اضافه کرد:

MnO 4 - + 8H + + 5e - = Mn 2 + + 4H 2 O

این نیمه واکنش دوم است - فرآیند کاهش عامل اکسید کننده، یعنی. یون پرمنگنات

برای تهیه یک معادله واکنش کلی، لازم است معادلات نیمه واکنش را ترم به ترم اضافه کنیم، زیرا قبلاً تعداد الکترون های داده شده و دریافت شده را برابر کرده ایم. در این حالت با توجه به قوانین یافتن کوچکترین مضرب، عوامل مربوطه تعیین می شود که معادلات نیم واکنش با آن ضرب می شوند. شکل اختصاری به شرح زیر است:

و با کاهش 10H +، در نهایت به دست می آوریم

5H 2 S + 2MnO 4 - + 6H + = 5S + 2Mn 2+ + 8H 2 O

ما صحت معادله را که به شکل یونی تهیه شده است بررسی می کنیم: تعداد اتم های اکسیژن در سمت چپ 8، در سمت راست 8 است. تعداد شارژ: در سمت چپ (2-)+(6+) = 4+، در سمت راست 2(2+) = 4+. معادله به درستی نوشته شده است، زیرا اتم ها و بارها برابر هستند.

با استفاده از روش نیمه واکنش، معادله واکنش به صورت یونی تدوین می شود. برای حرکت از آن به معادله به شکل مولکولی، این کار را انجام می دهیم: در سمت چپ معادله یونی، کاتیون مربوطه را برای هر آنیون و برای هر کاتیون - یک آنیون را انتخاب می کنیم. سپس همان یون ها را به همان تعداد در سمت راست معادله می نویسیم و پس از آن یون ها را به مولکول ها ترکیب می کنیم:

بنابراین، تدوین معادلات برای واکنش های ردوکس با استفاده از روش نیمه واکنش منجر به همان نتیجه ای می شود که روش تعادل الکترونی است.

بیایید هر دو روش را با هم مقایسه کنیم. مزیت روش نیمه واکنش نسبت به روش تعادل الکترونیکی این است که. که نه از یون های فرضی، بلکه از یون های موجود استفاده می کند. در واقع هیچ یونی در محلول وجود ندارد، اما یون هایی وجود دارد.

در روش نیمه واکنش، نیازی به دانستن وضعیت اکسیداسیون اتم ها نیست.

نوشتن معادلات نیمه واکنش یونی برای درک فرآیندهای شیمیایی در یک سلول گالوانیکی و در الکترولیز ضروری است. با این روش، نقش محیط به عنوان یک شرکت کننده فعال در کل فرآیند قابل مشاهده است. در نهایت، هنگام استفاده از روش نیمه واکنش، شما نیازی به دانستن تمام مواد حاصل ندارید، آنها در معادله واکنش در هنگام استخراج ظاهر می شوند. بنابراین، روش نیمه واکنش ها باید ترجیح داده شود و هنگام ترسیم معادلات برای همه واکنش های ردوکس که در محلول های آبی رخ می دهند، استفاده شود.

مرمت کننده ها		عوامل اکسید کننده
هیدروژن، کربن مونوکسید کربن سولفید هیدروژن اکسید گوگرد (IV) اسید سولفور و نمک های آن هالیدهای هیدروژن کاتیون های فلزی در درجات پایین تر اکسیداسیون: اسید نیتروژن هیدرازین کاتد در الکترولیز	SnCl 2، FeCl 2، MnSO 4، Cr 2 (SO 4) 3	هالوژن ها پرمنگنات ها منگنات ها اکسید منگنز (IV) دیکرومات ها اسید نیتریک اسید سولفوریک اکسید سرب (IV). آب اکسیژنه اسید مونون سولفوریک اسیدهای دی پر سولفوریک کاتیونهای فلزی در درجات بالاتر اکسیداسیون: کلرات پتاسیم آند در حین الکترولیز	F 2 ; Cl2; من 2 ; Br 2 KMnO 4 K 2 Cr 2 O 7 K 2 CrO 4 H 2 SO 4 conc. PbO2 TlCl 3، Au(CNS) 3

ترکیبات حاوی اتم‌های عناصر با حالت‌های اکسیداسیون میانی، بسته به شریکی که با آن واکنش می‌دهند و شرایط واکنش، می‌توانند هم عامل اکسیدکننده و هم عامل کاهنده باشند. بنابراین، عامل اکسید کننده معمولی پراکسید هیدروژن، هنگام تعامل در یک محیط اسیدی با پرمنگنات پتاسیم، یک عامل کاهنده به نظر می رسد:

5 H 2 O 2 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5 O 2 + 8 H 2 O،

و عامل احیا کننده معمولی سولفیت سدیم سولفیدهای فلز قلیایی را اکسید می کند:

Na 2 SO 3 + 2 Na 2 S+ 3 H 2 O = 3 S  + 6 NaOH.

علاوه بر این، عوامل کاهنده حاوی اتم‌هایی در پایین‌ترین حالت اکسیداسیون می‌توانند به قیمت یک عنصر دیگر عامل اکسیدکننده باشند. به عنوان مثال، یک عامل کاهنده معمولی آمونیاک می تواند فلزات قلیایی را به قیمت اتم های هیدروژن اکسید کند:

NH 3 + Na = NaH 2 N + 1/2 H 2.

تدوین معادلات OVR

واکنش‌های ردوکس با معادلات واکنشی توصیف می‌شوند که مقادیر موادی را که برهم‌کنش دارند و محصولات حاصل را منعکس می‌کنند. برای کامپایل معادلات ORR از یا استفاده کنید روش تراز الکترونیکی (روش طرح)، یا تعادل الکترون یون (روش نیمه واکنش).

روش تعادل الکترونیکی جهانی تر است، زیرا به فرد اجازه می دهد نسبت های استوکیومتری را در ORR در هر سیستم همگن و ناهمگن ایجاد کند.

روش تراز الکترونیکی‑ روشی برای یافتن ضرایب در معادلات واکنش های ردوکس که تبادل الکترون ها بین اتم های عناصر را در نظر می گیرد که حالت اکسیداسیون آنها را تغییر می دهد. تعداد الکترون هایی که عامل احیا کننده می دهد برابر است با تعداد الکترون های بدست آمده توسط عامل اکسید کننده.

معادله در چند مرحله جمع آوری می شود:

1. طرح واکنش را بنویسید:

KMnO 4 + HCl → KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O.

2. حالت های اکسیداسیون را بالاتر از علائم عناصری که حالت اکسیداسیون را تغییر می دهند قرار دهید:

KMn +7 O 4 + HCl -1 → KCl + Mn + 2 Cl 2 + Cl 2 0 + H 2 O.

3. عناصری را که حالت های اکسیداسیون را تغییر می دهند، شناسایی کنید و تعداد الکترون هایی را که عامل اکسید کننده به دست می آورد و عامل احیا کننده از بین می برد، تعیین کنید:

Mn +7 + 5± → Mn +2.

2Cl -1 - 2ē → Cl 2 0.

4. تعداد الکترون های به دست آمده و اهدایی را برابر کنید، در نتیجه ضرایبی برای ترکیباتی که حاوی عناصری هستند که حالت اکسیداسیون را تغییر می دهند، ایجاد کنید:

Mn +7 + 5± → Mn +2
2Cl -1 – 2ē → Cl 2 0

––––––––––––––––––––––––

2Mn +7 + 10Cl -1 → 2Mn +2 + 5Cl 2 0.

5. ضرایب را برای شرکت کنندگان باقی مانده در واکنش انتخاب کنید:

2KMn +7 O 4 + 16HCl -1 → 2KCl + 2Mn +2 Cl 2 + 5Cl 2 0 + 8H 2 O.

برای انتخاب ضرایب برای معادلات واکنش های رخ داده در محلول های آبی، روش نیمه واکنش ترجیح داده می شود.

در مرحله اول، به شما امکان می دهد عملیات تعیین وضعیت اکسیداسیون عناصر را حذف کنید.

در مرحله دوم، در فرآیند استفاده از آن، بلافاصله یک معادله یونی مختصر از واکنش ردوکس به دست می آید.

ثالثاً، با استفاده از معادله نیمه واکنش، می توان تأثیر محیط را بر ماهیت فرآیند تعیین کرد.

علاوه بر این، هنگام تنظیم تعادل الکترون-یون، بر خلاف روش تعادل الکترونی که با ذرات فرضی مانند Mn +7، Cr +6 سروکار دارد، با یون‌هایی که واقعاً در یک محلول آبی وجود دارند عمل می‌کند.

روش موازنه یون الکترون (روش نیمه واکنش).

این روش با در نظر گرفتن ماهیت محیط (اسیدی، قلیایی یا خنثی) که در آن واکنش رخ می دهد، انتقال الکترون ها از یک اتم یا یون به اتم دیگر را در نظر می گیرد. هنگام تنظیم معادلات برای فرآیندهای اکسیداسیون و احیا، برای برابر کردن تعداد اتم‌های هیدروژن و اکسیژن، مولکول‌های آب و یون‌های هیدروژن معرفی می‌شوند (بسته به محیط). (اگر محیط اسیدی باشد)یا مولکول های آب و یون های هیدروکسید (اگر محیط قلیایی باشد).بر این اساس، در محصولات حاصل، در سمت راست معادله الکترون-یون، یون‌های هیدروژن و مولکول‌های آب (محیط اسیدی) یا یون‌های هیدروکسید و مولکول‌های آب (محیط قلیایی) وجود خواهند داشت.

یعنی هنگام نوشتن معادلات یون الکترون، باید از ترکیب یون های موجود در محلول استفاده کرد. . علاوه بر این، مانند نوشتن معادلات یونی اختصاری، موادی که ضعیف تفکیک می شوند، کم محلول هستند یا به صورت گاز آزاد می شوند، باید به شکل مولکولی نوشته شوند.

برای مثال واکنش زیر را در نظر بگیرید:

H 2 O 2 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + O 2 + H 2 O + K 2 SO 4.

هنگام یافتن ضرایب استوکیومتری معادله فرآیند ردوکس، باید عملیات زیر انجام شود.

1. عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را در بین مواد واکنش دهنده شناسایی کنید. در مثال ما، عامل اکسید کننده KMnO 4، عامل احیا کننده H 2 O 2 و محصولات متقابل آنها Mn 2 + و O 2 است.

2. طرح های نیمه واکنش را بنویسید:

اکسیداسیون H 2 O 2 → O 2;

MnO → Mn 2+. بهبود.

3. طرح ها را برابر کنید:

الف) توسط عنصری که حالت اکسیداسیون را تغییر می دهد (در مثال ما این مورد نیاز نیست).

ب) با اکسیژن، در صورت نیاز، اگر واکنش در محیط اسیدی اتفاق بیفتد، آن را به شکل مولکول‌های آب و اگر واکنش در محیط قلیایی رخ دهد به شکل یون هیدروکسید اضافه کنید:

H 2 O 2 → O 2;

MnO → Mn 2 + + 4 H 2 O;

ج) با هیدروژن، اگر واکنش در محیط اسیدی اتفاق بیفتد، آن را به صورت یون هیدروژن و اگر واکنش در محیط قلیایی اتفاق بیفتد به شکل مولکول آب اگر:

H 2 O 2 → O 2 + 2 H +;

MnO + 8 H + → Mn 2 + + 4 H 2 O;

د) با بار کل یون ها، جمع یا تفریق تعداد الکترون مورد نیاز:

H 2 O 2 - 2ē → O 2 + 2 H +;

MnO 4 - + 8 H + + 5 ° → Mn 2 + + 4H 2 O.

4. با در نظر گرفتن قانون خنثی بودن الکتریکی، تعداد الکترون های اهدایی و پذیرفته شده را برابر کنید و قسمت های چپ و راست نیمه واکنش ها را به طور جداگانه جمع کنید:

H 2 O 2 - 2ē → O 2 + 2 H + | 2| 5

MnO+ 8 H + + 5 ± →Mn 2+ + 4 H 2 O | 5| 2

____________________________________________

5 H 2 O 2 + 2 MnO + 16 H + = 5 O 2 + 10 H + + 2 Mn 2 + + 8 H 2 O.

با کاهش، معادله این فرآیند ردوکس را به صورت یونی بدست می آوریم:

5 H 2 O 2 + 2 MnO + 6 H + = 5 O 2 + 2 Mn 2 + + 8 H 2 O.

5. به شکل مولکولی معادله بروید، کاتیون ها و آنیون هایی که در نتیجه واکنش بدون تغییر باقی می مانند، یعنی یون های نمک ساز (در مثال ما، یون های K + و SO 4 2-) را اضافه کنید.

5 H 2 O 2 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 5 O 2 + 8 H 2 O + K 2 SO 4.

بیایید مثال دیگری را در نظر بگیریم - فرآیند اکسیداسیون پیریت با اسید نیتریک غلیظ.

1. بیایید عامل اکسید کننده و عامل احیا کننده را در بین مواد واکنش دهنده تعیین کنیم. در مثال ما، عامل اکسید کننده HNO 3 و عامل احیا کننده FeS 2 است. اجازه دهید محصولات واکنش را تعیین کنیم. اسید نیتریک HNO 3 یک عامل اکسید کننده قوی است، بنابراین گوگرد تا حداکثر حالت اکسیداسیون S 6+ و آهن به Fe 3+ اکسید می شود، در حالی که HNO 3 را می توان به NO کاهش داد:

FeS 2 + HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + H 2 SO 4 + NO.

2. بیایید طرح های نیمه واکنش را بنویسیم

اکسیداسیون FeS 2 → Fe 3 + + SO.

نه → نه بازیابی.

3. ما طرح ها را برابر می کنیم:

FeS 2 + 8H 2 O - 15ē → Fe 3 + + 2SO + 16H + ;

NO + 4H + +3 ± → NO + 2H 2 O.

4. با در نظر گرفتن قانون خنثی بودن الکتریکی، تعداد الکترون های اهدایی و پذیرفته شده را برابر می کنیم و قسمت های چپ و راست نیمه واکنش ها را به طور جداگانه جمع می کنیم:

FeS 2 + 8H 2 O - 15ē → Fe 3+ + 2SO+ 16H + | 15 | 1

NO+ 4H + +3 ± → NO + 2H 2 O | 3 | 5

FeS 2 + 8H 2 O + 5NO + 20H + =Fe 3 + + 2SO + 16H + + 5NO + 10H 2 O.

5. با کاهش، معادله را به صورت یونی بدست می آوریم:

FeS 2 + 5NO + 4H + = Fe 3 + + 2SO + 5NO + 2H 2 O.

6. بیایید معادله را به شکل مولکولی بنویسیم، با در نظر گرفتن اینکه برخی از یون های نیترات احیا نشده اند، اما در واکنش تبادل شرکت کرده اند، و برخی از یون های H + در محصولات واکنش وجود دارند (H 2 SO 4 ):

توجه داشته باشید که برای تعیین تعداد الکترون های داده شده و دریافتی هرگز نیازی به تعیین وضعیت اکسیداسیون عناصر ندارید. علاوه بر این، ما تأثیر محیط را در نظر گرفتیم و به طور خودکار تعیین کردیم که H 2 O در سمت راست معادله است. شکی نیست که این روش بسیار بیشتر از روش استاندارد تعادل الکترونیکی با معنای شیمیایی سازگار است.

1. چگونه واکنش ردوکس را تعریف کنیم؟

طبقه بندی های مختلفی از واکنش های شیمیایی وجود دارد. یکی از آنها شامل مواردی است که در آنها موادی که با یکدیگر تعامل دارند (یا خود ماده) حالت اکسیداسیون عناصر را تغییر می دهند.

به عنوان مثال، دو واکنش را در نظر بگیرید:

Zn 0 + 2Н +1 С1 -1 = روی + 2 Cl 2 -1 + Н 2 0 (1)
H +1 Cl -1 + K +1 O -2 H +1 = K +1 Cl -1 + H 2 +1 O -2 (2)

واکنش (1) شامل روی و اسید هیدروکلریک. روی و هیدروژن حالت اکسیداسیون خود را تغییر می دهند، کلر حالت اکسیداسیون خود را بدون تغییر می گذارد:

Zn 0 - 2е = Zn 2+
2Н +1 + 2е = H 2 0
2Сl -1 = 2 Сl -1

و در واکنش (2)، ( واکنش خنثی سازی)، کلر، هیدروژن، پتاسیم و اکسیژن حالت های اکسیداسیون خود را تغییر نمی دهند: Cl -1 = Cl -1، H +1 = H +1، K +1 = K +1، O -2 = O -2. واکنش (1) متعلق به نوع ردوکس و واکنش (2) متعلق به نوع دیگری است.

واکنش های شیمیایی که شامل تغییرات استحالت های اکسیداسیون عناصر، ردوکس نامیده می شوند.

برای تعیین واکنش ردوکس لازم است که ایجاد شود استپیبدون اکسیداسیون عناصردر سمت چپ و راست معادله برای انجام این کار، باید بدانید که چگونه حالت اکسیداسیون یک عنصر خاص را تعیین کنید.

در واکنش (1)، عناصر Zn و H حالت خود را تغییر می دهند و الکترون از دست می دهند یا به دست می آورند. روی، با دادن 2 الکترون، به حالت یونی می رود - به یک کاتیون روی 2+ تبدیل می شود. در این مورد، این روند رخ می دهد بهبودو روی اکسید می شود. هیدروژن 2 الکترون به دست می آورد، نشان می دهد اکسیداتیوخواص، خود را در فرآیند واکنش در حال بازسازی است.

2. تعریفحالت های اکسیداسیون عناصر.

حالت اکسیداسیون عناصردر ترکیبات آن بر اساس موقعیتی تعیین می شود که بار کل حالت های اکسیداسیون همه عناصر یک ترکیب معین برابر با صفر باشد. به عنوان مثال، در ترکیب H 3 PO 4 حالت های اکسیداسیون برای هیدروژن +1، برای فسفر +5 و برای اکسیژن -2 است. پس از تشکیل یک معادله ریاضی، آن را در مجموع تعیین می کنیم تعداد ذرات(اتم ها یا یون ها) باری برابر با صفر خواهند ساخت: (+1)x3+(+5)+(-2)x4 = 0

اما در این مثال، حالت های اکسیداسیون عناصر از قبل مشخص شده است. چگونه می توان وضعیت اکسیداسیون گوگرد را مثلاً در ترکیب تعیین کرد تیوسولفات سدیم Na 2 S 2 O 3 یا منگنز در ترکیب پتاسیم پرمنگنات- KMnO 4؟ برای انجام این کار باید بدانید حالت های اکسیداسیون ثابت تعدادی از عناصر. آنها معانی زیر را دارند:

1) عناصر گروه I جدول تناوبی (شامل هیدروژن در ترکیب با غیر فلزات) +1.
2) عناصر گروه II جدول تناوبی +2;
3) عناصر گروه III جدول تناوبی +3;
4) اکسیژن (به جز در ترکیب با ترکیبات فلوئور یا پراکسید) -2.

بر اساس این مقادیر ثابت حالات اکسیداسیون (برای سدیم و اکسیژن)، ما تعیین می کنیم حالت اکسیداسیونگوگرد در ترکیب Na 2 S 2 O 3. از آنجایی که بار کل تمام حالت های اکسیداسیون عناصر، که ترکیب آنها با یک معین منعکس می شود فرمول ترکیبی، برابر با صفر است، سپس بار مجهول گوگرد را نشان می دهد. 2X"(از آنجایی که دو اتم گوگرد در فرمول وجود دارد)، برابری ریاضی زیر را ایجاد می کنیم:

(+1) x 2 + 2X+ (-2) x 3 = 0

با حل این معادله برای 2 x به دست می آوریم

2X= (-1) x 2 + (+2) x 3
یا
ایکس = [(-2) + (+6)] : 2 = +2;

بنابراین، حالت اکسیداسیون گوگرد در ترکیب Na 2 S 2 O 3 برابر با (2) است. اما آیا واقعاً همیشه استفاده از چنین روش نامناسبی برای تعیین حالت اکسیداسیون عناصر خاص در ترکیبات ضروری است؟ البته نه همیشه. به عنوان مثال، برای ترکیبات دوتایی: اکسیدها، سولفیدها، نیتریدها و غیره، می توانید از روش به اصطلاح "متقاطع بر روی متقاطع" برای تعیین حالت های اکسیداسیون استفاده کنید. فرض کنیم داده شده است فرمول ترکیبی:اکسید تیتانیوم– Ti 2 O 3 . با استفاده از یک تجزیه و تحلیل ساده ریاضی، بر اساس این واقعیت که حالت اکسیداسیون اکسیژن برای ما شناخته شده است و برابر با (2-) است: Ti 2 O 3، تعیین اینکه حالت اکسیداسیون تیتانیوم برابر خواهد بود دشوار نیست. (+3). یا مثلاً در ارتباط متان CH 4 مشخص است که حالت اکسیداسیون هیدروژن (+1) است، بنابراین تعیین وضعیت اکسیداسیون کربن دشوار نیست. مطابق با فرمول این ترکیب (4-) خواهد بود. همچنین، با استفاده از روش "متقاطع بر روی متقاطع"، تعیین اینکه اگر موارد زیر باشد، دشوار نیست فرمول ترکیبی Cr 4 Si 3، سپس حالت اکسیداسیون کروم در آن (+3) و سیلیکون (-4) است.
برای نمک ها نیز این کار دشواری نیست. علاوه بر این، مهم نیست که داده شود یا نمک متوسطیا نمک اسیدی. در این موارد لازم است از اسید نمک ساز اقدام شود. مثلا نمک داده می شود نیترات سدیم(NaNO 3). مشخص شده است که از مشتقات اسید نیتریک (HNO 3) است و در این ترکیب حالت اکسیداسیون نیتروژن (5+) است، بنابراین در نمک آن - نیترات سدیم، حالت اکسیداسیون نیتروژن نیز برابر است با ( +5). سدیم بیکربنات(NaHCO 3) نمک اسید کربنیک اسید (H2CO3) است. درست مانند اسید، حالت اکسیداسیون کربن در این نمک برابر با (4) خواهد بود.

لازم به ذکر است که حالت های اکسیداسیون در ترکیبات: فلزات و غیر فلزات (هنگام کامپایل) معادلات تعادل الکترونیکی) برابر با صفر هستند: K 0، Ca 0، Al 0، H 2 0، Cl 2 0، N 2 0 به عنوان مثال، حالت های اکسیداسیون معمول ترین عناصر را ارائه می دهیم:

فقط عوامل اکسید کننده موادی هستند که دارای حداکثر، معمولاً حالت اکسیداسیون مثبت هستند، به عنوان مثال: KCl + 7 O 4، H 2 S + 6 O 4، K 2 Cr + 6 O 4، HN + 5 O 3، KMn +7. O 4. این به راحتی قابل اثبات است. اگر این ترکیبات می توانند عوامل کاهنده باشند، در این حالت ها باید الکترون ها را رها کنند:

Cl +7 – e = Cl +8
S +6 – e = S +7

اما عناصر کلر و گوگرد نمی توانند با چنین حالت های اکسیداسیونی وجود داشته باشند. به طور مشابه، فقط عوامل کاهنده موادی هستند که دارای حداقل حالت اکسیداسیون معمولا منفی هستند، به عنوان مثال: H 2 S -2، HJ -، N -3 H 3. در فرآیند واکنش های ردوکس، چنین ترکیباتی نمی توانند عامل اکسید کننده باشند. از آنجایی که آنها باید الکترون ها را اضافه کنیم:

S -2 + e = S -3
J - + e = J -2

اما برای گوگرد و ید، یون هایی با چنین حالت های اکسیداسیون معمولی نیستند. عناصر با حالت اکسیداسیون میانی، به عنوان مثال N + 1، N + 4، S + 4، Cl + 3، C + 2، می توانند هر دو خاصیت اکسید کننده و کاهنده را نشان دهند.

3 . انواع واکنش های ردوکس

چهار نوع واکنش ردوکس وجود دارد.

1) واکنش های ردوکس بین مولکولی.
رایج ترین نوع واکنش. این واکنش ها تغییر می کند حالت های اکسیداسیونعناصردر مولکول های مختلف، به عنوان مثال:

2Bi + 3 Cl 3 + 3Sn + 2 Cl 2 = 2Bi 0 + 3Sn +4 Cl 4

Bi +3 - 3 ه= Bi 0

Sn +2 + 2 ه= Sn +4

2) یک نوع واکنش ردوکس بین مولکولی واکنش است تناسب،که در آن عامل اکسید کننده و عامل احیا کننده اتم های یک عنصر هستند: در این واکنش دو اتم از یک عنصر با حالت های اکسیداسیون متفاوت یک اتم را با حالت اکسیداسیون متفاوت تشکیل می دهند:

SO 2 + 4 + 2H 2 S -2 = 3S 0 + 2H 2 O

S -2 - 2 ه= S 0

S+4+4 ه= S 0

3) واکنش ها عدم تناسباگر عامل اکسید کننده و عامل احیا کننده اتم های یک عنصر باشند یا یک اتم از یک عنصر با یک حالت اکسیداسیون ترکیبی با دو حالت اکسیداسیون تشکیل دهد:

N +4 O 2 + NaOH = NaN + 5 O 3 + NaN + 3 O 2 + H 2 O

N +4 - ه= N +5

N +4 + ه= N +3

4) درون مولکولیواکنش های ردوکس در مواردی رخ می دهد که یک اتم اکسید کننده و یک اتم احیا کننده در یک ماده هستند، به عنوان مثال:

N -3 H 4 N + 5 O 3 = N + 1 2 O + 2H 2 O

2N -3 - 8 ه=2N +1

2N +5 + 8 ه= 2N +1

4 . مکانیسم واکنش های ردوکس

واکنش های ردوکس با انتقال الکترون ها از اتم های یک عنصر به عنصر دیگر انجام می شود. اگر یک اتم یا مولکول الکترون‌های خود را از دست بدهد، این فرآیند اکسیداسیون نامیده می‌شود و این اتم یک عامل کاهنده است، برای مثال:

Al 0 - 3 ه= Al 3+

2Cl - - 2 ه= Cl 2 0

Fe 2+ - ه= Fe 3+

در این مثال ها، Al 0، Cl -، Fe 2+ عوامل کاهنده هستند و فرآیندهای تبدیل آنها به ترکیبات Al 3+، Cl 2 0، Fe 3+ اکسیداتیو نامیده می شوند. اگر یک اتم یا مولکول الکترون به دست آورد، این فرآیند احیا نامیده می شود و این اتم یک عامل اکسید کننده است، به عنوان مثال:

Ca 2 + + 2 ه= Ca 0

Cl 2 0 + 2 ه= 2Cl -

Fe 3++ ه= Fe 2+

عوامل اکسید کننده، به عنوان یک قاعده، غیر فلزات (S، Cl 2، F 2، O 2) یا ترکیبات فلزات با حداکثر حالت اکسیداسیون (Mn +7، Cr +6، Fe +3) هستند. عوامل کاهنده فلزات (K، Ca، Al) یا ترکیبات غیر فلزات با حداقل حالت اکسیداسیون (S-2، Cl-1، N-3، P-3) هستند.

معادلات ردوکس با معادلات مولکولیواکنش های دیگر به دلیل پیچیدگی انتخاب ضرایب برای واکنش دهنده ها و محصولات واکنش. برای این استفاده می کنند روش تراز الکترونیکی، یا روش معادله یون الکترون(گاهی اوقات دومی نامیده می شود روش نیمه واکنش"). به عنوان نمونه ای از کامپایل معادلات برای واکنش های ردوکس، فرآیندی را در نظر بگیرید که در آن اسید سولفوریک غلیظ(H 2 SO 4) با یدید هیدروژن (HJ) واکنش می دهد:

H 2 SO 4 (conc.) + HJ → H 2 S + J 2 + H 2 O

اول از همه، بیایید آن را ثابت کنیم حالت اکسیداسیونید در یدید هیدروژن (-1) و گوگرد در اسید سولفوریک: (6+) است. در طی واکنش، ید (-1) به حالت مولکولی اکسید می شود و گوگرد (6+) به حالت اکسیداسیون (-2) کاهش می یابد - سولفید هیدروژن:

J - → J 0 2
S +6 → S -2

برای انشاء باید این را در نظر گرفت تعدادذراتاتم های سمت چپ و راست نیمه واکنش ها باید یکسان باشند

2J - - 2 ه→ J 0 2
S + 6 + 8 ه→ S -2

با قرار دادن یک خط عمودی در سمت راست این نمودار نیمه واکنش، ضرایب واکنش را تعیین می کنیم:

2J - - 2 ه→ J 0 2 |8
S + 6 + 8 ه→ S -2 |2

با کاهش "2"، مقادیر ضرایب نهایی را دریافت می کنیم:

2J - - 2 ه→ J 0 2 |4
S + 6 + 8 ه→ S -2 |1

اجازه دهید در زیر این نمودار خلاصه کنیم نیمه واکنش هاخط افقی و خلاصه آنچه در واکنش دخیل است تعداد ذراتاتم ها:

2J - - 2 ه→ J 0 2 |4
S + 6 + 8 ه→ S -2 |1
____________________
8J - + S +6 → 4 J 0 2 + S -2

بعد از این لازم است. با جایگزینی مقادیر بدست آمده از ضرایب به معادله مولکولی، آن را به این شکل کاهش می دهیم:

8HJ + H 2 SO 4 = 4J 2 + H 2 S + H 2 O

با شمارش تعداد اتم‌های هیدروژن در سمت چپ و راست معادله، به لزوم تصحیح ضریب "4" قبل از آب متقاعد می‌شویم و معادله کامل را به دست می‌آوریم:

8HJ + H 2 SO 4 = 4J 2 + H 2 S + 4H 2 O

این معادله را می توان با استفاده از روش الکترونیکیتعادل یون. در این صورت نیازی به اصلاح ضریب مقابل مولکول های آب نیست. این معادله بر اساس تفکیک یونهای ترکیبات درگیر در واکنش است: به عنوان مثال، تفکیک اسید سولفوریکمنجر به تشکیل دو پروتون هیدروژن و یک آنیون سولفات می شود:

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-

تفکیک یدید هیدروژن و سولفید هیدروژن را می توان به روشی مشابه نوشت:

HJ ↔ N + + J -
H 2 S ↔ 2H + + S 2-

J 2 جدا نمی شود. H 2 O نیز عملاً تجزیه نمی شود معادلات نیمه واکنشزیرا ید ثابت می ماند:

2J - - 2 ه→ J 0 2
نیمه واکنش اتم های گوگرد به شکل زیر خواهد بود:

SO 4 -2 → S -2

از آنجایی که در سمت راست نیمه واکنش چهار اتم اکسیژن وجود ندارد، این مقدار باید با آب متعادل شود:

SO 4 -2 → S -2 + 4H 2 O

سپس، در سمت چپ نیمه واکنش، لازم است اتم های هیدروژن را به هزینه پروتون ها جبران کنیم (زیرا واکنش محیط اسیدی است):

SO 4 2- + 8H + → S -2 + 4H 2 O

با شمارش تعداد الکترون های منتقل شده، یک نمایش کامل از معادله مطابق با آن به دست می آوریم روش نیمه واکنش:

SO 4 2- + 8N + + 8 ه→ S -2 + 4H 2 O

با جمع هر دو نیمه واکنش، دریافت می کنیم معادله تعادل الکترونیکی:

2J - - 2 ه→ J 0 2 | 8 4
SO 4 2- + 8N + + 8 ه→ S -2 + 4H 2 O |2 1

8J - + SO 4 2- +8H + → 4J 2 0 + S 0 + 4H 2 O

از این مدخل نتیجه می شود که روش معادله یون الکترونتصویر کامل تری از واکنش ردوکس ارائه می دهد روش تراز الکترونیکیتعداد الکترون‌های شرکت‌کننده در فرآیند برای هر دو روش تعادل یکسان است، اما در مورد دوم، تعداد پروتون‌ها و مولکول‌های آب شرکت‌کننده در فرآیند ردوکس به‌گونه‌ای است که «به‌طور خودکار» تعیین می‌شود.

بیایید به چند مورد خاص از واکنش‌های ردوکس که می‌توان با استفاده از این روش جمع‌آوری کرد، نگاهی بیندازیم تعادل الکترون یون. برخی از فرآیندهای ردوکس با مشارکت یک محیط قلیایی انجام می شوند، به عنوان مثال:

KCrO 2 + Br 2 + KOH → KBr + K 2 CrO 4 + H 2 O

در این واکنش عامل احیا کننده یون کرومیت (CrO 2 -) است که به یون کرومات (CrO-2 4) اکسید می شود. عامل اکسید کننده - برم (Br 0 2) به یون برمید (Br -) کاهش می یابد:
CrO 2 - → CrO 4 2-
Br 0 2 → 2 Br -

از آنجایی که واکنش در یک محیط قلیایی رخ می دهد، اولین نیمه واکنش باید با در نظر گرفتن یون های هیدروکسید (OH -) تشکیل شود:
CrO 2 - + 4OH - - 3 ه= CrO 2- 4 + 2H 2 O

نیمه واکنش دوم را به روشی معروف می سازیم:
CrO 2 - + 4OH - -3 ه= CrO 4 2 - + 2H 2 O |2
Br 0 2 + 2 ه= Br - |3
__________
2CrO 2 - + 3Br 2 0 + 8OH - = 2CrO 2- 4 + 6Br - + 4H 2 O

پس از این لازم است که در نهایت ضرایبی را در معادله واکنش اختصاص دهیدو به طور کامل معادله مولکولیاین فرآیند ردوکس به شکل زیر خواهد بود:

2KCrO 2 + 3Br 2 + 8KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KBr + 4H 2 O.

در برخی موارد، مواد غیر قابل تفکیک نیز در واکنش ردوکس شرکت می کنند. مثلا:

AsH 3 + HNO 3 = H 3 AsO 4 + NO 2 + 4H 2 O

سپس روش نیمه واکنشبا در نظر گرفتن این فرآیند گردآوری شده است:

AsH 3 + 4H 2 O – 8 ه= AsO 4 3- + 11H + |1
NO 3 + 2H + + ه= NO 2 + H 2 O | 8

AsH 3 + 8NO 3 + 4H 2 O + 2H + = AsO 4 3- + 8NO 2 + 11H + O

معادله مولکولیشکل خواهد گرفت:

AsH 3 + 8HNO 3 = H 3 AsO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O.

واکنش های ردوکس گاهی اوقات با فرآیند همزمان اکسیداسیون - احیا چندین ماده همراه است. به عنوان مثال، در یک واکنش با سولفید مس برهمکنش می کند اسید نیتریک غلیظ:

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

فرآیند ردوکس شامل اتم های مس، گوگرد و نیتروژن است. هنگام تنظیم معادله روش نیمه واکنشدر نظر گرفتن مراحل این فرآیند ضروری است:

Cu+ → Cu2+
S 2- → S +6
N 5+ → N +2

در این شرایط لازم است فرآیندهای اکسیداتیو و احیا در یک مرحله ترکیب شوند:

2Cu + - 2 ه→ 2Cu 2+ | 10 ه
S 2- - 8 ه→ S 6+
_______________________
N 5 + + 3 ه→ N 2+ | 3 ه

که در آن نیمه واکنش ردوکس به شکل زیر است:

2Cu + - 2 ه→ 2Cu 2+
S 2- - 8 ه→ S 6+ 3 ( فرآیندهای بازیابی)
_______________________
N 5 + + 3 ه→ N 2+ 10 (فرایند اکسیداسیون)
_____________________________________

6Cu + + 3S 2- + 10N 5+ → 6Cu 2+ + 3S 6+ + 10N 2+

در نهایت معادله واکنش مولکولیشکل خواهد گرفت:

3Cu 2 S + 22HNO 3 = 6Cu(NO 3) 2 + 3H 2 SO 4 + 10NO + 8H 2 O.

توجه ویژه باید به واکنش های ردوکس شامل مواد آلی شود. به عنوان مثال، در طول اکسیداسیون گلوکز پتاسیم پرمنگناتدر یک محیط اسیدی واکنش زیر رخ می دهد:

C 6 H 12 O 6 + KMnO 4 + H 2 SO 4 > CO 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

هنگام تنظیم تراز روش نیمه واکنشتبدیل گلوکز، عدم تفکیک آن در نظر گرفته می شود، اما تصحیح تعداد اتم های هیدروژن به دلیل پروتون ها و مولکول های آب انجام می شود:

C 6 H 12 O 6 + 6H 2 O - 24 ه= 6CO 2 + 24H +

نیمه واکنش شامل پتاسیم پرمنگناتشکل خواهد گرفت:

MnO 4 - + 8H + + 5 ه= Mn 2 + + 4H 2 O

در نتیجه، طرح زیر را از فرآیند ردوکس بدست می آوریم:

C 6 H 12 O 6 + 6H 2 O - 24 ه= 6CO 2 + 24H + | 5
MnО 4 - +8H + + 5 ه= Mn +2 + 4H 2 O |24
___________________________________________________

5C 6 H 12 O 6 + 30H 2 O + 24MnO 4 - + 192H + = 30CO 2 + 120H + + 24Mn 2+ + 96H 2 O

با کاهش تعداد پروتون ها و مولکول های آب در سمت چپ و راست نیمه واکنش ها، به فینال می رسیم معادله مولکولی:

5C 6 H 12 O 6 + 24KMnO 4 + 36H 2 SO 4 = 30CO 2 + 24MnSO 4 + 12K 2 SO 4 + 66H 2 O

5. تأثیر محیط بر ماهیت واکنش های ردوکس.

بسته به محیط (H +، خنثی، OH اضافی) ممکن است ماهیت واکنش بین همان مواد تغییر کند. معمولا برای ایجاد یک محیط اسیدی استفاده می شود اسید سولفوریک(H 2 SO 4)، اسید نیتریک(HNO 3)، اسید کلریدریک (HCl)، هیدروکسید سدیم (NaOH) یا هیدروکسید پتاسیم (KOH) به عنوان یک محیط OH استفاده می شود. به عنوان مثال، نحوه تأثیرگذاری محیط را نشان خواهیم داد پتاسیم پرمنگنات(KMnO 4). و محصولات واکنش آن:

به عنوان مثال، بیایید Na 2 SO 3 را به عنوان یک عامل کاهنده و KMnO 4 را به عنوان یک عامل اکسید کننده در نظر بگیریم.

در محیط اسیدی:

5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

SO 3 2- + H 2 O - 2 ه→ SO 4 2- + 2H + |5
MnO 4 - + 8H + + 5 ه→ Mn 2+ + 4H 2 O |2
________________________________________________
5SO 3 2- + 2MnO 4 - + 6H + → 5SO 4 2- + 2Mn 2+ + 3H 2 O

در حالت خنثی (یا کمی قلیایی):

3Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O → 3Na 2 SO 4 + 2MnO 2 + 2KOH

SO 3 2- + H 2 O - 2 ه→ SO 4 2- + 2H + |3
MnO 4 - + 2H 2 O + 3 ه→ MnO 2 + 4OH | 2
_____________________________________
3SO 3 2- + 2 MnO 4 - + H 2 O → 3SO 4 2- + 2MnO 2 + 2OH

در یک محیط بسیار قلیایی:

Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + Na 2 MnO + H 2 O

SO 3 2- + 2 OH - - 2 ه→ SO 4 2- + H 2 O |1
MnO 4 - + ه→ MnO 4 2 |2
____________________________________

SO 3 2- + 2 MnO 4 - + 2OH → SO 4 2- + 2MnO 4 2- + H 2 O

آب اکسیژنه(H 2 O 2) بسته به محیط با توجه به این طرح کاهش می یابد:

1) محیط اسیدی (H +) H 2 O 2 + 2H + + 2 ه→ 2H 2 O

2) محیط خنثی (H 2 O ) H 2 O 2 + 2 ه→ 2OH

3) محیط قلیایی (OH -) H 2 O 2 + 2 ه→ 2OH

آب اکسیژنه(H 2 O 2 ) به عنوان یک عامل اکسید کننده عمل می کند:

2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O

Fe 2+ - ه= Fe 3+ |2
H 2 O 2 + 2H + + 2 ه= 2H 2 O |1
________________________________
2Fe 2+ + H 2 O 2 + 2H + → 2Fe 3 + + 2 H 2 O

با این حال، هنگام مواجهه با عوامل اکسید کننده بسیار قوی (KMnO 4) آب اکسیژنه(H 2 O 2 ) به عنوان یک عامل کاهنده عمل می کند:

5H 2 O 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

H 2 O 2 - 2 ه→ O 2 + 2H + |5
MnO 4 - + 8H + + 5 ه→ Mn 2+ + 4H 2 O |2
_________________________________
5H 2 O + 2 MnO 4 - + 6H + → 5O 2 + 2Mn 2+ + 8H 2 O

6. تعیین محصولات واکنش های ردوکس.

بخش عملی این مبحث فرآیندهای ردوکس را مورد بحث قرار می‌دهد و تنها معرف‌های شروع را نشان می‌دهد. محصولات واکنش معمولاً باید تعیین شوند. به عنوان مثال، واکنش شامل کلرید آهن(FeCl 3) و یدید پتاسیم(KJ):

FeCl 3 + KJ = A + B + C

مورد نیاز برای نصب فرمول های ترکیبی A، B، C، در نتیجه فرآیند ردوکس تشکیل شده است.

حالتهای اکسیداسیون اولیه معرفها به شرح زیر است: Fe 3+، Cl -، K +، J -. به راحتی می توان فرض کرد که Fe 3+ به عنوان یک عامل اکسید کننده (دارای حداکثر حالت اکسیداسیون) تنها می تواند حالت اکسیداسیون خود را به Fe 2+ کاهش دهد:

Fe 3++ ه= Fe 2+

یون کلرید و یون پتاسیم در واکنش حالت اکسیداسیون خود را تغییر نمی‌دهند، اما یون یدید فقط می‌تواند حالت اکسیداسیون خود را افزایش دهد. به حالت J 2 0 بروید:

2J - - 2 ه= J 2 0

در نتیجه واکنش، علاوه بر فرآیند ردوکس، وجود خواهد داشت واکنش تبادلبین FeCl 3 و KJ، اما با در نظر گرفتن تغییر در حالت های اکسیداسیون، واکنش طبق این طرح تعیین نمی شود:

FeCl 3 + KJ = FeJ 3 + KCl،

اما شکل خواهد گرفت

FeCl 3 + KJ = FeJ 2 + KCl،

که در آن محصول C ترکیب J 2 0 است:

FeCl 3 + 6KJ = 2FeJ 2 + 6KJ + J 2

Fe 3++ ه═> Fe 2+ |2

2J - - 2 ه═> J 2 0 |1

________________________________

2Fe +3 + 2J - = 2Fe 2+ + J 2 0

در آینده، هنگام تعیین محصولات فرآیند ردوکس، می توان از به اصطلاح "سیستم آسانسور" استفاده کرد. اصل آن این است که هر واکنش ردوکس را می توان به عنوان حرکت آسانسور در یک ساختمان چند طبقه در دو جهت متقابل نشان داد. علاوه بر این، "طبقه" خواهد بود حالت های اکسیداسیونعناصر مربوطه از آنجایی که هر یک از دو نیمه واکنش در فرآیند ردوکس با کاهش یا افزایش همراه است حالت های اکسیداسیوناز یک یا عنصر دیگر، سپس با استدلال ساده می توانیم حالت های اکسیداسیون احتمالی آنها را در محصولات واکنش حاصل فرض کنیم.

به عنوان مثال، واکنشی را در نظر بگیرید که در آن گوگرد با آن واکنش می دهد محلول غلیظ هیدروکسید سدیم ( NaOH):

S + NaOH (conc) = (A) + (B) + H 2 O

از آنجایی که در این واکنش تغییرات تنها با حالت های اکسیداسیون گوگرد رخ می دهد، برای وضوح، نموداری از حالات احتمالی آن را ترسیم می کنیم:

ترکیبات (A) و (B) نمی توانند به طور همزمان حالت گوگرد S + 4 و S + 6 باشند، زیرا در این حالت این فرآیند فقط با آزاد شدن الکترون ها اتفاق می افتد، یعنی. ترمیمی خواهد بود:

S 0 - 4 ه= S +4

S 0 - 6 ه= S +6

اما این با اصل فرآیندهای ردوکس در تضاد است. سپس باید فرض کرد که در یک مورد فرآیند باید با آزاد شدن الکترون ها پیش رود و در حالت دیگر باید در جهت مخالف حرکت کند، یعنی. اکسید کننده باشد:

S 0 - 4 ه= S +4

S0+2 ه= S -2

از طرف دیگر، چقدر احتمال دارد که فرآیند بازیابی در حالت S +4 یا S +6 انجام شود؟ از آنجایی که واکنش در یک محیط قلیایی به جای اسیدی رخ می دهد، پتانسیل اکسیداتیو آن بسیار کمتر است، بنابراین تشکیل ترکیب S +4 در این واکنش به S + 6 ارجحیت دارد. بنابراین، واکنش نهایی به شکل زیر خواهد بود:

4S + 6NaOH(conc) = Na 2 SO 3 + 2Na 2 S + 3H 2 O

S 0 +2 ه= S - 2 | 4 | 2

S 0 + 6OH - - 4 ه= SO 3 2 - + 3H 2 O | 2 | 1

3S 0 + 6OH - = 2S - 2 + SO 3 2 - + 3H 2 O

به عنوان مثال دیگر، واکنش زیر را بین فسفین و اسید نیتریک غلیظ(HNO3):

PH 3 + HNO 3 = (A) + (B) + H 2 O

در این حالت، تغییر حالت اکسیداسیون فسفر و نیتروژن داریم. برای وضوح، ما نمودارهای حالتی از حالت های اکسیداسیون آنها را ارائه می دهیم.

فسفردر حالت اکسیداسیون (-3) فقط خواص کاهشی از خود نشان می دهد، بنابراین در واکنش حالت اکسیداسیون خود را افزایش می دهد. اسید نیتریکخود یک عامل اکسید کننده قوی است و یک محیط اسیدی ایجاد می کند، بنابراین فسفر از حالت (3-) به حداکثر حالت اکسیداسیون (5+) می رسد.

در مقابل، نیتروژن حالت اکسیداسیون آن را کاهش می دهد. در واکنش هایی از این نوع معمولاً به حالت (+4) می رسد.

علاوه بر این، دشوار نیست فرض کنیم که فسفر در حالت (+5) که یک محصول (A) است، فقط می تواند اسید اورتوفسفریک H 3 PO 4 باشد، زیرا محیط واکنش به شدت اسیدی است. نیتروژن در چنین مواردی معمولاً حالت اکسیداسیون (+2) یا (+4) و اغلب (+4) را به خود می گیرد. بنابراین، محصول (B) خواهد بود اکسید نیتریک NO2. تنها چیزی که باقی می ماند حل این معادله با استفاده از روش تعادل است:

P - 3 - 8 ه= P +5 | 1
N+ 5 + ه= N +4 | 8

P - 3 + 8N +5 = P + 5 + 8N +4

PH 3 + 8HNO 3 = H 3 PO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O

وب سایت، هنگام کپی کردن مطالب به طور کامل یا جزئی، پیوند به منبع مورد نیاز است.

واکنش‌های کاهش اکسیداسیون (ORR)- واکنش های همراه با افزودن یا از دست دادن الکترون ها، یا توزیع مجدد چگالی الکترون بر روی اتم ها (تغییر در حالت اکسیداسیون).

مراحل OVR

اکسیداسیون- اهدای الکترون توسط اتم ها، مولکول ها یا یون ها. در نتیجه، حالت اکسیداسیون افزایش می یابد. عوامل کاهنده الکترون ها را رها می کنند.

بهبود- افزودن الکترون در نتیجه، حالت اکسیداسیون کاهش می یابد. عوامل اکسید کننده الکترون ها را می پذیرند.

OVR- یک فرآیند جفت شده: اگر کاهش وجود داشته باشد، اکسیداسیون وجود دارد.

قوانین OVR

تبادل معادل الکترون ها و تعادل اتمی.

محیط اسیدی

در یک محیط اسیدی، یون های اکسید آزاد شده با پروتون ها متصل می شوند تا مولکول های آب را تشکیل دهند. یون های اکسید از دست رفته توسط مولکول های آب تامین می شوند، سپس پروتون ها از آنها آزاد می شوند.

در جاهایی که اتم های اکسیژن کافی وجود ندارد، به همان اندازه مولکول آب می نویسیم که یون های اکسید کافی وجود ندارد.

گوگرد موجود در سولفیت پتاسیم دارای حالت اکسیداسیون 4+، منگنز در پرمنگنات پتاسیم دارای حالت اکسیداسیون 7+، اسید سولفوریک محیط واکنش است.
منگنز در بالاترین حالت اکسیداسیون یک عامل اکسید کننده است، بنابراین، سولفیت پتاسیم یک عامل احیا کننده است.

نکته: +4 یک حالت اکسیداسیون متوسط ​​برای گوگرد است، بنابراین می تواند هم به عنوان یک عامل کاهنده و هم به عنوان یک عامل اکسید کننده عمل کند. با عوامل اکسید کننده قوی (پرمنگنات، دی کرومات)، سولفیت یک عامل احیا کننده (اکسید شده به سولفات) است؛ با عوامل احیا کننده قوی (هالوژنیدها، کالکوژنیدها)، سولفیت یک عامل اکسید کننده است (به گوگرد یا سولفید احیا می شود).

گوگرد از حالت اکسیداسیون +4 به +6 می رسد - سولفیت به سولفات اکسید می شود. منگنز از حالت اکسیداسیون +7 به +2 (محیط اسیدی) می رود - یون پرمنگنات به منگنز 2 + کاهش می یابد.

2. نیمه واکنش ها را بنویسید.یکسان سازی منگنز: 4 یون اکسید از پرمنگنات آزاد می شود که توسط یون های هیدروژن (محیط اسیدی) به مولکول های آب متصل می شود. بنابراین، 4 یون اکسید به 8 پروتون در 4 مولکول آب متصل می شوند.

به عبارت دیگر، 4 اکسیژن در سمت راست معادله وجود دارد، بنابراین ما 4 مولکول آب، و 8 پروتون در سمت چپ معادله می نویسیم.

هفت منهای دو به اضافه پنج الکترون است. می توانید با بار کل برابر کنید: در سمت چپ معادله هشت پروتون منهای یک پرمنگنات = 7+ وجود دارد، در سمت راست منگنز با بار 2+ وجود دارد، آب از نظر الکتریکی خنثی است. هفت منهای دو به اضافه پنج الکترون است. همه چیز برابر است.

معادل سازی گوگرد: یون اکسید از دست رفته در سمت چپ معادله توسط یک مولکول آب تامین می شود که متعاقباً دو پروتون در سمت راست آزاد می کند.
در سمت چپ شارژ 2-، در سمت راست 0 (-2+2) است. منهای دو الکترون

نیمه واکنش بالایی را در 2 و نیمه واکنش پایینی را در 5 ضرب کنید.

ما پروتون ها و آب را کاهش می دهیم.

یون های سولفات به یون های پتاسیم و منگنز متصل می شوند.

محیط قلیایی

در یک محیط قلیایی، یون های اکسید آزاد شده توسط مولکول های آب محدود شده و یون های هیدروکسید (OH - گروه ها) را تشکیل می دهند. یون های اکسید از دست رفته توسط گروه های هیدروکسی تامین می شوند که باید دو برابر بیشتر مصرف شوند.

در جایی که یون های اکسید کافی وجود ندارد، گروه های هیدروکسی را 2 برابر بیشتر از آنچه که از دست رفته است می نویسیم، از طرف دیگر - آب..

مثال. با استفاده از روش موازنه الکترون، یک معادله واکنش ایجاد کنید، عامل اکسید کننده و عامل احیا کننده را تعیین کنید:

تعیین درجه اکسیداسیون:

بیسموت (III) با عوامل اکسید کننده قوی (به عنوان مثال، Cl 2) در یک محیط قلیایی خواص کاهشی از خود نشان می دهد (اکسید به بیسموت V می شود):

از آنجایی که در سمت چپ معادله 3 اکسیژن کافی برای تعادل وجود ندارد، 6 گروه هیدروکسو و در سمت راست - 3 آب می نویسیم.

معادله واکنش نهایی:

محیط خنثی

در یک محیط خنثی، یون‌های اکسید آزاد شده توسط مولکول‌های آب متصل می‌شوند تا یون‌های هیدروکسید (OH - گروه‌ها) را تشکیل دهند. یون های اکسید از دست رفته توسط مولکول های آب تامین می شوند. یون های H + از آنها آزاد می شود.

با استفاده از روش موازنه الکترون، یک معادله واکنش ایجاد کنید، عامل اکسید کننده و عامل احیا کننده را تعیین کنید:

1. تعیین وضعیت اکسیداسیون:گوگرد موجود در پرسولفات پتاسیم دارای حالت اکسیداسیون 7+ است (عامل اکسید کننده است، زیرا دارای بالاترین حالت اکسیداسیون است)، برم موجود در برومید پتاسیم دارای حالت اکسیداسیون 1- است (عامل کاهنده است، زیرا کمترین حالت را دارد. حالت اکسیداسیون)، آب محیط واکنش است.

گوگرد از حالت اکسیداسیون 7+ به 6+ می رود - پرسولفات به سولفات احیا می شود. برم از حالت اکسیداسیون -1 به 0 می رسد - یون برمید به برم اکسید می شود.

2. نیمه واکنش ها را بنویسید.گوگرد را برابر می کنیم (ضریب 2 قبل از سولفات). معادله اکسیژن
در سمت چپ بار 2- وجود دارد، در سمت راست بار 4- وجود دارد، 2 الکترون متصل است، بنابراین ما می نویسیم +2

برم را برابر می کنیم (ضریب 2 قبل از یون برمید). در سمت چپ بار 2- است، در سمت راست بار 0 است، 2 الکترون داده می شود، بنابراین ما می نویسیم -2

3. معادله خلاصه تراز الکترونیکی.

4. معادله واکنش نهایی:یون های سولفات با یون های پتاسیم ترکیب می شوند و سولفات پتاسیم را تشکیل می دهند که ضریب آن 2 قبل از KBr و قبل از K2SO4 است. معلوم شد که آب غیر ضروری است - آن را در پرانتز مربع قرار دهید.

طبقه بندی OVR

1. عامل اکسید کننده و عامل کاهنده- مواد مختلف
2. عوامل خود اکسید کننده، عوامل خود کاهنده (عدم تناسب، عدم تغییر). عنصری در حالت اکسیداسیون متوسط.
3. عامل اکسید کننده یا عامل کاهنده - محیطی برای فرآیند
4. اکسیداسیون - کاهش درون مولکولی. همین ماده حاوی یک عامل اکسید کننده و یک عامل کاهنده است.
   واکنش های فاز جامد، دمای بالا.

ویژگی های کمی ORR

پتانسیل ردوکس استاندارد، E 0- پتانسیل الکترود نسبت به پتانسیل هیدروژن استاندارد. بیشتر در مورد.

برای انجام ORR لازم است که اختلاف پتانسیل بزرگتر از صفر باشد، یعنی پتانسیل عامل اکسید کننده باید بیشتر از پتانسیل عامل کاهنده باشد:

,

مثلا:

هرچه پتانسیل کمتر باشد، عامل کاهنده قوی تر است. هرچه پتانسیل بالاتر باشد، عامل اکسید کننده قوی تر است.
خواص اکسید کننده در محیط اسیدی قوی تر است، در حالی که خواص کاهشی در محیط قلیایی قوی تر است.

بسیاری از مواد دارای خواص ویژه ای هستند که در شیمی معمولا به آنها اکسید کننده یا احیا کننده می گویند.

برخی از مواد شیمیایی خواص عوامل اکسید کننده را نشان می دهند، برخی دیگر - عوامل کاهنده، در حالی که برخی از ترکیبات می توانند هر دو ویژگی را به طور همزمان از خود نشان دهند (به عنوان مثال، پراکسید هیدروژن H 2 O 2).

عوامل اکسید کننده و کاهنده، اکسیداسیون و احیا چیست؟

خواص ردوکس یک ماده با فرآیند دادن و دریافت الکترون توسط اتم ها، یون ها یا مولکول ها مرتبط است.

عامل اکسید کننده ماده ای است که در طی واکنش الکترون ها را می پذیرد، یعنی کاهش می یابد. عامل کاهنده - الکترون ها را رها می کند، یعنی اکسید می شود. فرآیندهای انتقال الکترون از یک ماده به ماده دیگر معمولاً واکنش ردوکس نامیده می شود.

ترکیبات حاوی اتم های عناصر با حداکثر حالت اکسیداسیون تنها به واسطه این اتم ها می توانند عامل اکسید کننده باشند، زیرا آنها قبلاً تمام الکترون های ظرفیت خود را رها کرده اند و فقط قادر به پذیرش الکترون هستند. حداکثر حالت اکسیداسیون اتم یک عنصر برابر است با تعداد گروهی در جدول تناوبی که عنصر به آن تعلق دارد. ترکیبات حاوی اتم های عناصر با حداقل حالت اکسیداسیون فقط می توانند به عنوان عوامل کاهنده عمل کنند، زیرا آنها فقط قادر به اهدای الکترون هستند، زیرا سطح انرژی بیرونی چنین اتمی توسط هشت الکترون تکمیل می شود.