Reaksi kimia yang terjadi dengan perubahan derajat oksidasi unsur-unsur yang membentuk reaktan disebut reaksi redoks.

Oksidasi adalah proses menyumbangkan elektron dari atom, molekul, atau ion. Jika sebuah atom melepaskan elektronnya, maka ia memperoleh muatan positif, misalnya:

Jika ion bermuatan negatif (muatan -1), misalnya, melepaskan 1 elektron, maka ia menjadi atom netral:

Jika ion atau atom bermuatan positif melepaskan elektron, maka nilai muatan positifnya meningkat sesuai dengan jumlah elektron yang diberikan:

Reduksi adalah proses penambahan elektron pada atom, molekul, atau ion.

Ketika sebuah atom memperoleh elektron, itu menjadi ion bermuatan negatif:

Jika ion bermuatan positif menerima elektron, maka muatannya berkurang, misalnya:

atau bisa pergi ke atom netral:

Agen pengoksidasi adalah atom, molekul, atau ion yang menerima elektron. Zat pereduksi adalah atom, molekul, atau ion yang menyumbangkan elektron.

Zat pengoksidasi direduksi selama reaksi, dan zat pereduksi dioksidasi.

Harus diingat bahwa menganggap oksidasi (reduksi) sebagai proses menyumbangkan (dan menerima) elektron oleh atom atau ion tidak selalu mencerminkan situasi yang sebenarnya, karena dalam banyak kasus tidak ada transfer elektron yang lengkap, tetapi hanya pergeseran elektron. awan elektron dari satu atom ke atom lainnya.

Namun, untuk menyusun persamaan reaksi redoks, tidak masalah jenis ikatan apa yang terbentuk dalam kasus ini - ionik atau kovalen. Oleh karena itu, untuk mempermudah, kita akan berbicara tentang penambahan atau sumbangan elektron, terlepas dari jenis ikatannya.

Menyusun persamaan reaksi redoks dan pemilihan koefisien. Saat menyusun persamaan untuk reaksi redoks, perlu untuk menentukan zat pereduksi, zat pengoksidasi, dan jumlah elektron yang diberikan dan yang diterima.

Sebagai aturan, koefisien dipilih menggunakan metode keseimbangan elektron atau metode keseimbangan elektron-ion (kadang-kadang disebut metode setengah reaksi).

Sebagai contoh penyusunan persamaan reaksi redoks, perhatikan proses oksidasi pirit dengan asam nitrat pekat:

Pertama-tama, mari kita tentukan produk reaksi. adalah oksidator kuat, jadi belerang akan dioksidasi ke tingkat oksidasi maksimum dan besi menjadi, sementara itu dapat direduksi menjadi atau. Kami akan memilih.

Di mana akan ditempatkan (di sisi kiri atau kanan), kami belum tahu.

1. Mari kita terapkan dulu metode keseimbangan elektron-ion. Metode ini mempertimbangkan transisi elektron dari satu atom atau ion ke atom lain, dengan mempertimbangkan sifat medium (asam, basa atau netral) di mana reaksi berlangsung. - Saat menyusun persamaan untuk proses oksidasi dan reduksi, untuk menyamakan jumlah atom hidrogen dan oksigen, seseorang memperkenalkan (tergantung pada mediumnya) baik molekul air dan ion hidrogen (jika medium bersifat asam), atau molekul air dan ion hidroksida (jika media bersifat basa). Dengan demikian, dalam produk yang diperoleh, di sisi kanan persamaan elektron-ionik, akan ada ion hidrogen dan molekul air (media asam) atau ion hidroksida dan molekul air (media alkali).

Jadi, ketika menulis persamaan elektron-ionik, seseorang harus melanjutkan dari komposisi ion yang benar-benar ada dalam larutan. Selain itu, seperti dalam penyusunan persamaan ion yang disingkat, zat yang sedikit terdisosiasi, kurang larut atau dibebaskan dalam bentuk gas harus ditulis dalam bentuk molekul.

Pertimbangkan untuk kasus kami setengah reaksi oksidasi.

Molekul berubah menjadi ion, terdisosiasi sepenuhnya menjadi ion, kita mengabaikan hidrolisis) dan dua ion (disosiasi):

Untuk menyamakan oksigen, tambahkan 8 molekul ke sisi kiri dan 16 ion ke sisi kanan (lingkungan asam!):

Muatan di sisi kiri adalah 0, muatan di sisi kanan karena itu harus melepaskan 15 elektron:

Pertimbangkan sekarang setengah reaksi reduksi ion nitrat:

Hal ini diperlukan untuk mengurangi dari atom O. Untuk melakukan ini, tambahkan 4 ion (media asam) ke sisi kiri, dan 2 molekul ke sisi kanan

Untuk menyamakan muatan ke sisi kiri (muatan), tambahkan 3 elektron:

Akhirnya kami memiliki:

Mengurangi kedua bagian dengan kita mendapatkan persamaan ionik tereduksi dari reaksi redoks:

Menambahkan jumlah ion yang sesuai ke kedua sisi persamaan, kita menemukan persamaan reaksi molekuler:

Perhatikan bahwa untuk menentukan jumlah elektron yang disumbangkan dan diterima, kita tidak pernah harus menentukan bilangan oksidasi unsur. Selain itu, kami memperhitungkan pengaruh lingkungan dan secara otomatis menentukan apa yang ada di sisi kanan persamaan. Yang pasti adalah bahwa metode ini jauh lebih konsisten dengan pengertian kimia daripada metode keseimbangan elektron standar, meskipun yang terakhir agak lebih mudah dipahami.

2. Samakan reaksi ini dengan menggunakan metode keseimbangan elektronik. Proses pemulihan dijelaskan secara sederhana:

Lebih sulit untuk menyusun skema oksidasi, karena 2 elemen dioksidasi sekaligus - Fe dan S. Anda dapat menghubungkan keadaan oksidasi dengan belerang menjadi besi dan memperhitungkan bahwa ada dua atom S per 1 atom Fe:

Akan tetapi, dimungkinkan untuk mengabaikan penentuan bilangan oksidasi dan menuliskan skema yang menyerupai skema (7.1):

Sisi kanan memiliki muatan +15, sisi kiri memiliki muatan 0, sehingga harus melepaskan 15 elektron. Tuliskan total saldo:

5 molekul mengalami oksidasi, dan diperlukan 3 molekul lagi untuk terbentuk

Untuk menyamakan hidrogen dan oksigen, tambahkan 2 molekul ke sisi kanan:

Metode keseimbangan elektron-ion lebih fleksibel daripada metode keseimbangan elektron dan memiliki keunggulan yang tidak dapat disangkal dalam pemilihan koefisien dalam banyak reaksi redoks, khususnya, dengan partisipasi senyawa organik, di mana bahkan prosedur untuk menentukan bilangan oksidasi sangat rumit.

Perhatikan, misalnya, proses oksidasi etilen yang terjadi ketika dilewatkan melalui larutan berair kalium permanganat. Akibatnya, etilena dioksidasi menjadi etilena glikol, dan permanganat direduksi menjadi mangan (IV) oksida, selain itu, seperti yang akan terlihat jelas dari persamaan keseimbangan akhir, kalium hidroksida juga terbentuk di sebelah kanan:

Setelah melakukan pengurangan yang diperlukan dari istilah yang sama, kami menulis persamaan dalam bentuk molekul akhir

Karakteristik kuantitatif reaksi redoks. Sejumlah potensial elektroda standar. Kemungkinan terjadinya reaksi redoks dalam kondisi nyata disebabkan oleh beberapa alasan: suhu, sifat zat pengoksidasi dan zat pereduksi, keasaman medium, konsentrasi zat yang terlibat dalam reaksi, dll.

Mungkin sulit untuk memperhitungkan semua faktor ini, tetapi, mengingat bahwa setiap reaksi redoks berlangsung dengan transfer elektron dari zat pereduksi ke zat pengoksidasi, adalah mungkin untuk menetapkan kriteria untuk kemungkinan reaksi semacam itu.

Karakteristik kuantitatif dari proses redoks adalah potensial redoks normal dari zat pengoksidasi dan zat pereduksi (atau potensial elektroda standar).

Untuk memahami arti fisikokimia dari potensi tersebut, perlu untuk menganalisis apa yang disebut proses elektrokimia.

Proses kimia yang disertai munculnya arus listrik atau yang disebabkan olehnya disebut elektrokimia.

Untuk memahami sifat proses elektrokimia, kita beralih ke pertimbangan beberapa situasi yang cukup sederhana. Bayangkan sebuah pelat logam direndam dalam air. Di bawah aksi molekul air polar, ion logam terlepas dari permukaan pelat dan terhidrasi, mereka masuk ke fase cair. Dalam hal ini, yang terakhir menjadi bermuatan positif, dan kelebihan elektron muncul di pelat logam. Semakin jauh proses berlangsung, semakin besar muatan pelat dan fase cairnya.

Karena daya tarik elektrostatik kation larutan dan elektron logam berlebih, yang disebut lapisan ganda listrik muncul di batas fase, yang menghambat transisi ion logam lebih lanjut ke fase cair. Akhirnya, saatnya tiba ketika kesetimbangan terbentuk antara larutan dan pelat logam, yang dapat dinyatakan dengan persamaan:

atau dengan mempertimbangkan hidrasi ion dalam larutan:

Keadaan kesetimbangan ini tergantung pada sifat logam, konsentrasi ion-ionnya dalam larutan, pada suhu dan tekanan.

Ketika suatu logam dicelupkan bukan ke dalam air, tetapi dalam larutan garam logam ini, kesetimbangan bergeser ke kiri sesuai dengan prinsip Le Chatelier, dan semakin besar konsentrasi ion logam dalam larutan, semakin besar pula. Logam aktif, yang ion-ionnya memiliki kemampuan yang baik untuk masuk ke dalam larutan, dalam hal ini akan bermuatan negatif, meskipun pada tingkat yang lebih rendah daripada di air murni.

Kesetimbangan (7.2) dapat digeser ke kanan jika elektron dilepaskan dari logam dengan satu atau lain cara. Ini akan melarutkan pelat logam. Sebaliknya, jika elektron dibawa ke pelat logam dari luar, maka ion akan mengendap dari larutan di atasnya.

Seperti yang telah dicatat, ketika logam direndam dalam larutan, lapisan listrik ganda terbentuk pada batas fase. Beda potensial yang terjadi antara logam dan fasa cair disekitarnya disebut potensial elektroda. Potensi ini merupakan ciri dari kemampuan redoks logam dalam bentuk fasa padat.

Perhatikan bahwa dalam atom logam yang terisolasi (keadaan uap monoatomik yang terjadi pada suhu tinggi dan derajat penghalusan yang tinggi), sifat redoks dicirikan oleh nilai yang berbeda, yang disebut potensial ionisasi. Potensi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron dari atom terisolasi.

Nilai absolut dari potensial elektroda tidak dapat diukur secara langsung. Pada saat yang sama, tidak sulit untuk mengukur beda potensial elektroda yang terjadi dalam sistem yang terdiri dari dua pasangan larutan logam. Pasangan seperti itu disebut semi-elemen. Kami sepakat untuk menentukan potensial elektroda logam sehubungan dengan apa yang disebut elektroda hidrogen standar, potensi yang sewenang-wenang diambil sebagai nol. Elektroda hidrogen standar terdiri dari pelat platina yang disiapkan secara khusus yang direndam dalam larutan asam dengan konsentrasi ion hidrogen dan dicuci dengan aliran gas hidrogen di bawah tekanan Pa, pada suhu

Munculnya potensial pada elektroda hidrogen standar dapat dibayangkan sebagai berikut. Gas hidrogen, yang diadsorpsi oleh platinum, masuk ke keadaan atom:

Di antara atom hidrogen yang terbentuk di permukaan pelat, ion hidrogen dalam larutan dan platinum (elektron!) Suatu keadaan kesetimbangan dinamis terwujud:

Keseluruhan proses tersebut dinyatakan dengan persamaan:

Platinum tidak mengambil bagian dalam proses redoks, tetapi hanya pembawa atom hidrogen.

Jika pelat logam yang direndam dalam larutan garamnya dengan konsentrasi ion logam sama dengan 1 mol / l dihubungkan ke elektroda hidrogen standar, maka akan diperoleh sel galvanik. Gaya gerak listrik elemen ini (EMF), diukur pada dan mencirikan potensial elektroda standar logam, biasanya dilambangkan sebagai.

Tabel 7.1 menunjukkan nilai potensial elektroda standar dari beberapa logam. Potensial standar elektroda yang bertindak sebagai agen pereduksi sehubungan dengan hidrogen memiliki tanda “-”, dan tanda “+” menandai potensial standar elektroda yang merupakan oksidator.

Logam, disusun dalam urutan menaik dari potensial elektroda standarnya, membentuk apa yang disebut deret elektrokimia dari tegangan logam:

Sejumlah tekanan mencirikan sifat kimia logam:

1. Semakin negatif potensial elektroda logam, semakin besar kemampuan reduksinya.

2. Setiap logam dapat menggantikan (mengembalikan) dari larutan garam logam-logam yang berada dalam rangkaian elektrokimia tegangan logam setelahnya.

3. Semua logam yang memiliki potensial elektroda standar negatif, mis. terletak di rangkaian elektrokimia tegangan logam di sebelah kiri hidrogen, mampu menggantikannya dari larutan asam.

Perlu dicatat bahwa seri yang disajikan mencirikan perilaku logam dan garamnya hanya dalam larutan berair dan pada suhu kamar. Selain itu, harus diingat bahwa potensial elektroda standar yang ditunjukkan dalam tabel memperhitungkan fitur interaksi satu atau lain ion dengan molekul pelarut. Ini mungkin melanggar beberapa pola yang diharapkan dalam susunan logam dalam rangkaian elektrokimia tegangan logam. Misalnya, rangkaian tegangan elektrokimia logam dimulai dengan litium, sedangkan rubidium dan kalium, yang lebih aktif secara kimia, terletak di sebelah kanan litium. Hal ini disebabkan energi yang sangat tinggi dari proses hidrasi ion lithium dibandingkan dengan ion logam alkali lainnya.

Pada saat yang sama, Tabel 7.1 menunjukkan potensial redoks standar yang diukur untuk sistem non-logam dari jenis (7.3) yang berada dalam kesetimbangan terhadap elektroda hidrogen normal.

Tabel menunjukkan setengah reaksi reduksi dari bentuk umum berikut:

Seperti dalam kasus penentuan nilai logam, nilai non-logam diukur pada suhu 25 ° C dan pada konsentrasi semua spesies atom dan molekul yang berpartisipasi dalam kesetimbangan sama dengan 1 mol/l.

Tabel 7.1. Potensial redoks standar pada 25 °C (298 K)

(lihat pemindaian)

Nilai aljabar dari potensial redoks standar mencirikan aktivitas oksidatif dari bentuk teroksidasi yang sesuai. Oleh karena itu, perbandingan nilai potensial redoks standar memungkinkan kita untuk menjawab pertanyaan: apakah reaksi redoks ini atau itu terjadi?

Jadi, semua setengah reaksi oksidasi ion halida menjadi halogen bebas

dapat direalisasikan dalam kondisi standar menggunakan timbal (IV) oksida atau kalium permanganat sebagai zat pengoksidasi. Bila menggunakan kalium dikromat, hanya reaksi (7.5) dan (7.6) yang dapat dilakukan. Akhirnya, penggunaan asam nitrat sebagai zat pengoksidasi hanya memungkinkan setengah reaksi dengan partisipasi ion iodida (7,6).

Jadi, kriteria kuantitatif untuk menilai kemungkinan reaksi redoks tertentu adalah nilai positif dari perbedaan antara potensial redoks standar dari setengah reaksi oksidasi dan reduksi.

Reaksi kimia yang terjadi dengan perubahan bilangan oksidasi unsur disebut reaksi redoks.

Ketentuan utama teori oksidasi-reduksi

1. Proses pendonoran elektron oleh atom atau ion disebut oksidasi:

S 0 - 4e - ® S 4+ (oksidasi)

Sebuah atom atau ion yang menyumbangkan elektron disebut zat pereduksi (reduktor): Zn 0 -2e - ® Zn 2+ (oksidasi).

2. Proses penambahan elektron pada atom atau ion disebut pemulihan: S 6+ + 8e - ® S 2- (pemulihan).

Atom atau ion yang menerima elektron disebut oksidator (oksidator): Cl - + e - ® Cl 0 (reduksi).

Zat pengoksidasi direduksi selama reaksi, dan zat pereduksi dioksidasi. Oksidasi tidak mungkin tanpa reduksi simultan yang terjadi dengannya, dan sebaliknya, reduksi satu zat tidak mungkin tanpa oksidasi simultan yang lain.

3. Dalam proses redoks, jumlah elektron yang dilepaskan dalam proses oksidasi harus selalu sama dengan jumlah elektron yang diterima dalam proses reduksi.

Contoh:

Cu 2+ O 2- + H 2 0 \u003d Cu 0 + H 2 O 2-

pengoksidasi Cu 2+ +2e - ® Cu 0 reduksi

zat pereduksi H 2 0 - 2e - ® 2H + oksidasi

4. Penyetaraan jumlah elektron yang diberikan dan yang diterima dilakukan dengan memilih koefisien dengan kompilasi awal dari persamaan keseimbangan elektronik

Contoh:

Pb 2+ S 2- + HNO 3 ® S 0 + Pb 2+ (NO 3) 2 + N 2+ O 2- + H 2 O

Zat pereduksi S 2- - 2e - ® S 0 3 oksidasi

oksidator N 5+ + 3e - ® N 2+ 2 reduksi

3PbS + 8HNO 3 ® 3S + 3Pb(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

5. Saat menyusun persamaan keseimbangan elektronik, perlu untuk melanjutkan dari sebanyak mungkin atom atau ion yang termasuk dalam molekul zat asli, dan kadang-kadang dalam molekul produk reaksi

Contoh:

K 2 Cr 2 6+ O 7 + H 2 SO 4 + KJ - ® J 2 0 + Cr 2 3+ (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

Pengoksidasi 2Cr 6+ + 6e - ® 2Cr 3+ 2 1 reduksi

zat pereduksi 2J - - 2e - ® J 2 0 6 3 oksidasi

6. Proses redoks paling sering terjadi dengan adanya lingkungan: netral, asam atau basa.

Pemilihan koefisien dalam reaksi redoks

Ketika memilih koefisien, kita harus memperhitungkan posisi dasar: jumlah elektron yang dilepaskan oleh reduksi sama dengan jumlah elektron yang diperoleh melalui oksidasi.

Setelah mengidentifikasi zat pengoksidasi, zat pereduksi, skema digital untuk transisi elektron (persamaan keseimbangan elektron) disusun ke persamaan reaksi yang sesuai.

Contoh 1 Al + Cl 2 ® AlCl 3 , di mana Al – zat pereduksi, zat pengoksidasi Cl2.

Skema transisi elektron:

Al 0 - 3e - ® Al +3 3 1 oksidasi

Cl 0 + e - ® Cl 1 1 3 reduksi

Dapat dilihat dari diagram ini bahwa untuk satu atom aluminium teroksidasi, tiga atom klorin diperlukan untuk menerima ketiga elektron ini (lihat kolom kedua). Oleh karena itu, untuk setiap atom aluminium, diperlukan tiga atom klor, atau untuk setiap dua atom aluminium, tiga molekul klor. Kami mendapatkan koefisien:

2Al + 3Cl 2 \u003d AlCl 3.

Contoh 2 N 3- H 3 + O 0 2 ® N 2+ O 2- + H 2 O, di mana O 2 adalah oksidator tipikal, dan N 3- H 3 berperan sebagai reduktor.

Kami menyusun skema (keseimbangan elektronik):

N 3- - 5e - ® N +2 5 2 4 oksidasi

O 0 + 2e - ® O -2 2 5 10 reduksi

Untuk 4 atom nitrogen, diperlukan 10 atom atau 5 molekul oksigen. Kami mendapatkan koefisien:

4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O.

Kasus khusus kompilasi persamaan reaksi redoks

1. Jika dalam reaksi jumlah elektron yang hilang oleh zat pereduksi dan jumlah elektron yang diterima oleh zat pengoksidasi adalah bilangan genap, maka ketika mencari koefisien, jumlah elektron dibagi dengan pembagi terbesar yang sama.

Contoh:

H 2 SO 3 + HClO 3 ® H 2 SO 4 + HCl

Reduktor S +4 - 2e - ® S +6 6 3 oksidasi

zat pengoksidasiCl +5 + 6e - ® Cl - 2 1 reduksi

Koefisien zat pereduksi dan zat pengoksidasi tidak akan menjadi 2 dan 6, tetapi 1 dan 3:

3H 2 SO 3 + 3HClO 3 \u003d 3H 2 SO 4 + HCl.

Jika jumlah elektron yang hilang oleh zat pereduksi dan diperoleh oleh zat pengoksidasi ganjil, dan sebagai hasil reaksi, jumlah atom yang harus diperoleh genap, maka koefisiennya menjadi dua kali lipat.

Contoh:

KJ - + KMn +7 O 4 + H 2 S +6 O 4 ® J o 2 + K 2 S +6 O 4 + Mn +2 SO 4 + H 2 O

Zat pereduksi J - -1e - ® J o 5 10 oksidasi

Koefisien untuk zat pengoksidasi dan zat pereduksi tidak akan menjadi 1 dan 5, tetapi 2 dan 10:

10KJ + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5J 2 + 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O.

2. Kadang-kadang zat pereduksi atau zat pengoksidasi tambahan dikonsumsi untuk mengikat produk yang terbentuk sebagai hasil reaksi.

Contoh:

HBr - + KMn +7 O 4 + HBr ®Br 0 2 + KBr - + Mn +2 Br 2 0 + H 2 O

Zat pereduksi Br - - e - ® Br 0 5 10 oksidasi

zat pengoksidasi Mn +7 + 5e - ® Mn +2 1 2 reduksi

Dalam reaksi ini, sepuluh molekul HBr bereaksi sebagai zat pereduksi, dan enam molekul HBr diperlukan untuk mengikat zat yang dihasilkan (pembentukan garam):

10HBr + 2KMnO 4 + 6HBr = 5Br 2 + 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O.

3. Ion positif dan negatif dari molekul zat pereduksi dioksidasi secara bersamaan.

Contoh:

Sebagai 2 +3 S 3 -2 + HN +5 O 3 ® H 3 As +5 O 4 + H 2 S +6 O 4 + N +2 O + H 2 O

Di sini ion As +3 dioksidasi menjadi ion As 2 +3 dan pada saat yang sama ion S -2 dioksidasi menjadi ion S +6 dan anion N +5 direduksi menjadi N +2.

2As +3 - 4e - ® 2As +5

zat pereduksi 3S -2 - 24e - ® 3S +6 oksidasi

oksidan N +5 + 3e - ® N +2 reduksi

Dalam reaksi ini, untuk setiap tiga molekul As 2 S 3, 28 molekul HNO 3 bereaksi. Kami memeriksa kebenaran formulasi persamaan reaksi dengan menghitung atom hidrogen dan oksigen di bagian kanan dan kiri. Jadi, kami menemukan bahwa 4 molekul air lagi masuk ke dalam reaksi, yang harus ditetapkan ke sisi kiri persamaan untuk pencatatan akhirnya:

3As 2 S 3 + 28HNO 3 + 4H 2 O = 6H 3 AsO 4 + 9H 2 SO 4 + 28NO

2As +3 –4e®2As +5 4

3S -2 -24e®3S + 24

Agen pereduksi 2As +3 + 3S -2 - 28e - ®2As +5 + 3S +6 3 oksidasi

oksidator N +5 + 3e - ®N +2 28 reduksi

4. Zat pereduksi dan zat pengoksidasi adalah ion-ion dari unsur yang sama, tetapi termasuk dalam zat yang berbeda.

Contoh:

KJ - + KJ +5 O 3 + H 2 SO 4 ® J 0 2 + K 2 SO 4 + H 2 O

Zat pereduksi J - - e - ® J 0 5 oksidasi

oksidator J +5 + 5e - ®J 0 1 reduksi

5KJ + KJO 3 + 3H 2 SO 4 = 3J 2 + 3K 2 SO 4 + 3H 2 O.

5. Zat pereduksi dan zat pengoksidasi adalah ion dari unsur yang sama yang merupakan bagian dari zat yang sama (oksidasi sendiri - pemulihan sendiri).

Contoh:

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

Reduktor N +3 - 2e - ® N +5 1 oksidasi

oksidator N +3 + e - ® N +2 2 reduksi

Oleh karena itu, persamaan reaksi

Selama reaksi kimia, jumlah dan sifat ikatan antara atom yang berinteraksi dapat berubah, mis. keadaan oksidasi atom dalam molekul dapat berubah.

Reaksi yang mengubah bilangan oksidasi atom disebut reaksi redoks.

Contoh reaksi redoks (disingkat OVR):

Perubahan keadaan oksidasi dikaitkan dengan perpindahan atau transfer elektron. Terlepas dari apakah elektron berpindah dari satu atom ke atom lain atau hanya sebagian ditarik oleh salah satu atom, kita secara konvensional berbicara tentang memberi dan menerima elektron.

Proseskembali elektron atom atau ion disebutoksidasi . Prosespencapaian elektron disebutrestorasi .

Zat yang atom atau ionnya memberikan elektron disebut agen pereduksi . Selama reaksi, mereka teroksidasi. Zat yang atom atau ionnya menerima elektron disebut pengoksidasi . Selama reaksi, mereka dipulihkan.

Proses oksidasi dan reduksi diwakili oleh persamaan elektronik, yang menunjukkan perubahan keadaan oksidasi atom yang berinteraksi dan jumlah elektron yang disumbangkan oleh zat pereduksi atau diterima oleh zat pengoksidasi.

Contoh persamaan yang menyatakan proses oksidasi:

Persamaan yang menyatakan proses pemulihan:

Reaksi redoks adalah proses tunggal di mana oksidasi dan reduksi terjadi secara bersamaan. Oksidasi satu atom selalu disertai dengan reduksi atom lain dan sebaliknya. Di mana umum jumlah elektron yang dilepaskan oleh zat pereduksi sama dengan jumlah elektron yang terikat oleh zat pengoksidasi.

Menurut hukum persamaan massa reaktan terkait satu sama lain sebagai massa molar dari ekuivalennya. Jumlah ekivalen suatu zat dalam OVR bergantung pada jumlah elektron yang disumbangkan atau dilekatkan pada atomnya; massa molar setara dihitung dengan rumus:

, (1)

di mana M adalah massa molar zat, g/mol

M persamaan adalah massa molar zat yang setara, g/mol

-jumlah elektron yang disumbangkan atau dilampirkan

Misalnya pada reaksi

sebuah atom mangan mengikat 5 elektron, jadi jumlah yang setara
adalah 1/5 ngengat, dan atom belerang menyumbangkan 2 elektron dan jumlah yang setara
adalah 1/2 tahi lalat. Massa molar dari ekivalen masing-masing adalah

Jenis-jenis reaksi redoks

Ada tiga jenis reaksi redoks kimia: reaksi antarmolekul, intramolekul, dan oksidasi-diri-penyembuhan diri. Kelompok terpisah terdiri dari reaksi elektrokimia.

1. OVR antarmolekul adalah reaksi di mana zat pengoksidasi dan zat pereduksi adalah zat yang berbeda:

2. OVR intramolekul adalah reaksi di mana keadaan oksidasi atom yang berbeda dari satu molekul berubah:

3. Reaksi oksidasi-diri-penyembuhan diri adalah reaksi di mana oksidasi dan reduksi atom-atom dari unsur yang sama terjadi:

4. Reaksi elektrokimia adalah OVR, di mana proses oksidasi dan reduksi dipisahkan secara spasial (terjadi pada elektroda terpisah), dan elektron ditransfer dari zat pereduksi ke zat pengoksidasi melalui rangkaian listrik eksternal:

Reaksi redoks biasanya kompleks, tetapi mengetahui rumus reaktan dan produk reaksi dan dapat menentukan bilangan oksidasi atom, seseorang dapat dengan mudah menempatkan koefisien dalam persamaan OVR apa pun.

Zat pengoksidasi dan zat pereduksi digunakan untuk merumuskan reaksi dalam kimia organik dan anorganik. Pertimbangkan karakteristik utama dari interaksi tersebut, identifikasi algoritma untuk menyusun persamaan dan mengatur koefisien.

definisi

Zat pengoksidasi adalah atom atau ion yang, ketika berinteraksi dengan unsur lain, menerima elektron. Proses menerima elektron disebut reduksi, dan ini terkait dengan penurunan bilangan oksidasi.

Dalam kimia anorganik, dua metode utama untuk mengatur koefisien dipertimbangkan. Zat pereduksi dan zat pengoksidasi dalam reaksi ditentukan dengan menyusun neraca elektronik atau dengan metode setengah reaksi. Mari kita membahas lebih detail tentang metode pertama mengatur koefisien dalam OVR.

Keadaan oksidasi

Sebelum menentukan oksidator dalam reaksi, perlu untuk mengatur bilangan oksidasi semua unsur dalam zat yang terlibat dalam transformasi. Ini mewakili muatan atom suatu unsur, dihitung menurut aturan tertentu. Dalam zat kompleks, jumlah semua bilangan oksidasi positif dan negatif harus sama dengan nol. Untuk logam dari subkelompok utama, itu sesuai dengan valensi dan memiliki nilai positif.

Untuk non-logam, yang terletak di akhir rumus, derajat ditentukan dengan mengurangkan nomor golongan dari delapan dan memiliki nilai negatif.

Untuk zat sederhana, itu sama dengan nol, karena tidak ada proses menerima atau melepaskan elektron.

Untuk senyawa kompleks yang terdiri dari beberapa unsur kimia, perhitungan matematis digunakan untuk menentukan bilangan oksidasi.

Jadi, zat pengoksidasi adalah atom yang, dalam proses interaksi, menurunkan keadaan oksidasinya, dan zat pereduksi, sebaliknya, meningkatkan nilainya.

Contoh RIA

Fitur utama dari tugas yang terkait dengan pengaturan koefisien dalam reaksi redoks adalah penentuan zat yang hilang dan penyusunan rumusnya. Zat pengoksidasi adalah unsur yang akan menerima elektron, tetapi selain itu, zat pereduksi juga harus berpartisipasi dalam reaksi, melepaskan elektron.

Berikut adalah algoritme umum yang dapat digunakan untuk menyelesaikan tugas yang ditawarkan kepada lulusan sekolah menengah atas pada ujian negara bagian terpadu. Pertimbangkan beberapa contoh spesifik untuk memahami bahwa zat pengoksidasi tidak hanya merupakan unsur dalam zat kompleks, tetapi juga zat sederhana.

Pertama, Anda perlu mengatur untuk setiap elemen nilai-nilai keadaan oksidasi, menggunakan aturan tertentu.

Selanjutnya, Anda perlu menganalisis unsur-unsur yang tidak berpartisipasi dalam pembentukan zat, dan menyusun formula untuknya. Setelah semua celah dihilangkan, Anda dapat melanjutkan ke proses menyusun keseimbangan elektronik antara zat pengoksidasi dan zat pereduksi. Koefisien yang dihasilkan dimasukkan ke dalam persamaan, jika perlu, menambahkannya di depan zat-zat yang tidak termasuk dalam keseimbangan.

Misalnya, dengan menggunakan metode keseimbangan elektronik, perlu untuk melengkapi persamaan yang diusulkan, menempatkan koefisien yang diperlukan di depan rumus.

H 2 O 2 + H 2 SO 4 + KMnO 4 \u003d MnSO 4 + O 2 + ... + ...

Untuk mulai dengan, untuk masing-masing, kami menentukan nilai-nilai keadaan oksidasi, kami mendapatkan:

H 2+ O 2 - + H 2+ S +6 O 4 -2 + K + Mn +7 O 4 -2 = Mn +2 S +6 O 4 -2 + O 2 0 + …+…

Dalam skema yang diusulkan, mereka berubah untuk oksigen, serta untuk mangan dalam kalium permanganat. Jadi, kami telah menemukan zat pereduksi dan zat pengoksidasi. Di sisi kanan, tidak ada zat yang mengandung kalium, jadi alih-alih dihilangkan, kita akan membuat rumus untuk sulfatnya.

Langkah terakhir dalam tugas ini adalah penempatan koefisien.

5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 + 2KMnO 4 \u003d 2Mn SO 4 + 5O 2 + 8H 2 O + K 2 SO 4

Asam, kalium permanganat, hidrogen peroksida dapat dianggap sebagai zat pengoksidasi kuat. Semua logam menunjukkan sifat pereduksi, berubah menjadi kation dengan muatan positif dalam reaksi.

Kesimpulan

Proses penerimaan dan pengembalian elektron negatif tidak hanya terjadi dalam kimia anorganik. Metabolisme, yang dilakukan dalam organisme hidup, adalah varian yang jelas dari jalannya reaksi redoks dalam kimia organik. Ini menegaskan pentingnya proses yang dipertimbangkan, relevansinya untuk alam hidup dan mati.

LANDASAN KIMIA TEORITIS

10. Reaksi redoks

Reaksi redoks dalam larutan.

Reaksi kimia yang terjadi dengan perubahan derajat oksidasi unsur-unsur yang membentuk reaktan disebut reaksi redoks.

Oksidasi

- adalah proses menyumbangkan elektron dari atom, molekul, atau ion. Jika sebuah atom melepaskan elektronnya, maka ia memperoleh muatan positif: l - , melepaskan 1 elektron, maka ia menjadi atom netral:

Jika ion atau atom bermuatan positif melepaskan elektron, maka nilai muatan positifnya meningkat sesuai dengan jumlah elektron yang diberikan:

Reduksi adalah proses penambahan elektron pada atom, molekul, atau ion.

Jika sebuah atom menerima elektron, kemudian berubah menjadi ion bermuatan negatif:

Jika ion bermuatan positif menerima elektron, maka muatannya berkurang:

atau bisa pergi ke atom netral:

agen pengoksidasi

menerima elektron. pemulih adalah atom, molekul atau ion, menyumbangkan elektron.

Agen pengoksidasi

selama reaksi direduksi, zat pereduksi teroksidasi.

Harus diingat bahwa menganggap oksidasi (reduksi) sebagai proses menyumbangkan (dan menerima) elektron oleh atom atau ion tidak selalu mencerminkan situasi yang sebenarnya, karena dalam banyak kasus tidak ada transfer elektron yang lengkap, tetapi hanya pergeseran elektron. awan elektron dari satu atom ke atom lainnya.

Namun, untuk menyusun persamaan reaksi redoks, tidak masalah jenis ikatan apa yang terbentuk dalam kasus ini - ionik atau kovalen. Oleh karena itu, untuk mempermudah, kita akan berbicara tentang penambahan atau sumbangan elektron, terlepas dari jenis ikatannya.

Penentuan koefisien stoikiometri dalam persamaan reaksi redoks. Saat menyusun persamaan untuk reaksi redoks, perlu untuk menentukan zat pereduksi, zat pengoksidasi, dan jumlah elektron yang diberikan dan yang diterima. Sebagai aturan, koefisien dipilih menggunakan salah satu metode keseimbangan elektronik

, salah satu metode keseimbangan elektron-ion (terkadang yang terakhir disebut metode setengah reaksi ).

Sebagai contoh penyusunan persamaan reaksi redoks, perhatikan proses oksidasi pirit dengan asam nitrat pekat.

Pertama-tama, kita mendefinisikan produk reaksi.

HNO3 adalah oksidator kuat, jadi belerang akan teroksidasi ke tingkat oksidasi maksimumnya S 6+, dan besi - menjadi Fe 3+, sedangkan HNO 3 bisa sembuh sampai N0 atau NO2. Kami akan memilih NO:

Di mana akan ditempatkan?

H2O (di sisi kiri atau kanan), kami belum tahu.

1. Lamar dulu metode keseimbangan elektron-ion

(setengah reaksi). Metode ini mempertimbangkan transisi elektron dari satu atom atau ion ke atom lain, dengan mempertimbangkan sifat medium (asam, basa atau netral) di mana reaksi berlangsung.

Saat menyusun persamaan untuk proses oksidasi dan reduksi, untuk menyamakan jumlah atom hidrogen dan oksigen, molekul air dan ion hidrogen diperkenalkan (tergantung pada mediumnya) (jika lingkungan bersifat asam), atau molekul air dan ion hidroksida (jika media bersifat basa). Dengan demikian, dalam produk yang diperoleh, di sisi kanan persamaan elektron-ionik, akan ada ion hidrogen dan molekul air (media asam) atau ion hidroksida dan molekul air (media alkali).

yaitu ketika menulis persamaan elektron-ion, seseorang harus melanjutkan dari komposisi ion yang benar-benar ada dalam larutan. Selain itu, seperti dalam penyusunan persamaan ionik yang disingkat, zat terdisosiasi buruk, kurang larut atau dilepaskan dalam bentuk gas. harus ditulis dalam bentuk molekul.

Pertimbangkan untuk kasus kami setengah reaksi oksidasi. Molekul

FeS2 berubah menjadi ion Fe 3+ (F e (N O 3) 3 benar-benar terdisosiasi menjadi ion, hidrolisis diabaikan) dan dua ion JADI 4 2 - (disosiasi H2SO4):

Untuk menyamakan oksigen, tambahkan 8 molekul H ke sisi kiri

2 Oh, dan ke kanan - 16 ion H+ (media asam):

Muatan di sisi kiri adalah 0, muatan di sisi kanan adalah +15, jadi

FeS2 harus menyumbangkan 15 elektron:

Pertimbangkan sekarang setengah reaksi reduksi ion nitrat:

Harus diambil dari

NOMOR 3 2 atom O. Untuk melakukan ini, tambahkan 4 ion H ke sisi kiri 1+ (lingkungan asam), dan ke kanan - 2 molekul H 2 O:

Untuk menyamakan muatan ke sisi kiri (muatan

+3) tambahkan 3 elektron:

Akhirnya kami memiliki:

Mengurangi kedua bagian sebesar 16N

+ dan 8Н 2 Oh, kita mendapatkan persamaan ion tereduksi dari reaksi redoks:

Dengan menambahkan jumlah ion yang sesuai ke kedua sisi persamaan

NOMOR 3 - dan H+ kita temukan persamaan reaksi molekuler:

Harap dicatat bahwa Anda tidak pernah harus menentukan keadaan oksidasi unsur-unsur untuk menentukan jumlah elektron yang diberikan dan yang diterima. Selain itu, kami memperhitungkan pengaruh lingkungan dan secara otomatis menentukan bahwa H

2 O berada di ruas kanan persamaan. Tidak ada keraguan bahwa metode ini jauh lebih konsisten dengan pengertian kimia daripada metode keseimbangan elektron standar, meskipun yang terakhir agak lebih mudah dimengerti.

2. Kami menyamakan reaksi ini dengan metode keseimbangan elektronik . Proses pemulihan dijelaskan:

Lebih sulit untuk menyusun skema oksidasi, karena dua elemen teroksidasi sekaligus -

Fe dan S Dimungkinkan untuk mengaitkan besi dengan keadaan oksidasi 2+, dengan belerang 1- dan memperhitungkan bahwa ada dua atom S per atom Fe:

Namun, dimungkinkan untuk melakukannya tanpa menentukan bilangan oksidasi dan menuliskan skema yang menyerupai skema

Sisi kanan memiliki muatan +15, sisi kiri memiliki muatan 0, jadi

FeS2 harus menyumbangkan 15 elektron. Tuliskan total saldo:

lima molekul HNO

3 akan teroksidasi FeS2, dan tiga molekul lagi HNO3 diperlukan untuk pendidikan Fe (N O 3) 3:

Untuk menyamakan hidrogen dan oksigen, tambahkan dua molekul H ke sisi kanan

2 O:

Metode keseimbangan elektron-ion lebih fleksibel daripada metode keseimbangan elektron dan memiliki keunggulan yang tidak dapat disangkal dalam pemilihan koefisien

di banyak reaksi redoks, khususnya yang melibatkan senyawa organik, di mana bahkan prosedur untuk menentukan bilangan oksidasi sangat rumit.

Perhatikan, misalnya, proses oksidasi etilen yang terjadi ketika dilewatkan melalui larutan berair kalium permanganat. Akibatnya, etilen dioksidasi menjadi etilen glikol H2O-

CH2 - CH2 -OH, dan permanganat direduksi menjadi mangan (IV) oksida, selain itu, seperti yang akan terlihat jelas dari persamaan keseimbangan akhir, kalium hidroksida juga terbentuk di sebelah kanan:

Setelah melakukan pengurangan yang diperlukan dari istilah yang sama, kami menulis persamaan dalam bentuk molekul akhir

Potensial standar reaksi redoks.

Kemungkinan terjadinya reaksi redoks dalam kondisi nyata disebabkan oleh beberapa alasan: suhu, sifat zat pengoksidasi dan zat pereduksi, keasaman medium, konsentrasi zat yang terlibat dalam reaksi, dll. sulit untuk memperhitungkan semua faktor ini, tetapi, mengingat bahwa setiap reaksi redoks berlangsung dengan transfer elektron dari zat pereduksi ke zat pengoksidasi, adalah mungkin untuk menetapkan kriteria untuk kemungkinan reaksi semacam itu.

Ciri-ciri kuantitatif proses redoks adalah potensial redoks normal dari oksidator dan reduktor (atau potensial standar elektroda).

Untuk memahami arti fisikokimia dari potensi tersebut, perlu untuk menganalisis apa yang disebut proses elektrokimia.

Proses kimia yang disertai munculnya arus listrik atau yang disebabkan olehnya disebut elektrokimia.

Untuk memahami sifat proses elektrokimia, kita beralih ke pertimbangan beberapa situasi yang cukup sederhana. Bayangkan sebuah pelat logam direndam dalam air. Di bawah aksi molekul air polar, ion logam terlepas dari permukaan pelat dan terhidrasi, mereka masuk ke fase cair. Dalam hal ini, yang terakhir menjadi bermuatan positif, dan kelebihan elektron muncul di pelat logam. Semakin jauh proses berlangsung, semakin besar muatannya.

, baik pelat maupun fase cair.

Karena daya tarik elektrostatik kation larutan dan elektron logam berlebih, yang disebut lapisan ganda listrik muncul di batas fase, yang menghambat transisi ion logam lebih lanjut ke fase cair. Akhirnya, tiba saatnya ketika kesetimbangan terbentuk antara larutan dan pelat logam, yang dapat dinyatakan dengan persamaan:

atau dengan mempertimbangkan hidrasi ion dalam larutan:

Keadaan kesetimbangan ini tergantung pada sifat logam, konsentrasi ion-ionnya dalam larutan, pada suhu dan

tekanan.

Ketika suatu logam dicelupkan bukan ke dalam air, tetapi dalam larutan garam logam ini, kesetimbangan bergeser ke kiri sesuai dengan prinsip Le Chatelier, dan semakin besar konsentrasi ion logam dalam larutan, semakin besar pula. Logam aktif, yang ion-ionnya memiliki kemampuan yang baik untuk masuk ke dalam larutan, dalam hal ini akan bermuatan negatif, meskipun pada tingkat yang lebih rendah daripada di air murni.

Kesetimbangan dapat digeser ke kanan jika elektron dikeluarkan dari logam dengan satu atau lain cara. Ini akan melarutkan pelat logam. Sebaliknya, jika elektron dibawa ke pelat logam dari luar, maka ion akan diendapkan di atasnya

dari larutan.

Ketika logam direndam dalam larutan, lapisan listrik ganda terbentuk pada batas fase. Beda potensial yang terjadi antara logam dan fasa cair disekitarnya disebut potensial elektroda. Potensi ini merupakan ciri dari kemampuan redoks logam dalam bentuk fasa padat.

Dalam atom logam yang terisolasi (keadaan uap monoatomik yang terjadi pada suhu tinggi dan derajat penghalusan yang tinggi), sifat redoks dicirikan oleh kuantitas lain yang disebut potensial ionisasi. Potensi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron dari atom terisolasi.

Nilai absolut dari potensial elektroda tidak dapat diukur secara langsung. Pada saat yang sama, tidak sulit untuk mengukur beda potensial elektroda yang terjadi dalam sistem yang terdiri dari dua pasangan larutan logam. Pasangan seperti itu disebut setengah elemen . Kami sepakat untuk menentukan potensial elektroda logam sehubungan dengan apa yang disebut elektroda hidrogen standar, potensi yang sewenang-wenang diambil sebagai nol. Elektroda hidrogen standar terdiri dari pelat platina yang disiapkan secara khusus yang direndam dalam larutan asam dengan konsentrasi ion hidrogen 1 mol/l dan dicuci dengan pancaran gas hidrogen pada tekanan 10

5 Pa, pada 25 °C.

Sejumlah potensial elektroda standar.

Jika pelat logam yang direndam dalam larutan garamnya dengan konsentrasi ion logam sama dengan 1 mol / l dihubungkan ke elektroda hidrogen standar, maka akan diperoleh sel galvanik. Gaya gerak listrik elemen ini (EMF), diukur pada 25 ° C, mencirikan potensial elektroda standar suatu logam, biasanya disebut sebagai E°.

Potensial standar elektroda yang bertindak sebagai agen pereduksi sehubungan dengan hidrogen memiliki tanda "-", dan tanda "+" memiliki potensi standar elektroda yang merupakan oksidator.

Logam, disusun dalam urutan menaik dari potensial elektroda standarnya, membentuk apa yang disebut rangkaian tegangan elektrokimia logam :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.

Sejumlah tekanan mencirikan sifat kimia logam:

1. Semakin negatif potensial elektroda logam, semakin besar kemampuan reduksinya.

2. Setiap logam dapat menggantikan (mengembalikan) dari larutan garam logam-logam yang berada dalam rangkaian elektrokimia tegangan logam setelahnya.

3. Semua logam yang memiliki potensial elektroda standar negatif, yaitu yang berada dalam deret elektrokimia tegangan logam di sebelah kiri hidrogen, dapat menggantikannya dari larutan asam.

Seperti dalam hal menentukan nilai E° logam, nilai E° non-logam diukur pada suhu 25 ° C dan pada konsentrasi semua partikel atom dan molekul yang terlibat dalam kesetimbangan sama dengan 1 mol /l.

Nilai aljabar dari potensial redoks standar mencirikan aktivitas oksidatif dari bentuk teroksidasi yang sesuai. Jadi Perbandingan nilai potensial redoks standar memungkinkan menjawab pertanyaan: apakah reaksi redoks ini atau itu berlangsung?

Kriteria kuantitatif untuk menilai kemungkinan reaksi redoks tertentu adalah: nilai positif dari perbedaan antara potensial redoks standar dari setengah reaksi oksidasi dan reduksi.

Elektrolisis larutan.

Kombinasi reaksi redoks yang terjadi pada elektroda dalam larutan elektrolit atau meleleh ketika arus listrik melewatinya disebut elektrolisis.

Pada katoda sumber arus, proses transfer elektron ke kation dari larutan atau lelehan terjadi, oleh karena itu katoda adalah "reduktor". Di anoda, elektron disumbangkan oleh anion, oleh karena itu anoda adalah "pengoksidasi".

Selama elektrolisis, proses yang bersaing dapat terjadi baik di anoda maupun di katoda.

Ketika elektrolisis dilakukan menggunakan anoda inert (tidak dapat dikonsumsi) (misalnya, grafit atau platinum), sebagai aturan, dua proses oksidatif dan dua reduksi bersaing:

di anoda - oksidasi anion dan ion hidroksida,

di katoda - reduksi kation dan ion hidrogen.

Ketika elektrolisis dilakukan menggunakan anoda aktif (konsumsi), prosesnya menjadi lebih rumit dan reaksi yang bersaing pada elektroda adalah:

di anoda - oksidasi anion dan ion hidroksida, pembubaran anodik logam - bahan anoda;

di katoda - reduksi kation garam dan ion hidrogen, reduksi kation logam diperoleh dengan melarutkan anoda.

Ketika memilih proses yang paling mungkin di anoda dan katoda, seseorang harus melanjutkan dari posisi bahwa reaksi yang membutuhkan konsumsi energi paling sedikit akan berlangsung. Selain itu, untuk memilih proses yang paling mungkin terjadi di anoda dan katoda selama elektrolisis larutan garam dengan elektroda inert, aturan berikut digunakan:

Produk berikut dapat terbentuk di anoda: a) selama elektrolisis larutan yang mengandung anion F - , SO 4 2- , N Tentang 3 - , RO 4 3 - , serta larutan alkali, oksigen dilepaskan; b) selama oksidasi anion C aku - , V r - , SAYA-klorin, brom, yodium dilepaskan, masing-masing;c) selama oksidasi anion asam organik, terjadi proses:

2. Pada elektrolisis larutan garam yang mengandung ion-ion yang terletak pada rangkaian tegangan di sebelah kiri Al

3+ , hidrogen dilepaskan di katoda; jika ion terletak dalam rangkaian tegangan di sebelah kanan hidrogen, maka logam dilepaskan di katoda.

3. Selama elektrolisis larutan garam yang mengandung ion-ion yang terletak pada rangkaian tegangan antara

Al + dan H + , proses persaingan reduksi kation dan evolusi hidrogen dapat terjadi di katoda.

Mari kita perhatikan sebagai contoh elektrolisis larutan tembaga klorida berair pada elektroda inert. Ion Cu terdapat dalam larutan.

2+ dan 2Cl - , yang, di bawah pengaruh arus listrik, diarahkan ke elektroda yang sesuai:

Tembaga logam dilepaskan di katoda, dan gas klorin dilepaskan di anoda.

Jika dalam contoh yang dipertimbangkan dari elektrolisis larutan

CuCl2 ambil pelat tembaga sebagai anoda, kemudian tembaga dilepaskan di katoda, dan di anoda, tempat proses oksidasi terjadi, alih-alih melepaskan ion C aku - dan pelepasan klorin menghasilkan oksidasi anoda (tembaga). Dalam hal ini, pembubaran anoda itu sendiri terjadi, dan dalam bentuk ion Cu itumasuk ke dalam larutan. Elektrolisa CuCl2 dengan anoda terlarut dapat ditulis sebagai berikut:

Elektrolisis larutan garam dengan anoda terlarut direduksi menjadi oksidasi bahan anoda (pembubarannya) dan disertai dengan transfer logam dari anoda ke katoda. Sifat ini banyak digunakan dalam pemurnian (purification) logam dari kontaminasi.

Elektrolisis lelehan. Untuk mendapatkan logam yang sangat aktif (natrium, aluminium, magnesium, kalsium, dll.), yang mudah berinteraksi dengan air, elektrolisis garam cair atau oksida digunakan:

Jika arus listrik dilewatkan melalui larutan berair dari garam logam aktif dan asam yang mengandung oksigen, maka baik kation logam maupun ion residu asam tidak dilepaskan. Hidrogen dilepaskan di katoda

dan terus anoda - oksigen, dan elektrolisis direduksi menjadi dekomposisi elektrolitik air.

Elektrolisis larutan elektrolit secara energi lebih menguntungkan daripada lelehan, karena elektrolit - garam dan alkali - meleleh pada suhu yang sangat tinggi.

Hukum elektrolisis Faraday.

Ketergantungan jumlah zat yang terbentuk di bawah aksi arus listrik pada waktu, kekuatan arus, dan sifat elektrolit dapat ditentukan berdasarkan persamaan umum. hukum faraday :

di mana t - massa zat yang terbentuk selama elektrolisis (g); E - massa setara suatu zat (g / mol); M adalah massa molar zat (g/mol); P- jumlah elektron yang diberikan atau diterima;

I - kekuatan saat ini (A); t- durasi proses(dengan); F - konstanta Faraday,mencirikan jumlah listrik yang diperlukan untuk melepaskan 1 massa ekivalen suatu zat(F = 96.500 C/mol = 26,8 Ah/mol).