Klasifikasi reaksi kimia menurut perubahan bilangan oksidasi unsur kimia pembentuk zat. Pelajaran ekstrakurikuler - Reaksi redoks Reaksi suatu senyawa dengan perubahan bilangan oksidasi

DEFINISI

Keadaan oksidasi adalah penilaian kuantitatif keadaan atom suatu unsur kimia dalam suatu senyawa, berdasarkan elektronegativitasnya.

Dibutuhkan nilai positif dan negatif. Untuk menunjukkan bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu senyawa, Anda perlu menempatkan angka Arab dengan tanda yang sesuai (“+” atau “-”) di atas simbolnya.

Perlu diingat bahwa bilangan oksidasi adalah besaran yang tidak memiliki arti fisis, karena tidak mencerminkan muatan atom yang sebenarnya. Namun konsep ini sangat banyak digunakan dalam kimia.

Tabel bilangan oksidasi unsur kimia

Bilangan oksidasi positif maksimum dan negatif minimum dapat ditentukan dengan menggunakan Tabel Periodik D.I. Mendeleev. Jumlahnya sama dengan jumlah golongan di mana unsur tersebut berada dan selisih antara nilai bilangan oksidasi “tertinggi” dan angka 8.

Jika kita memperhatikan senyawa kimia secara lebih spesifik, maka pada zat dengan ikatan nonpolar bilangan oksidasi unsurnya adalah nol (N 2, H 2, Cl 2).

Bilangan oksidasi logam dalam keadaan unsur adalah nol, karena distribusi kerapatan elektron di dalamnya seragam.

Dalam senyawa ionik sederhana, bilangan oksidasi unsur-unsur penyusunnya sama dengan muatan listrik, karena selama pembentukan senyawa ini terjadi transisi elektron yang hampir sempurna dari satu atom ke atom lainnya: Na +1 I -1, Mg +2 Cl -1 2, Al +3 F - 1 3 , Zr +4 Br -1 4 .

Saat menentukan bilangan oksidasi unsur-unsur dalam senyawa dengan ikatan kovalen polar, nilai elektronegativitasnya dibandingkan. Karena selama pembentukan ikatan kimia, elektron dipindahkan ke atom unsur yang lebih elektronegatif, unsur yang lebih elektronegatif memiliki bilangan oksidasi negatif dalam senyawa.

Ada unsur yang hanya mempunyai satu bilangan oksidasi (fluor, logam golongan IA dan IIA, dll.). Fluor, yang memiliki nilai elektronegativitas tertinggi, selalu memiliki bilangan oksidasi negatif yang konstan (-1) dalam senyawa.

Unsur alkali dan alkali tanah, yang mempunyai nilai keelektronegatifan yang relatif rendah, selalu mempunyai bilangan oksidasi positif masing-masing sebesar (+1) dan (+2).

Namun, ada juga unsur kimia yang mempunyai beberapa bilangan oksidasi (belerang - (-2), 0, (+2), (+4), (+6), dll.).

Untuk memudahkan mengingat berapa banyak dan apa bilangan oksidasi yang merupakan ciri suatu unsur kimia tertentu, gunakan tabel bilangan oksidasi suatu unsur kimia, yang tampilannya seperti ini:

Nomor seri

Rusia / Inggris Nama

Simbol kimia

Keadaan oksidasi

Hidrogen

Helium

Litium

Berilium

(-1), 0, (+1), (+2), (+3)

Karbon

(-4), (-3), (-2), (-1), 0, (+2), (+4)

Nitrogen / Nitrogen

(-3), (-2), (-1), 0, (+1), (+2), (+3), (+4), (+5)

Oksigen

(-2), (-1), 0, (+1), (+2)

Fluor

Natrium/Natrium

Magnesium/Magnesium

Aluminium

Silikon

(-4), 0, (+2), (+4)

Fosfor / Fosfor

(-3), 0, (+3), (+5)

Belerang/Belerang

(-2), 0, (+4), (+6)

Klorin

(-1), 0, (+1), (+3), (+5), (+7), jarang (+2) dan (+4)

Argon / Argon

Kalium / Kalium

Kalsium

Skandium / Skandium

titanium

(+2), (+3), (+4)

Vanadium

(+2), (+3), (+4), (+5)

Krom / Kromium

(+2), (+3), (+6)

Mangan / Mangan

(+2), (+3), (+4), (+6), (+7)

Besi

(+2), (+3), jarang (+4) dan (+6)

Kobalt

(+2), (+3), jarang (+4)

Nikel

(+2), jarang (+1), (+3) dan (+4)

Tembaga

+1, +2, jarang (+3)

galium

(+3), jarang (+2)

Germanium / Germanium

(-4), (+2), (+4)

Arsenik/Arsenik

(-3), (+3), (+5), jarang (+2)

Selenium

(-2), (+4), (+6), jarang (+2)

Brom

(-1), (+1), (+5), jarang (+3), (+4)

Kripton / Kripton

Rubidium / Rubidium

Strontium / Strontium

Itrium / Itrium

Zirkonium / Zirkonium

(+4), jarang (+2) dan (+3)

Niobium / Niobium

(+3), (+5), jarang (+2) dan (+4)

Molibdenum

(+3), (+6), jarang (+2), (+3) dan (+5)

teknesium / teknesium

Rutenium / Rutenium

(+3), (+4), (+8), jarang (+2), (+6) dan (+7)

Rhodium

(+4), jarang (+2), (+3) dan (+6)

Paladium

(+2), (+4), jarang (+6)

Perak

(+1), jarang (+2) dan (+3)

Kadmium

(+2), jarang (+1)

India

(+3), jarang (+1) dan (+2)

Timah/Timah

(+2), (+4)

Antimon / Antimon

(-3), (+3), (+5), jarang (+4)

Telurium / Telurium

(-2), (+4), (+6), jarang (+2)

(-1), (+1), (+5), (+7), jarang (+3), (+4)

Xenon / Xenon

sesium

Barium / Barium

Lantanum / Lantanum

Cerium

(+3), (+4)

Praseodymium / Praseodymium

Neodimium / Neodimium

(+3), (+4)

Prometium / Prometium

Samarium / Samarium

(+3), jarang (+2)

Europium

(+3), jarang (+2)

Gadolinium / Gadolinium

Terbium / Terbium

(+3), (+4)

Disprosium / Disprosium

Holmium

Erbium

Thulium

(+3), jarang (+2)

Ytterbium / Ytterbium

(+3), jarang (+2)

Lutetium / Lutetium

Hafnium / Hafnium

Tantalum / Tantalum

(+5), jarang (+3), (+4)

Tungsten/Tungsten

(+6), jarang (+2), (+3), (+4) dan (+5)

Renium / Renium

(+2), (+4), (+6), (+7), jarang (-1), (+1), (+3), (+5)

Osmium / Osmium

(+3), (+4), (+6), (+8), jarang (+2)

Iridium/Iridium

(+3), (+4), (+6), jarang (+1) dan (+2)

Platinum

(+2), (+4), (+6), jarang (+1) dan (+3)

Emas

(+1), (+3), jarang (+2)

Air raksa

(+1), (+2)

Talium / Talium

(+1), (+3), jarang (+2)

Memimpin/Memimpin

(+2), (+4)

Bismut

(+3), jarang (+3), (+2), (+4) dan (+5)

Polonium

(+2), (+4), jarang (-2) dan (+6)

Astatin

Radon / Radon

Fransium

Radium

Aktinium

Torium

Proaktinium / Protaktinium

Uranium / Uranium

(+3), (+4), (+6), jarang (+2) dan (+5)

Contoh pemecahan masalah

CONTOH 1

Menjawab Kami akan menentukan bilangan oksidasi fosfor secara bergantian di setiap skema transformasi yang diusulkan, dan kemudian memilih jawaban yang benar.
  • Bilangan oksidasi fosfor dalam fosfin adalah (-3), dan dalam asam ortofosfat - (+5). Perubahan bilangan oksidasi fosfor: +3 → +5, mis. pilihan jawaban pertama.
  • Bilangan oksidasi suatu unsur kimia dalam zat sederhana adalah nol. Bilangan oksidasi fosfor dalam oksida dengan komposisi P 2 O 5 adalah (+5). Perubahan bilangan oksidasi fosfor: 0 → +5, mis. pilihan jawaban ketiga.
  • Bilangan oksidasi fosfor dalam komposisi asam HPO 3 adalah (+5), dan H 3 PO 2 adalah (+1). Perubahan bilangan oksidasi fosfor: +5 → +1, mis. pilihan jawaban kelima.

CONTOH 2

Latihan Bilangan oksidasi (-3) karbon dalam senyawa tersebut adalah: a) CH 3 Cl; b) C 2 H 2; c) HCOOH; d) C 2 H 6.
Larutan Untuk memberikan jawaban yang benar atas pertanyaan yang diajukan, kita akan menentukan bilangan oksidasi karbon pada setiap senyawa yang diajukan secara bergantian.

a) bilangan oksidasi hidrogen adalah (+1), dan bilangan oksidasi klor adalah (-1). Mari kita ambil bilangan oksidasi karbon sebagai “x”:

x + 3×1 + (-1) =0;

Jawabannya salah.

b) bilangan oksidasi hidrogen adalah (+1). Mari kita ambil bilangan oksidasi karbon sebagai “y”:

2×kamu + 2×1 = 0;

Jawabannya salah.

c) bilangan oksidasi hidrogen adalah (+1), dan oksigen adalah (-2). Mari kita ambil bilangan oksidasi karbon sebagai “z”:

1 + z + (-2) +1 = 0:

Jawabannya salah.

d) bilangan oksidasi hidrogen adalah (+1). Mari kita ambil bilangan oksidasi karbon sebagai “a”:

2×a + 6×1 = 0;

Jawaban yang benar.
Menjawab Opsi (d)

Perhitungan bilangan oksidasi

Ringkasan

1. Pembentukan personel adalah salah satu bidang pekerjaan manajer personalia yang paling penting.

2. Untuk menyediakan sumber daya manusia yang diperlukan bagi organisasi, penting untuk mengembangkan situasi yang memadai di lingkungan eksternal dan teknologi kegiatan, struktur perusahaan; menghitung kebutuhan staf.

3. Untuk mengembangkan program rekrutmen, perlu dilakukan analisis situasi kepegawaian di daerah, pengembangan prosedur untuk menarik dan mengevaluasi calon, serta melakukan langkah-langkah adaptasi untuk memasukkan pegawai baru ke dalam organisasi.

Pertanyaan kontrol

  1. Kelompok faktor apa yang perlu dipertimbangkan saat membuat struktur organisasi?
  2. Tahapan desain organisasi apa yang dapat dibedakan?
  3. Jelaskan konsep “penilaian kualitatif terhadap kebutuhan personel”.
  4. Jelaskan konsep “kebutuhan staf tambahan”.
  5. Apa tujuan menganalisis situasi personel di wilayah tersebut?
  6. Apa tujuan analisis kinerja?
  7. Tahapan analisis aktivitas apa yang dapat dibedakan?
  8. Jelaskan apa itu profesiogram?
  9. Faktor lingkungan apa saja yang mempengaruhi proses rekrutmen kandidat?
  10. Jelaskan sumber rekrutmen internal dan eksternal.
  11. Bagaimana cara mengevaluasi kualitas suatu set?
  12. Metode apa yang digunakan untuk mengevaluasi kandidat?
  13. Paradigma rekrutmen kompetitif apa yang Anda ketahui?
  14. Sebutkan tahapan adaptasi pegawai dalam organisasi.

Untuk menghitung bilangan oksidasi suatu unsur, hal-hal berikut harus diperhatikan:

1. Bilangan oksidasi atom dalam zat sederhana sama dengan nol (Na 0; H 2 0).

2. Jumlah aljabar bilangan oksidasi semua atom penyusun suatu molekul selalu sama dengan nol, dan dalam ion kompleks jumlah ini sama dengan muatan ion.

3. Atom-atom mempunyai bilangan oksidasi yang tetap: logam alkali (+1), logam alkali tanah (+2), hidrogen (+1) (kecuali hidrida NaH, CaH 2, dll., dimana bilangan oksidasi hidrogen adalah - 1), oksigen (-2 ) (kecuali F 2 -1 O +2 dan peroksida yang mengandung gugus –O–O–, yang bilangan oksidasi oksigennya -1).

4. Untuk unsur, bilangan oksidasi positif tidak boleh melebihi nilai yang sama dengan nomor golongan sistem periodik.

Contoh:

V 2 +5 HAI 5 -2; Na 2 +1 B 4 +3 O 7 -2; K +1 Cl +7 O 4 -2 ; N -3 jam 3 +1 ; K 2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2

Ada dua jenis reaksi kimia:

A Reaksi yang bilangan oksidasi unsurnya tidak berubah:

Reaksi penambahan

JADI 2 + Na 2 O Na 2 JADI 3

Reaksi penguraian

Cu(OH) 2 – t CuO + H 2 O

Pertukaran reaksi

AgNO3 + KCl AgCl + KNO3

NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O

B Reaksi yang terjadi perubahan bilangan oksidasi atom-atom unsur penyusun senyawa yang bereaksi:



2Mg 0 + O 2 0 2Mg +2 O -2

2KCl +5 O 3 -2 – t 2KCl -1 + 3O 2 0

2KI -1 + Cl 2 0 2KCl -1 + I 2 0

Mn +4 O 2 + 4HCl -1 Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O

Reaksi seperti ini disebut redoks.

Berdasarkan perubahan bilangan oksidasi, semua reaksi kimia dapat dibagi menjadi dua jenis:

I. Reaksi yang terjadi tanpa mengubah bilangan oksidasi unsur-unsur penyusun zat yang bereaksi. Reaksi tersebut diklasifikasikan sebagai reaksi pertukaran ion.

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O.

II. Reaksi yang terjadi dengan perubahan bilangan oksidasi unsur

termasuk dalam zat yang bereaksi. Reaksi seperti ini diklasifikasikan sebagai reaksi redoks.

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

Keadaan oksidasi(oksidasi) - karakteristik keadaan atom unsur dalam komposisi suatu molekul. Ini mencirikan distribusi elektron yang tidak merata antara atom-atom unsur dan sesuai dengan muatan yang akan diperoleh atom suatu unsur jika semua pasangan elektron umum dari ikatan kimianya bergeser ke arah unsur yang lebih elektronegatif. Bergantung pada keelektronegatifan relatif unsur-unsur yang membentuk ikatan, pasangan elektron dapat bergeser ke salah satu atom atau letaknya simetris relatif terhadap inti atom. Oleh karena itu, bilangan oksidasi suatu unsur dapat bernilai negatif, positif, atau nol.

Unsur yang atomnya menerima elektron dari atom lain mempunyai bilangan oksidasi negatif. Unsur-unsur yang atomnya menyumbangkan elektronnya ke atom lain mempunyai bilangan oksidasi positif. Atom-atom dalam molekul zat sederhana mempunyai bilangan oksidasi nol, begitu pula jika zat tersebut berada dalam keadaan atom.

Bilangan oksidasi ditunjukkan dengan +1, +2.

Muatan ion 1+, 2+.

Bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu senyawa ditentukan menurut aturan:

1. Bilangan oksidasi suatu unsur dalam zat sederhana adalah nol.

2. Beberapa unsur menunjukkan keadaan oksidasi yang konstan di hampir semua senyawanya. Elemen-elemen ini meliputi:

Memiliki bilangan oksidasi +1 (kecuali hidrida logam).

O memiliki bilangan oksidasi –2 (kecuali fluorida).

3. Unsur-unsur golongan I, II dan III dari subkelompok utama Tabel Periodik Unsur D.I.Mendeleev mempunyai bilangan oksidasi tetap sama dengan nomor golongannya.

Unsur Na, Ba, Al: bilangan oksidasi masing-masing +1, +2, +3.

4. Untuk unsur-unsur yang mempunyai bilangan oksidasi variabel, terdapat konsep bilangan oksidasi lebih tinggi dan lebih rendah.

Bilangan oksidasi tertinggi suatu unsur sama dengan nomor golongan Tabel Periodik Unsur D.I.Mendeleev di mana unsur tersebut berada.

Unsur N, Cl: bilangan oksidasi tertinggi masing-masing +5, +7.

Bilangan oksidasi terendah suatu unsur sama dengan nomor golongan Tabel Periodik Unsur DI Mendeleev, yang memuat unsur dikurangi delapan.

Unsur N, Cl: bilangan oksidasi terendah masing-masing -3, -1.

5. Dalam ion unsur tunggal, bilangan oksidasi suatu unsur sama dengan muatan ionnya.

Fe 3+ - bilangan oksidasi +3; S 2- - bilangan oksidasi adalah -2.

6. Jumlah bilangan oksidasi seluruh atom unsur dalam suatu molekul adalah nol.

TAHU 3; (+1) + X+ 3 · (-2) = 0; X= +5. Bilangan oksidasi nitrogen adalah +5.

7. Jumlah bilangan oksidasi semua atom unsur dalam suatu ion sama dengan muatan ion tersebut.

JADI 4 2-; X+ 4· (-2) = -2; X= +6. Bilangan oksidasi belerang adalah +6.

8. Dalam senyawa yang terdiri dari dua unsur, unsur yang ditulis di sebelah kanan selalu mempunyai bilangan oksidasi paling rendah.

Reaksi yang bilangan oksidasi unsurnya berubah diklasifikasikan sebagai reaksi redoks /ORR/. Reaksi-reaksi ini terdiri dari proses oksidasi dan reduksi.

Oksidasi adalah proses pelepasan elektron oleh suatu unsur yang merupakan bagian dari atom, molekul atau ion.

Al 0 – 3e = Al 3+

H 2 – 2e = 2H +

Fe 2+ - e = Fe 3+

2Cl - - 2e= Cl2

Selama oksidasi, bilangan oksidasi suatu unsur meningkat. Suatu zat (atom, molekul atau ion) yang mengandung unsur yang menyumbangkan elektron disebut zat pereduksi. Al, H 2 , Fe 2+ , Cl - - zat pereduksi. Zat pereduksi teroksidasi.

Pemulihan adalah proses penambahan elektron pada suatu unsur yang merupakan bagian dari atom, molekul, atau ion.

Cl 2 + 2e = 2Cl -

Fe 3+ + e = Fe 2+

Selama reduksi, bilangan oksidasi suatu unsur menurun. Suatu zat (atom, molekul atau ion) yang mengandung unsur yang menerima elektron disebut zat pengoksidasi. S, Fe 3+, Cl 2 adalah zat pengoksidasi. Agen pengoksidasi berkurang.

Jumlah total elektron dalam sistem tidak berubah selama reaksi kimia. Jumlah elektron yang dilepaskan oleh zat pereduksi sama dengan jumlah elektron yang diperoleh zat pengoksidasi.

Untuk menyusun persamaan reaksi oksidasi-reduksi (ORR) dalam larutan digunakan metode ion-elektronik (metode setengah reaksi).

OVR dapat terjadi di lingkungan asam, netral atau basa. Persamaan reaksi memperhitungkan kemungkinan partisipasi molekul air (HOH) dan kelebihan ion H+ atau OH - yang terkandung dalam larutan, tergantung pada sifat lingkungan:

dalam lingkungan asam - ion HOH dan H +;

di lingkungan netral - hanya NON;

dalam lingkungan basa - ion HOH dan OH -.

Saat menyusun persamaan OVR, urutan tertentu harus dipatuhi:

1.Tulislah diagram reaksi.

2.Identifikasi unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.

3.Tuliskan diagram dalam bentuk ion-molekul singkat: elektrolit kuat berbentuk ion, elektrolit lemah berbentuk molekul.

4. Menyusun persamaan proses oksidasi dan reduksi (persamaan setengah reaksi). Caranya, tuliskan unsur-unsur yang mengubah bilangan oksidasinya dalam bentuk partikel nyata (ion, atom, molekul) dan samakan jumlah setiap unsur di ruas kiri dan kanan setengah reaksi.

Catatan:

Jika zat awal mengandung atom oksigen lebih sedikit dibandingkan produknya (P PO 4 3-), maka kekurangan oksigen disuplai oleh lingkungan.

Jika zat awal mengandung lebih banyak atom oksigen daripada produknya (SO 4 2- SO 2), maka oksigen yang dilepaskan terikat oleh medium.

5. Samakan ruas kiri dan kanan persamaan berdasarkan jumlah muatannya. Untuk melakukan ini, tambahkan atau kurangi jumlah elektron yang diperlukan.

6.Pilih faktor setengah reaksi oksidasi dan reduksi sehingga jumlah elektron pada oksidasi sama dengan jumlah elektron pada reduksi.

7. Ringkaslah setengah reaksi oksidasi dan reduksi, dengan memperhatikan faktor-faktor yang ditemukan.

8.Tuliskan persamaan ionik-molekul yang dihasilkan dalam bentuk molekul.

9.Lakukan tes oksigen.

Ada tiga jenis reaksi redoks:

a) Antarmolekul - reaksi di mana bilangan oksidasi berubah untuk unsur-unsur yang menyusun molekul berbeda.

2KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

b) Intramolekul - reaksi di mana bilangan oksidasi berubah untuk unsur-unsur yang membentuk satu molekul.

REAKSI REDOKS

Keadaan oksidasi

Bilangan oksidasi adalah muatan nominal atom dalam suatu molekul, dihitung dengan asumsi bahwa molekul tersebut terdiri dari ion dan umumnya netral secara listrik.

Unsur yang paling elektronegatif dalam suatu senyawa mempunyai bilangan oksidasi negatif, dan atom unsur yang keelektronegatifannya lebih kecil mempunyai bilangan oksidasi positif.

Keadaan oksidasi adalah konsep formal; dalam beberapa kasus, bilangan oksidasi tidak sesuai dengan valensi.

Misalnya:

N2H4 (hidrazin)

bilangan oksidasi nitrogen – -2; valensi nitrogen – 3.

Perhitungan bilangan oksidasi

Untuk menghitung bilangan oksidasi suatu unsur, hal-hal berikut harus diperhatikan:

1. Bilangan oksidasi atom-atom dalam zat sederhana sama dengan nol (Na 0; H2 0).

2. Jumlah aljabar bilangan oksidasi semua atom penyusun suatu molekul selalu sama dengan nol, dan dalam ion kompleks jumlah ini sama dengan muatan ion.

3. Atom-atom mempunyai bilangan oksidasi yang tetap: logam alkali (+1), logam alkali tanah (+2), hidrogen (+1) (kecuali hidrida NaH, CaH2, dll., dimana bilangan oksidasi hidrogen adalah -1 ), oksigen (-2) (kecuali F 2 -1 O +2 dan peroksida yang mengandung gugus –O–O–, yang bilangan oksidasi oksigennya -1).

4. Untuk unsur, bilangan oksidasi positif tidak boleh melebihi nilai yang sama dengan nomor golongan sistem periodik.

Contoh:

V 2 +5 HAI 5 -2 ;Tidak 2 +1 B 4 +3 HAI 7 -2 ;K +1 Kl +7 HAI 4 -2 ;N -3 H 3 +1 ;K2 +1 H +1 P +5 HAI 4 -2 ;Tidak 2 +1 Kr 2 +6 HAI 7 -2

Reaksi tanpa dan dengan perubahan bilangan oksidasi

Ada dua jenis reaksi kimia:

AReaksi yang bilangan oksidasi unsurnya tidak berubah:

Reaksi penambahan

JADI 2 +Tidak 2 HAI → Tidak 2 JADI 3

Reaksi penguraian

Cu(OH) 2 → CuO + H 2 HAI

Pertukaran reaksi

AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O

BReaksi yang terjadi perubahan bilangan oksidasi atom-atom unsur penyusun senyawa yang bereaksi:

2Mg 0 + O 2 0 → 2Mg +2 O -2

2KCl +5 O 3 -2 →2KCl -1 + 3O 2 0

2KI -1 + Cl 2 0 → 2KCl -1 + I 2 0

Mn +4 O 2 + 4HCl -1 ® Mn +2 Cl 2 + Cl +1 2 0 + 2H 2 O

Reaksi seperti ini disebut reaksi redoks

Reaksi redoks adalah reaksi yang mengubah bilangan oksidasi atom. Reaksi redoks sangat umum terjadi. Semua reaksi pembakaran bersifat redoks.
Reaksi redoks terdiri dari dua proses yang tidak dapat terjadi secara terpisah satu sama lain. Proses peningkatan bilangan oksidasi disebut oksidasi. Bersamaan dengan oksidasi terjadi reduksi, yaitu proses penurunan bilangan oksidasi.

Oksidasi, reduksi


Oleh karena itu, dalam reaksi redoks terdapat dua partisipan utama: zat pengoksidasi dan zat pereduksi. Proses kehilangan elektron adalah oksidasi. Selama oksidasi, bilangan oksidasi meningkat. Selama reaksi, zat pengoksidasi menurunkan bilangan oksidasinya dan tereduksi. Di sini perlu dibedakan antara unsur kimia pengoksidasi dan zat pengoksidasi.

N +5 - pengoksidasi; HN +5 O3 dan NaN +5 O 3 - zat pengoksidasi.
Jika kita mengatakan bahwa asam nitrat dan garamnya adalah zat pengoksidasi kuat, maka yang dimaksud dengan zat pengoksidasi adalah atom nitrogen dengan bilangan oksidasi +5, dan bukan seluruh zat secara keseluruhan.
Peserta wajib kedua dalam reaksi redoks disebut zat pereduksi. Proses penambahan elektron adalah reduksi. Selama reduksi, bilangan oksidasi menurun.

Zat pereduksi meningkatkan bilangan oksidasinya dengan cara teroksidasi selama reaksi. Seperti halnya zat pengoksidasi, kita harus membedakan antara zat pereduksi dan unsur kimia pereduksi. Saat melakukan reaksi reduksi aldehida menjadi alkohol, kita tidak bisa hanya mengambil hidrogen dengan bilangan oksidasi -1, tetapi mengambil beberapa jenis hidrida, lebih disukai litium aluminium hidrida.

N -1 - zat pereduksi; Tidak -1 dan LiAlH -1 4 - zat pereduksi.
Dalam reaksi redoks, transfer elektron lengkap dari zat pereduksi ke zat pengoksidasi sangat jarang terjadi, karena hanya ada sedikit senyawa yang mempunyai ikatan ionik. Namun ketika menyusun koefisien, kami berasumsi bahwa transisi seperti itu memang terjadi. Hal ini memungkinkan untuk menentukan dengan benar koefisien utama di depan rumus zat pengoksidasi dan zat pereduksi.
5H 2 SO 3 + 2KMnO 4 = 2H 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
S +4 – 2e → S +6 5 - zat pereduksi, oksidasi
M N +7 + 5e → Mn +2 2 - oksidator, reduksi

Atom atau ion yang memperoleh elektron dalam reaksi tertentu adalah zat pengoksidasi, dan atom atau ion yang menyumbangkan elektron adalah zat pereduksi.

Sifat redoks suatu zat dan bilangan oksidasi atom-atom penyusunnya

Senyawa yang mengandung atom unsur dengan bilangan oksidasi maksimum hanya dapat menjadi zat pengoksidasi karena atom tersebut, karena mereka telah melepaskan semua elektron valensinya dan hanya mampu menerima elektron. Bilangan oksidasi maksimum suatu atom suatu unsur sama dengan jumlah golongan dalam tabel periodik unsur tersebut. Senyawa yang mengandung atom unsur dengan bilangan oksidasi minimum hanya dapat berfungsi sebagai zat pereduksi, karena hanya mampu menyumbangkan elektron, karena tingkat energi terluar atom tersebut dilengkapi dengan delapan elektron. Bilangan oksidasi minimum untuk atom logam adalah 0, untuk non-logam - (n–8) (di mana n adalah nomor golongan dalam tabel periodik). Senyawa yang mengandung atom unsur dengan bilangan oksidasi antara dapat menjadi zat pengoksidasi dan pereduksi, bergantung pada pasangan yang berinteraksi dan kondisi reaksi.

Agen pereduksi dan pengoksidasi yang paling penting

Pengurang:

Logam,

hidrogen,

batu bara.

Karbon (II) monoksida (CO).

Hidrogen sulfida (H 2 S);

belerang oksida (IV) (SO 2);

asam sulfat H 2 SO 3 dan garamnya.

Asam hidrohalat dan garamnya.

Kation logam dengan bilangan oksidasi lebih rendah: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3.

Asam nitrat HNO 2;

amonia NH 3;

hidrazin NH 2 NH 2 ;

oksida nitrat (II) (TIDAK).

Katoda selama elektrolisis.

Agen pengoksidasi

Halogen.

Kalium permanganat (KMnO 4);

kalium manganat (K 2 MnO 4);

mangan (IV) oksida (MnO 2).

Kalium dikromat (K 2 Cr 2 O 7);

kalium kromat (K 2 CrO 4).

Asam nitrat (HNO 3).

Asam sulfat (H 2 SO 4) konsentrasi.

Tembaga(II) oksida (CuO);

timbal(IV) oksida (PbO 2);

perak oksida (Ag 2 O);

hidrogen peroksida (H 2 O 2).

Besi(III) klorida (FeCl 3).

Garam Berthollet (KClO 3).

Anoda selama elektrolisis.

Setiap setengah reaksi tersebut dicirikan oleh potensial redoks standar E 0 (dimensi - volt, V). Semakin besar E0 maka semakin kuat bentuk pengoksidasi sebagai oksidator dan semakin lemah bentuk tereduksi sebagai reduktor, begitu pula sebaliknya.

Setengah reaksi diambil sebagai titik acuan potensial: 2H + + 2ē ® H 2, dimana E 0 =0

Untuk setengah reaksi M n+ + nē ® M 0, E 0 disebut potensial elektroda standar. Berdasarkan besarnya potensial tersebut, logam biasanya ditempatkan pada rangkaian potensial elektroda standar (rangkaian tegangan logam):

Li, Rb, K, Ba, 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 menjadi ciri sifat kimia logam:

1. Semakin jauh ke kiri suatu logam terletak pada rangkaian tegangan, semakin kuat kemampuan reduksinya dan semakin lemah kemampuan oksidasi ionnya dalam larutan (yaitu, semakin mudah logam tersebut melepaskan elektron (teroksidasi) dan semakin sulit logam tersebut dilepaskan). agar ion-ionnya dapat mengikat kembali elektron).

2. Setiap logam mampu menggantikan logam-logam yang berada dalam deret tegangan di sebelah kanannya dari larutan garam, yaitu. mereduksi ion logam berikutnya menjadi atom yang netral secara listrik, menyumbangkan elektron dan berubah menjadi ion itu sendiri.

3. Hanya logam yang berada pada rangkaian tegangan di sebelah kiri hidrogen (H) yang mampu menggantikannya dari larutan asam (misalnya Zn, Fe, Pb, tetapi tidak Cu, Hg, Ag).

Sel galvanik

Setiap dua logam, direndam dalam larutan garamnya, yang berkomunikasi satu sama lain melalui siphon berisi elektrolit, membentuk sel galvanik. Pelat logam yang direndam dalam larutan disebut elektroda unsur.

Jika ujung luar elektroda (kutub suatu unsur) dihubungkan dengan kawat, maka elektron mulai berpindah dari logam yang mempunyai potensial lebih rendah ke logam yang mempunyai potensial lebih tinggi (misalnya dari Zn ke Pb). Kepergian elektron mengganggu keseimbangan yang ada antara logam dan ion-ionnya dalam larutan dan menyebabkan sejumlah ion baru masuk ke dalam larutan - logam secara bertahap larut. Pada saat yang sama, elektron yang berpindah ke logam lain melepaskan ion-ion dalam larutan di permukaannya - logam tersebut dilepaskan dari larutan. Elektroda tempat terjadinya oksidasi disebut anoda. Elektroda tempat terjadinya reduksi disebut katoda. Dalam sel timbal-seng, elektroda seng adalah anoda dan elektroda timbal adalah katoda.

Jadi, dalam sel galvani tertutup, terjadi interaksi antara suatu logam dengan larutan garam logam lain, yang tidak bersentuhan langsung satu sama lain. Atom-atom dari logam pertama, melepaskan elektron, berubah menjadi ion, dan ion-ion dari logam kedua, menambahkan elektron, berubah menjadi atom. Logam pertama menggantikan logam kedua dari larutan garamnya. Misalnya, selama pengoperasian sel galvanik yang terdiri dari seng dan timbal, masing-masing direndam dalam larutan Zn(NO 3) 2 dan Pb(NO 3) 2, proses berikut terjadi pada elektroda:

Zn – 2ē → Zn 2+

Pb 2+ + 2ē → Pb

Menjumlahkan kedua proses tersebut, kita memperoleh persamaan Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+, yang menyatakan reaksi yang terjadi pada suatu unsur dalam bentuk ionik. Persamaan molekul untuk reaksi yang sama adalah:

Zn + Pb(NO 3) 2 → Pb + Zn(NO 3) 2

Gaya gerak listrik sel galvani sama dengan beda potensial antara kedua elektrodanya. Saat menentukannya, potensi yang lebih kecil selalu dikurangi dengan potensi yang lebih besar. Misalnya, gaya gerak listrik (ggl) dari unsur yang dipertimbangkan sama dengan:

E.m.f. =

-0,13

(-0,76)

0.63v

E Pb

EZn

Nilai ini akan diperoleh jika logam direndam dalam larutan yang konsentrasi ionnya 1 g-ion/l. Pada konsentrasi larutan lain, nilai potensial elektroda akan agak berbeda. Mereka dapat dihitung dengan menggunakan rumus:

E = E 0 + (0,058/n) logC

dimana E adalah potensial logam yang diinginkan (dalam volt)

E 0 - potensi normalnya

n - valensi ion logam

C - konsentrasi ion dalam larutan (g-ion/l)

Contoh

Tentukan gaya gerak listrik suatu unsur (ggl) yang dibentuk oleh elektroda seng yang direndam dalam larutan Zn(NO 3) 2 0,1 M dan elektroda timbal yang direndam dalam larutan Pb(NO 3) 2 2 M.

Larutan

Kami menghitung potensi elektroda seng:

E Zn = -0,76 + (0,058 / 2) log 0,1 = -0,76 + 0,029 (-1) = -0,79 v

Kami menghitung potensi elektroda timbal:

E Pb = -0,13 + (0,058 / 2) log 2 = -0,13 + 0,029 0,3010 = -0,12 v

Temukan gaya gerak listrik elemen:

E.m.f. = -0,12 – (-0,79) = 0,67v

Elektrolisa

Elektrolisa Proses penguraian suatu zat oleh arus listrik disebut.

Inti dari elektrolisis adalah ketika arus dialirkan melalui larutan elektrolit (atau elektrolit cair), ion bermuatan positif berpindah ke katoda, dan ion bermuatan negatif berpindah ke anoda. Setelah mencapai elektroda, ion-ion dilepaskan, akibatnya komponen elektrolit terlarut atau hidrogen dan oksigen dilepaskan dari air di elektroda.

Untuk mengubah ion yang berbeda menjadi atom atau kelompok atom netral, diperlukan tegangan arus listrik yang berbeda. Beberapa ion lebih mudah kehilangan muatannya, yang lain lebih sulit. Tingkat kemudahan pelepasan ion logam (mendapatkan elektron) ditentukan oleh posisi logam dalam rangkaian tegangan. Semakin jauh ke kiri suatu logam pada rangkaian tegangan, semakin besar potensial negatifnya (atau semakin kecil potensial positifnya), semakin sulit, jika hal-hal lain dianggap sama, ion-ionnya dilepaskan (Au 3+, ion Ag + adalah yang paling mudah untuk dilepaskan; yang paling sulit adalah Li+, Rb+, K+).

Jika terdapat ion-ion dari beberapa logam dalam suatu larutan pada waktu yang sama, maka ion-ion logam yang potensial negatifnya lebih rendah (atau potensial positifnya lebih tinggi) akan dibuang terlebih dahulu. Misalnya, logam tembaga pertama kali dilepaskan dari larutan yang mengandung ion Zn 2+ dan Cu 2+. Namun besarnya potensi logam juga bergantung pada konsentrasi ion-ionnya dalam larutan; kemudahan pelepasan ion setiap logam juga berubah tergantung pada konsentrasinya: peningkatan konsentrasi memfasilitasi pelepasan ion, penurunan membuatnya lebih sulit. Oleh karena itu, selama elektrolisis suatu larutan yang mengandung ion-ion dari beberapa logam, dapat terjadi pelepasan logam yang lebih aktif akan terjadi lebih awal daripada pelepasan logam yang kurang aktif (jika konsentrasi ion-ion logam pertama signifikan dan konsentrasi ion-ion logam pertama signifikan. konsentrasi kedua sangat kecil).

Dalam larutan garam dalam air, selain ion garam, selalu ada juga ion air (H + dan OH -). Dari jumlah tersebut, ion hidrogen akan dilepaskan lebih mudah dibandingkan ion semua logam sebelum hidrogen dalam rangkaian tegangan. Namun, karena konsentrasi ion hidrogen yang rendah selama elektrolisis semua garam, kecuali garam dari logam paling aktif, logam, bukan hidrogen, dilepaskan di katoda. Hanya selama elektrolisis garam natrium, kalsium dan logam lainnya hingga aluminium inklusif, ion hidrogen dilepaskan dan hidrogen dilepaskan.

Di anoda, ion residu asam atau ion hidroksil air dapat dilepaskan. Jika ion-ion residu asam tidak mengandung oksigen (Cl -, S 2-, CN -, dll.), maka biasanya ion-ion inilah yang dilepaskan, dan bukan ion hidroksil, yang lebih sulit kehilangan muatannya, dan Cl 2, S, dst dilepaskan di anoda .d. Sebaliknya, jika garam dari asam yang mengandung oksigen atau asam itu sendiri mengalami elektrolisis, maka ion hidroksil yang dilepaskan, dan bukan ion residu oksigen. Gugus OH netral yang terbentuk selama pelepasan ion hidroksil segera terurai menurut persamaan:

4OH → 2H2O + O2

Akibatnya, oksigen dilepaskan di anoda.

Elektrolisis larutan nikel klorida NiCl 2

Larutannya mengandung ion Ni 2+ dan Cl -, serta ion H + dan OH - dalam konsentrasi dapat diabaikan. Ketika arus dialirkan, ion Ni 2+ berpindah ke katoda, dan ion Cl - berpindah ke anoda. Mengambil dua elektron dari katoda, ion Ni 2+ berubah menjadi atom netral yang dilepaskan dari larutan. Katoda secara bertahap dilapisi dengan nikel.

Ion klorin, mencapai anoda, melepaskan elektronnya dan berubah menjadi atom klor, yang bila digabungkan berpasangan, membentuk molekul klor. Klorin dilepaskan di anoda.

Jadi, di katoda ada proses pemulihan, di anoda – proses oksidasi.

Elektrolisis larutan kalium iodida KI

Kalium iodida dalam larutan dalam bentuk ion K+ dan I-. Ketika arus dialirkan, ion K+ berpindah ke katoda, ion I- berpindah ke anoda. Namun karena kalium berada jauh di sebelah kiri hidrogen pada rangkaian tegangan, maka bukan ion kalium yang dilepaskan di katoda, melainkan ion hidrogen air. Atom hidrogen yang terbentuk dalam hal ini bergabung menjadi molekul H2, dan dengan demikian hidrogen dilepaskan di katoda.

Ketika ion hidrogen dilepaskan, semakin banyak molekul air yang terdisosiasi, akibatnya ion hidroksil (yang dilepaskan dari molekul air) menumpuk di katoda, serta ion K+, yang terus berpindah ke katoda. Larutan KOH terbentuk.

Yodium dilepaskan di anoda, karena ion I - lebih mudah dilepaskan dibandingkan ion hidroksil air.

Elektrolisis larutan kalium sulfat

Larutannya mengandung ion K+, ion SO 4 2- dan H+ dan OH - dari air. Karena ion K+ lebih sulit dilepaskan dibandingkan ion H+, dan ion SO 4 2- dibandingkan ion OH -, maka bila arus listrik dialirkan, ion hidrogen akan terlepas di katoda, dan gugus hidroksil di anoda, sehingga sebenarnya adalah elektrolisis air. Pada saat yang sama, karena pelepasan ion hidrogen dan hidroksil air dan pergerakan ion K+ yang terus menerus ke katoda, dan ion SO 4 2- ke anoda, larutan alkali (KOH) terbentuk di katoda, dan larutan asam sulfat terbentuk di anoda.

Elektrolisis larutan tembaga sulfat dengan anoda tembaga

Elektrolisis terjadi dengan cara khusus ketika anoda terbuat dari logam yang sama yang garamnya ada dalam larutan. Dalam hal ini, tidak ada ion yang dilepaskan di anoda, tetapi anoda itu sendiri secara bertahap larut, mengirimkan ion ke dalam larutan dan menyumbangkan elektron ke sumber arus.

Seluruh proses bermuara pada pelepasan tembaga di katoda dan pembubaran anoda secara bertahap. Jumlah CuSO 4 dalam larutan tetap tidak berubah.

Hukum elektrolisis (M. Faraday)

1. Jumlah berat zat yang dilepaskan selama elektrolisis sebanding dengan jumlah listrik yang mengalir melalui larutan dan praktis tidak bergantung pada faktor lain.

2. Listrik dalam jumlah yang sama dilepaskan selama elektrolisis dari berbagai senyawa kimia dalam jumlah zat yang setara.

3. Untuk mengisolasi satu gram ekuivalen suatu zat dari larutan elektrolit, 96.500 coulomb listrik harus dialirkan melalui larutan tersebut.

m (x) = ((Saya t) / F) (M (x) / n)

dimana m (x) adalah jumlah zat tereduksi atau teroksidasi (g);

I adalah kekuatan arus yang ditransmisikan (a);

t - waktu elektrolisis;

M(x) - massa molar;

n adalah jumlah elektron yang diperoleh atau dilepaskan dalam reaksi redoks;

F - Konstanta Faraday (96500 dingin/mol).

Berdasarkan rumus tersebut, Anda dapat melakukan beberapa perhitungan yang berkaitan dengan proses elektrolisis, misalnya:

1. Menghitung jumlah zat yang dilepaskan atau diuraikan oleh sejumlah listrik tertentu;

2. Temukan kekuatan arus berdasarkan jumlah zat yang dilepaskan dan waktu yang dihabiskan untuk pelepasannya;

3. Tentukan berapa lama waktu yang diperlukan untuk melepaskan sejumlah zat pada arus tertentu.

Contoh 1

Berapa gram tembaga yang terlepas di katoda bila arus 5 ampere dilewatkan melalui larutan tembaga sulfat CuSO 4 selama 10 menit?

Larutan

Mari kita tentukan jumlah listrik yang mengalir melalui larutan:

Q = Itu,

dimana saya adalah arus dalam ampere;

t – waktu dalam hitungan detik.

Q = 5A 600 s = 3000 coulomb

Setara dengan tembaga (pada massa 63,54) adalah 63,54: 2 = 31,77. Oleh karena itu, 96500 coulomb melepaskan 31,77 g tembaga. Jumlah tembaga yang dibutuhkan:

m = (31,77 3000) / 96500 » 0,98 gram

Contoh 2

Berapa lama waktu yang diperlukan untuk melewatkan arus 10 ampere melalui larutan asam untuk memperoleh 5,6 liter hidrogen (pada kondisi normal)?

Larutan

Kami menemukan jumlah listrik yang harus melewati larutan agar 5,6 liter hidrogen dapat dilepaskan dari larutan tersebut. Sejak 1 g-eq. hidrogen menempati di n. kamu. volumenya 11,2 l, maka jumlah listrik yang dibutuhkan

Q = (96500 5,6) / 11,2 = 48250 coulomb

Mari kita tentukan waktu perjalanan saat ini:

t = Q / I = 48250 / 10 = 4825 detik = 1 jam 20 menit 25 detik

Contoh 3

Ketika arus dilewatkan melalui larutan garam perak di katoda, arus dilepaskan dalam 10 menit. 1 gram perak. Tentukan kekuatan saat ini.

Larutan

1 g-persamaan. perak sama dengan 107,9 g Untuk melepaskan 1 g perak, 96500 harus melewati larutan: 107,9 = 894 coulomb. Oleh karena itu kekuatan saat ini

Saya = 894 / (10 60)" 1,5A

Contoh 4

Carilah padanan timah jika pada arus 2,5 ampere dari larutan SnCl 2 dalam waktu 30 menit. 2,77 g timah dilepaskan.

Larutan

Banyaknya listrik yang melewati larutan dalam waktu 30 menit.

Q = 2,5 30 60 = 4500 coulomb

Sejak untuk rilis 1 g-eq. Dibutuhkan 96.500 coulomb, setara dengan timah.

E Sn = (2,77 96500) / 4500 = 59,4

Korosi

Sebelum mengakhiri pembahasan kita tentang elektrokimia, mari kita terapkan pengetahuan yang telah kita peroleh untuk mempelajari satu masalah yang sangat penting - korosi logam Korosi disebabkan oleh reaksi oksidasi-reduksi dimana logam, sebagai akibat interaksi dengan beberapa zat di lingkungannya, berubah menjadi senyawa yang tidak diinginkan.

Salah satu proses korosi yang paling banyak dikenal adalah karatan pada besi. Dari sudut pandang ekonomi, ini adalah proses yang sangat penting. Diperkirakan 20% besi yang diproduksi setiap tahun di Amerika Serikat digunakan untuk menggantikan produk besi yang tidak dapat digunakan karena karat.

Diketahui bahwa oksigen terlibat dalam karatan besi; besi tidak teroksidasi dalam air tanpa adanya oksigen. Air juga berperan dalam proses karat; besi tidak menimbulkan korosi pada minyak beroksigen selama tidak ada sisa air di dalamnya. Karat dipercepat oleh beberapa faktor, seperti pH lingkungan, adanya garam di dalamnya, kontak besi dengan logam yang lebih sulit teroksidasi dibandingkan besi, serta di bawah pengaruh tekanan mekanis.

Korosi besi pada prinsipnya merupakan proses elektrokimia. Beberapa area permukaan besi berfungsi sebagai anoda tempat terjadinya oksidasi:

Fe(padat) → Fe 2+ (aq) + 2e - Eº oksida = 0,44 V

Elektron yang dihasilkan dalam hal ini berpindah melalui logam ke area lain di permukaan, yang berperan sebagai katoda. Pengurangan oksigen terjadi pada mereka:

O 2 (g.) + 4H + (aq.) + 4e - → 2H 2 O (l.) Eº pulihkan = 1,23 V

Perhatikan bahwa ion H+ berpartisipasi dalam proses reduksi O2. Jika konsentrasi H+ menurun (yaitu seiring dengan meningkatnya pH), reduksi O2 menjadi lebih sulit. Telah diketahui bahwa besi yang bersentuhan dengan larutan yang pH-nya di atas 9-10 tidak menimbulkan korosi. Selama proses korosi, ion Fe 2+ yang terbentuk di anoda dioksidasi menjadi Fe 3+. Ion Fe 3+ membentuk besi (III) oksida terhidrasi, yang disebut karat:

4Fe 2+ (aq.) + O 2 (g.) + 4H 2 O (l.) +2 X H 2 O (l.) → 2Fe 2 HAI 3 . X H2O( televisi.) + 8H + (aq.)

Karena peran katoda biasanya dimainkan oleh bagian permukaan yang paling baik menerima aliran oksigen, karat paling sering muncul di area ini. Jika Anda hati-hati memeriksa sekop yang telah berdiri selama beberapa waktu di udara terbuka dan lembab dengan kotoran menempel pada bilahnya, Anda akan melihat bahwa cekungan telah terbentuk di bawah kotoran pada permukaan logam, dan karat telah muncul di mana pun O2 bisa berada. menembus.

Peningkatan korosi akibat adanya garam sering ditemui oleh pengendara di daerah yang jalanannya banyak ditaburi garam di musim dingin untuk melawan kondisi es. Pengaruh garam dijelaskan oleh fakta bahwa ion-ion yang dibentuknya menciptakan elektrolit yang diperlukan untuk pembentukan rangkaian listrik tertutup.

Kehadiran situs anodik dan katodik pada permukaan besi menyebabkan terciptanya dua lingkungan kimia yang berbeda di atasnya. Mereka dapat muncul karena adanya kotoran atau cacat pada kisi kristal (tampaknya disebabkan oleh tekanan di dalam logam). Di lokasi di mana terdapat pengotor atau cacat, lingkungan mikroskopis atom besi tertentu dapat menyebabkan bilangan oksidasinya sedikit meningkat atau menurun dari posisi normal dalam kisi kristal. Oleh karena itu, tempat-tempat tersebut dapat berperan sebagai anoda atau katoda. Besi ultra-murni, yang jumlah cacatnya diminimalkan, jauh lebih kecil kemungkinannya untuk menimbulkan korosi dibandingkan besi biasa.

Besi sering kali dilapisi dengan cat atau logam lain, seperti timah, seng, atau kromium, untuk melindungi permukaannya dari korosi. Apa yang disebut “pelat timah” diperoleh dengan melapisi besi lembaran dengan lapisan tipis timah. Timah melindungi besi hanya selama lapisan pelindungnya tetap utuh. Segera setelah rusak, udara dan kelembapan mulai mempengaruhi setrika; Timah bahkan mempercepat korosi pada besi karena berfungsi sebagai katoda dalam proses korosi elektrokimia. Perbandingan potensial oksidasi besi dan timah menunjukkan bahwa besi lebih mudah teroksidasi dibandingkan timah:

Fe (padat) → Fe 2+ (aq.) + 2e - Eº oksida = 0,44 V

Layar (televisi) → Layar 2+ (aq.) + 2e - Eº oksida = 0,14 V

Oleh karena itu, besi berfungsi sebagai anoda dalam hal ini dan teroksidasi.

Besi “galvanis” (galvanis) dibuat dengan cara melapisi besi dengan lapisan tipis seng. Seng melindungi besi dari korosi bahkan setelah integritas lapisannya rusak. Dalam hal ini, besi berperan sebagai katoda selama proses korosi, karena seng lebih mudah teroksidasi dibandingkan besi:

Zn (padat) → Zn 2+ (aq.) + 2e - Eº oksida = 0,76 V

Akibatnya, seng bertindak sebagai anoda dan menimbulkan korosi, bukan besi. Jenis proteksi logam yang berperan sebagai katoda dalam proses korosi elektrokimia disebut proteksi katodik. Pipa yang diletakkan di bawah tanah sering kali dilindungi dari korosi dengan menjadikannya katoda sel elektrokimia. Untuk melakukan ini, balok-balok dari beberapa logam aktif, paling sering magnesium, dikubur di dalam tanah di sepanjang pipa dan dihubungkan dengan kawat ke pipa. Di tanah lembab, logam aktif bertindak sebagai anoda, dan pipa besi menerima perlindungan katodik.

Meskipun pembahasan kita terfokus pada besi, namun besi bukanlah satu-satunya logam yang rentan terhadap korosi. Pada saat yang sama, mungkin tampak aneh bahwa kaleng aluminium, yang dibiarkan begitu saja di udara terbuka, akan terkorosi jauh lebih lambat daripada kaleng besi. Dilihat dari potensi oksidasi standar aluminium (Eº oksida = 1,66 V) dan besi (Eº oksida = 0,44 V), maka korosi pada aluminium diperkirakan akan terjadi lebih cepat. Korosi aluminium yang lambat dijelaskan oleh fakta bahwa lapisan oksida tipis dan padat terbentuk di permukaannya, melindungi logam di bawahnya dari korosi lebih lanjut. Magnesium, yang memiliki potensi oksidasi tinggi, terlindungi dari korosi akibat pembentukan lapisan oksida yang sama. Sayangnya, lapisan oksida pada permukaan besi memiliki struktur yang terlalu longgar dan tidak mampu memberikan perlindungan yang andal. Namun, lapisan oksida pelindung yang baik terbentuk pada permukaan paduan besi-kromium. Paduan seperti ini disebut baja tahan karat.

Reaksi redoks termasuk reaksi yang disertai dengan perpindahan elektron dari satu partikel ke partikel lainnya. Ketika mempertimbangkan pola reaksi redoks, konsep bilangan oksidasi digunakan.

Keadaan oksidasi

Konsep keadaan oksidasi diperkenalkan untuk mengkarakterisasi keadaan elemen dalam koneksi. Yang dimaksud dengan bilangan oksidasi adalah muatan konvensional suatu atom dalam suatu senyawa, dihitung berdasarkan asumsi bahwa senyawa tersebut terdiri dari ion. Bilangan oksidasi ditunjukkan dengan angka Arab dengan tanda plus ketika elektron dipindahkan dari atom tertentu ke atom lain dan dengan angka dengan tanda minus ketika elektron dipindahkan ke arah yang berlawanan. Angka yang diberi tanda “+” atau “-“ diletakkan di atas lambang unsur. Bilangan oksidasi menunjukkan bilangan oksidasi suatu atom dan hanya merupakan bentuk yang mudah digunakan untuk menghitung transfer elektron: bilangan oksidasi tidak boleh dianggap sebagai muatan efektif atom dalam suatu molekul (misalnya, dalam molekul LiF, muatan efektif Li dan F masing-masing adalah +0,89 dan -0, 89, sedangkan bilangan oksidasinya adalah +1 dan -1), begitu juga dengan valensi unsur tersebut (misalnya, pada senyawa CH 4, CH 3 OH, HCOOH, CO 2, valensi karbon adalah 4, dan bilangan oksidasi masing-masing -4, -2, + 2, +4). Nilai numerik valensi dan bilangan oksidasi dapat bertepatan dalam nilai absolut hanya jika senyawa dengan struktur ionik terbentuk.

Saat menentukan bilangan oksidasi, aturan berikut digunakan:

Atom-atom unsur yang berada dalam keadaan bebas atau berbentuk molekul zat sederhana mempunyai bilangan oksidasi nol, misalnya Fe, Cu, H 2, N 2, dan seterusnya.

Bilangan oksidasi suatu unsur yang berbentuk ion monoatomik dalam senyawa yang berstruktur ionik sama dengan muatan ion tersebut,

1 -1 +2 -2 +3 -1

misalnya NaCl, Cu S, AlF 3.

Hidrogen dalam sebagian besar senyawa memiliki bilangan oksidasi +1, kecuali hidrida logam (NaH, LiH), yang bilangan oksidasi hidrogennya adalah -1.

Bilangan oksidasi oksigen yang paling umum dalam senyawa adalah -2, kecuali peroksida (Na 2 O 2, H 2 O 2), yang bilangan oksidasi oksigennya adalah –1 dan F 2 O, yang bilangan oksidasinya oksigen adalah +2.

Untuk unsur-unsur dengan bilangan oksidasi variabel, nilainya dapat dihitung dengan mengetahui rumus senyawa dan memperhitungkan bahwa jumlah aljabar bilangan oksidasi semua unsur dalam molekul netral adalah nol. Dalam ion kompleks, jumlah ini sama dengan muatan ionnya. Misalnya, bilangan oksidasi atom klor dalam molekul HClO 4, dihitung berdasarkan muatan total molekul = 0, di mana x adalah bilangan oksidasi atom klor), adalah +7. Bilangan oksidasi atom belerang pada ion (SO 4) 2- [x + 4(-2) = -2] adalah +6.

Sifat redoks suatu zat

Setiap reaksi redoks terdiri dari proses oksidasi dan reduksi. Oksidasi - adalah proses menyumbangkan elektron oleh atom, ion, atau molekul suatu reaktan. Zat yang memberi elektronnya selama reaksi dan teroksidasi disebut pemulih.

Reduksi adalah proses atom menerima elektron molekul ion atau reagen.

Zat yang menerima elektron dan tereduksi dalam prosesnya disebut zat pengoksidasi.

Reaksi oksidasi-reduksi selalu terjadi sebagai satu proses yang disebut reaksi redoks. Misalnya ketika logam seng berinteraksi dengan ion tembaga agen pereduksi(Zn) menyumbangkan elektronnya agen pengoksidasi– ion tembaga (Cu 2+):

Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu

Tembaga dilepaskan pada permukaan seng, dan ion seng masuk ke dalam larutan.

Sifat redoks suatu unsur berkaitan dengan struktur atomnya dan ditentukan oleh posisinya dalam sistem periodik D.I. Mendeleev. Kemampuan mereduksi suatu unsur disebabkan lemahnya ikatan elektron valensi dengan inti. Atom logam yang mengandung sejumlah kecil elektron pada tingkat energi terluar cenderung kehilangan elektron, yaitu. mudah teroksidasi, berperan sebagai zat pereduksi. Zat pereduksi yang paling kuat adalah logam yang paling aktif.

Kriteria aktivitas redoks suatu unsur dapat berupa nilainya keelektronegatifan relatif: semakin tinggi, semakin besar kemampuan oksidasi unsur tersebut, dan semakin rendah, semakin besar aktivitas reduksinya. Atom non-logam (misalnya, F, O) memiliki afinitas elektron yang tinggi dan keelektronegatifan relatif; mereka dengan mudah menerima elektron, mis. adalah agen pengoksidasi.

Sifat redoks suatu unsur bergantung pada bilangan oksidasinya. Untuk elemen yang sama ada yang berbeda bilangan oksidasi yang lebih rendah, lebih tinggi dan menengah.

Sebagai contoh, perhatikan belerang S dan senyawanya H 2 S, SO 2 dan SO 3. Hubungan antara struktur elektronik atom belerang dan sifat redoksnya dalam senyawa tersebut disajikan dengan jelas pada Tabel 1.

Dalam molekul H 2 S, atom belerang memiliki konfigurasi oktet stabil pada tingkat energi terluar 3s 2 3p 6 dan oleh karena itu tidak dapat lagi menambah elektron, tetapi dapat melepaskannya.

Keadaan atom yang tidak dapat lagi menerima elektron disebut keadaan oksidasi terendah.

Pada keadaan oksidasi terendah, atom kehilangan kemampuan mengoksidasi dan hanya dapat menjadi zat pereduksi.

Tabel 1.

Rumus zat

Rumus elektronik

Sifat redoks

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

–2
; - 6
; - 8
 agen pereduksi

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4

+ 2

pengoksidasi

–4
;

- 6

agen pereduksi

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p o

+ 4
;

+ 6

pengoksidasi

-2
agen pereduksi

1s 2 2s 2 2p 6 3s atau 3p 0

+ 2
; + 6
;

+ 8

pengoksidasi

Dalam molekul SO3, semua elektron terluar atom belerang dipindahkan ke atom oksigen. Oleh karena itu, dalam hal ini, atom belerang hanya dapat menerima elektron, sehingga menunjukkan sifat pengoksidasi.

Keadaan atom yang telah melepaskan semua elektron valensinya disebut keadaan oksidasi tertinggi. Sebuah atom dengan bilangan oksidasi tertinggi hanya dapat menjadi zat pengoksidasi.

Pada molekul SO2 dan unsur belerang S, atom belerang terletak di keadaan oksidasi menengah, yaitu, dengan elektron valensi, atom dapat melepaskannya, tetapi tanpa elektron valensi lengkap R - sublevel, juga dapat menerima elektron sampai selesai.

Atom suatu unsur dengan bilangan oksidasi antara dapat menunjukkan sifat pengoksidasi dan pereduksi, yang ditentukan oleh perannya dalam reaksi tertentu.

Misalnya peran anion sulfit SO reaksi berikut berbeda:

5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4  2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O (1)

H 2 JADI 3 + 2 H 2 S  3 S + 3 H 2 O (2)

Dalam reaksi (1), anion sulfit SO dengan adanya zat pengoksidasi kuat, KMnO 4 berperan sebagai zat pereduksi; dalam reaksi (2) anion sulfit SO - zat pengoksidasi, karena H 2 S hanya dapat menunjukkan sifat pereduksi.

Jadi, di antara zat kompleks pemulih dapat:

1. Zat sederhana yang atomnya memiliki energi ionisasi dan elektronegativitas rendah (khususnya logam).

2. Zat kompleks yang mengandung atom dengan bilangan oksidasi lebih rendah:

H Kl,H 2 S,N jam 3

Tidak 2 S O3, Fe Cl2, sn(TIDAK 3) 2 .

Agen pengoksidasi dapat:

1. Zat sederhana yang atomnya memiliki nilai afinitas elektron dan elektronegativitas yang tinggi – bukan logam.

2. Zat kompleks yang mengandung atom dengan bilangan oksidasi lebih tinggi: +7 +6 +7

K M N HAI 4 , K 2 Kr 2 O 7, HClO 4.

3. Zat kompleks yang mengandung atom dalam keadaan oksidasi antara:

Tidak 2 S O3, M N O2, M N SO4.

ARTIKEL TERKAIT