Cálculo do grau de oxidação
Resumo
1. A formação de pessoal é uma das áreas de trabalho mais significativas do gestor de pessoal.
2. Para dotar a organização dos recursos humanos necessários, é importante desenvolver uma situação adequada no ambiente externo e a tecnologia de atividade, a estrutura da empresa; calcular a necessidade de pessoal.
3. Para desenvolver programas de recrutamento, é necessário analisar a situação de pessoal na região, desenvolver procedimentos de atração e avaliação de candidatos e realizar medidas de adaptação para incluir novos funcionários na organização.
perguntas do teste
- Que grupos de fatores devem ser levados em consideração ao criar uma estrutura organizacional?
- Que estágios do projeto da organização podem ser distinguidos?
- Explicar o conceito de “avaliação qualitativa das necessidades de pessoal”.
- Descreva o conceito de "necessidade adicional de pessoal".
- Qual é o objetivo da análise da situação do pessoal na região?
- Qual é o objetivo da análise de desempenho?
- Quais são as etapas da análise de desempenho?
- Explique o que é um professiograma?
- Que fatores ambientais influenciam o processo de recrutamento?
- Descrever as fontes de recrutamento interno e externo.
- Como avaliar a qualidade de um conjunto?
- Que métodos são usados para avaliar os candidatos?
- Quais paradigmas de recrutamento competitivo você conhece?
- Cite as etapas de adaptação de um funcionário em uma organização.
Para calcular o estado de oxidação de um elemento, as seguintes disposições devem ser levadas em consideração:
1. Os estados de oxidação dos átomos em substâncias simples são iguais a zero (Na 0; H 2 0).
2. A soma algébrica dos estados de oxidação de todos os átomos que compõem a molécula é sempre zero, e em um íon complexo essa soma é igual à carga do íon.
3. Os átomos têm um estado de oxidação constante: metais alcalinos (+1), metais alcalino-terrosos (+2), hidrogênio (+1) (exceto para hidretos NaH, CaH 2, etc., onde o estado de oxidação do hidrogênio é -1 ), oxigênio (-2 ) (exceto para F 2 -1 O +2 e peróxidos contendo o grupo –O–O–, em que o estado de oxidação do oxigênio é -1).
4. Para os elementos, o estado de oxidação positivo não pode exceder um valor igual ao número do grupo do sistema periódico.
Exemplos:
V2+5O5-2; Na2+1B4+3O7-2; K +1 Cl +7 O 4 -2; N-3H3+1; K2+1H+1P+5O4-2; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2
Existem dois tipos de reações químicas:
A Reações em que o estado de oxidação dos elementos não muda:
Reações de adição
SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3
Reações de decomposição
Cu(OH) 2 - t CuO + H 2 O
Reações de troca
AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3
NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O
B Reações em que há uma mudança nos estados de oxidação dos átomos dos elementos que compõem os compostos reagentes:
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
Tais reações são chamadas redox.
A classificação de reações químicas em química inorgânica e orgânica é realizada com base em várias características de classificação, cujos detalhes são fornecidos na tabela abaixo.
Ao alterar o estado de oxidação dos elementos
O primeiro sinal de classificação é alterando o grau de oxidação dos elementos que formam os reagentes e produtos.
a) redox
b) sem alterar o estado de oxidação
redox chamadas reações acompanhadas por uma mudança nos estados de oxidação dos elementos químicos que compõem os reagentes. Redox em química inorgânica inclui todas as reações de substituição e aquelas reações de decomposição e compostos em que pelo menos uma substância simples está envolvida. As reações que ocorrem sem alterar os estados de oxidação dos elementos que formam os reagentes e produtos da reação incluem todas as reações de troca.
De acordo com o número e composição dos reagentes e produtos
As reações químicas são classificadas de acordo com a natureza do processo, ou seja, de acordo com o número e a composição dos reagentes e produtos.
Reações de conexão chamadas reações químicas, como resultado das quais moléculas complexas são obtidas a partir de várias mais simples, por exemplo:
4Li + O 2 = 2Li 2 O
Reações de decomposição chamadas reações químicas, como resultado das quais moléculas simples são obtidas de outras mais complexas, por exemplo:
CaCO 3 \u003d CaO + CO 2
As reações de decomposição podem ser vistas como processos inversos ao composto.
reações de substituição reações químicas são chamadas, como resultado das quais um átomo ou grupo de átomos em uma molécula de uma substância é substituído por outro átomo ou grupo de átomos, por exemplo:
Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2
Sua característica distintiva é a interação de uma substância simples com uma complexa. Tais reações existem em química orgânica.
No entanto, o conceito de "substituição" em orgânicos é mais amplo do que em química inorgânica. Se qualquer átomo ou grupo funcional na molécula da substância original for substituído por outro átomo ou grupo, essas também são reações de substituição, embora do ponto de vista da química inorgânica, o processo pareça uma reação de troca.
- troca (incluindo neutralização).
Reações de troca chamar reações químicas que ocorrem sem alterar os estados de oxidação dos elementos e levam à troca das partes constituintes dos reagentes, por exemplo:
AgNO 3 + KBr = AgBr + KNO 3
Corra na direção oposta, se possível.
Se possível, prossiga na direção oposta - reversível e irreversível.
reversível chamadas reações químicas que ocorrem a uma dada temperatura simultaneamente em duas direções opostas com velocidades proporcionais. Ao escrever as equações de tais reações, o sinal de igual é substituído por setas de direção oposta. O exemplo mais simples de uma reação reversível é a síntese de amônia pela interação de nitrogênio e hidrogênio:
N 2 + 3H 2 ↔2NH 3
irreversível são reações que ocorrem apenas na direção direta, como resultado da formação de produtos que não interagem entre si. Irreversíveis incluem reações químicas que resultam na formação de compostos levemente dissociados, uma grande quantidade de energia é liberada, bem como aquelas em que os produtos finais saem da esfera de reação na forma gasosa ou na forma de um precipitado, por exemplo:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
2Ca + O 2 \u003d 2CaO
BaBr 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaBr
Por efeito térmico
exotérmico são reações químicas que liberam calor. O símbolo para a mudança na entalpia (conteúdo de calor) é ΔH, e o efeito térmico da reação é Q. Para reações exotérmicas, Q > 0 e ΔH< 0.
endotérmico chamadas reações químicas que ocorrem com a absorção de calor. Para reações endotérmicas Q< 0, а ΔH > 0.
As reações de acoplamento serão geralmente reações exotérmicas e as reações de decomposição serão endotérmicas. Uma rara exceção é a reação do nitrogênio com o oxigênio - endotérmica:
N2 + O2 → 2NO - Q
Por fase
homogêneo chamadas reações que ocorrem em um meio homogêneo (substâncias homogêneas, em uma fase, por exemplo, g-g, reações em soluções).
heterogêneo chamadas reações que ocorrem em um meio não homogêneo, na superfície de contato das substâncias reagentes que estão em fases diferentes, por exemplo, sólido e gasoso, líquido e gasoso, em dois líquidos imiscíveis.
Usando um catalisador
Um catalisador é uma substância que acelera uma reação química.
reações catalíticas proceder apenas na presença de um catalisador (incluindo os enzimáticos).
Reações não catalíticas funcionar na ausência de um catalisador.
Por tipo de ruptura
De acordo com o tipo de quebra de ligação química na molécula inicial, as reações homolíticas e heterolíticas são distinguidas.
homolítico chamadas reações nas quais, como resultado da quebra de ligações, são formadas partículas que possuem um elétron desemparelhado - radicais livres.
Heterolítico chamadas reações que prosseguem através da formação de partículas iônicas - cátions e ânions.
- homolítico (gap igual, cada átomo recebe 1 elétron)
- heterolítico (gap desigual - obtém-se um par de elétrons)
Radical(cadeia) reações químicas envolvendo radicais são chamadas, por exemplo:
CH 4 + Cl 2 hv → CH 3 Cl + HCl
Iônico chamadas reações químicas que ocorrem com a participação de íons, por exemplo:
KCl + AgNO 3 \u003d KNO 3 + AgCl ↓
Eletrofílico refere-se a reações heterolíticas de compostos orgânicos com eletrófilos - partículas que carregam uma carga positiva inteira ou fracionária. Eles são divididos em reações de substituição eletrofílica e adição eletrofílica, por exemplo:
C 6 H 6 + Cl 2 FeCl3 → C 6 H 5 Cl + HCl
H 2 C \u003d CH 2 + Br 2 → BrCH 2 -CH 2 Br
Nucleofílico refere-se a reações heterolíticas de compostos orgânicos com nucleófilos - partículas que carregam uma carga negativa inteira ou fracionária. Eles são subdivididos em reações de substituição nucleofílica e adição nucleofílica, por exemplo:
CH3Br + NaOH → CH3OH + NaBr
CH 3 C (O) H + C 2 H 5 OH → CH 3 CH (OC 2 H 5) 2 + H 2 O
Classificação de reações orgânicas
A classificação das reações orgânicas é dada na tabela:
Com base nas mudanças nos estados de oxidação dos átomos que compõem os reagentes, as reações químicas são divididas em dois tipos.
1) Reações que ocorrem sem alterar os estados de oxidação dos átomos.
Por exemplo:
2+4-2 t +2 -2 +4 -2
CaCO 3 \u003d CaO + CO 2
Nesta reação, o estado de oxidação de cada um dos átomos permaneceu inalterado.
2) Reações que ocorrem com uma mudança nos estados de oxidação dos átomos.
Por exemplo:
0 +2 -1 0 +2 -1
Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2
Nesta reação, os estados de oxidação dos átomos de zinco e cobre mudaram.
As reações redox são as reações químicas mais comuns.
Na prática, uma reação redox é a adição ou perda de elétrons. Alguns átomos (íons, moléculas) doam ou recebem elétrons de outros.
Oxidação.
O processo de doação de elétrons de um átomo, íon ou molécula é chamado de oxidação.
Quando um elétron é doado, o estado de oxidação de um átomo aumenta.
Uma substância cujos átomos, íons ou moléculas doam elétrons é chamada de agente redutor.
Em nosso exemplo, os átomos no estado de oxidação 0 mudaram para átomos com o estado de oxidação +2. Ou seja, ocorreu um processo de oxidação. Neste caso, o átomo de zinco, que cedeu dois elétrons, é um agente redutor (aumentou o estado de oxidação de 0 para +2).
O processo de oxidação é registrado por uma equação eletrônica, que indica a mudança no estado de oxidação dos átomos e o número de elétrons doados pelo agente redutor.
Por exemplo:
0 +2 0
Zn - 2e - = Zn (oxidação, Zn - agente redutor).
Recuperação.
O processo de adição de elétrons é chamado de restauração.
Quando os elétrons são adicionados, o estado de oxidação de um átomo diminui.
Uma substância cujos átomos, íons ou moléculas adquirem elétrons é chamada de agente oxidante.
Em nosso exemplo, a transição de átomos de cobre com estado de oxidação de +2 para átomos com estado de oxidação de 0 é um processo de redução. Ao mesmo tempo, um átomo de cobre com um estado de oxidação de +2, aceitando dois elétrons, reduz o estado de oxidação de +2 para 0 e é um agente oxidante.
O processo de oxidação também é escrito por uma equação eletrônica:
2 0 0
Cu + 2e - = Cu (redução, Cu é um agente oxidante).
O processo de redução e o processo de oxidação são inseparáveis e ocorrem simultaneamente.
0 +2 0 +2
Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2
agente redutor agente oxidante
oxidado reduzido
Com base nisso, são distinguidas reações redox e reações que ocorrem sem alterar os estados de oxidação dos elementos químicos.
Estas incluem muitas reações, incluindo todas as reações de substituição, bem como aquelas reações de combinação e decomposição nas quais pelo menos uma substância simples participa, por exemplo:
Como você se lembra, os coeficientes em reações redox complexas são colocados usando o método de equilíbrio eletrônico:
Em química orgânica, as propriedades dos aldeídos podem servir como um exemplo notável de reações redox.
1. Eles são reduzidos aos álcoois correspondentes:
2. Os aldeídos são oxidados nos ácidos correspondentes:
A essência de todos os exemplos acima de reações redox foi apresentada usando o conhecido método de balanço de elétrons. Baseia-se na comparação dos estados de oxidação dos átomos nos reagentes e produtos da reação e no balanceamento do número de elétrons nos processos de oxidação e redução. Este método é usado para compilar equações para reações que ocorrem em qualquer fase. Isso o torna versátil e conveniente. Mas, ao mesmo tempo, tem uma séria desvantagem - ao expressar a essência das reações redox que ocorrem em soluções, são indicadas partículas que realmente não existem.
Nesse caso, é mais conveniente usar outro método - o método das semi-reações. Baseia-se na compilação de equações íon-eletrônicas para os processos de oxidação e redução, levando em consideração as partículas realmente existentes e sua posterior soma em uma equação geral. Este método não usa o conceito de "estado de oxidação", e os produtos são determinados pela derivação da equação da reação.
Vamos demonstrar este método usando um exemplo: vamos fazer uma equação para a reação redox do zinco com ácido nítrico concentrado.
1. Escrevemos o esquema iônico do processo, que inclui apenas o agente redutor e seu produto de oxidação, o agente oxidante e seu produto de redução:
2. Compomos a equação íon-eletrônica do processo de oxidação (esta é a 1ª semi-reação):
3. Compomos a equação íon-eletrônica do processo de redução (esta é a 2ª semi-reação):
Observe: as equações eletro-iônicas são compiladas de acordo com a lei de conservação de massa e carga.
4. Escrevemos as equações de semi-reação para que o número de elétrons entre o agente redutor e o agente oxidante seja equilibrado:
5. Somamos termo a termo as equações das semi-reações. Nós compomos a equação geral da reação iônica:
Verificamos a correção da equação da reação na forma iônica:
- Conformidade com a igualdade no número de átomos de elementos e no número de cargas
- O número de átomos do elemento deve ser igual nas partes esquerda e direita da equação da reação iônica.
- A carga total das partículas nos lados esquerdo e direito da equação iônica deve ser a mesma.
6. Escreva a equação na forma molecular. Para fazer isso, adicione aos íons incluídos na equação iônica o número necessário de íons de carga oposta:
Reações que ocorrem sem alterar os estados de oxidação dos elementos químicos. Estes incluem, por exemplo, todas as reações de troca iônica, bem como muitas reações compostas, por exemplo:
muitas reações de decomposição:
reações de esterificação:
Existem dois tipos de reações químicas:
UMA Reações em que o estado de oxidação dos elementos não muda:
Reações de adição
SO 2 + Na 2 O \u003d Na 2 SO 3
Reações de decomposição
Cu(OH) 2 \u003d CuO + H 2 O
Reações de troca
AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3
NaOH + HNO 3 \u003d NaNO 3 + H 2 O
B Reações em que há uma mudança nos estados de oxidação dos átomos dos elementos que compõem os compostos reagentes e a transferência de elétrons de um composto para outro:
2Mg 0 + O 2 0 \u003d 2Mg +2 O -2
2KI -1 + Cl 2 0 = 2KCl -1 + I 2 0
Mn +4 O 2 + 4HCl -1 \u003d Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O
Essas reações são chamadas de reações redox.
O estado de oxidação é a carga condicional de um átomo em uma molécula, calculada na suposição de que a molécula consiste em íons e geralmente é eletricamente neutra.
Os elementos mais eletronegativos em um composto têm estados de oxidação negativos, enquanto os átomos de elementos com menos eletronegatividade são positivos.
O grau de oxidação é um conceito formal; em alguns casos, o estado de oxidação não coincide com a valência.
Por exemplo:
N 2 H 4 (hidrazina)
estado de oxidação do nitrogênio - -2; valência de nitrogênio - 3.
Cálculo do grau de oxidação
Para calcular o estado de oxidação de um elemento, as seguintes disposições devem ser levadas em consideração:
1. Os estados de oxidação dos átomos em substâncias simples são iguais a zero (Na 0; H 2 0).
2. A soma algébrica dos estados de oxidação de todos os átomos que compõem a molécula é sempre zero, e em um íon complexo essa soma é igual à carga do íon.
3. Os átomos de metais alcalinos (+1), metais alcalino-terrosos (+2), flúor têm um grau constante de oxidação em compostos com átomos de outros elementos
(-1), hidrogênio (+1) (exceto para hidretos metálicos Na + H -, Ca 2+ H 2 - e outros, onde o estado de oxidação do hidrogênio é -1), oxigênio (-2) (exceto F 2 - 1 O + 2 e peróxidos contendo o grupo –O–O–, em que o estado de oxidação do oxigênio é -1).
4. Para os elementos, o estado de oxidação positivo não pode exceder um valor igual ao número do grupo do sistema periódico.
Exemplos:
V2+5O5-2; Na2+1B4+3O7-2; K +1 Cl +7 O 4 -2; N-3H3+1; K2+1H+1P+5O4-2; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2
Redução de oxidação
Nas reações redox, os elétrons são transferidos de um átomo, molécula ou íon para outro. O processo de doação de elétrons é a oxidação. Quando oxidado, o estado de oxidação aumenta:
H 2 0 - 2° \u003d 2H + + 1 / 2O 2
S -2 - 2ē \u003d S 0
Al 0 - 3ē \u003d Al +3
Fe +2 - ē = Fe +3
2Br - - 2ē = Br 2 0
Processo de adição de elétrons - redução: Ao reduzir, o estado de oxidação diminui.
Mn +4 + 2° = Mn +2
S 0 + 2ē \u003d S -2
Cr +6 +3° = Cr +3
Cl 2 0 +2ē \u003d 2Cl -
O 2 0 + 4° \u003d 2O -2
Átomos, moléculas ou íons que ganham elétrons nesta reação são agentes oxidantes, e aqueles que doam elétrons são agentes redutores.
O agente oxidante é reduzido durante a reação, enquanto o agente redutor é oxidado.
Propriedades redox de uma substância e o grau de oxidação de seus átomos constituintes
Compostos contendo átomos de elementos com grau máximo de oxidação só podem ser agentes oxidantes devido a esses átomos, porque eles já desistiram de todos os seus elétrons de valência e só são capazes de aceitar elétrons. O estado de oxidação máximo de um átomo de um elemento é igual ao número do grupo na tabela periódica ao qual o elemento pertence. Compostos contendo átomos de elementos com grau mínimo de oxidação só podem servir como agentes redutores, pois só são capazes de doar elétrons, pois o nível de energia externa desses átomos é completado por oito elétrons. O estado de oxidação mínimo para átomos de metal é 0, para não-metais - (n–8) (onde n é o número do grupo no sistema periódico). Compostos contendo átomos de elementos com um estado de oxidação intermediário podem ser agentes oxidantes e redutores, dependendo do parceiro com o qual eles interagem e das condições de reação.
Os agentes redutores e oxidantes mais importantes
Restauradores
Monóxido de carbono (II) (CO).
Sulfeto de hidrogênio (H2S);
óxido de enxofre (IV) (SO2);
ácido sulfuroso H 2 SO 3 e seus sais.
Ácidos hidrohálicos e seus sais.
Cátions metálicos em estados de oxidação mais baixos: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO4) 3.
ácido nitroso HNO 2 ;
amônia NH3;
hidrazina NH2NH2;
óxido nítrico (II) (NO).
cátodo na eletrólise.
Oxidantes
Halogênios.
permanganato de potássio (KMnO 4);
manganato de potássio (K2MnO4);
óxido de manganês (IV) (MnO 2).
Dicromato de potássio (K 2 Cr 2 O 7);
cromato de potássio (K 2 CrO 4).
Ácido nítrico (HNO 3).
Ácido sulfúrico (H 2 SO 4) conc.
Óxido de cobre(II) (CuO);
óxido de chumbo(IV) (PbO2);
óxido de prata (Ag2O);
peróxido de hidrogénio (H 2 O 2).
Cloreto de ferro(III) (FeCl3).
Sal de Berthollet (KClO 3).
Ânodo em eletrólise.
