Calculul gradului de oxidare
rezumat
1. Formarea personalului este unul dintre cele mai importante domenii de activitate ale managerului de personal.
2. Pentru a asigura organizatiei resursele umane necesare, este important sa se dezvolte o situatie adecvata in mediul extern si tehnologia de activitate, structura firmei; calcula necesarul de personal.
3. Pentru elaborarea programelor de recrutare este necesar să se analizeze situația personalului din regiune, să se elaboreze proceduri de atragere și evaluare a candidaților și să se efectueze măsuri de adaptare pentru a include noi angajați în organizație.
întrebări de testare
- Ce grupe de factori ar trebui luate în considerare la crearea unei structuri organizatorice?
- Ce etape ale designului organizației pot fi distinse?
- Explicați conceptul de „evaluare calitativă a nevoilor de personal”.
- Descrieți conceptul de „nevoie suplimentară de personal”.
- Care este scopul analizei situației personalului din regiune?
- Care este scopul analizei performanței?
- Care sunt etapele analizei performanței?
- Explicați ce este o profesiogramă?
- Ce factori de mediu influențează procesul de recrutare?
- Descrieți sursele de recrutare interne și externe.
- Cum se evaluează calitatea unui set?
- Ce metode sunt utilizate pentru evaluarea candidaților?
- Ce paradigme competitive de recrutare cunoașteți?
- Numiți etapele de adaptare a unui angajat într-o organizație.
Pentru a calcula starea de oxidare a unui element, trebuie luate în considerare următoarele prevederi:
1. Stările de oxidare ale atomilor din substanțele simple sunt egale cu zero (Na 0; H 2 0).
2. Suma algebrică a stărilor de oxidare ale tuturor atomilor care alcătuiesc molecula este întotdeauna zero, iar într-un ion complex această sumă este egală cu sarcina ionului.
3. Atomii au o stare de oxidare constantă: metale alcaline (+1), metale alcalino-pământoase (+2), hidrogen (+1) (cu excepția hidrurilor NaH, CaH 2 etc., unde starea de oxidare a hidrogenului este -1). ), oxigenul (-2 ) (cu excepția F 2 -1 O +2 și a peroxizilor care conțin grupa –O–O–, în care starea de oxidare a oxigenului este -1).
4. Pentru elemente, starea de oxidare pozitivă nu poate depăși o valoare egală cu numărul de grup al sistemului periodic.
Exemple:
V2+5O5-2; Na2+1B4+3O7-2; K+1CI+704-2; N-3H3+1; K2+1H+1P+5O4-2; Na2+1Cr2+6O7-2
Există două tipuri de reacții chimice:
A Reacții în care starea de oxidare a elementelor nu se modifică:
Reacții de adaos
SO2 + Na2O Na2SO3
Reacții de descompunere
Cu(OH)2-t CuO + H2O
Reacții de schimb
AgNO3 + KCl AgCl + KNO3
NaOH + HNO3NaNO3 + H2O
B Reacții în care are loc o modificare a stărilor de oxidare ale atomilor elementelor care alcătuiesc compușii care reacţionează:
2Mg0 + O202Mg +2O-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
Astfel de reacții se numesc redox.
Clasificarea reacțiilor chimice în chimia anorganică și organică se realizează pe baza diferitelor caracteristici de clasificare, detalii ale cărora sunt date în tabelul de mai jos.
Prin modificarea stării de oxidare a elementelor
Primul semn de clasificare este prin modificarea gradului de oxidare a elementelor care formează reactanții și produșii.
a) redox
b) fără modificarea stării de oxidare
redox numite reacţii însoţite de o modificare a stărilor de oxidare a elementelor chimice care alcătuiesc reactivii. Redox în chimia anorganică include toate reacțiile de substituție și acele reacții de descompunere și compuse în care este implicată cel puțin o substanță simplă. Reacțiile care au loc fără modificarea stărilor de oxidare ale elementelor care formează reactanții și produșii de reacție includ toate reacțiile de schimb.
După numărul și compoziția reactivilor și a produselor
Reacțiile chimice sunt clasificate în funcție de natura procesului, adică în funcție de numărul și compoziția reactanților și a produselor.
Reacții de conexiune numite reacții chimice, în urma cărora se obțin molecule complexe din câteva mai simple, de exemplu:
4Li + O2 = 2Li2O
Reacții de descompunere numite reacții chimice, în urma cărora se obțin molecule simple din altele mai complexe, de exemplu:
CaCO 3 \u003d CaO + CO 2
Reacțiile de descompunere pot fi privite ca procese inverse față de compus.
reacții de substituție reacțiile chimice se numesc, în urma cărora un atom sau un grup de atomi dintr-o moleculă a unei substanțe este înlocuit cu un alt atom sau grup de atomi, de exemplu:
Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2
Trăsătura lor distinctivă este interacțiunea unei substanțe simple cu una complexă. Astfel de reacții există în chimia organică.
Cu toate acestea, conceptul de „substituție” în substanțele organice este mai larg decât în chimia anorganică. Dacă orice atom sau grup funcțional din molecula substanței inițiale este înlocuit cu un alt atom sau grup, acestea sunt și reacții de substituție, deși din punctul de vedere al chimiei anorganice, procesul arată ca o reacție de schimb.
- schimb (inclusiv neutralizare).
Reacții de schimb numiți reacții chimice care apar fără modificarea stărilor de oxidare ale elementelor și conduc la schimbul părților constitutive ale reactivilor, de exemplu:
AgNO3 + KBr = AgBr + KNO3
Alergați în direcția opusă, dacă este posibil.
Dacă este posibil, procedați în direcția opusă - reversibil și ireversibil.
reversibil numite reacții chimice care au loc la o temperatură dată simultan în două direcții opuse cu viteze proporționale. Când se scriu ecuațiile unor astfel de reacții, semnul egal este înlocuit cu săgeți direcționate opus. Cel mai simplu exemplu de reacție reversibilă este sinteza amoniacului prin interacțiunea azotului și hidrogenului:
N2 + 3H2↔2NH3
ireversibil sunt reacții care au loc numai în direcția înainte, în urma cărora se formează produse care nu interacționează între ele. Reacțiile ireversibile includ reacțiile chimice care au ca rezultat formarea de compuși ușor disociați, se eliberează o cantitate mare de energie, precum și cele în care produsele finale părăsesc sfera de reacție sub formă gazoasă sau sub formă de precipitat, de exemplu:
HCl + NaOH = NaCI + H2O
2Ca + O 2 \u003d 2CaO
BaBr2 + Na2SO4 = BaS04↓ + 2NaBr
Prin efect termic
exotermic sunt reacții chimice care eliberează căldură. Simbolul pentru modificarea entalpiei (conținutul de căldură) este ΔH, iar efectul termic al reacției este Q. Pentru reacțiile exoterme, Q > 0 și ΔH< 0.
endotermic numite reacţii chimice care au loc cu absorbţia căldurii. Pentru reacțiile endoterme Q< 0, а ΔH > 0.
Reacțiile de cuplare vor fi în general reacții exoterme, iar reacțiile de descompunere vor fi endoterme. O excepție rară este reacția azotului cu oxigenul - endotermă:
N2 + O2 → 2NO - Q
Pe fază
omogen numite reacții care au loc într-un mediu omogen (substanțe omogene, într-o fază, de exemplu, g-g, reacții în soluții).
eterogen numite reactii care au loc intr-un mediu neomogen, pe suprafata de contact a substantelor care reactioneaza care se afla in faze diferite, de exemplu, solid si gazos, lichid si gazos, in doua lichide nemiscibile.
Prin utilizarea unui catalizator
Un catalizator este o substanță care accelerează o reacție chimică.
reacții catalitice se procedează numai în prezența unui catalizator (inclusiv a celor enzimatici).
Reacții necatalitice rulează în absența unui catalizator.
După tipul de ruptură
În funcție de tipul de rupere a legăturii chimice în molecula inițială, se disting reacțiile homolitice și heterolitice.
omolitic numite reacții în care, ca urmare a ruperii legăturilor, se formează particule care au un electron nepereche - radicali liberi.
Heterolitic numite reacții care au loc prin formarea particulelor ionice – cationi și anioni.
- homolitic (decalaj egal, fiecare atom primește 1 electron)
- heterolitic (decalaj inegal - se obține o pereche de electroni)
Radical Reacțiile chimice (în lanț) care implică radicali se numesc, de exemplu:
CH4 + Cl2hv → CH3CI + HCI
ionic numite reacții chimice care au loc cu participarea ionilor, de exemplu:
KCl + AgNO 3 \u003d KNO 3 + AgCl ↓
Electrofil se referă la reacțiile heterolitice ale compușilor organici cu electrofile - particule care poartă o sarcină pozitivă întreagă sau fracționată. Ele sunt împărțite în reacții de substituție electrofilă și adiție electrofilă, de exemplu:
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
Nucleofil se referă la reacțiile heterolitice ale compușilor organici cu nucleofile - particule care poartă o sarcină negativă întreagă sau fracțională. Ele sunt subdivizate în reacții de substituție nucleofilă și reacții de adiție nucleofilă, de exemplu:
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
Clasificarea reacțiilor organice
Clasificarea reacțiilor organice este dată în tabel:
Pe baza modificărilor stărilor de oxidare ale atomilor care alcătuiesc reactanții, reacțiile chimice sunt împărțite în două tipuri.
1) Reacții care au loc fără modificarea stărilor de oxidare ale atomilor.
De exemplu:
2+4-2 t +2 -2 +4 -2
CaCO 3 \u003d CaO + CO 2
În această reacție, starea de oxidare a fiecăruia dintre atomi a rămas neschimbată.
2) Reacții care apar cu modificarea stărilor de oxidare ale atomilor.
De exemplu:
0 +2 -1 0 +2 -1
Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2
În această reacție, stările de oxidare ale atomilor de zinc și cupru s-au schimbat.
Reacțiile redox sunt cele mai frecvente reacții chimice.
În practică, o reacție redox este adăugarea sau eliberarea de electroni. Unii atomi (ioni, molecule) donează sau primesc electroni de la alții.
Oxidare.
Procesul de donare de electroni dintr-un atom, ion sau moleculă se numește oxidare.
Când un electron este donat, starea de oxidare a unui atom crește.
Se numește o substanță ai cărei atomi, ioni sau molecule donează electroni agent de reducere.
În exemplul nostru, atomii în starea de oxidare 0 s-au mutat în atomi cu starea de oxidare +2. Adică a avut loc un proces de oxidare. În acest caz, atomul de zinc, care a cedat doi electroni, este un agent reducător (a crescut starea de oxidare de la 0 la +2).
Procesul de oxidare este înregistrat printr-o ecuație electronică, care indică schimbarea stării de oxidare a atomilor și a numărului de electroni donați de agentul reducător.
De exemplu:
0 +2 0
Zn - 2e - = Zn (oxidare, Zn - agent reducător).
Recuperare.
Procesul de adăugare a electronilor se numește restaurare.
Când se adaugă electroni, starea de oxidare a unui atom scade.
Se numește o substanță ai cărei atomi, ioni sau molecule dobândesc electroni agent oxidant.
În exemplul nostru, tranziția atomilor de cupru cu o stare de oxidare de +2 la atomii cu o stare de oxidare de 0 este un proces de reducere. În același timp, un atom de cupru cu o stare de oxidare de +2, acceptând doi electroni, scade starea de oxidare de la +2 la 0 și este un agent oxidant.
Procesul de oxidare este scris și printr-o ecuație electronică:
2 0 0
Cu + 2e - = Cu (reducere, Cu este un agent oxidant).
Procesul de reducere și procesul de oxidare sunt inseparabile și se desfășoară simultan.
0 +2 0 +2
Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2
agent reducător agent oxidant
oxidat redus
Pe această bază se disting reacțiile redox și reacțiile care apar fără modificarea stărilor de oxidare ale elementelor chimice.
Acestea includ multe reacții, inclusiv toate reacțiile de substituție, precum și acele reacții de combinare și descompunere la care participă cel puțin o substanță simplă, de exemplu:
După cum vă amintiți, coeficienții reacțiilor redox complexe sunt plasați folosind metoda echilibrului electronic:
În chimia organică, proprietățile aldehidelor pot servi ca un exemplu izbitor de reacții redox.
1. Se reduc la alcoolii corespunzători:
2. Aldehidele se oxidează la acizii corespunzători:
Esența tuturor exemplelor de mai sus de reacții redox a fost prezentată folosind metoda binecunoscută de echilibrare a electronilor. Se bazează pe compararea stărilor de oxidare ale atomilor din reactanți și produșii de reacție și pe echilibrarea numărului de electroni în procesele de oxidare și reducere. Această metodă este folosită pentru a compila ecuații pentru reacțiile care au loc în orice fază. Acest lucru îl face versatil și convenabil. Dar, în același timp, are un dezavantaj serios - atunci când exprimă esența reacțiilor redox care apar în soluții, sunt indicate particule care nu există cu adevărat.
În acest caz, este mai convenabil să folosiți o altă metodă - metoda semireacțiilor. Se bazează pe compilarea ecuațiilor ion-electronice pentru procesele de oxidare și reducere, luând în considerare particulele existente efectiv și însumarea lor ulterioară într-o ecuație generală. Această metodă nu folosește conceptul de „stare de oxidare”, iar produsele sunt determinate prin derivarea ecuației reacției.
Să demonstrăm această metodă folosind un exemplu: vom face o ecuație pentru reacția redox a zincului cu acid azotic concentrat.
1. Scriem schema ionică a procesului, care include doar agentul reducător și produsul său de oxidare, agentul de oxidare și produsul său de reducere:
2. Compunem ecuația ion-electronică a procesului de oxidare (aceasta este prima semireacție):
3. Compunem ecuația ion-electronică a procesului de reducere (aceasta este a doua semireacție):
Vă rugăm să rețineți: ecuațiile electron-ionice sunt compilate în conformitate cu legea conservării masei și sarcinii.
4. Notăm ecuațiile semireacției astfel încât numărul de electroni dintre agentul reducător și agentul de oxidare să fie echilibrat:
5. Însumăm termen cu termen ecuațiile semireacțiilor. Compunem ecuația generală a reacției ionice:
Verificăm corectitudinea ecuației reacției în formă ionică:
- Respectarea egalității în numărul de atomi ai elementelor și în numărul de sarcini
- Numărul de atomi de element trebuie să fie egal în părțile din stânga și din dreapta ecuației reacției ionice.
- Sarcina totală a particulelor de pe părțile stânga și dreaptă ale ecuației ionice trebuie să fie aceeași.
6. Notați ecuația în formă moleculară. Pentru a face acest lucru, adăugați la ionii incluși în ecuația ionică numărul necesar de ioni de sarcină opusă:
Reacții care au loc fără modificarea stărilor de oxidare ale elementelor chimice. Acestea includ, de exemplu, toate reacțiile de schimb ionic, precum și multe reacții compuse, de exemplu:
multe reacții de descompunere:
reactii de esterificare:
Există două tipuri de reacții chimice:
A Reacții în care starea de oxidare a elementelor nu se modifică:
Reacții de adaos
SO 2 + Na 2 O \u003d Na 2 SO 3
Reacții de descompunere
Cu(OH) 2 \u003d CuO + H 2O
Reacții de schimb
AgNO3 + KCl = AgCl + KNO3
NaOH + HNO3 \u003d NaNO3 + H2O
B Reacții în care are loc o modificare a stărilor de oxidare ale atomilor elementelor care alcătuiesc compușii care reacţionează și transferul de electroni de la un compus la altul:
2Mg 0 + O 2 0 \u003d 2Mg +2 O -2
2KI -1 + Cl20 = 2KCl -1 + I20
Mn +4 O 2 + 4HCl -1 \u003d Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O
Astfel de reacții se numesc reacții redox.
Starea de oxidare este sarcina condiționată a unui atom dintr-o moleculă, calculată din ipoteza că molecula constă din ioni și este în general neutră din punct de vedere electric.
Cele mai electronegative elemente dintr-un compus au stări de oxidare negative, în timp ce atomii elementelor cu electronegativitate mai mică sunt pozitivi.
Gradul de oxidare este un concept formal; în unele cazuri, starea de oxidare nu coincide cu valența.
De exemplu:
N2H4 (hidrazină)
starea de oxidare a azotului - -2; valența azotului - 3.
Calculul gradului de oxidare
Pentru a calcula starea de oxidare a unui element, trebuie luate în considerare următoarele prevederi:
1. Stările de oxidare ale atomilor din substanțele simple sunt egale cu zero (Na 0; H 2 0).
2. Suma algebrică a stărilor de oxidare ale tuturor atomilor care alcătuiesc molecula este întotdeauna zero, iar într-un ion complex această sumă este egală cu sarcina ionului.
3. Atomii metalelor alcaline (+1), metalelor alcalino-pământoase (+2), fluorului au un grad constant de oxidare în compușii cu atomi ai altor elemente
(-1), hidrogen (+1) (cu excepția hidrurilor metalice Na + H -, Ca 2+ H 2 - și altele, unde starea de oxidare a hidrogenului este -1), oxigen (-2) (cu excepția F 2 - 1 O + 2 și peroxizi care conțin grupa –O–O–, în care starea de oxidare a oxigenului este -1).
4. Pentru elemente, starea de oxidare pozitivă nu poate depăși o valoare egală cu numărul de grup al sistemului periodic.
Exemple:
V2+5O5-2; Na2+1B4+3O7-2; K+1CI+704-2; N-3H3+1; K2+1H+1P+5O4-2; Na2+1Cr2+6O7-2
Reducerea de oxidare
În reacțiile redox, electronii sunt transferați de la un atom, moleculă sau ion la altul. Procesul de donare a electronilor este oxidarea. Când este oxidat, starea de oxidare crește:
H 2 0 - 2ē \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
Proces de adăugare de electroni - reducere: La reducere, starea de oxidare scade.
Mn +4 + 2ē = Mn +2
S 0 + 2ē \u003d S -2
Cr +6 +3ē = Cr +3
Cl 2 0 +2ē \u003d 2Cl -
O 2 0 + 4ē \u003d 2O -2
Atomii, moleculele sau ionii care câștigă electroni în această reacție sunt agenți oxidanți, iar cei care donează electroni sunt agenți reducători.
Agentul de oxidare este redus în timpul reacției, în timp ce agentul de reducere este oxidat.
Proprietățile redox ale unei substanțe și gradul de oxidare al atomilor ei constitutivi
Compușii care conțin atomi de elemente cu un grad maxim de oxidare pot fi doar agenți oxidanți datorită acestor atomi, deoarece au renunțat deja la toți electronii de valență și sunt capabili să accepte doar electroni. Starea maximă de oxidare a unui atom al unui element este egală cu numărul grupului din tabelul periodic căruia îi aparține elementul. Compușii care conțin atomi de elemente cu un grad minim de oxidare pot servi doar ca agenți reducători, deoarece sunt capabili doar să doneze electroni, deoarece nivelul de energie externă al unor astfel de atomi este completat de opt electroni. Starea minimă de oxidare pentru atomii de metal este 0, pentru nemetale - (n–8) (unde n este numărul grupului în sistemul periodic). Compușii care conțin atomi de elemente cu o stare intermediară de oxidare pot fi atât agenți oxidanți, cât și reductori, în funcție de partenerul cu care interacționează și de condițiile de reacție.
Cei mai importanți agenți reducători și oxidanți
Restauratori
Monoxid de carbon (II) (CO).
hidrogen sulfurat (H2S);
oxid de sulf (IV) (SO2);
acid sulfuros H 2 SO 3 şi sărurile sale.
Acizi hidrohalici și sărurile lor.
Cationi metalici în stări de oxidare inferioare: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO4) 3.
Acid azot HNO2;
amoniac NH3;
hidrazină NH2NH2;
oxid nitric (II) (NO).
catod în electroliză.
Oxidanți
Halogeni.
permanganat de potasiu (KMnO4);
manganat de potasiu (K2MnO4);
oxid de mangan (IV) (MnO 2).
dicromat de potasiu (K2Cr2O7);
cromat de potasiu (K 2 CrO 4).
Acid azotic (HNO3).
Acid sulfuric (H2SO4) conc.
Oxid de cupru (II) (CuO);
oxid de plumb(IV) (PbO2);
oxid de argint (Ag2O);
peroxid de hidrogen (H 2 O 2).
Clorura de fier (III) (FeCl3).
Sarea lui Berthollet (KClO 3).
Anod în electroliză.
