Reacțiile chimice care apar cu modificarea gradului de oxidare a elementelor care alcătuiesc reactanții se numesc reacții redox.
Oxidarea este procesul de donare de electroni dintr-un atom, moleculă sau ion. Dacă un atom renunță la electroni, atunci capătă o sarcină pozitivă, de exemplu:
Dacă un ion încărcat negativ (sarcină -1), de exemplu, cedează 1 electron, atunci devine un atom neutru:
Dacă un ion sau un atom încărcat pozitiv renunță la electroni, atunci valoarea sarcinii sale pozitive crește în funcție de numărul de electroni dat:
Reducerea este procesul de adăugare de electroni la un atom, moleculă sau ion.
Când un atom câștigă electroni, devine un ion încărcat negativ:
Dacă un ion încărcat pozitiv acceptă electroni, atunci sarcina lui scade, de exemplu:
sau poate merge la un atom neutru:
Un agent oxidant este un atom, moleculă sau ion care acceptă electroni. Un agent reducător este un atom, moleculă sau ion care donează electroni.
Agentul de oxidare este redus în timpul reacției, iar agentul de reducere este oxidat.
Trebuie amintit că a considera oxidarea (reducerea) ca un proces de donare (și acceptare) de electroni de către atomi sau ioni nu reflectă întotdeauna situația adevărată, deoarece în multe cazuri nu există un transfer complet de electroni, ci doar o schimbare a electronilor. norul de electroni de la un atom la altul.
Cu toate acestea, pentru compilarea ecuațiilor reacțiilor redox, nu contează ce fel de legătură se formează în acest caz - ionică sau covalentă. Prin urmare, pentru simplitate, vom vorbi despre adăugarea sau donarea de electroni, indiferent de tipul de legătură.
Întocmirea ecuațiilor reacțiilor redox și selectarea coeficienților. Când se elaborează o ecuație pentru o reacție redox, este necesar să se determine agentul reducător, agentul de oxidare și numărul de electroni dați și primiți.
De regulă, coeficienții sunt selectați fie folosind metoda echilibrului electronic, fie metoda echilibrului electron-ion (uneori, aceasta din urmă este numită metoda semireacției).
Ca exemplu de compilare a ecuațiilor reacțiilor redox, luați în considerare procesul de oxidare a piritei cu acid azotic concentrat:
În primul rând, să definim produsele reacției. este un agent oxidant puternic, astfel încât sulful va fi oxidat la starea de oxidare maximă și fierul la, în timp ce poate fi redus la sau. Vom alege.
Unde va fi amplasat (pe partea stângă sau dreaptă), nu știm încă.
1. Să aplicăm mai întâi metoda echilibrului electron-ion. Această metodă are în vedere trecerea electronilor de la un atom sau ion la altul, ținând cont de natura mediului (acid, alcalin sau neutru) în care are loc reacția. - La alcătuirea ecuațiilor pentru procesele de oxidare și reducere, pentru a egaliza numărul de atomi de hidrogen și oxigen, se introduc (în funcție de mediu) fie molecule de apă și ioni de hidrogen (dacă mediul este acid), fie molecule de apă și ioni de hidroxid. (dacă mediul este alcalin). În consecință, în produsele obținute, în partea dreaptă a ecuației electron-ionice, vor exista ioni de hidrogen și molecule de apă (mediu acid) sau ioni de hidroxid și molecule de apă (mediu alcalin).
Astfel, la scrierea ecuațiilor electron-ionice, trebuie să se pornească de la compoziția ionilor prezenți efectiv în soluție. În plus, ca și în pregătirea ecuațiilor ionice abreviate, substanțele care sunt slab disociante, slab solubile sau eliberate sub formă de gaz ar trebui scrise în formă moleculară.
Considerăm pentru cazul nostru semireacția de oxidare.
Molecula se transformă într-un ion, se disociază complet în ioni, neglijăm hidroliza) și doi ioni (disocierea):
Pentru a egaliza oxigenul, adăugați 8 molecule în partea stângă și 16 ioni în partea dreaptă (mediu acid!):
Sarcina din partea stângă este 0, sarcina din partea dreaptă trebuie, prin urmare, să cedeze 15 electroni:
Luați în considerare acum semireacția de reducere a ionului de nitrat:
Este necesar să se scadă din atomul O. Pentru a face acest lucru, adăugați 4 ioni (mediu acid) în partea stângă și 2 molecule în partea dreaptă
Pentru a egaliza sarcina în partea stângă (sarcină), adăugați 3 electroni:
În sfârșit avem:
Reducând ambele părți cu obținem ecuația ionică redusă a reacției redox:
Adăugând numărul corespunzător de ioni de ambele părți ale ecuației, găsim ecuația reacției moleculare:
Rețineți că pentru a determina numărul de electroni donați și primiți, nu a trebuit niciodată să determinăm starea de oxidare a elementelor. În plus, am ținut cont de influența mediului și am determinat automat ce se află în partea dreaptă a ecuației. Cert este că această metodă este mult mai în concordanță cu simțul chimic decât metoda standard de echilibrare a electronilor, deși aceasta din urmă este oarecum mai ușor de înțeles.
2. Egalizați această reacție folosind metoda echilibrului electronic. Procesul de recuperare este descris simplu:
Este mai dificil să se întocmească o schemă de oxidare, deoarece 2 elemente sunt oxidate simultan - Fe și S. Puteți atribui starea de oxidare fierului la sulf și luați în considerare că există doi atomi de S per 1 atom de Fe:
Cu toate acestea, este posibil să renunțați la determinarea stărilor de oxidare și să scrieți o schemă asemănătoare cu schema (7.1):
Partea dreaptă are o sarcină de +15, partea stângă are o sarcină de 0, deci trebuie să cedeze 15 electroni. Notați soldul total:
5 molecule trec la oxidare și sunt necesare încă 3 molecule pentru a se forma
Pentru a egaliza hidrogenul și oxigenul, adăugați 2 molecule în partea dreaptă:
Metoda echilibrului electron-ion este mai versatilă decât metoda echilibrului electronic și are un avantaj incontestabil în selectarea coeficienților în multe reacții redox, în special, cu participarea compușilor organici, în care chiar și procedura de determinare a stărilor de oxidare este foarte complicat.
Luați în considerare, de exemplu, procesul de oxidare a etilenei care are loc atunci când este trecut printr-o soluție apoasă de permanganat de potasiu. Ca urmare, etilena este oxidată la etilenglicol, iar permanganatul este redus la oxid de mangan (IV), în plus, după cum va fi evident din ecuația echilibrului final, se formează și hidroxid de potasiu în partea dreaptă:
După efectuarea reducerilor necesare de termeni similari, scriem ecuația în forma moleculară finală
Caracteristicile cantitative ale reacțiilor redox. Un număr de potențiale standard ale electrodului. Posibilitatea ca orice reacție redox să apară în condiții reale se datorează mai multor motive: temperatură, natura agentului oxidant și a agentului reducător, aciditatea mediului, concentrația substanțelor implicate în reacție etc.
Poate fi dificil să se țină cont de toți acești factori, dar, amintindu-ne că orice reacție redox are loc cu transferul de electroni de la agentul reducător la agentul de oxidare, este posibil să se stabilească un criteriu pentru posibilitatea unei astfel de reacții.
Caracteristicile cantitative ale proceselor redox sunt potențialele redox normale ale agenților oxidanți și reducători (sau potențialele standard ale electrodului).
Pentru a înțelege semnificația fizico-chimică a unor astfel de potențiale, este necesar să se analizeze așa-numitele procese electrochimice.
Procesele chimice însoțite de apariția unui curent electric sau provocate de acesta se numesc electrochimice.
Pentru a înțelege natura proceselor electrochimice, ne întoarcem la luarea în considerare a mai multor situații destul de simple. Imaginați-vă o placă de metal scufundată în apă. Sub acțiunea moleculelor polare de apă, ionii metalici se desprind de pe suprafața plăcii și se hidratează, trec în faza lichidă. În acest caz, acesta din urmă devine încărcat pozitiv, iar pe placa metalică apare un exces de electroni. Cu cât procesul continuă, cu atât sarcina plăcii și a fazei lichide devine mai mare.
Datorită atracției electrostatice a cationilor soluției și a electronilor metalici în exces, la limita de fază apare un așa-numit strat dublu electric, care inhibă tranziția ulterioară a ionilor metalici în faza lichidă. În sfârșit, vine momentul în care se stabilește un echilibru între soluție și placa metalică, care poate fi exprimat prin ecuația:
sau ținând cont de hidratarea ionilor în soluție:
Starea acestui echilibru depinde de natura metalului, de concentrația ionilor acestuia în soluție, de temperatură și presiune.
Când un metal este scufundat nu în apă, ci într-o soluție dintr-o sare a acestui metal, echilibrul se deplasează spre stânga în conformitate cu principiul lui Le Chatelier și, cu cât concentrația de ioni metalici în soluție este mai mare, cu atât mai mare. Metalele active, ai căror ioni au o bună capacitate de a intra în soluție, vor fi în acest caz încărcate negativ, deși într-o măsură mai mică decât în apa pură.
Echilibrul (7.2) poate fi deplasat spre dreapta dacă electronii sunt îndepărtați din metal într-un fel sau altul. Aceasta va dizolva placa de metal. Dimpotrivă, dacă electronii sunt aduși pe o placă de metal din exterior, atunci ionii vor precipita din soluția de pe aceasta.
După cum sa menționat deja, atunci când un metal este scufundat într-o soluție, se formează un strat electric dublu la limita de fază. Diferența de potențial care apare între metal și faza lichidă din jur se numește potențial electrod. Acest potențial este o caracteristică a capacității redox a metalului sub forma unei faze solide.
Rețineți că într-un atom de metal izolat (starea unui vapor monoatomic care apare la temperaturi ridicate și grade ridicate de rarefacție), proprietățile redox sunt caracterizate de o valoare diferită, numită potențial de ionizare. Potențialul de ionizare este energia necesară pentru a desprinde un electron dintr-un atom izolat.
Valoarea absolută a potențialului electrodului nu poate fi măsurată direct. În același timp, nu este dificil să se măsoare diferența de potențial electrod care apare într-un sistem format din două perechi metal-soluție. Astfel de perechi sunt numite semi-elemente. Am convenit să determinăm potențialele electrodului metalelor în raport cu așa-numitul electrod standard de hidrogen, al cărui potențial este luat în mod arbitrar ca zero. Un electrod standard de hidrogen constă dintr-o placă de platină special preparată, scufundată într-o soluție acidă cu o concentrație de ioni de hidrogen și spălată cu un curent de hidrogen gazos sub presiune Pa, la o temperatură
Apariția unui potențial la un electrod standard de hidrogen poate fi imaginată după cum urmează. Hidrogenul gazos, fiind adsorbit de platină, trece în stare atomică:
Între hidrogenul atomic format pe suprafața plăcii, ionii de hidrogen în soluție și platină (electroni!) se realizează o stare de echilibru dinamic:
Procesul general este exprimat prin ecuația:
Platina nu ia parte la procesul redox, ci este doar un purtător de hidrogen atomic.
Dacă o placă de metal scufundată într-o soluție de sare cu o concentrație de ioni metalici egală cu 1 mol / l este conectată la un electrod standard de hidrogen, atunci se va obține o celulă galvanică. Forța electromotoare a acestui element (EMF), măsurată la și caracterizează potențialul electrod standard al metalului, de obicei notat ca.
Tabelul 7.1 prezintă valorile potențialelor standard ale electrodului unor metale. Potențialele standard ale electrozilor care acționează ca agenți reducători în raport cu hidrogenul au semnul „-”, iar semnul „+” marchează potențialele standard ale electrozilor care sunt agenți oxidanți.
Metalele, dispuse în ordinea crescătoare a potențialelor lor standard ale electrodului, formează așa-numita serie electrochimică de tensiuni metalice:
O serie de tensiuni caracterizează proprietățile chimice ale metalelor:
1. Cu cât potenţialul electrodului metalului este mai negativ, cu atât capacitatea sa de reducere este mai mare.
2. Fiecare metal este capabil să înlocuiască (restaurează) din soluțiile sărate acele metale care se află în seria electrochimică a tensiunilor metalice după el.
3. Toate metalele care au un potențial de electrod standard negativ, de ex. situate în seria electrochimică de tensiuni ale metalelor la stânga hidrogenului, sunt capabile să-l înlocuiască din soluțiile acide.
De remarcat faptul că seria prezentată caracterizează comportamentul metalelor și sărurilor acestora numai în soluții apoase și la temperatura camerei. În plus, trebuie avut în vedere că potențialele standard ale electrodului indicate în tabel iau în considerare caracteristicile interacțiunii unuia sau altuia ion cu moleculele de solvent. Acest lucru poate încălca unele dintre modelele așteptate în aranjarea metalelor din seria electrochimică a tensiunilor metalice. De exemplu, seria electrochimică a tensiunilor metalelor începe cu litiu, în timp ce rubidiul și potasiul, care sunt mai active din punct de vedere chimic, sunt situate în dreapta litiului. Acest lucru se datorează energiei excepțional de mare a procesului de hidratare cu ioni de litiu în comparație cu alți ioni de metale alcaline.
În același timp, Tabelul 7.1 prezintă potențialele redox standard care au fost măsurate pentru sistemele nemetalice de tipul (7.3) care sunt în echilibru față de un electrod de hidrogen normal.
Tabelul prezintă semireacțiile de reducere de următoarea formă generală:
Ca și în cazul determinării valorii metalelor, valorile nemetalelor sunt măsurate la o temperatură de 25 ° C și la o concentrație a tuturor speciilor atomice și moleculare care participă la echilibru egală cu 1 mol/l.
Tabelul 7.1. Potențiale redox standard la 25 °C (298 K)
(vezi scanare)
Valoarea algebrică a potențialului redox standard caracterizează activitatea oxidativă a formei oxidate corespunzătoare. Prin urmare, o comparație a valorilor potențialelor redox standard ne permite să răspundem la întrebarea: are loc cutare sau cutare reacție redox?
Deci, toate semireacțiile de oxidare a ionilor de halogenură la halogeni liberi
poate fi realizat în condiții standard folosind oxid de plumb (IV) sau permanganat de potasiu ca agent oxidant. Când se utilizează dicromat de potasiu, pot fi efectuate numai reacțiile (7.5) și (7.6). În cele din urmă, utilizarea acidului azotic ca agent de oxidare permite doar semireacția cu participarea ionilor de iodură (7.6).
Astfel, un criteriu cantitativ pentru evaluarea posibilității unei anumite reacții redox este valoarea pozitivă a diferenței dintre potențialele redox standard ale semireacțiilor de oxidare și reducere.
Reacțiile chimice care apar odată cu modificarea stărilor de oxidare ale elementelor se numesc reacții redox.
Principalele prevederi ale teoriei oxido-reducerii
1. Procesul de donare de electroni de către un atom sau ion se numește oxidare:
S 0 - 4e - ® S 4+ (oxidare)
Un atom sau ion care donează electroni se numește agent reducător (reductor): Zn 0 -2e - ® Zn 2+ (oxidare).
2. Procesul de adăugare a electronilor unui atom sau ion se numește recuperare: S 6+ + 8e - ® S 2- (recuperare).
Atomii sau ionii care acceptă electroni se numesc agenţi de oxidare (oxidant): Cl - + e - ® Cl 0 (reducere).
Agentul de oxidare este redus în timpul reacției, iar agentul de reducere este oxidat. Oxidarea este imposibilă fără reducerea simultană a acesteia și invers, reducerea unei substanțe este imposibilă fără oxidarea simultană a alteia.
3. În procesele redox, numărul de electroni cedați în procesul de oxidare trebuie să fie întotdeauna egal cu numărul de electroni primiți în procesul de reducere.
Exemplu:
Cu 2+ O 2- + H 2 0 \u003d Cu 0 + H 2 O 2-
oxidant Cu 2+ +2e - ® Cu 0 reducere
agent reducător H 2 0 - 2e - ® 2H + oxidare
4. Egalizarea numărului de electroni dați și primiți se realizează prin selectarea coeficienților cu o compilare preliminară a ecuației de echilibru electronic
Exemplu:
Pb 2+ S 2- + HNO 3 ® S 0 + Pb 2+ (NO 3) 2 + N 2+ O 2- + H 2 O
Agent reducător S 2- - 2e - ® S 0 3 oxidare
oxidant N 5+ + 3e - ® N 2+ 2 reducere
3PbS + 8HNO3® 3S + 3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
5. La alcătuirea ecuației balanței electronice, este necesar să se procedeze de la atâția atomi sau ioni câți sunt incluși în molecula substanței inițiale și, uneori, în molecula produselor de reacție.
Exemplu:
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
Oxidant 2Cr 6+ + 6e - ® 2Cr 3+ 2 1 reducere
agent reducător 2J - - 2e - ® J 2 0 6 3 oxidare
6. Procesele redox apar cel mai adesea în prezența unui mediu: neutru, acid sau alcalin.
Selectarea coeficienților în reacțiile redox
La alegerea coeficienților trebuie să se țină cont de poziția de bază: numărul de electroni cedați prin reducere este egal cu numărul de electroni obținuți prin oxidare.
După identificarea agentului de oxidare, agent reducător, o schemă digitală pentru tranziția electronilor (ecuația echilibrului electronilor) este compilată la egalitatea reacției corespunzătoare.
Exemplul 1 Al + CI2® AlCI3, unde Al – agent reducător, agent de oxidare Cl2.
Schema de tranziție electronică:
Al 0 - 3e - ® Al +3 3 1 oxidare
Cl 0 + e - ® Cl 1 1 3 reducere
Din această diagramă se poate observa că pentru un atom de aluminiu oxidat sunt necesari trei atomi de clor pentru a accepta acești trei electroni (vezi a doua coloană). Prin urmare, pentru fiecare atom de aluminiu sunt necesari trei atomi de clor, sau pentru fiecare doi atomi de aluminiu, trei molecule de clor. Obținem coeficienții:
2Al + 3Cl 2 \u003d AlCl 3.
Exemplul 2 N 3- H 3 + O 0 2 ® N 2+ O 2- + H 2 O, unde O 2 este un agent oxidant tipic, iar N 3-H 3 joacă rolul de agent reducător.
Întocmim o schemă (bilanț electronic):
N 3- - 5e - ® N +2 5 2 4 oxidare
O 0 + 2e - ® O -2 2 5 10 reducerea
Pentru 4 atomi de azot sunt necesari 10 atomi sau 5 molecule de oxigen. Obținem coeficienții:
4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O.
Cazuri speciale de compilare a egalităților reacțiilor redox
1. Dacă în reacție numărul de electroni pierduți de agentul reducător și numărul de electroni acceptați de agentul de oxidare sunt numere pare, atunci la aflarea coeficienților, numărul de electroni se împarte la cel mai mare divizor comun.
Exemplu:
H2S03 + HCI03® H2S04 + HCI
Reductor S +4 - 2e - ® S +6 6 3 oxidare
agent oxidantCl +5 + 6e - ® Cl - 2 1 reducere
Coeficienții agentului reducător și agentului oxidant nu vor fi 2 și 6, ci 1 și 3:
3H 2 SO 3 + 3HClO 3 \u003d 3H 2 SO 4 + HCl.
Dacă numărul de electroni pierduți de agentul reducător și câștigați de agentul de oxidare este impar și ca urmare a reacției ar trebui să se obțină un număr par de atomi, atunci coeficienții sunt dublați.
Exemplu:
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
Agent reducător J - -1e - ® J o 5 10 oxidare
Coeficienții pentru agentul oxidant și agentul reducător nu vor fi 1 și 5, ci 2 și 10:
10KJ + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5J 2 + 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O.
2. Uneori se consumă suplimentar un agent reducător sau un agent oxidant pentru a lega produsele formate ca rezultat al reacției.
Exemplu:
HBr - + KMn +7 O 4 + HBr ®Br 0 2 + KBr - + Mn +2 Br 2 0 + H 2 O
Agent reducător Br - - e - ® Br 0 5 10 oxidare
agent oxidant Mn +7 + 5e - ® Mn +2 1 2 reducere
În această reacție, zece molecule de HBr reacționează ca agenți reducători și sunt necesare șase molecule de HBr pentru a lega substanțele rezultate (formarea de sare):
10HBr + 2KMnO4 + 6HBr = 5Br2 + 2KBr + 2MnBr2 + 8H2O.
3. Atât ionii pozitivi, cât și cei negativi ai moleculei de agent reducător sunt oxidați simultan.
Exemplu:
As 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
Aici ionii As +3 sunt oxidați la ioni As 2 +3 și în același timp ionii S -2 sunt oxidați la ioni S +6 și anionii N +5 sunt reduși la N +2.
2As +3 - 4e - ® 2As +5
agenţi reducători 3S -2 - 24e - ® 3S +6 oxidare
oxidant N +5 + 3e - ® reducerea N +2
În această reacție, pentru fiecare trei molecule de As 2 S 3 reacţionează 28 de molecule de HNO 3. Verificăm corectitudinea formulării ecuațiilor de reacție prin numărarea atomilor de hidrogen și oxigen din părțile din dreapta și din stânga. Astfel, constatăm că în reacție intră încă 4 molecule de apă, care trebuie alocate în partea stângă a ecuației pentru înregistrarea finală:
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
Agenți reducători 2As +3 + 3S -2 - 28e - ®2As +5 + 3S +6 3 oxidare
oxidant N +5 + 3e - ®N +2 28 reducere
4. Agentul reducător și agentul oxidant sunt ioni ai aceluiași element, dar incluși în substanțe diferite.
Exemplu:
KJ - + KJ +5 O 3 + H 2 SO 4 ® J 0 2 + K 2 SO 4 + H 2 O
Agent reducător J - - e - ® J 0 5 oxidare
oxidant J +5 + 5e - ®J 0 1 reducere
5KJ + KJO 3 + 3H 2 SO 4 = 3J 2 + 3K 2 SO 4 + 3H 2 O.
5. Un agent reducător și un agent oxidant sunt ioni ai aceluiași element care fac parte din aceeași substanță (autooxidare - auto-recuperare).
Exemplu:
HN +3O2® HN +5O3 + N +2O + H2O
Reductor N +3 - 2e - ® N +5 1 oxidare
oxidant N +3 + e - ® N +2 2 reducere
Prin urmare, egalitatea de reacție
În timpul reacțiilor chimice, numărul și natura legăturilor dintre atomii care interacționează se pot modifica, de exemplu. stările de oxidare ale atomilor din molecule se pot modifica.
Reacțiile care modifică starea de oxidare a atomilor se numesc reacții redox.
Exemple de reacții redox (abreviat OVR):
Schimbarea stării de oxidare este asociată cu deplasarea sau transferul electronilor. Indiferent dacă electronii trec de la un atom la altul sau sunt doar parțial atrași de unul dintre atomi, se vorbește condiționat despre întoarcerea și atașarea electronilor.
Processe intoarce electroni se numesc un atom sau un ionoxidare . Procesaderare electroni se numeșterestaurare .
Substanțele ai căror atomi sau ioni donează electroni se numesc agenţi reducători . În timpul reacției, acestea sunt oxidate. Substanțele ai căror atomi sau ioni acceptă electroni se numesc oxidanţi . În timpul reacției, acestea sunt restaurate.
Procesele de oxidare și reducere sunt reprezentate prin ecuații electronice, care indică modificarea stării de oxidare a atomilor care interacționează și a numărului de electroni donați de agentul reducător sau acceptați de agentul oxidant.
Exemple de ecuații care exprimă procesele de oxidare:
Ecuații care exprimă procesele de recuperare:
O reacție redox este un singur proces în care oxidarea și reducerea au loc simultan. Oxidarea unui atom este întotdeauna însoțită de reducerea altuia și invers. în care general numărul de electroni cedaţi de agentul reducător este egal cu numărul de electroni ataşaţi de agentul de oxidare.
Conform legii echivalentelor masele reactanților sunt legate între ele ca masele molare ale echivalenților lor. Cantitatea echivalentă a unei substanțe dintr-un OVR depinde de numărul de electroni donați sau atașați atomilor săi; masa molară a echivalentului se calculează prin formula:
, (1)
Unde M este masa molară a substanței, g/mol
M echivalentul este masa molară a echivalentului substanței, g/mol
-numarul de electroni donati sau atasati
De exemplu, în reacție
un atom de mangan atașează 5 electroni, deci o cantitate echivalentă 
este 1/5 molie, iar un atom de sulf donează 2 electroni și o cantitate echivalentă 
este 1/2 cârtiță. Masele molare ale echivalentelor sunt respectiv
Tipuri de reacții redox
Există trei tipuri de reacții chimice redox: intermoleculare, intramoleculare și reacții de autooxidare-auto-vindecare. Un grup separat este format din reacții electrochimice.
1. OVR intermoleculare sunt reacții în care agentul oxidant și agentul reducător sunt substanțe diferite:
2. OVR intramoleculare sunt reacții în care stările de oxidare ale diferiților atomi ai unei molecule se modifică:
3. Reacțiile de autooxidare-autovindecare sunt reacții în care au loc oxidarea și reducerea atomilor aceluiași element:
4. Reacțiile electrochimice sunt OVR, în care procesele de oxidare și reducere sunt separate spațial (au loc pe electrozi separați), iar electronii sunt transferați de la agentul reducător la agentul de oxidare printr-un circuit electric extern:
Reacțiile redox sunt de obicei complexe, dar cunoscând formulele reactanților și produșilor de reacție și putând determina stările de oxidare ale atomilor, se pot plasa cu ușurință coeficienții în ecuația oricărui OVR.
Un agent oxidant și un agent reducător sunt utilizați pentru a formula o reacție în chimia organică și anorganică. Luați în considerare principalele caracteristici ale unor astfel de interacțiuni, identificați algoritmul pentru compilarea ecuației și aranjarea coeficienților.
Definiții
Un agent oxidant este un atom sau un ion care, atunci când interacționează cu alte elemente, acceptă electroni. Procesul de acceptare a electronilor se numește reducere și este asociat cu o scădere a stării de oxidare.
În cursul chimiei anorganice, sunt luate în considerare două metode principale de aranjare a coeficienților. Agentul de reducere și agentul de oxidare în reacții se determină prin întocmirea balanței electronice sau prin metoda semireacției. Să ne oprim mai în detaliu asupra primei metode de aranjare a coeficienților în OVR.
Stări de oxidare
Înainte de a determina agentul de oxidare în reacție, este necesar să se aranjeze stările de oxidare ale tuturor elementelor din substanțele implicate în transformare. Reprezintă sarcina unui atom al unui element, calculată după anumite reguli. În substanțele complexe, suma tuturor stărilor de oxidare pozitive și negative trebuie să fie egală cu zero. Pentru metalele principalelor subgrupe, corespunde valenței și are o valoare pozitivă.
Pentru nemetale, care sunt situate la sfârșitul formulei, gradul este determinat prin scăderea numărului grupului din opt și are o valoare negativă.
Pentru substanțele simple, este egal cu zero, deoarece nu există un proces de acceptare sau eliberare de electroni.
Pentru compuși complecși formați din mai multe elemente chimice, se folosesc calcule matematice pentru a determina stările de oxidare.
Deci, un agent oxidant este un atom care, în procesul de interacțiune, își scade starea de oxidare, iar un agent reducător, dimpotrivă, îi crește valoarea.
Exemple RIA
Principala caracteristică a sarcinilor legate de aranjarea coeficienților în reacțiile redox este determinarea substanțelor lipsă și compilarea formulelor acestora. Un agent de oxidare este un element care va accepta electroni, dar în plus față de acesta, un agent reducător trebuie să participe și la reacție, dându-i departe.
Iată un algoritm generalizat care poate fi folosit pentru a finaliza sarcinile oferite absolvenților de liceu la un examen de stat unificat. Să luăm în considerare câteva exemple specifice pentru a înțelege că un agent de oxidare nu este doar un element dintr-o substanță complexă, ci și o substanță simplă.
În primul rând, trebuie să aranjați pentru fiecare element valorile stărilor de oxidare, folosind anumite reguli.
În continuare, trebuie să analizați elementele care nu au participat la formarea substanțelor și să elaborați formule pentru ele. După ce toate golurile sunt eliminate, puteți trece la procesul de compilare a unui echilibru electronic între agentul de oxidare și agentul de reducere. Coeficienții rezultați se pun în ecuație, dacă este necesar, adăugându-i în fața acelor substanțe care nu sunt incluse în balanță.
De exemplu, folosind metoda echilibrului electronic, este necesar să completați ecuația propusă, să plasați coeficienții necesari în fața formulelor.
H 2 O 2 + H 2 SO 4 + KMnO 4 \u003d MnSO 4 + O 2 + ... + ...
Pentru început, pentru fiecare, determinăm valorile stărilor de oxidare, obținem
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 + …+…
În schema propusă, se schimbă pentru oxigen, precum și pentru mangan în permanganat de potasiu. Astfel, am găsit un agent reducător și un agent oxidant. În partea dreaptă, nu există nicio substanță în care ar fi potasiul, așa că în loc de omisiuni, vom alcătui formula pentru sulfatul său.
Ultimul pas în această sarcină va fi plasarea coeficienților.
5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 + 2KMnO 4 \u003d 2Mn SO 4 + 5O 2 + 8H 2 O + K 2 SO 4
Acizii, permanganatul de potasiu, peroxidul de hidrogen pot fi considerați agenți oxidanți puternici. Toate metalele prezintă proprietăți reducătoare, transformându-se în cationi cu sarcină pozitivă în reacții.
Concluzie
Procesele privind acceptarea și întoarcerea electronilor negativi apar nu numai în chimia anorganică. Metabolismul, care se desfășoară în organismele vii, este o variantă clară a cursului reacțiilor redox în chimia organică. Aceasta confirmă semnificația proceselor luate în considerare, relevanța lor pentru natura animată și neînsuflețită.
FUNDAMENTE DE CHIMIE TEORETICĂ
10. Reacții redox
Reacții redox în soluții.
Reacțiile chimice care apar cu modificarea gradului de oxidare a elementelor care alcătuiesc reactanții se numesc reacții redox.
Oxidare
- este procesul de donare de electroni dintr-un atom, moleculă sau ion. Dacă un atom renunță la electroni, atunci capătă o sarcină pozitivă: l - , cedează 1 electron, apoi devine un atom neutru:
Dacă un ion sau un atom încărcat pozitiv renunță la electroni, atunci valoarea sarcinii sale pozitive crește în funcție de numărul de electroni dat:
Reducerea este procesul de adăugare de electroni la un atom, moleculă sau ion.
Dacă un atom câștigă electroni, apoi se transformă într-un ion încărcat negativ:
Dacă un ion încărcat pozitiv acceptă electroni, atunci sarcina lui scade:
sau poate merge la un atom neutru:
agent oxidant
acceptând electroni. restaurator este un atom, moleculă sau ion, donând electroni.Oxidant
in timpul reactiei este redus, agentul reducător este oxidat.Trebuie amintit că a considera oxidarea (reducerea) ca un proces de donare (și acceptare) de electroni de către atomi sau ioni nu reflectă întotdeauna situația adevărată, deoarece în multe cazuri nu există un transfer complet de electroni, ci doar o schimbare a electronilor. norul de electroni de la un atom la altul.
Cu toate acestea, pentru compilarea ecuațiilor reacțiilor redox, nu contează ce fel de legătură se formează în acest caz - ionică sau covalentă. Prin urmare, pentru simplitate, vom vorbi despre adăugarea sau donarea de electroni, indiferent de tipul de legătură.
Determinarea coeficienților stoichiometrici în ecuațiile reacțiilor redox. Când se elaborează o ecuație pentru o reacție redox, este necesar să se determine agentul reducător, agentul de oxidare și numărul de electroni dați și primiți. De regulă, coeficienții sunt selectați folosind fie metoda balanță electronică
, oricare dintre metode echilibru electron-ion (uneori aceasta din urmă se numește metoda jumatate de reactii ).Ca exemplu de compilare a ecuațiilor reacțiilor redox, luați în considerare procesul de oxidare a piritei cu acid azotic concentrat.
În primul rând, definim produsele reacției.
HNO3 este un agent oxidant puternic, astfel încât sulful va fi oxidat până la starea sa de oxidare maximă S 6+ și fier - la Fe 3+, în timp ce HNO 3 se poate recupera până la N0 sau NO2. Vom alege N O:Unde va fi amplasat
H2O (pe partea stângă sau dreaptă), nu știm încă.1. Aplicați mai întâi metoda echilibrului electron-ion
(jumatati de reactii). Această metodă are în vedere trecerea electronilor de la un atom sau ion la altul, ținând cont de natura mediului (acid, alcalin sau neutru) în care are loc reacția.La compilarea ecuațiilor pentru procesele de oxidare și reducere, pentru a egaliza numărul de atomi de hidrogen și oxigen, se introduc fie molecule de apă, fie ioni de hidrogen (în funcție de mediu) (dacă mediul este acid), sau molecule de apă și ioni de hidroxid (dacă mediul este alcalin).În consecință, în produsele obținute, în partea dreaptă a ecuației electron-ionice, vor exista ioni de hidrogen și molecule de apă (mediu acid) sau ioni de hidroxid și molecule de apă (mediu alcalin).
adică la scrierea ecuațiilor electron-ionice trebuie să se pornească de la compoziția ionilor prezenți efectiv în soluție.În plus, ca și în prepararea ecuațiilor ionice abreviate, substanțele sunt slab disociante, slab solubile sau eliberate sub formă de gaz. trebuie scris în formă moleculară.
Considerăm pentru cazul nostru semireacția de oxidare. Moleculă
FeS 2 se transformă în ion Fe 3+ (F e (N O 3) 3 se disociază complet în ioni, hidroliza este neglijată) și doi ioni SO 4 2 - (disocierea H2S04):Pentru a egaliza oxigenul, adăugați 8 molecule H în partea stângă
2 Oh, și în dreapta - 16 ioni H+ (mediu acid):Încărcarea pe partea stângă este 0, taxa pe partea dreaptă este +15, deci
FeS 2 trebuie să doneze 15 electroni:Luați în considerare acum semireacția de reducere a ionului de nitrat:
Trebuie luat de la
NUMARUL 3 2 atomi O. Pentru a face acest lucru, adăugați 4 ioni H în partea stângă 1+ (mediu acid), iar în dreapta - 2 molecule H 2 O:Pentru a egaliza încărcarea în partea stângă (încărcare
+3) adăugați 3 electroni:În sfârșit avem:
Reducerea ambelor părți cu 16N
+ și 8Н 2 Oh, obținem ecuația ionică redusă a reacției redox:Prin adăugarea numărului corespunzător de ioni de ambele părți ale ecuației
NUMARUL 3 - şi H+ găsim ecuația reacției moleculare:Vă rugăm să rețineți că nu a trebuit niciodată să determinați starea de oxidare a elementelor pentru a determina numărul de electroni dați și primiți. În plus, am luat în considerare influența mediului și am determinat automat că H
2 O este în partea dreaptă a ecuației. Nu există nicio îndoială că această metodă mult mai în concordanță cu simțul chimic decât metoda standard de echilibrare a electronilor, deși acesta din urmă este oarecum mai ușor de înțeles.2. Echivalăm această reacție prin metoda balanță electronică . Procesul de recuperare este descris:
Este mai dificil să se elaboreze o schemă de oxidare, deoarece două elemente sunt oxidate simultan -
Fe și S. Este posibil să se atribuie fierului starea de oxidare 2+, sulfului 1- și să se țină cont de faptul că există doi atomi de S pe atom de Fe:
Cu toate acestea, este posibil să se facă fără a determina stările de oxidare și să noteze o schemă asemănătoare cu schema
Partea dreaptă are o sarcină de +15, partea stângă are o sarcină de 0, deci
FeS 2 trebuie să doneze 15 electroni. Notați soldul total:
cinci molecule de HNO
3 urmează a fi oxidat FeS2, și încă trei molecule HNO3 necesare educatiei Fe (N O 3) 3:Pentru a egaliza hidrogenul și oxigenul, adăugați două molecule de H în partea dreaptă
2 O:Metoda echilibrului electron-ion este mai versatilă decât metoda echilibrului electronic și are un avantaj incontestabil în selectarea coeficienților
în multe reacții redox, în special, care implică compuși organici, în care chiar și procedura de determinare a stărilor de oxidare este foarte complicată.Luați în considerare, de exemplu, procesul de oxidare a etilenei care are loc atunci când este trecut printr-o soluție apoasă de permanganat de potasiu. Ca rezultat, etilena este oxidată la etilenglicol HO-
CH2 - CH2 -OH, iar permanganatul este redus la oxid de mangan (IV), în plus, după cum va fi evident din ecuația bilanțului final, se formează și hidroxid de potasiu în partea dreaptă:
După efectuarea reducerilor necesare de termeni similari, scriem ecuația în forma moleculară finală
Potențialele standard ale reacțiilor redox.
Posibilitatea ca orice reacție redox să apară în condiții reale se datorează mai multor motive: temperatură, natura agentului oxidant și a agentului reducător, aciditatea mediului, concentrația de substanțe implicate în reacție etc. Poate fi greu de luat în considerare toți acești factori, dar, amintindu-ne că orice reacție redox are loc cu transferul de electroni de la agentul reducător la agentul de oxidare, este posibil să se stabilească un criteriu pentru posibilitatea unei astfel de reacții.Caracteristicile cantitative ale proceselor redox sunt potențialele redox normale ale agenților oxidanți și reducători (sau potenţiale standard electrozi).
Pentru a înțelege semnificația fizico-chimică a unor astfel de potențiale, este necesar să se analizeze așa-numitele procese electrochimice.
Procesele chimice însoțite de apariția unui curent electric sau provocate de acesta se numesc electrochimice.
Pentru a înțelege natura proceselor electrochimice, ne întoarcem la luarea în considerare a mai multor situații destul de simple. Imaginați-vă o placă de metal scufundată în apă. Sub acțiunea moleculelor polare de apă, ionii metalici se desprind de pe suprafața plăcii și se hidratează, trec în faza lichidă. În acest caz, acesta din urmă devine încărcat pozitiv, iar pe placa metalică apare un exces de electroni. Cu cât procesul continuă, cu atât taxa devine mai mare.
, ambele plăci și fază lichidă.Datorită atracției electrostatice a cationilor soluției și a electronilor metalici în exces, la limita de fază apare un așa-numit strat dublu electric, care inhibă tranziția ulterioară a ionilor metalici în faza lichidă. În sfârșit, vine un moment în care se stabilește un echilibru între soluție și placa metalică, care poate fi exprimat prin ecuația:
sau ținând cont de hidratarea ionilor în soluție:
Starea acestui echilibru depinde de natura metalului, de concentrația ionilor săi în soluție, de temperatură și
presiune.Când un metal este scufundat nu în apă, ci într-o soluție dintr-o sare a acestui metal, echilibrul se deplasează spre stânga în conformitate cu principiul lui Le Chatelier și, cu cât concentrația de ioni metalici în soluție este mai mare, cu atât mai mare. Metalele active, ai căror ioni au o bună capacitate de a intra în soluție, vor fi în acest caz încărcate negativ, deși într-o măsură mai mică decât în apa pură.
Echilibrul poate fi deplasat spre dreapta dacă electronii sunt îndepărtați din metal într-un fel sau altul. Aceasta va dizolva placa de metal. Dimpotrivă, dacă electronii sunt aduși pe o placă de metal din exterior, atunci ionii se vor depune pe aceasta.
din soluţie.Când un metal este scufundat într-o soluție, se formează un strat electric dublu la limita de fază. Diferența de potențial care apare între metal și faza lichidă din jur se numește potențial electrod. Acest potențial este o caracteristică a capacității redox a metalului sub forma unei faze solide.
Într-un atom de metal izolat (starea unui vapor monoatomic care apare la temperaturi ridicate și grade ridicate de rarefacție), proprietățile redox sunt caracterizate de o altă cantitate numită potențial de ionizare. Potențialul de ionizare este energia necesară pentru a desprinde un electron dintr-un atom izolat.
Valoarea absolută a potențialului electrodului nu poate fi măsurată direct. În același timp, nu este dificil să se măsoare diferența de potențial electrod care apare într-un sistem format din două perechi metal-soluție. Se numesc astfel de cupluri jumătăți de elemente . Am convenit să determinăm potențialele electrodului metalelor în raport cu așa-numitul electrod standard de hidrogen, al cărui potențial este luat în mod arbitrar ca zero. Un electrod standard de hidrogen constă dintr-o placă de platină special preparată, scufundată într-o soluție acidă cu o concentrație de ioni de hidrogen de 1 mol/l și spălată cu un jet de hidrogen gazos la o presiune de 10
5 Pa, la 25 °C.Un număr de potențiale standard ale electrodului.
Dacă o placă de metal scufundată într-o soluție de sare cu o concentrație de ioni metalici egală cu 1 mol / l este conectată la un electrod standard de hidrogen, atunci se va obține o celulă galvanică. Forța electromotoare a acestui element (EMF), măsurată la 25 ° C, caracterizează potențialul electrod standard al unui metal, denumită în mod obișnuit E°.Potențialele standard ale electrozilor care acționează ca agenți reducători în raport cu hidrogenul au semnul „-”, iar semnul „+” are potențialele standard ale electrozilor care sunt agenți oxidanți.
Metalele, dispuse în ordinea crescătoare a potențialelor lor standard ale electrodului, formează așa-numitele serie de tensiune electrochimică a metalelor :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.
O serie de tensiuni caracterizează proprietățile chimice ale metalelor:
1. Cu cât potenţialul electrodului metalului este mai negativ, cu atât capacitatea sa de reducere este mai mare.
2. Fiecare metal este capabil să înlocuiască (restaurează) din soluțiile sărate acele metale care se află în seria electrochimică a tensiunilor metalice după el.
3. Toate metalele care au un potențial de electrod standard negativ, adică cele care se află în seria electrochimică a tensiunilor metalice la stânga hidrogenului, sunt capabile să-l înlocuiască din soluțiile acide.
Ca și în cazul determinării valorii E° a metalelor, valorile E° ale nemetalelor sunt măsurate la o temperatură de 25 ° C și la o concentrație a tuturor particulelor atomice și moleculare implicate în echilibru egală cu 1 mol. /l.
Valoarea algebrică a potențialului redox standard caracterizează activitatea oxidativă a formei oxidate corespunzătoare. De aceea Compararea valorilor potențialelor redox standard permite răspunsul la întrebarea: aceasta sau acea reacție redox continuă?
Un criteriu cantitativ pentru evaluarea posibilității apariției unei anumite reacții redox este valoarea pozitivă a diferenței dintre potențialele redox standard ale semireacțiilor de oxidare și reducere.
Electroliza soluțiilor.
Combinația de reacții redox care apar pe electrozi în soluții de electroliți sau se topește atunci când trece un curent electric prin ei se numește electroliză.La catodul sursei de curent are loc procesul de transfer de electroni la cationi dintr-o soluție sau topitură, prin urmare catodul este „reductorul”. La anod, electronii sunt donați de anioni, prin urmare anodul este „oxidantul”.
În timpul electrolizei, procesele concurente pot avea loc atât la anod, cât și la catod.
Când electroliza este efectuată folosind un anod inert (neconsumabil) (de exemplu, grafit sau platină), de regulă, două procese oxidative și două procese de reducere concurează:
la anod - oxidarea anionilor și a ionilor de hidroxid,
la catod - reducerea cationilor si ionilor de hidrogen.
Când electroliza este efectuată folosind un anod activ (consumabil), procesul devine mai complicat și reacțiile concurente pe electrozi sunt:
la anod - oxidarea anionilor și a ionilor hidroxid, dizolvarea anodică a metalului - materialul anodului;
la catod - reducerea cationului de sare si a ionilor de hidrogen, reducerea cationilor metalici obtinuti prin dizolvarea anodului.
Atunci când alegeți cel mai probabil proces la anod și catod, trebuie să mergeți din poziția în care va avea loc reacția care necesită cel mai mic consum de energie. În plus, pentru a selecta cel mai probabil proces la anod și catod în timpul electrolizei soluțiilor de sare cu un electrod inert, se folosesc următoarele reguli:
La anod se pot forma următoarele produse: a) în timpul electrolizei soluțiilor care conțin anioni F - , SO 4 2- , N Cam 3 - , RO 4 3 - , precum și soluțiile alcaline, se eliberează oxigen; b) în timpul oxidării anionilor C l - , V r - , eu -se eliberează clor, brom, iod, respectiv;c) în timpul oxidării anionilor acizilor organici are loc procesul:2. In electroliza solutiilor sarate care contin ioni situati intr-o serie de tensiuni la stanga lui Al
3+ , hidrogenul este eliberat la catod; dacă ionul este situat în seria de tensiuni la dreapta hidrogenului, atunci metalul este eliberat la catod.3. În timpul electrolizei soluţiilor sărate care conţin ioni situati într-o serie de tensiuni între
Al+ şi H+ , procesele concurente atât de reducere a cationilor, cât și de degajare a hidrogenului pot avea loc la catod.Să luăm ca exemplu electroliza unei soluții apoase de clorură de cupru pe electrozi inerți. Ionii de Cu sunt prezenți în soluție.
2+ și 2Cl - , care, sub influența curentului electric, sunt direcționate către electrozii corespunzători:
Cuprul metalic este eliberat la catod, iar clorul gazos este eliberat la anod.
Dacă în exemplul considerat de electroliză în soluţie
CuCl 2 luați o placă de cupru ca anod, apoi cuprul este eliberat la catod și la anod, unde au loc procesele de oxidare, în loc să descarce ionii C l - iar eliberarea de clor duce la oxidarea anodului (cuprul). În acest caz, are loc dizolvarea anodului în sine, iar sub formă de ioni de Cu acestaintra in solutie. Electroliză CuCl 2 cu un anod solubil se poate scrie astfel:
Electroliza soluțiilor de sare cu un anod solubil se reduce la oxidarea materialului anodic (dizolvarea acestuia) și este însoțită de transferul de metal de la anod la catod. Această proprietate este utilizată pe scară largă în rafinarea (purificarea) metalelor din contaminare.
Electroliza topiturii. Pentru a obține metale foarte active (sodiu, aluminiu, magneziu, calciu etc.), care interacționează ușor cu apa, se utilizează electroliza sărurilor sau oxizilor topiți:
Dacă trece un curent electric printr-o soluție apoasă dintr-o sare metalică activă și un acid care conține oxigen, atunci nici cationii metalici și nici ionii reziduului acid nu sunt descărcați. Hidrogenul este eliberat la catod
și pe anod - oxigen, iar electroliza se reduce la descompunerea electrolitică a apei.Electroliza soluțiilor de electroliți este mai profitabilă din punct de vedere energetic decât topiturile, deoarece electroliții - săruri și alcalii - se topesc la temperaturi foarte ridicate.
Legea lui Faraday a electrolizei.
Dependența cantității de substanță formată sub acțiunea unui curent electric de timp, puterea curentului și natura electrolitului poate fi stabilită pe baza unei generalizări. legea lui Faraday :Unde t - masa substanței formată în timpul electrolizei (g); E - masa echivalentă a unei substanțe (g/mol); M este masa molară a substanței (g/mol); P- numărul de electroni dați sau primiți;
I - puterea curentului (A); t- durata procesului(Cu); F - constanta lui Faraday,care caracterizează cantitatea de electricitate necesară pentru a elibera 1 masă echivalentă a unei substanțe(F= 96.500 C/mol = 26,8 Ah/mol).