DEFINIȚIE

Starea de oxidare este o evaluare cantitativă a stării unui atom al unui element chimic dintr-un compus, pe baza electronegativității acestuia.

Ia atât valori pozitive, cât și negative. Pentru a indica starea de oxidare a unui element dintr-un compus, trebuie să plasați o cifră arabă cu semnul corespunzător ("+" sau "-") deasupra simbolului său.

Trebuie amintit că starea de oxidare este o mărime care nu are sens fizic, deoarece nu reflectă sarcina reală a atomului. Cu toate acestea, acest concept este utilizat pe scară largă în chimie.

Tabelul stărilor de oxidare ale elementelor chimice

Starea de oxidare maximă pozitivă și minimă negativă poate fi determinată folosind Tabelul periodic D.I. Mendeleev. Ele sunt egale cu numărul grupului în care se află elementul și diferența dintre valoarea stării de oxidare „mai înaltă” și, respectiv, numărul 8.

Dacă luăm în considerare compușii chimici mai specific, atunci în substanțele cu legături nepolare starea de oxidare a elementelor este zero (N 2, H 2, Cl 2).

Starea de oxidare a metalelor în stare elementară este zero, deoarece distribuția densității electronilor în ele este uniformă.

În compușii ionici simpli, starea de oxidare a elementelor incluse în ei este egală cu sarcina electrică, deoarece în timpul formării acestor compuși are loc o tranziție aproape completă a electronilor de la un atom la altul: Na +1 I -1, Mg +2CI-12, Al+3F-13, Zr+4Br-14.

La determinarea stării de oxidare a elementelor din compușii cu legături covalente polare, se compară valorile electronegativității acestora. Deoarece în timpul formării unei legături chimice, electronii sunt deplasați către atomii mai multor elemente electronegative, acestea din urmă au o stare de oxidare negativă în compuși.

Există elemente care se caracterizează printr-o singură valoare a stării de oxidare (fluor, metale din grupele IA și IIA etc.). Fluorul, caracterizat prin cea mai mare valoare a electronegativității, are întotdeauna o stare de oxidare negativă constantă (-1) în compuși.

Elementele alcaline și alcalino-pământoase, care se caracterizează printr-o valoare de electronegativitate relativ scăzută, au întotdeauna o stare de oxidare pozitivă egală cu (+1) și respectiv (+2).

Există însă și elemente chimice care se caracterizează prin mai multe stări de oxidare (sulf - (-2), 0, (+2), (+4), (+6), etc.).

Pentru a ne aminti mai ușor câte și ce stări de oxidare sunt caracteristice unui anumit element chimic, utilizați tabele cu stările de oxidare ale elementelor chimice, care arată astfel:

Număr de serie	Rusă/Engleză Nume	Simbol chimic	Starea de oxidare
	Hidrogen
	Heliu
	Litiu
	Beriliu
			(-1), 0, (+1), (+2), (+3)
	Carbon		(-4), (-3), (-2), (-1), 0, (+2), (+4)
	Azot / Azot		(-3), (-2), (-1), 0, (+1), (+2), (+3), (+4), (+5)
	Oxigen		(-2), (-1), 0, (+1), (+2)
	Fluor
	Sodiu/Sodiu
	Magneziu / Magneziu
	Aluminiu
	Siliciu		(-4), 0, (+2), (+4)
	Fosfor / Fosfor		(-3), 0, (+3), (+5)
	Sulf/Sulphur		(-2), 0, (+4), (+6)
	Clor		(-1), 0, (+1), (+3), (+5), (+7), rar (+2) și (+4)
	Argon / Argon
	Potasiu/Potasiu
	Calciu
	Scandium / Scandium
	Titan		(+2), (+3), (+4)
	Vanadiu		(+2), (+3), (+4), (+5)
	Crom / Crom		(+2), (+3), (+6)
	Mangan / Mangan		(+2), (+3), (+4), (+6), (+7)
	Fier		(+2), (+3), rare (+4) și (+6)
	Cobalt		(+2), (+3), rar (+4)
	Nichel		(+2), rare (+1), (+3) și (+4)
	Cupru		+1, +2, rar (+3)
	Galiu		(+3), rar (+2)
	Germanium / Germanium		(-4), (+2), (+4)
	Arsenic/Arsenic		(-3), (+3), (+5), rar (+2)
	Seleniu		(-2), (+4), (+6), rar (+2)
	Brom		(-1), (+1), (+5), rar (+3), (+4)
	Krypton / Krypton
	Rubidiu / Rubidiu
	Stronțiu / Stronțiu
	Ytriu / Ytriu
	Zirconiu / Zirconiu		(+4), rare (+2) și (+3)
	Niobiu / Niobiu		(+3), (+5), rare (+2) și (+4)
	Molibden		(+3), (+6), rare (+2), (+3) și (+5)
	Tehnețiu / Tehnețiu
	Ruteniu / Ruteniu		(+3), (+4), (+8), rare (+2), (+6) și (+7)
	Rodiu		(+4), rare (+2), (+3) și (+6)
	Paladiu		(+2), (+4), rar (+6)
	Argint		(+1), rare (+2) și (+3)
	Cadmiu		(+2), rar (+1)
	Indiu		(+3), rare (+1) și (+2)
	Staniu/Tiniu		(+2), (+4)
	Antimoniu / Antimoniu		(-3), (+3), (+5), rar (+4)
	Telur / Tellurium		(-2), (+4), (+6), rar (+2)
			(-1), (+1), (+5), (+7), rar (+3), (+4)
	Xenon / Xenon
	cesiu
	Bariu / Bariu
	Lanthanum / Lanthanum
	ceriu		(+3), (+4)
	Praseodimiu / Praseodimiu
	Neodim / Neodim		(+3), (+4)
	Promethium / Promethium
	Samariul / Samariul		(+3), rar (+2)
	Europiu		(+3), rar (+2)
	Gadoliniu / Gadoliniu
	Terbiu / Terbiu		(+3), (+4)
	Disprosium / Disprosium
	Holmiu
	Erbiu
	Tuliu		(+3), rar (+2)
	Itterbiu / Iterbiu		(+3), rar (+2)
	Lutetium / Lutetium
	Hafniu / Hafniu
	Tantal / Tantal		(+5), rar (+3), (+4)
	Tungsten/Tungsten		(+6), rare (+2), (+3), (+4) și (+5)
	Reniu / Reniu		(+2), (+4), (+6), (+7), rare (-1), (+1), (+3), (+5)
	Osmiu / Osmiu		(+3), (+4), (+6), (+8), rare (+2)
	Iridium / Iridium		(+3), (+4), (+6), rar (+1) și (+2)
	Platină		(+2), (+4), (+6), rare (+1) și (+3)
	Aur		(+1), (+3), rar (+2)
	Mercur		(+1), (+2)
	Taliu / Taliu		(+1), (+3), rar (+2)
	Plumb/Plumb		(+2), (+4)
	Bismut		(+3), rare (+3), (+2), (+4) și (+5)
	Poloniu		(+2), (+4), rar (-2) și (+6)
	Astatin
	Radon / Radon
	Franciu
	Radiu
	actiniu
	Toriu
	Proactiniu / Protactiniu
	Uraniu / Uraniu		(+3), (+4), (+6), rare (+2) și (+5)

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

Răspuns Vom determina alternativ starea de oxidare a fosforului în fiecare dintre schemele de transformare propuse și apoi alegem răspunsul corect.

• Starea de oxidare a fosforului în fosfină este (-3), iar în acidul ortofosforic - (+5). Modificarea stării de oxidare a fosforului: +3 → +5, adică prima varianta de raspuns.
• Starea de oxidare a unui element chimic într-o substanță simplă este zero. Gradul de oxidare al fosforului în oxidul de compoziție P 2 O 5 este (+5). Modificarea stării de oxidare a fosforului: 0 → +5, adică a treia variantă de răspuns.
• Gradul de oxidare al fosforului în compoziţia acidă HPO3 este (+5), iar H3PO2 este (+1). Modificarea stării de oxidare a fosforului: +5 → +1, adică a cincea variantă de răspuns.

EXEMPLUL 2

Exercițiu	Starea de oxidare (-3) a carbonului din compus este: a) CH3Cl; b) C2H2; c) HCOH; d) C2H6.
Soluţie	Pentru a da răspunsul corect la întrebarea pusă, vom determina alternativ gradul de oxidare a carbonului în fiecare dintre compușii propuși. a) starea de oxidare a hidrogenului este (+1), iar cea a clorului este (-1). Să luăm starea de oxidare a carbonului drept „x”: x + 3×1 + (-1) =0; Răspunsul este incorect. b) starea de oxidare a hidrogenului este (+1). Să luăm starea de oxidare a carbonului drept „y”: 2×y + 2×1 = 0; Răspunsul este incorect. c) starea de oxidare a hidrogenului este (+1), iar cea a oxigenului este (-2). Să luăm starea de oxidare a carbonului drept „z”: 1 + z + (-2) +1 = 0: Răspunsul este incorect. d) starea de oxidare a hidrogenului este (+1). Să luăm starea de oxidare a carbonului drept „a”: 2×a + 6×1 = 0; Răspuns corect.
Răspuns	Opțiunea (d)

Calculul stării de oxidare

rezumat

1. Formarea personalului este unul dintre cele mai importante domenii ale muncii unui manager 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 control

1. Ce grupuri de factori trebuie luate în considerare la crearea unei structuri organizatorice?
2. Ce etape ale designului organizației pot fi distinse?
3. Explicați conceptul de „evaluare calitativă a nevoilor de personal”.
4. Descrieți conceptul de „nevoi suplimentare de personal”.
5. Care este scopul analizei situației personalului din regiune?
6. Care este scopul analizei performanței?
7. Ce etape ale analizei activității pot fi distinse?
8. Explicați ce este o profesiogramă?
9. Ce factori de mediu influențează procesul de recrutare a candidaților?
10. Descrieți sursele de recrutare interne și externe.
11. Cum se evaluează calitatea unui set?
12. Ce metode sunt utilizate pentru evaluarea candidaților?
13. Ce paradigme competitive de recrutare cunoașteți?
14. Numiți etapele adaptării angajaților în 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 o moleculă este întotdeauna egală cu 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), oxigen (-2 ) (cu excepția F 2 -1 O +2 și 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 + O20 2Mg +20-2

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

Astfel de reacții se numesc redox.

Pe baza schimbării stării de oxidare, toate reacțiile chimice pot fi împărțite în două tipuri:

I. Reacţii care apar fără modificarea stării de oxidare a elementelor care alcătuiesc substanţele care reacţionează. Astfel de reacții sunt clasificate ca reacții de schimb ionic.

Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O.

II. Reacții care apar cu modificarea stării de oxidare a elementelor

incluse în substanţele care reacţionează. Astfel de reacții sunt clasificate ca reacții redox.

5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.

Starea de oxidare(oxidare) - o caracteristică a stării atomilor elementelor din compoziția unei molecule. Caracterizează distribuția neuniformă a electronilor între atomii elementelor și corespunde sarcinii pe care un atom al unui element ar dobândi-o dacă toate perechile de electroni comuni ale legăturilor sale chimice s-ar deplasa către un element mai electronegativ. În funcție de electronegativitatea relativă a elementelor care formează legătura, perechea de electroni poate fi deplasată la unul dintre atomi sau situată simetric față de nucleele atomice. Prin urmare, starea de oxidare a elementelor poate avea o valoare negativă, pozitivă sau zero.

Elementele ai căror atomi acceptă electroni de la alți atomi au o stare de oxidare negativă. Elementele ai căror atomi își donează electronii altor atomi au o stare de oxidare pozitivă. Atomii din moleculele substanțelor simple au o stare de oxidare zero și, de asemenea, dacă substanța este în stare atomică.

Starea de oxidare este indicată de +1, +2.

Sarcina ionică 1+, 2+.

Starea de oxidare a unui element dintr-un compus este determinată conform regulilor:

1. Starea de oxidare a unui element din substanțele simple este zero.

2. Unele elemente prezintă o stare constantă de oxidare în aproape toți compușii lor. Aceste elemente includ:

Are o stare de oxidare de +1 (cu excepția hidrurilor metalice).

O are o stare de oxidare de –2 (cu excepția fluorurilor).

3. Elementele grupelor I, II și III ale principalelor subgrupe ale Tabelului periodic al elementelor lui D. I. Mendeleev au o stare de oxidare constantă egală cu numărul grupului.

Elementele Na, Ba, Al: stare de oxidare +1, +2, respectiv +3.

4. Pentru elementele care au o stare de oxidare variabilă, există conceptul de stări de oxidare superioare și inferioare.

Cea mai mare stare de oxidare a unui element este egală cu numărul grupului de tabel periodic al elementelor al lui D.I. Mendeleev în care se află elementul.

Elementele N, Cl: cea mai mare stare de oxidare +5, respectiv +7.

Cea mai scăzută stare de oxidare a unui element este egală cu numărul de grup din Tabelul periodic al elementelor al lui D.I. Mendeleev, în care se află elementul minus opt.

Elementele N, Cl: cea mai scăzută stare de oxidare -3, respectiv -1.

5. La ionii cu un singur element, starea de oxidare a elementului este egală cu sarcina ionului.

Fe 3+ - starea de oxidare este +3; S 2- - starea de oxidare este -2.

6. Suma stărilor de oxidare ale tuturor atomilor elementelor dintr-o moleculă este zero.

KNO 3; (+1) + X+ 3 · (-2) = 0; X= +5. Starea de oxidare a azotului este +5.

7. Suma stărilor de oxidare ale tuturor atomilor elementelor dintr-un ion este egală cu sarcina ionului.

SO42-; X+ 4· (-2) = -2; X= +6. Starea de oxidare a sulfului este +6.

8. În compușii formați din două elemente, elementul scris în dreapta are întotdeauna cea mai scăzută stare de oxidare.

Reacțiile în care starea de oxidare a elementelor se modifică sunt clasificate ca reacții redox /ORR/. Aceste reacții constau în procese de oxidare și reducere.

Oxidare este procesul de renunțare la electroni de către un element care face parte dintr-un atom, moleculă sau ion.

Al 0 – 3e = Al 3+

H2 – 2e = 2H +

Fe 2+ - e = Fe 3+

2Cl - - 2e= CI2

În timpul oxidării, starea de oxidare a elementului crește. O substanță (atom, moleculă sau ion) care conține un element care donează electroni se numește agent reducător. Agenţi reducători Al, H2, Fe2+, CI--. Agentul reducător este oxidat.

Recuperare este procesul de adăugare de electroni la un element care face parte dintr-un atom, moleculă sau ion.

Cl 2 + 2e = 2Cl -

Fe 3+ + e = Fe 2+

În timpul reducerii, starea de oxidare a elementului scade. O substanță (atom, moleculă sau ion) care conține un element care acceptă electroni se numește agent oxidant. S, Fe3+, CI2 sunt agenţi de oxidare. Agentul de oxidare este redus.

Numărul total de electroni din sistem nu se modifică în timpul unei reacții chimice. Numărul de electroni cedați de agentul reducător este egal cu numărul de electroni câștigați de agentul oxidant.

Pentru a compila o ecuație pentru o reacție de oxidare-reducere (ORR) în soluții, se folosește metoda ion-electronică (metoda semireacției).

OVR poate apărea în medii acide, neutre sau alcaline. Ecuațiile de reacție iau în considerare posibila participare a moleculelor de apă (HOH) și excesul de ioni H + sau OH - conținut în soluție, în funcție de natura mediului:

în mediu acid - ioni HOH și H +;

într-un mediu neutru - numai NON;

într-un mediu alcalin - ioni HOH și OH -.

La compilarea ecuațiilor OVR, este necesar să se respecte o anumită secvență:

1.Scrieți o diagramă de reacție.

2.Identificați elementele care au modificat starea de oxidare.

3.Scrieți o diagramă sub formă ionico-moleculară scurtă: electroliți puternici sub formă de ioni, electroliți slabi sub formă de molecule.

4. Alcătuiți ecuații pentru procesele de oxidare și reducere (ecuații de semireacții). Pentru a face acest lucru, notați elementele care schimbă starea de oxidare sub formă de particule reale (ioni, atomi, molecule) și egalizați numărul fiecărui element din partea stângă și dreaptă a semireacției.

Notă:

Dacă substanța de pornire conține mai puțini atomi de oxigen decât produsele (P PO 4 3-), atunci lipsa oxigenului este asigurată de mediu.

Dacă substanța de pornire conține mai mulți atomi de oxigen decât produsele (SO 4 2- SO 2), atunci oxigenul eliberat este legat de mediu.

5. Egalizați părțile din stânga și dreapta ale ecuațiilor în funcție de numărul de sarcini. Pentru a face acest lucru, adăugați sau scădeți numărul necesar de electroni.

6.Selectați factorii pentru semireacțiile de oxidare și reducere, astfel încât numărul de electroni în timpul oxidării să fie egal cu numărul de electroni în timpul reducerii.

7.Rezumăți semireacțiile de oxidare și reducere, ținând cont de factorii găsiți.

8.Scrieți ecuația ionico-moleculară rezultată în formă moleculară.

9.Efectuați un test de oxigen.

Există trei tipuri de reacții redox:

a) Intermoleculare - reacții în care starea de oxidare se modifică pentru elementele care alcătuiesc diferite molecule.

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

b) Intramoleculare - reacții în care starea de oxidare se modifică pentru elementele care alcătuiesc o moleculă.

REACȚII REDOX

Starea de oxidare

Starea de oxidare este sarcina nominală a unui atom dintr-o moleculă, calculată în 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, iar atomii elementelor cu electronegativitate mai mică au stări de oxidare pozitive.

Starea de oxidare este un concept formal; în unele cazuri, starea de oxidare nu coincide cu valența.

De exemplu:

N2H4 (hidrazină)

gradul de oxidare a azotului – -2; valența azotului - 3.

Calculul stării 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; H2 0).

2. Suma algebrică a stărilor de oxidare ale tuturor atomilor care alcătuiesc o moleculă este întotdeauna egală cu 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, CaH2 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:

V 2 +5 O 5 -2 ;N / A 2 +1 B 4 +3 O 7 -2 ;K +1 Cl +7 O 4 -2 ;N -3 H 3 +1 ;K2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ;N / A 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2

Reacții fără și cu modificări ale stării de oxidare

Există două tipuri de reacții chimice:

AReacții în care starea de oxidare a elementelor nu se modifică:

Reacții de adaos

ASA DE 2 +Na 2 O → Na 2 ASA DE 3

Reacții de descompunere

Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O

Reacții de schimb

AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3

NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O

BReacții în care are loc o modificare a stărilor de oxidare ale atomilor elementelor care alcătuiesc compușii care reacţionează:

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

Astfel de reacții se numesc reacții redox

Reacțiile redox sunt reacții în care stările de oxidare ale atomilor se modifică. Reacțiile redox sunt foarte frecvente. Toate reacțiile de ardere sunt redox.
Reacția redox constă din două procese care nu pot avea loc separat unul de celălalt. Procesul de creștere a stării de oxidare se numește oxidare. Concomitent cu oxidarea are loc reducerea, adică procesul de scădere a stării de oxidare.

Reducerea de oxidare

În consecință, în reacțiile redox există doi participanți principali: un agent oxidant și un agent reducător. Procesul de pierdere a electronilor este oxidarea. În timpul oxidării, starea de oxidare crește. În timpul reacției, agentul de oxidare își scade starea de oxidare și este redus. Aici este necesar să se facă distincția între un element chimic oxidant și o substanță oxidantă.

N +5 - oxidant; HN +5 O3 și NaN +5 O 3 - agenţi oxidanţi.
Dacă spunem că acidul azotic și sărurile sale sunt agenți oxidanți puternici, atunci prin aceasta ne referim la faptul că agentul de oxidare este atomi de azot cu o stare de oxidare de +5 și nu întreaga substanță în ansamblu.
Al doilea participant obligatoriu la reacția redox se numește agent reducător. Procesul de adăugare a electronilor este reducerea. În timpul reducerii, starea de oxidare scade.

Agentul reducător își mărește numărul de oxidare fiind oxidat în timpul reacției. La fel ca și în cazul unui agent oxidant, ar trebui să se facă distincția între o substanță reducătoare și un element chimic reducător. Când se efectuează reacția de reducere a unei aldehide la alcool, nu putem lua doar hidrogen cu o stare de oxidare de -1, ci luăm un fel de hidrură, de preferință hidrură de litiu aluminiu.

N -1 - agent de reducere; NaH -1 și LiAlH -1 4 - agenţi reducători.
În reacțiile redox, un transfer complet de electroni de la un agent reducător la un agent de oxidare este extrem de rar, deoarece există puțini compuși cu legături ionice. Dar atunci când aranjam coeficienții, pornim de la ipoteza că o astfel de tranziție are loc. Acest lucru face posibilă determinarea corectă a coeficienților principali în fața formulelor agentului de oxidare și agentului reducător.
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 - agent reducător, oxidare
Mn +7 + 5e → Mn +2 2 - oxidant, reducere

Atomii sau ionii care câștigă electroni într-o reacție dată sunt agenți de oxidare, iar cei care donează electroni sunt agenți reducători.

Proprietățile redox ale unei substanțe și starea de oxidare a atomilor ei constitutivi

Compușii care conțin atomi de elemente cu starea de oxidare maximă 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 atomului unui element este egală cu numărul grupului din tabelul periodic căruia îi aparține elementul. Compușii care conțin atomi de elemente cu o stare minimă de oxidare pot servi doar ca agenți reducători, deoarece sunt capabili doar să doneze electroni, deoarece nivelul de energie exterior 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 din tabelul periodic). Compușii care conțin atomi de elemente cu stări intermediare 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

Reductori:

metale,

hidrogen,

cărbune.

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 (SO 4) 3.

Acid azot HNO2;

amoniac NH3;

hidrazină NH2NH2;

oxid nitric (II) (NO).

Catod în timpul electrolizei.

Agenti oxidanti

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 timpul electrolizei.

Fiecare astfel de semireacție este caracterizată de un potențial redox standard E 0 (dimensiune - volt, V). Cu cât E0 este mai mare, cu atât forma oxidantă este mai puternică ca agent oxidant și cu atât forma redusă este mai slabă ca agent reducător și invers.

Semireacția este luată ca punct de referință pentru potențiale: 2H + + 2ē ® H 2, pentru care E 0 =0

Pentru semireacțiile M n+ + nē ® M 0, E 0 se numește potențial electrod standard. Pe baza mărimii acestui potențial, metalele sunt de obicei plasate într-o serie de potențiale standard de electrozi (o serie de tensiuni metalice):

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

O serie de tensiuni caracterizează proprietățile chimice ale metalelor:

1. Cu cât un metal este situat mai în stânga în seria tensiunii, cu atât este mai puternică capacitatea sa de reducere și cu atât mai slabă este capacitatea de oxidare a ionului său în soluție (adică, renunță mai ușor la electroni (oxidează) și este mai dificil. pentru ca ionii săi să reatașeze electronii).

2. Fiecare metal este capabil să înlocuiască din soluțiile sărate acele metale care se află în seria de tensiuni din dreapta acestuia, i.e. reduce ionii metalelor ulterioare în atomi neutri din punct de vedere electric, donând electroni și transformându-se în ioni în sine.

3. Numai metalele care se află în seria de tensiuni la stânga hidrogenului (H) sunt capabile să-l înlocuiască din soluții acide (de exemplu, Zn, Fe, Pb, dar nu Cu, Hg, Ag).

Celulele galvanice

Fiecare două metale, fiind scufundate în soluții ale sărurilor lor, care comunică între ele printr-un sifon umplut cu un electrolit, formează o celulă galvanică. Plăcile metalice scufundate în soluții se numesc electrozi ai elementului.

Dacă conectați capetele exterioare ale electrozilor (polii elementului) cu un fir, atunci electronii încep să se miște de la metal, care are un potențial mai mic, la metal, care are un potențial mai mare (de exemplu, de la Zn la Pb). Plecarea electronilor perturbă echilibrul care există între metal și ionii săi din soluție și face ca un nou număr de ioni să treacă în soluție - metalul se dizolvă treptat. În același timp, electronii care trec într-un alt metal descarcă ionii din soluție la suprafața sa - metalul este eliberat din soluție. Electrodul la care are loc oxidarea se numește anod. Electrodul la care are loc reducerea se numește catod. Într-o celulă de plumb-zinc, electrodul de zinc este anodul, iar electrodul de plumb este catodul.

Astfel, într-o celulă galvanică închisă, interacțiunea are loc între un metal și o soluție de sare a altui metal, care nu sunt în contact direct unul cu celălalt. Atomii primului metal, renunțând la electroni, se transformă în ioni, iar ionii celui de-al doilea metal, adăugând electroni, se transformă în atomi. Primul metal îl înlocuiește pe al doilea din soluția sării sale. De exemplu, în timpul funcționării unei celule galvanice compuse din zinc și plumb, imersate respectiv în soluții de Zn(NO 3) 2 și Pb(NO 3) 2, la electrozi au loc următoarele procese:

Zn – 2ē → Zn 2+

Pb 2+ + 2ē → Pb

Însumând ambele procese, obținem ecuația Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+, exprimând reacția care are loc în element în formă ionică. Ecuația moleculară pentru aceeași reacție ar fi:

Zn + Pb(NO3)2 → Pb + Zn(NO3)2

Forța electromotoare a unei celule galvanice este egală cu diferența de potențial dintre cei doi electrozi ai săi. La determinarea acestuia, cel mai mic este întotdeauna scăzut din potențialul mai mare. De exemplu, forța electromotoare (emf) a elementului considerat este egală cu:

E.m.f. =	-0,13		(-0,76)	0,63v
	E Pb		E Zn

Aceasta va avea aceasta valoare cu conditia ca metalele sa fie scufundate in solutii in care concentratia ionilor este de 1 g-ion/l. La alte concentrații de soluții, valorile potențialelor electrodului vor fi oarecum diferite. Ele pot fi calculate folosind formula:

E = E0 + (0,058/n) logC

unde E este potențialul metalic dorit (în volți)

E 0 - potenţialul său normal

n - valența ionilor metalici

C - concentrația ionilor în soluție (g-ion/l)

Exemplu

Aflați forța electromotoare a elementului (emf) formată dintr-un electrod de zinc scufundat într-o soluție 0,1 M de Zn(NO 3) 2 și un electrod cu plumb scufundat într-o soluție 2 M de Pb(NO 3) 2.

Soluţie

Calculăm potențialul electrodului de zinc:

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

Calculăm potențialul electrodului plumb:

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

Aflați forța electromotoare a elementului:

E.m.f. = -0,12 – (-0,79) = 0,67 v

Electroliză

Electroliză Procesul de descompunere a unei substanțe prin curent electric se numește.

Esența electrolizei este că atunci când curentul este trecut printr-o soluție de electrolit (sau electrolit topit), ionii încărcați pozitiv se deplasează la catod, iar ionii încărcați negativ se deplasează la anod. Ajunși la electrozi, ionii sunt descărcați, în urma cărora componentele electrolitului dizolvat sau hidrogenul și oxigenul din apă sunt eliberate la electrozi.

Pentru a converti diferiți ioni în atomi neutri sau grupuri de atomi, sunt necesare tensiuni diferite de curent electric. Unii ioni își pierd încărcătura mai ușor, alții mai greu. Gradul de ușurință cu care ionii metalici se descarcă (câștigă electroni) este determinat de poziția metalelor în seria de tensiuni. Cu cât un metal se află mai în stânga în seria tensiunii, cu atât potenţialul său negativ (sau potenţialul mai puţin pozitiv) este mai mare, cu atât ionii săi sunt mai dificil de descărcat (ionii Au 3+, Ag + sunt cei mai uşori, cu toate acestea fiind egale). pentru a descărca; cele mai dificile sunt Li +, Rb +, K +).

Dacă într-o soluție există în același timp ioni ai mai multor metale, atunci ionii metalului cu un potențial negativ mai mic (sau un potențial pozitiv mai mare) sunt descărcați mai întâi. De exemplu, cuprul metalic este mai întâi eliberat dintr-o soluție care conține ioni de Zn 2+ și Cu 2+. Dar mărimea potențialului metalului depinde și de concentrația ionilor săi în soluție; ușurința de descărcare a ionilor fiecărui metal se modifică și în funcție de concentrația lor: o creștere a concentrației facilitează descărcarea ionilor, o scădere o face mai dificilă. Prin urmare, în timpul electrolizei unei soluții care conține ioni ai mai multor metale, se poate întâmpla ca eliberarea unui metal mai activ să aibă loc mai devreme decât eliberarea unuia mai puțin activ (dacă concentrația de ioni ai primului metal este semnificativă și concentrația celui de-al doilea este foarte mică).

În soluțiile apoase de săruri, pe lângă ionii de sare, există întotdeauna și ioni de apă (H + și OH -). Dintre aceștia, ionii de hidrogen vor fi descărcați mai ușor decât ionii tuturor metalelor precedând hidrogenul din seria de tensiune. Cu toate acestea, din cauza concentrației nesemnificative de ioni de hidrogen în timpul electrolizei tuturor sărurilor, cu excepția sărurilor celor mai active metale, metalul, nu hidrogenul, este eliberat la catod. Numai în timpul electrolizei sărurilor de sodiu, calciu și alte metale până la aluminiu inclusiv, ionii de hidrogen sunt descărcați și hidrogenul este eliberat.

La anod, pot fi evacuați fie ioni de reziduuri acide, fie ioni de hidroxil ai apei. Dacă ionii reziduurilor acide nu conțin oxigen (Cl -, S 2-, CN - etc.), atunci de obicei acești ioni sunt descărcați, și nu cei hidroxil, care își pierd încărcătura mult mai greu, iar Cl 2, S etc. sunt eliberate la anod .d. Dimpotrivă, dacă o sare a unui acid care conține oxigen sau acidul însuși suferă electroliză, atunci ionii hidroxil sunt descărcați și nu ionii reziduurilor de oxigen. Grupările OH neutre formate în timpul descărcării ionilor de hidroxil se descompun imediat conform ecuației:

4OH → 2H2O + O2

Ca rezultat, oxigenul este eliberat la anod.

Electroliza soluției de clorură de nichel NiCl 2

Soluția conține ioni Ni 2+ și Cl -, precum și ioni H + și OH - în concentrații neglijabile. Când trece curentul, ionii Ni 2+ se deplasează la catod, iar ionii Cl - se deplasează la anod. Luând doi electroni din catod, ionii Ni 2+ se transformă în atomi neutri care sunt eliberați din soluție. Catodul este acoperit treptat cu nichel.

Ionii de clor, ajungând la anod, îi renunță la electroni și se transformă în atomi de clor, care, combinați în perechi, formează molecule de clor. Clorul este eliberat la anod.

Astfel, la catod există procesul de recuperare, la anod - proces de oxidare.

Electroliza soluției de iodură de potasiu KI

Iodura de potasiu este în soluție sub formă de ioni K + și I -. Când trece curentul, ionii K + se deplasează la catod, ionii I - se deplasează la anod. Dar, deoarece potasiul este mult la stânga hidrogenului în seria de tensiune, nu ionii de potasiu sunt descărcați la catod, ci ionii de hidrogen ai apei. Atomii de hidrogen formați în acest caz se combină în molecule de H 2 și astfel hidrogenul este eliberat la catod.

Pe măsură ce ionii de hidrogen sunt descărcați, tot mai multe molecule de apă se disociază, drept urmare la catod se acumulează ioni de hidroxil (eliberați din molecula de apă), precum și ioni K +, care se deplasează continuu către catod. Se formează o soluție de KOH.

Iodul este eliberat la anod, deoarece ionii I - sunt evacuați mai ușor decât ionii hidroxil ai apei.

Electroliza soluției de sulfat de potasiu

Soluția conține ioni K +, SO 4 2- și ioni H + și OH - din apă. Deoarece ionii K + sunt mai greu de descărcat decât ionii H + și ionii SO 4 2- decât ionii OH -, atunci când trece un curent electric, ionii de hidrogen vor fi descărcați la catod, iar grupările hidroxil la anod, care este, de fapt, electroliza apei. În același timp, datorită descărcării ionilor de hidrogen și hidroxil ai apei și a mișcării continue a ionilor K + la catod și a ionilor SO 4 2- la anod, se formează o soluție alcalină (KOH) la catod, iar la anod se formează o soluţie de acid sulfuric.

Electroliza soluției de sulfat de cupru cu un anod de cupru

Electroliza are loc într-un mod special când anodul este realizat din același metal a cărui sare se află în soluție. În acest caz, nu sunt descărcați ioni la anod, dar anodul însuși se dizolvă treptat, trimițând ioni în soluție și donând electroni sursei de curent.

Întregul proces se reduce la eliberarea cuprului la catod și la dizolvarea treptată a anodului. Cantitatea de CuS04 din soluție rămâne neschimbată.

Legile electrolizei (M. Faraday)

1. Cantitatea de greutate a substanței eliberată în timpul electrolizei este proporțională cu cantitatea de electricitate care curge prin soluție și practic nu depinde de alți factori.

2. Cantități egale de electricitate sunt eliberate în timpul electrolizei din diverși compuși chimici în cantități echivalente de substanțe.

3. Pentru a izola un echivalent gram de orice substanță dintr-o soluție de electrolit, trebuie să treacă prin soluție 96.500 de coulombi de electricitate.

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

unde m (x) este cantitatea de substanță redusă sau oxidată (g);

I este puterea curentului transmis (a);

t - timpul de electroliză (s);

M(x) - masa molara;

n este numărul de electroni dobândiți sau cedați în reacțiile redox;

F - constanta lui Faraday (96500 rece/mol).

Pe baza acestei formule, puteți face o serie de calcule legate de procesul de electroliză, de exemplu:

1. Calculați cantitățile de substanțe eliberate sau descompuse de o anumită cantitate de electricitate;

2. Găsiți puterea curentă după cantitatea de substanță eliberată și timpul petrecut la eliberarea acesteia;

3. Stabiliți cât timp va dura pentru a elibera o anumită cantitate de substanță la un curent dat.

Exemplul 1

Câte grame de cupru vor fi eliberate la catod când un curent de 5 amperi este trecut printr-o soluție de sulfat de cupru CuSO 4 timp de 10 minute?

Soluţie

Să determinăm cantitatea de electricitate care curge prin soluție:

Q = acesta,

unde I este curentul în amperi;

t – timpul în secunde.

Q = 5A 600 s = 3000 coulombi

Echivalentul cuprului (la masa 63,54) este 63,54: 2 = 31,77. Prin urmare, 96500 de coulomb eliberează 31,77 g de cupru. Cantitatea necesară de cupru:

m = (31,77 3000) / 96500 » 0,98 g

Exemplul 2

Cât timp durează trecerea unui curent de 10 amperi printr-o soluție acidă pentru a obține 5,6 litri de hidrogen (în condiții normale)?

Soluţie

Găsim cantitatea de electricitate care trebuie să treacă prin soluție pentru ca din aceasta să se elibereze 5,6 litri de hidrogen. Deoarece 1 g-echiv. hidrogenul ocupă la n. u. volumul este de 11,2 l, apoi cantitatea necesară de energie electrică

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

Să determinăm timpul de trecere curent:

t = Q / I = 48250 / 10 = 4825 s = 1 h 20 min 25 s

Exemplul 3

La trecerea unui curent printr-o soluție de sare de argint la catod, acesta a fost eliberat în 10 minute. 1 g argint. Determinați puterea curentului.

Soluţie

1 g-echiv. argintul este egal cu 107,9 g. Pentru a elibera 1 g de argint, 96500 trebuie să treacă prin soluție: 107,9 = 894 coulombi. De aici puterea actuală

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

Exemplul 4

Aflați echivalentul staniului dacă la un curent de 2,5 amperi dintr-o soluție de SnCl 2 în 30 de minute. Se eliberează 2,77 g staniu.

Soluţie

Cantitatea de energie electrică care trece prin soluție în 30 de minute.

Q = 2,5 30 60 = 4500 coulombi

Deoarece pentru eliberarea a 1 g-eq. Sunt necesari 96.500 de coulombi, apoi echivalentul staniului.

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

Coroziune

Înainte de a termina discuția noastră despre electrochimie, să aplicăm cunoștințele pe care le-am dobândit în studiul unei probleme foarte importante - coroziune metale Coroziunea este cauzată de reacții de oxidare-reducere în care un metal, ca urmare a interacțiunii cu o substanță din mediul său, se transformă într-un compus nedorit.

Unul dintre cele mai cunoscute procese de coroziune este ruginirea fierului. Din punct de vedere economic, acesta este un proces foarte important. Se estimează că 20% din fierul produs anual în Statele Unite este folosit pentru a înlocui produsele din fier care au devenit inutilizabile din cauza ruginării.

Se știe că oxigenul este implicat în ruginirea fierului; fierul nu se oxidează în apă în absența oxigenului. Apa participă, de asemenea, la procesul de ruginire; fierul nu se corodează în uleiul oxigenat atâta timp cât nu există urme de apă în el. Ruginirea este accelerată de o serie de factori, cum ar fi pH-ul mediului, prezența sărurilor în acesta, contactul fierului cu metalul, care este mai greu de oxidat decât fierul, precum și sub influența stresului mecanic.

Coroziunea fierului este în principiu un proces electrochimic. Unele zone ale suprafeței fierului servesc drept anod pe care are loc oxidarea acestuia:

Fe(solid) → Fe 2+ (aq) + 2e - Eº oxid = 0,44 V

Electronii generați în acest caz se deplasează prin metal către alte zone ale suprafeței, care joacă rolul unui catod. Reducerea oxigenului are loc pe ele:

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

Rețineți că ionii H + participă la procesul de reducere a O2. Dacă concentrația de H+ scade (adică, pe măsură ce pH-ul crește), reducerea O2 devine mai dificilă. S-a observat că fierul în contact cu o soluție al cărei pH este peste 9-10 nu se corodează. În timpul procesului de coroziune, ionii Fe 2+ formați la anod sunt oxidați la Fe 3+. Ionii Fe 3+ formează oxid de fier hidratat (III), care se numește rugină:

4Fe2+ ​​(apos) + O2 (g.) + 4H2O (l.) +2 X H2O (l.) → 2Fe 2 O 3 . X H2O( tv.) + 8H + (aq.)

Deoarece rolul catodului este jucat de obicei de acea parte a suprafeței care este cel mai bine asigurată cu un aflux de oxigen, rugina apare cel mai adesea în aceste zone. Dacă examinați cu atenție o lopată care a stat de ceva timp în aer liber, umed, cu murdărie lipită de lamă, veți observa că sub murdăria de pe suprafața metalului s-au format depresiuni și rugina a apărut peste tot unde O2 ar putea. pătrunde.

Coroziunea crescută în prezența sărurilor este adesea întâlnită de șoferi în zonele în care drumurile sunt stropite generos cu sare iarna pentru a combate condițiile de gheață. Efectul sărurilor se explică prin faptul că ionii pe care îi formează creează electrolitul necesar formării unui circuit electric închis.

Prezența siturilor anodice și catodice pe suprafața fierului duce la crearea a două medii chimice diferite pe acesta. Ele pot apărea din cauza prezenței de impurități sau defecte în rețeaua cristalină (aparent cauzate de solicitările din interiorul metalului). În locurile în care există astfel de impurități sau defecte, mediul microscopic al unui anumit atom de fier poate determina creșterea sau scăderea ușoară a stării sale de oxidare față de pozițiile normale din rețeaua cristalină. Prin urmare, astfel de locuri pot juca rolul de anozi sau catozi. Fierul ultra-pur, în care numărul de astfel de defecte este redus la minimum, este mult mai puțin probabil să se corodeze decât fierul obișnuit.

Fierul este adesea acoperit cu vopsea sau alt metal, cum ar fi staniu, zinc sau crom, pentru a-și proteja suprafața de coroziune. Așa-numita „tabla de tablă” se obține prin acoperirea tablei cu un strat subțire de tablă. Staniul protejează fierul doar atâta timp cât stratul protector rămâne intact. De îndată ce este deteriorat, aerul și umiditatea încep să afecteze fierul de călcat; Staniul accelerează chiar coroziunea fierului, deoarece servește ca catod în procesul de coroziune electrochimică. O comparație a potențialelor de oxidare ale fierului și staniului arată că fierul se oxidează mai ușor decât staniul:

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

Sn (tv.) → Sn 2+ (aq.) + 2e - Eº oxid = 0,14 V

Prin urmare, fierul servește ca anod în acest caz și este oxidat.

Fierul „zincat” (zincat) se face prin acoperirea fierului cu un strat subțire de zinc. Zincul protejează fierul de coroziune chiar și după ce integritatea stratului este deteriorată. În acest caz, fierul joacă rolul unui catod în timpul procesului de coroziune, deoarece zincul se oxidează mai ușor decât fierul:

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

În consecință, zincul acționează ca un anod și corodează în loc de fier. Acest tip de protecție metalică, în care joacă rolul unui catod în procesul de coroziune electrochimică, se numește protectie catodica. Conductele așezate sub pământ sunt adesea protejate de coroziune făcându-le catodul unei celule electrochimice. Pentru a face acest lucru, blocuri de metal activ, cel mai adesea magneziu, sunt îngropate în pământ de-a lungul conductei și conectate cu sârmă la țevi. În solul umed, metalul activ acționează ca un anod, iar conducta de fier primește protecție catodică.

Deși discuția noastră s-a concentrat pe fier, acesta nu este singurul metal susceptibil la coroziune. În același timp, poate părea ciudat că o cutie de aluminiu, lăsată neglijent în aer liber, se corodează nemăsurat mai încet decât una din fier. Judecând după potențialele de oxidare standard ale aluminiului (Eº oxid = 1,66 V) și fierului (Eº oxid = 0,44 V), atunci ar trebui să se aștepte ca coroziunea aluminiului să apară mult mai rapid. Coroziunea lentă a aluminiului se explică prin faptul că pe suprafața sa se formează o peliculă subțire și densă de oxid, care protejează metalul de la baza coroziunii ulterioare. Magneziul, care are un potențial de oxidare ridicat, este protejat de coroziune datorită formării aceleiași pelicule de oxid. Din păcate, pelicula de oxid de pe suprafața fierului are o structură prea slabă și nu este capabilă să creeze o protecție fiabilă. Cu toate acestea, pe suprafața aliajelor fier-crom se formează o peliculă de oxid de protecție bună. Astfel de aliaje se numesc oțel inoxidabil.

Reacțiile redox le includ pe cele care sunt însoțite de mișcarea electronilor de la o particulă la alta. Când se iau în considerare modelele reacțiilor redox, se utilizează conceptul de grad de oxidare.

Starea de oxidare

Concept stări de oxidare introdus pentru a caracteriza starea elementelor în conexiuni. Starea de oxidare înseamnă sarcina convențională a unui atom dintr-un compus, calculată pe baza ipotezei că compusul este format din ioni. Starea de oxidare este indicată printr-o cifră arabă cu semnul plus când electronii sunt deplasați de la un atom dat la un alt atom și printr-un număr cu semnul minus când electronii sunt deplasați în direcția opusă. Un număr cu semnul „+” sau „-“ este plasat deasupra simbolului elementului. Numărul de oxidare indică starea de oxidare a unui atom și este doar o formă convenabilă pentru a contabiliza transferul de electroni: nu ar trebui considerat nici ca sarcină efectivă a unui atom dintr-o moleculă (de exemplu, într-o moleculă LiF, sarcinile efective Li și F sunt +0,89 și respectiv -0.89, în timp ce stările de oxidare sunt +1 și -1), nici ca valența elementului (de exemplu, în compușii CH4, CH3OH, HCOOH, CO 2, valenţa carbonului este 4, iar stările de oxidare sunt respectiv -4, -2, + 2, +4). Valorile numerice ale valenței și ale stării de oxidare pot coincide în valoare absolută numai atunci când se formează compuși cu structură ionică.

La determinarea gradului de oxidare se folosesc următoarele reguli:

Atomii elementelor care se află în stare liberă sau sub formă de molecule de substanțe simple au o stare de oxidare zero, de exemplu Fe, Cu, H 2, N 2 etc.

Starea de oxidare a unui element sub formă de ion monoatomic într-un compus cu structură ionică este egală cu sarcina acestui ion,

1 -1 +2 -2 +3 -1

de exemplu, NaCI, Cu S, AlF3.

Hidrogenul din majoritatea compușilor are o stare de oxidare de +1, cu excepția hidrurilor metalice (NaH, LiH), în care starea de oxidare a hidrogenului este -1.

Cea mai frecventă stare de oxidare a oxigenului în compuși este -2, cu excepția peroxizilor (Na 2 O 2, H 2 O 2), în care starea de oxidare a oxigenului este –1 și F 2 O, în care starea de oxidare de oxigen este +2.

Pentru elementele cu stare de oxidare variabilă, valoarea acesteia poate fi calculată cunoscând formula compusului și ținând cont de faptul că suma algebrică a stărilor de oxidare ale tuturor elementelor dintr-o moleculă neutră este zero. Într-un ion complex, această sumă este egală cu sarcina ionului. De exemplu, starea de oxidare a atomului de clor din molecula de HClO 4, calculată pe baza încărcăturii totale a moleculei = 0, unde x este starea de oxidare a atomului de clor), este +7. Starea de oxidare a atomului de sulf din ionul (SO 4) 2- [x + 4(-2) = -2] este +6.

Proprietățile redox ale substanțelor

Orice reacție redox constă în procese de oxidare și reducere. Oxidare - este procesul de donare de electroni de către un atom, ion sau moleculă a unui reactant. Substante care dau electronii lor în timpul reacției și sunt oxidați se numesc restauratori.

Reducerea este procesul prin care un atom acceptă electroni ion sau moleculă de reactiv.

Substanțele care acceptă electroni și sunt reduse în proces se numesc agenți oxidanți.

Reacțiile de oxidare-reducere apar întotdeauna ca un singur proces numit reactie redox. De exemplu, atunci când zincul metalic interacționează cu ionii de cupru agent de reducere(Zn) își donează electronii agent oxidant– ioni de cupru (Cu 2+):

Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu

Cuprul este eliberat pe suprafața zincului, iar ionii de zinc intră în soluție.

Proprietățile redox ale elementelor sunt legate de structura atomilor lor și sunt determinate de poziția lor în sistemul periodic D.I. Mendeleev. Capacitatea de reducere a elementului se datorează legăturii slabe a electronilor de valență cu nucleul. Atomii de metal care conțin un număr mic de electroni la nivelul de energie exterior sunt predispuși să-i piardă, de exemplu. se oxidează ușor, jucând rolul de agenți reducători. Cei mai puternici agenți reducători sunt metalele cele mai active.

Criteriul pentru activitatea redox a elementelor poate fi valoarea acestora electronegativitate relativă: cu cât este mai mare, cu atât capacitatea de oxidare a elementului este mai pronunțată, iar cu cât este mai mică, cu atât activitatea sa reducătoare este mai pronunțată. Atomii nemetalici (de exemplu, F, O) au o mare afinitate electronică și electronegativitate relativă; acceptă cu ușurință electronii, de exemplu. sunt agenți oxidanți.

Proprietățile redox ale unui element depind de gradul de oxidare al acestuia. Pentru același element există diferite stări de oxidare inferioare, superioare și intermediare.

Ca exemplu, luați în considerare sulful S și compușii săi H2S, SO2 și SO3. Relația dintre structura electronică a atomului de sulf și proprietățile sale redox în acești compuși este prezentată clar în Tabelul 1.

În molecula de H 2 S, atomul de sulf are o configurație stabilă de octet a nivelului de energie exterior 3s 2 3p 6 și, prin urmare, nu mai poate adăuga electroni, dar îi poate da.

Starea unui atom în care nu mai poate accepta electroni se numește cea mai joasă stare de oxidare.

În cea mai scăzută stare de oxidare, atomul își pierde capacitatea de oxidare și poate fi doar un agent reducător.

Tabelul 1.

Formula substanței	Formula electronica	Proprietăți redox
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6	–2 ; - 6 ; - 8 agent de reducere
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4	+ 2 oxidant	–4 ; - 6 agent de reducere
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p o	+ 4 ; + 6 oxidant	-2 agent de reducere
	1s 2 2s 2 2p 6 3s sau 3p 0	+ 2 ; + 6 ; + 8 oxidant

În molecula de SO3, toți electronii exteriori ai atomului de sulf sunt mutați către atomii de oxigen. Prin urmare, în acest caz, atomul de sulf poate accepta doar electroni, prezentând proprietăți oxidante.

Starea unui atom în care și-a renunțat la toți electronii de valență se numește cea mai înaltă stare de oxidare. Un atom în cea mai mare stare de oxidare nu poate fi decât un agent de oxidare.

În molecula de SO 2 și sulful elementar S, atomul de sulf este situat în stări intermediare de oxidare, adică, având electroni de valență, atomul îi poate da, dar fără a avea un complet R - subnivel, poate accepta și electroni până la finalizarea acestuia.

Un atom al unui element cu o stare intermediară de oxidare poate prezenta atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare, care sunt determinate de rolul său într-o anumită reacție.

De exemplu, rolul anionului sulfit SO în următoarele reacții este diferită:

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 SO 3 + 2 H 2 S  3 S + 3 H 2 O (2)

În reacția (1), anionul sulfit SO în prezenţa unui oxidant puternic, KMnO 4 joacă rolul de agent reducător; în reacția (2) anion sulfit SO - un agent oxidant, deoarece H2S poate prezenta doar proprietăți reducătoare.

Astfel, printre substanțele complexe restauratori poate fi:

1. Substanțe simple ai căror atomi au energii scăzute de ionizare și electronegativitate (în special, metale).

2. Substanțe complexe care conțin atomi în stări inferioare de oxidare:

H Cl,H 2 S,N H 3

Na 2 S O3, Fe Cl2, Sn(NU 3) 2 .

Agenti oxidanti poate fi:

1. Substanțe simple ai căror atomi au valori mari ale afinității electronice și electronegativității - nemetale.

2. Substanţe complexe care conţin atomi în stări superioare de oxidare: +7 +6 +7

K Mn O4, K2 Cr 207, HCI04.

3. Substanțe complexe care conțin atomi în stări intermediare de oxidare:

Na 2 S O3, Mn O2, Mn SO4.