Ako zistiť, či dáva alebo prijíma elektróny. Atómy alebo ióny, ktoré pri tejto reakcii získavajú elektróny, sú oxidačné činidlá a tie, ktoré darujú elektróny, sú redukčné činidlá.

Chemické reakcie, ktoré sa vyskytujú so zmenou stupňa oxidácie prvkov, ktoré tvoria reaktanty, sa nazývajú redoxné reakcie.

Oxidácia je proces darovania elektrónov z atómu, molekuly alebo iónu. Ak sa atóm vzdá svojich elektrónov, získa kladný náboj, napríklad:

Ak napríklad záporne nabitý ión (náboj -1) odovzdá 1 elektrón, stane sa neutrálnym atómom:

Ak sa kladne nabitý ión alebo atóm vzdá elektrónov, potom sa hodnota jeho kladného náboja zvýši podľa počtu daných elektrónov:

Redukcia je proces pridávania elektrónov k atómu, molekule alebo iónu.

Keď atóm získa elektróny, stane sa záporne nabitým iónom:

Ak kladne nabitý ión prijíma elektróny, potom jeho náboj klesá, napríklad:

alebo môže prejsť na neutrálny atóm:

Oxidačné činidlo je atóm, molekula alebo ión, ktorý prijíma elektróny. Redukčné činidlo je atóm, molekula alebo ión, ktorý daruje elektróny.

Oxidačné činidlo sa počas reakcie redukuje a redukčné činidlo sa oxiduje.

Malo by sa pamätať na to, že považovať oxidáciu (redukciu) za proces darovania (a prijímania) elektrónov atómami alebo iónmi nie vždy odráža skutočnú situáciu, pretože v mnohých prípadoch nedochádza k úplnému prenosu elektrónov, ale iba k posunu elektrónový oblak z jedného atómu na druhý.

Pre zostavenie rovníc redoxných reakcií však nezáleží na tom, aký druh väzby sa v tomto prípade vytvorí - iónová alebo kovalentná. Preto pre jednoduchosť budeme hovoriť o pridávaní alebo darovaní elektrónov bez ohľadu na typ väzby.

Zostavovanie rovníc redoxných reakcií a výber koeficientov. Pri zostavovaní rovnice pre redoxnú reakciu je potrebné určiť redukčné činidlo, oxidačné činidlo a počet daných a prijatých elektrónov.

Koeficienty sa spravidla vyberajú buď metódou elektrónovej rovnováhy alebo metódou elektrón-iónovej rovnováhy (niekedy sa táto metóda nazýva polovičná reakcia).

Ako príklad zostavovania rovníc redoxných reakcií uvažujme proces oxidácie pyritu koncentrovanou kyselinou dusičnou:

Najprv si definujme produkty reakcie. je silné oxidačné činidlo, takže síra bude oxidovaná na maximálny oxidačný stav a železo na, pričom môže byť redukované na resp. Vyberieme si.

Kde sa bude nachádzať (na ľavej alebo pravej strane), zatiaľ nevieme.

1. Najprv aplikujme metódu elektrón-iónovej rovnováhy. Táto metóda zvažuje prechod elektrónov z jedného atómu alebo iónu na druhý, pričom sa berie do úvahy charakter prostredia (kyslé, alkalické alebo neutrálne), v ktorom reakcia prebieha. - Pri zostavovaní rovníc pre procesy oxidácie a redukcie sa na vyrovnanie počtu atómov vodíka a kyslíka zavádzajú (v závislosti od prostredia) buď molekuly vody a vodíkové ióny (ak je prostredie kyslé), alebo molekuly vody a hydroxidové ióny. (ak je médium alkalické). Podľa toho budú v získaných produktoch na pravej strane elektrón-iónovej rovnice vodíkové ióny a molekuly vody (kyslé prostredie) alebo hydroxidové ióny a molekuly vody (alkalické prostredie).

Pri písaní elektrón-iónových rovníc sa teda musí vychádzať zo zloženia iónov skutočne prítomných v roztoku. Okrem toho, ako pri príprave skrátených iónových rovníc, látky, ktoré sú mierne disociujúce, zle rozpustné alebo uvoľnené vo forme plynu, by mali byť napísané v molekulárnej forme.

Zvážte v našom prípade oxidačnú polovičnú reakciu.

Molekula sa zmení na ión, úplne sa disociuje na ióny, zanedbávame hydrolýzu) a dva ióny (disociácia):

Na vyrovnanie kyslíka pridajte 8 molekúl na ľavú stranu a 16 iónov na pravú stranu (kyslé prostredie!):

Náboj na ľavej strane je 0, náboj na pravej strane preto musí odovzdať 15 elektrónov:

Zvážte teraz redukčnú polovičnú reakciu dusičnanového iónu:

Je potrebné odpočítať od atómu O. K tomu pridajte 4 ióny (kyslé médium) na ľavú stranu a 2 molekuly na pravú stranu

Ak chcete vyrovnať náboj na ľavej strane (nabíjanie), pridajte 3 elektróny:

Nakoniec tu máme:

Znížením oboch častí dostaneme redukovanú iónovú rovnicu redoxnej reakcie:

Pridaním príslušného počtu iónov na obe strany rovnice nájdeme rovnicu molekulárnej reakcie:

Všimnite si, že na určenie počtu darovaných a prijatých elektrónov sme nikdy nemuseli určiť oxidačný stav prvkov. Okrem toho sme zohľadnili vplyv prostredia a automaticky určili, čo je na pravej strane rovnice. Isté je, že táto metóda je oveľa konzistentnejšia s chemickým zmyslom ako štandardná metóda elektrónovej rovnováhy, hoci druhá je o niečo ľahšie pochopiteľná.

2. Vyrovnajte túto reakciu pomocou metódy elektronických váh. Proces obnovy je opísaný jednoducho:

Je ťažšie zostaviť oxidačnú schému, pretože sa oxidujú 2 prvky naraz - Fe a S. Oxidačný stav železa môžete pripísať síre a vziať do úvahy, že na 1 atóm Fe pripadajú dva atómy S:

Je však možné upustiť od určovania oxidačných stavov a napísať schému pripomínajúcu schému (7.1):

Pravá strana má náboj +15, ľavá má náboj 0, takže musí odovzdať 15 elektrónov. Zapíšte si celkový zostatok:

5 molekúl prechádza do oxidácie a na vytvorenie sú potrebné ďalšie 3 molekuly

Na vyrovnanie vodíka a kyslíka pridajte 2 molekuly na pravú stranu:

Metóda elektrónovej rovnováhy je všestrannejšia ako metóda elektrónovej rovnováhy a má nepopierateľnú výhodu pri výbere koeficientov v mnohých redoxných reakciách, najmä za účasti organických zlúčenín, v ktorých je aj postup určovania oxidačných stavov veľmi náročný. komplikované.

Zoberme si napríklad proces oxidácie etylénu, ku ktorému dochádza, keď prechádza cez vodný roztok manganistanu draselného. V dôsledku toho sa etylén oxiduje na etylénglykol a manganistan sa redukuje na oxid mangánu (IV), navyše, ako bude zrejmé z rovnice konečnej rovnováhy, vpravo sa tvorí aj hydroxid draselný:

Po vykonaní potrebných redukcií podobných členov napíšeme rovnicu v konečnej molekulárnej forme

Kvantitatívne charakteristiky redoxných reakcií. Množstvo štandardných elektródových potenciálov. Možnosť akejkoľvek redoxnej reakcie v reálnych podmienkach je spôsobená množstvom dôvodov: teplota, povaha oxidačného činidla a redukčného činidla, kyslosť média, koncentrácia látok zapojených do reakcie atď.

Môže byť ťažké vziať do úvahy všetky tieto faktory, ale pamätajúc na to, že každá redoxná reakcia prebieha prenosom elektrónov z redukčného činidla na oxidačné činidlo, je možné stanoviť kritérium pre možnosť takejto reakcie.

Kvantitatívne charakteristiky redoxných procesov sú normálne redoxné potenciály oxidačných činidiel a redukčných činidiel (alebo štandardné elektródové potenciály).

Na pochopenie fyzikálno-chemického významu takýchto potenciálov je potrebné analyzovať takzvané elektrochemické procesy.

Chemické procesy sprevádzané výskytom elektrického prúdu alebo ním spôsobené sa nazývajú elektrochemické.

Aby sme pochopili podstatu elektrochemických procesov, obraciame sa na zváženie niekoľkých pomerne jednoduchých situácií. Predstavte si kovovú platňu ponorenú vo vode. Pôsobením polárnych molekúl vody sa kovové ióny oddeľujú od povrchu platne a hydratujú, prechádzajú do kvapalnej fázy. V tomto prípade sa táto nabije kladne a na kovovej doske sa objaví prebytok elektrónov. Čím ďalej proces pokračuje, tým väčší je náboj platne aj kvapalnej fázy.

V dôsledku elektrostatickej príťažlivosti katiónov roztoku a prebytočných kovových elektrónov vzniká na fázovom rozhraní takzvaná elektrická dvojvrstva, ktorá inhibuje ďalší prechod kovových iónov do kvapalnej fázy. Nakoniec nastáva moment, keď sa medzi roztokom a kovovou doskou vytvorí rovnováha, ktorú možno vyjadriť rovnicou:

alebo berúc do úvahy hydratáciu iónov v roztoku:

Stav tejto rovnováhy závisí od povahy kovu, koncentrácie jeho iónov v roztoku, od teploty a tlaku.

Keď je kov ponorený nie do vody, ale do roztoku soli tohto kovu, rovnováha sa posúva doľava v súlade s Le Chatelierovým princípom a čím viac, tým vyššia je koncentrácia kovových iónov v roztoku. Aktívne kovy, ktorých ióny majú dobrú schopnosť prechádzať do roztoku, budú v tomto prípade negatívne nabité, aj keď v menšej miere ako v čistej vode.

Rovnováha (7.2) sa môže posunúť doprava, ak sú elektróny z kovu odstránené tak či onak. Tým sa kovová platňa rozpustí. Naopak, ak sú elektróny privedené na kovovú platňu zvonku, potom sa z roztoku na nej vyzrážajú ióny.

Ako už bolo uvedené, keď je kov ponorený do roztoku, na fázovom rozhraní sa vytvorí dvojitá elektrická vrstva. Potenciálny rozdiel, ktorý sa vyskytuje medzi kovom a okolitou kvapalnou fázou, sa nazýva elektródový potenciál. Tento potenciál je charakteristický pre redoxnú schopnosť kovu vo forme tuhej fázy.

Všimnite si, že v izolovanom atóme kovu (stav monatomickej pary, ktorá sa vyskytuje pri vysokých teplotách a vysokých stupňoch riedenia) sú redoxné vlastnosti charakterizované inou hodnotou, nazývanou ionizačný potenciál. Ionizačný potenciál je energia potrebná na oddelenie elektrónu od izolovaného atómu.

Absolútnu hodnotu potenciálu elektródy nemožno merať priamo. Zároveň nie je ťažké merať rozdiel potenciálu elektród, ktorý sa vyskytuje v systéme pozostávajúcom z dvoch párov kov-roztok. Takéto dvojice sa nazývajú poloprvky. Dohodli sme sa na stanovení elektródových potenciálov kovov vzhľadom na takzvanú štandardnú vodíkovú elektródu, ktorej potenciál je ľubovoľne braný ako nulový. Štandardná vodíková elektróda pozostáva zo špeciálne pripravenej platinovej platne ponorenej do kyslého roztoku s koncentráciou vodíkových iónov a premytej prúdom plynného vodíka pod tlakom Pa, pri teplote

Vznik potenciálu na štandardnej vodíkovej elektróde si možno predstaviť nasledovne. Plynný vodík, ktorý je adsorbovaný platinou, prechádza do atómového stavu:

Medzi atómovým vodíkom vytvoreným na povrchu platne, vodíkovými iónmi v roztoku a platinou (elektrónmi!) sa realizuje stav dynamickej rovnováhy:

Celkový proces je vyjadrený rovnicou:

Platina sa nezúčastňuje redoxného procesu, ale je len nosičom atómového vodíka.

Ak sa kovová platňa ponorená do roztoku jej soli s koncentráciou kovových iónov rovnajúcou sa 1 mol / l pripojí k štandardnej vodíkovej elektróde, získa sa galvanický článok. Elektromotorická sila tohto prvku (EMF), meraná pri a charakterizuje štandardný elektródový potenciál kovu, zvyčajne označovaný ako.

V tabuľke 7.1 sú uvedené hodnoty štandardných elektródových potenciálov niektorých kovov. Štandardné potenciály elektród, ktoré pôsobia ako redukčné činidlá vzhľadom na vodík, majú znamienko „-“ a znamienko „+“ označuje štandardné potenciály elektród, ktoré sú oxidačnými činidlami.

Kovy, usporiadané vzostupne podľa ich štandardných elektródových potenciálov, tvoria takzvaný elektrochemický rad kovových napätí:

Chemické vlastnosti kovov charakterizuje niekoľko napätí:

1. Čím zápornejší je elektródový potenciál kovu, tým väčšia je jeho redukčná schopnosť.

2. Každý kov je schopný vytesniť (obnoviť) z roztokov solí tie kovy, ktoré sú v elektrochemickom rade kovových napätí za ním.

3. Všetky kovy so záporným štandardným elektródovým potenciálom, t.j. nachádzajúce sa v elektrochemickom rade napätí kovov naľavo od vodíka, sú schopné ho vytesniť z kyslých roztokov.

Je potrebné poznamenať, že predložená séria charakterizuje správanie kovov a ich solí iba vo vodných roztokoch a pri izbovej teplote. Okrem toho je potrebné mať na pamäti, že štandardné elektródové potenciály uvedené v tabuľke zohľadňujú vlastnosti interakcie jedného alebo druhého iónu s molekulami rozpúšťadla. To môže narušiť niektoré z očakávaných vzorov v usporiadaní kovov v elektrochemickej sérii kovových napätí. Napríklad elektrochemický rad napätí kovov začína lítiom, zatiaľ čo rubídium a draslík, ktoré sú chemicky aktívnejšie, sú umiestnené vpravo od lítia. Je to spôsobené mimoriadne vysokou energiou hydratačného procesu lítiových iónov v porovnaní s iónmi iných alkalických kovov.

V tabuľke 7.1 sú zároveň uvedené štandardné redoxné potenciály, ktoré boli namerané pre nekovové systémy typu (7.3), ktoré sú v rovnováhe vzhľadom na normálnu vodíkovú elektródu.

V tabuľke sú uvedené redukčné polovičné reakcie nasledujúcej všeobecnej formy:

Rovnako ako v prípade stanovenia hodnoty kovov, hodnoty nekovov sa merajú pri teplote 25 ° C a pri koncentrácii všetkých atómových a molekulárnych druhov zúčastňujúcich sa na rovnováhe 1 mol/l.

Tabuľka 7.1. Štandardné redoxné potenciály pri 25 °C (298 K)

(pozri sken)

Algebraická hodnota štandardného redoxného potenciálu charakterizuje oxidačnú aktivitu zodpovedajúcej oxidovanej formy. Porovnanie hodnôt štandardných redoxných potenciálov nám preto umožňuje odpovedať na otázku: prebieha tá alebo tá redoxná reakcia?

Takže všetky polovičné reakcie oxidácie halogenidových iónov na voľné halogény

možno realizovať za štandardných podmienok s použitím oxidu olovnatého alebo manganistanu draselného ako oxidačného činidla. Pri použití dvojchrómanu draselného možno uskutočniť len reakcie (7.5) a (7.6). Napokon použitie kyseliny dusičnej ako oxidačného činidla umožňuje len polovičnú reakciu za účasti jodidových iónov (7.6).

Kvantitatívnym kritériom na posúdenie možnosti konkrétnej redoxnej reakcie je teda kladná hodnota rozdielu medzi štandardnými redoxnými potenciálmi oxidačných a redukčných polovičných reakcií.

Chemické reakcie, ktoré sa vyskytujú pri zmene oxidačných stavov prvkov, sa nazývajú redoxné reakcie.

Hlavné ustanovenia oxidačno-redukčnej teórie

1. Proces darovania elektrónov atómom alebo iónom sa nazýva oxidácia:

S 0 - 4e - ® S 4+ (oxidácia)

Atóm alebo ión, ktorý daruje elektróny, sa nazýva redukčné činidlo (redukčné činidlo): Zn 0 -2e - ® Zn 2+ (oxidácia).

2. Proces pridávania elektrónov k atómu alebo iónu sa nazýva regenerácia: S 6+ + 8e - ® S 2- (obnova).

Atómy alebo ióny, ktoré prijímajú elektróny, sa nazývajú oxidačné činidlá (oxidačné činidlo): Cl - + e - ® Cl 0 (redukcia).

Oxidačné činidlo sa počas reakcie redukuje a redukčné činidlo sa oxiduje. Oxidácia nie je možná bez súčasnej redukcie a naopak, redukcia jednej látky nie je možná bez súčasnej oxidácie inej.

3. Pri redoxných procesoch sa počet elektrónov odovzdaných v procese oxidácie musí vždy rovnať počtu elektrónov prijatých v procese redukcie.

Príklad:

Cu 2+ O 2- + H 2 0 \u003d Cu 0 + H 2 O 2-

okysličovadlo Cu 2+ +2e - ® Cu 0 redukcia

redukčné činidlo H 2 0 - 2e - ® 2H + oxid

4. Vyrovnanie počtu daných a prijatých elektrónov sa uskutočňuje výberom koeficientov s predbežným zostavením rovnice elektronickej rovnováhy.

Príklad:

Pb 2+ S 2- + HNO 3 ® S 0 + Pb 2+ (NO 3) 2 + N 2+ O 2- + H 2 O

Redukčné činidlo S 2- - 2e - ® S 0 3 oxidácia

okysličovadlo N 5+ + 3e - ® N 2+ 2 redukcia

3PbS + 8HN03®3S + 3Pb(N03)2 + 2NO + 4H20.

5. Pri zostavovaní rovnice elektronickej rovnováhy je potrebné vychádzať z takého počtu atómov alebo iónov, koľko ich obsahuje molekula pôvodnej látky, niekedy aj molekula produktov reakcie.

Príklad:

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

Oxidátor 2Cr 6+ + 6e - ® 2Cr 3+ 2 1 redukcia

redukčné činidlo 2J - - 2e - ® J 2 0 6 3 oxid

6. Redoxné procesy prebiehajú najčastejšie v prítomnosti prostredia: neutrálneho, kyslého alebo zásaditého.

Výber koeficientov v redoxných reakciách

Pri výbere koeficientov je potrebné vziať do úvahy základnú pozíciu: počet elektrónov odovzdaných redukciou sa rovná počtu elektrónov získaných oxidáciou.

Po identifikácii oxidačného činidla, redukčného činidla sa zostaví digitálna schéma prechodu elektrónov (rovnica elektrónovej rovnováhy) na zodpovedajúcu rovnosť reakcie.

Príklad 1 Al + Cl 2 ® AlCl 3, kde Al – redukčné činidlo, Cl 2 -oxidačné činidlo.

Schéma prechodu elektrónov:

Al 0 - 3e - ® Al +3 3 1 oxidácia

Cl 0 + e - ® Cl 1 1 3 redukcia

Z tohto diagramu je možné vidieť, že na jeden oxidovaný atóm hliníka sú potrebné tri atómy chlóru na prijatie týchto troch elektrónov (pozri druhý stĺpec). Preto sú na každý atóm hliníka potrebné tri atómy chlóru alebo na každé dva atómy hliníka tri molekuly chlóru. Dostaneme koeficienty:

2Al + 3Cl2 \u003d AlCl3.

Príklad 2 N 3- H 3 + O 0 2 ® N 2+ O 2- + H 2 O, kde O 2 je typické oxidačné činidlo a N 3- H 3 hrá úlohu redukčného činidla.

Vypracujeme schému (elektronická váha):

N 3- - 5e - ® N +2 5 2 4 oxidácia

O 0 + 2e - ® O -2 2 5 10 redukcia

Na 4 atómy dusíka je potrebných 10 atómov alebo 5 molekúl kyslíka. Dostaneme koeficienty:

4NH3 + 502 \u003d 4NO + 6H20.

Špeciálne prípady zostavovania rovnosti redoxných reakcií

1. Ak pri reakcii počet elektrónov stratených redukčným činidlom a počet elektrónov prijatých oxidačným činidlom sú párne čísla, potom pri zisťovaní koeficientov sa počet elektrónov vydelí spoločným najväčším deliteľom.

Príklad:

H2SO3 + HClO3® H2S04 + HCl

Redukčné činidlo S +4 - 2e - ® S +6 6 3 oxidácia

oxidačné činidloCl +5 + 6e - ® Cl - 2 1 redukcia

Koeficienty redukčného činidla a oxidačného činidla nebudú 2 a 6, ale 1 a 3:

3H2S03 + 3HCl03 \u003d 3H2S04 + HCl.

Ak je počet elektrónov stratených redukčným činidlom a získaných oxidačným činidlom nepárny a v dôsledku reakcie by sa mal získať párny počet atómov, potom sa koeficienty zdvojnásobia.

Príklad:

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

Redukčné činidlo J - -1e - ® J o 5 10 oxidácia

Koeficienty pre oxidačné činidlo a redukčné činidlo nebudú 1 a 5, ale 2 a 10:

10 KJ + 2 KMnO4 + 8H2S04 = 5J2 + 6K2S04 + 2MnS04 + 8H20.

2. Niekedy sa dodatočne spotrebuje redukčné činidlo alebo oxidačné činidlo na viazanie produktov vytvorených v dôsledku reakcie.

Príklad:

HBr - + KMn +7 O 4 + HBr ®Br 0 2 + KBr - + Mn +2 Br 2 0 + H20

Redukčné činidlo Br - - e - ® Br 0 5 10 oxidácia

oxidačné činidlo Mn +7 + 5e - ® Mn +2 1 2 redukcia

Pri tejto reakcii reaguje desať molekúl HBr ako redukčné činidlá a šesť molekúl HBr je potrebných na naviazanie výsledných látok (tvorba soli):

10HBr + 2KMn04 + 6HBr = 5Br2 + 2KBr + 2MnBr2 + 8H20.

3. Pozitívne aj negatívne ióny molekuly redukčného činidla sa oxidujú súčasne.

Príklad:

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

Tu sa ióny As +3 oxidujú na ióny As 2 +3 a súčasne sa ióny S -2 oxidujú na ióny S +6 a anióny N +5 sa redukujú na ióny N +2.

2As +3 - 4e - ® 2As +5

redukčné činidlá 3S -2 - 24e - ® 3S +6 oxid

oxidant N +5 + 3e - ® N +2 redukcia

Pri tejto reakcii reaguje na každé tri As 2 molekuly S 3 28 molekúl HNO 3 . Správnosť formulácie reakčných rovníc skontrolujeme spočítaním atómov vodíka a kyslíka v pravej a ľavej časti. Zistili sme teda, že do reakcie vstupujú ďalšie 4 molekuly vody, ktoré je potrebné priradiť na ľavú stranu rovnice, aby sa mohla zaznamenať:

3As2S3 + 28HN03 + 4H20 = 6H3As04 + 9H2S04 + 28NO

2As +3 –4e®2As +5 4

3S-2-24e®3S + 24

Redukčné činidlá 2As +3 + 3S -2 - 28e - ®2As +5 + 3S +6 3 oxidácia

okysličovadlo N +5 + 3e - ®N +2 28 redukcia

4. Redukčné činidlo a oxidačné činidlo sú ióny toho istého prvku, ale zahrnuté v rôznych látkach.

Príklad:

KJ - + KJ +5 O 3 + H 2 SO 4 ® J 0 2 + K 2 SO 4 + H 2 O

Redukčné činidlo J - - e - ® J 0 5 oxidácia

okysličovadlo J +5 + 5e - ®J 0 1 redukcia

5KJ + KJO3 + 3H2S04 = 3J2 + 3K2S04 + 3H20.

5. Redukčné činidlo a oxidačné činidlo sú ióny toho istého prvku, ktoré sú súčasťou tej istej látky (samooxidácia - samoobnovenie).

Príklad:

HN+302® HN+503 + N +2 O + H20

Redukčné činidlo N +3 - 2e - ® N +5 1 oxidácia

okysličovadlo N +3 + e - ® N +2 2 redukcia

Preto je rovnosť reakcií

Počas chemických reakcií sa môže meniť počet a charakter väzieb medzi interagujúcimi atómami, t.j. oxidačné stavy atómov v molekulách sa môžu meniť.

Reakcie, ktoré menia oxidačný stav atómov, sa nazývajú redoxné reakcie.

Príklady redoxných reakcií (skrátene OVR):

Zmena oxidačného stavu je spojená s posunom alebo prenosom elektrónov. Bez ohľadu na to, či elektróny prechádzajú z jedného atómu na druhý alebo sú jedným z atómov odtiahnuté len čiastočne, bežne hovoríme o dávaní a prijímaní elektrónov.

Processa vracia elektróny sa nazýva atóm alebo iónoxidácia . Procespristúpenie elektróny sa nazývajúreštaurovanie .

Látky, ktorých atómy alebo ióny darujú elektróny, sa nazývajú redukčné činidlá . Počas reakcie sa oxidujú. Látky, ktorých atómy alebo ióny prijímajú elektróny, sa nazývajú oxidačné činidlá . Počas reakcie sa obnovia.

Procesy oxidácie a redukcie sú reprezentované elektrónovými rovnicami, ktoré označujú zmenu oxidačného stavu interagujúcich atómov a počet elektrónov odovzdaných redukčným činidlom alebo prijatých oxidačným činidlom.

Príklady rovníc vyjadrujúcich oxidačné procesy:

Rovnice vyjadrujúce procesy obnovy:

Redoxná reakcia je jediný proces, pri ktorom dochádza k oxidácii a redukcii súčasne. Oxidácia jedného atómu je vždy sprevádzaná redukciou druhého a naopak. V čom všeobecný počet elektrónov odovzdaných redukčným činidlom sa rovná počtu elektrónov pripojených oxidačným činidlom.

Podľa zákona ekvivalentov hmotnosti reaktantov sú vo vzájomnom vzťahu ako molárne hmotnosti ich ekvivalentov. Ekvivalentné množstvo látky v OVR závisí od počtu elektrónov darovaných alebo pripojených k jej atómom; molárna hmotnosť ekvivalentu sa vypočíta podľa vzorca:

, (1)

kde M je molárna hmotnosť látky, g/mol

M ekv je molárna hmotnosť látkového ekvivalentu, g/mol

-počet darovaných alebo pripojených elektrónov

Napríklad v reakcii

atóm mangánu pripája 5 elektrónov, teda ekvivalentné množstvo
je 1/5 moľa, a atóm síry daruje 2 elektróny a ekvivalentné množstvo
je 1/2 Krtko. Molové hmotnosti ekvivalentov sú v tomto poradí

Typy redoxných reakcií

Existujú tri typy chemických redoxných reakcií: intermolekulárne, intramolekulárne a samooxidačno-samoliečebné reakcie. Samostatnú skupinu tvoria elektrochemické reakcie.

1. Intermolekulárne OVR sú reakcie, v ktorých sú oxidačné činidlo a redukčné činidlo rôzne látky:

2. Intramolekulárne OVR sú reakcie, pri ktorých sa menia oxidačné stavy rôznych atómov jednej molekuly:

3. Samooxidačno-samoliečivé reakcie sú reakcie, pri ktorých dochádza k oxidácii a redukcii atómov toho istého prvku:

4. Elektrochemické reakcie sú OVR, pri ktorých sú procesy oxidácie a redukcie priestorovo oddelené (prebiehajú na samostatných elektródach), a elektróny sa prenášajú z redukčného činidla do oxidačného činidla cez vonkajší elektrický obvod:

Redoxné reakcie sú zvyčajne zložité, ale ak poznáme vzorce reaktantov a reakčných produktov a vieme určiť oxidačné stavy atómov, je možné koeficienty ľahko umiestniť do rovnice akéhokoľvek OVR.

Oxidačné činidlo a redukčné činidlo sa používajú na formulovanie reakcie v organickej a anorganickej chémii. Zvážte hlavné charakteristiky takýchto interakcií, identifikujte algoritmus na zostavenie rovnice a usporiadanie koeficientov.

Definície

Oxidačné činidlo je atóm alebo ión, ktorý pri interakcii s inými prvkami prijíma elektróny. Proces prijímania elektrónov sa nazýva redukcia a je spojený s poklesom oxidačného stavu.

V priebehu anorganickej chémie sa zvažujú dve hlavné metódy usporiadania koeficientov. Redukčné činidlo a oxidačné činidlo v reakciách sa určuje zostavením elektronických váh alebo metódou polovičnej reakcie. Zastavme sa podrobnejšie pri prvom spôsobe usporiadania koeficientov v OVR.

Oxidačné stavy

Pred stanovením oxidačného činidla v reakcii je potrebné usporiadať oxidačné stavy všetkých prvkov v látkach, ktoré sa podieľajú na premene. Predstavuje náboj atómu prvku, vypočítaný podľa určitých pravidiel. V komplexných látkach sa súčet všetkých kladných a záporných oxidačných stavov musí rovnať nule. Pre kovy hlavných podskupín zodpovedá valencii a má kladnú hodnotu.

Pre nekovy, ktoré sa vo vzorci nachádzajú na konci, sa stupeň určí odčítaním čísla skupiny od osem a má zápornú hodnotu.

Pre jednoduché látky sa rovná nule, pretože neexistuje proces prijímania alebo odovzdávania elektrónov.

Pre komplexné zlúčeniny pozostávajúce z viacerých chemických prvkov sa na určenie oxidačných stavov používajú matematické výpočty.

Oxidačné činidlo je teda atóm, ktorý v procese interakcie znižuje svoj oxidačný stav a redukčné činidlo naopak zvyšuje jeho hodnotu.

Príklady RIA

Hlavnou črtou úloh súvisiacich s usporiadaním koeficientov v redoxných reakciách je určenie chýbajúcich látok a zostavenie ich vzorcov. Oxidačné činidlo je prvok, ktorý bude prijímať elektróny, no okrem neho sa na reakcii musí podieľať aj redukčné činidlo, ktoré ich odovzdáva.

Tu je zovšeobecnený algoritmus, ktorý možno použiť na dokončenie úloh ponúkaných absolventom stredných škôl na jednotnej štátnej skúške. Uvažujme o niekoľkých konkrétnych príkladoch, aby sme pochopili, že oxidačné činidlo nie je len prvkom v komplexnej látke, ale aj jednoduchou látkou.

Najprv musíte pre každý prvok usporiadať hodnoty oxidačných stavov pomocou určitých pravidiel.

Ďalej musíte analyzovať prvky, ktoré sa nepodieľali na tvorbe látok, a zostaviť pre ne vzorce. Po odstránení všetkých medzier môžete pristúpiť k procesu zostavovania elektronickej rovnováhy medzi oxidačným činidlom a redukčným činidlom. Výsledné koeficienty sa v prípade potreby vložia do rovnice a pripočítajú sa pred tie látky, ktoré nie sú zahrnuté v bilancii.

Napríklad pomocou metódy elektronickej rovnováhy je potrebné doplniť navrhovanú rovnicu, umiestniť potrebné koeficienty pred vzorce.

H202 + H2SO4 + KMn04 \u003d MnS04 + O2 + ... + ...

Na začiatok pre každého určíme hodnoty oxidačných stavov, ktoré dostaneme

H2+ 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 + …+…

V navrhovanej schéme sa menia za kyslík, ako aj za mangán v manganistane draselnom. Našli sme teda redukčné činidlo a oxidačné činidlo. Na pravej strane nie je žiadna látka, v ktorej by bol draslík, takže namiesto vynechania vymyslíme vzorec pre jeho síran.

Posledným krokom v tejto úlohe bude umiestnenie koeficientov.

5H202 + 3H2S04 + 2KMnO4 \u003d 2MnS04 + 502 + 8H20 + K2S04

Za silné oxidačné činidlá možno považovať kyseliny, manganistan draselný, peroxid vodíka. Všetky kovy vykazujú redukčné vlastnosti, pri reakciách sa menia na katióny s kladným nábojom.

Záver

Procesy prijímania a návratu negatívnych elektrónov sa vyskytujú nielen v anorganickej chémii. Metabolizmus, ktorý sa uskutočňuje v živých organizmoch, je jasným variantom priebehu redoxných reakcií v organickej chémii. To potvrdzuje význam uvažovaných procesov, ich relevantnosť pre živú a neživú prírodu.

ZÁKLADY TEORETICKEJ CHÉMIE

10. Redoxné reakcie

Redoxné reakcie v roztokoch.

Chemické reakcie, ktoré sa vyskytujú so zmenou stupňa oxidácie prvkov, ktoré tvoria reaktanty, sa nazývajú redoxné reakcie.

Oxidácia

- je proces darovania elektrónov z atómu, molekuly alebo iónu. Ak sa atóm vzdá svojich elektrónov, získa kladný náboj: l - daruje 1 elektrón, stáva sa neutrálnym atómom:

Ak sa kladne nabitý ión alebo atóm vzdá elektrónov, potom sa hodnota jeho kladného náboja zvýši podľa počtu daných elektrónov:

Redukcia je proces pridávania elektrónov k atómu, molekule alebo iónu.

Ak atóm získa elektróny, potom sa zmení na záporne nabitý ión:

Ak kladne nabitý ión prijíma elektróny, jeho náboj klesá:

alebo môže prejsť na neutrálny atóm:

oxidačné činidlo
prijímanie elektrónov. reštaurátor je atóm, molekula alebo ión, darovanie elektrónov.

Oxidačné činidlo

počas reakcie sa redukuje, redukčné činidlo sa oxiduje.

Stanovenie stechiometrických koeficientov v rovniciach redoxných reakcií. Pri zostavovaní rovnice pre redoxnú reakciu je potrebné určiť redukčné činidlo, oxidačné činidlo a počet daných a prijatých elektrónov. Koeficienty sa spravidla vyberajú jednou z uvedených metód elektronická váha

, buď spôsob elektrón-iónová rovnováha (niekedy sa táto metóda nazýva polovičné reakcie ).

Ako príklad zostavovania rovníc redoxných reakcií uvažujme proces oxidácie pyritu koncentrovanou kyselinou dusičnou.

Najprv definujeme produkty reakcie.

HNO3 je silné oxidačné činidlo, takže síra bude oxidovať do svojho maximálneho oxidačného stavu S 6+ a železo - na Fe 3+, zatiaľ čo HNO 3 môže zotaviť až N0 alebo N02. Vyberieme N O:

Kde sa bude nachádzať

H2O (na ľavej alebo pravej strane), zatiaľ nevieme.

1. Najprv aplikujte metóda elektrón-iónovej rovnováhy

(polovičné reakcie). Táto metóda zvažuje prechod elektrónov z jedného atómu alebo iónu na druhý, pričom sa berie do úvahy charakter prostredia (kyslé, alkalické alebo neutrálne), v ktorom reakcia prebieha.

Pri zostavovaní rovníc pre procesy oxidácie a redukcie sa na vyrovnanie počtu atómov vodíka a kyslíka zavádzajú buď molekuly vody a vodíkové ióny (v závislosti od média) (ak je prostredie kyslé), alebo molekuly vody a hydroxidové ióny (ak je médium alkalické). Podľa toho budú v získaných produktoch na pravej strane elektrón-iónovej rovnice vodíkové ióny a molekuly vody (kyslé prostredie) alebo hydroxidové ióny a molekuly vody (alkalické prostredie).

t.j. pri písaní elektrón-iónových rovníc treba vychádzať zo zloženia iónov skutočne prítomných v roztoku. Okrem toho, ako pri príprave skrátených iónových rovníc, látky sa zle disociujú, sú zle rozpustné alebo sa uvoľňujú vo forme plynu. by mal byť napísaný v molekulárnej forme.

Zvážte v našom prípade oxidačnú polovičnú reakciu. Molekula

FeS 2 premení na ión Fe 3+ (Fe (N03) 3 úplne disociuje na ióny, hydrolýza sa zanedbáva) a dva ióny SO 42 - (disociácia H2SO4):

Na vyrovnanie kyslíka pridajte 8 molekúl H na ľavú stranu

2 Oh, a doprava - 16 H iónov+ (kyslé médium):

Náboj na ľavej strane je 0, náboj na pravej strane je +15, takže

FeS 2 musí darovať 15 elektrónov:

Zvážte teraz redukčnú polovičnú reakciu dusičnanového iónu:

Musí byť odvezený z

N O 3 2 atómy O. Na tento účel pridajte 4 ióny H na ľavú stranu 1+ (kyslé prostredie) a vpravo - 2 H molekuly 2 O:

Na vyrovnanie nabitia na ľavú stranu (nabitie

+3) pridajte 3 elektróny:

Nakoniec tu máme:

Zníženie oboch častí o 16N

+ a 8h 2 Oh, dostaneme redukovanú iónovú rovnicu redoxnej reakcie:

Pridaním príslušného počtu iónov na obe strany rovnice

NIE 3 - a H+ nájdeme rovnicu molekulovej reakcie:

Upozorňujeme, že na určenie počtu daných a prijatých elektrónov ste nikdy nemuseli určiť oxidačný stav prvkov. Okrem toho sme vzali do úvahy vplyv prostredia a automaticky sme určili, že H

2 O je na pravej strane rovnice. Niet pochýb o tom, že táto metóda oveľa konzistentnejšie s chemickým zmyslom ako štandardná metóda elektrónovej rovnováhy, hoci to druhé je o niečo ľahšie pochopiteľné.

2. Túto reakciu vyrovnáme metódou elektronická váha . Proces obnovy je opísaný:

Je ťažšie zostaviť oxidačnú schému, pretože dva prvky sa oxidujú naraz -

Fe a S. Železu je možné prisúdiť oxidačný stav 2+, síre 1- a vziať do úvahy, že na jeden atóm Fe pripadajú dva atómy S:

Je však možné urobiť bez určovania oxidačných stavov a zapísať schému, ktorá sa podobá schéme

Pravá strana má náboj +15, ľavá má náboj 0, tzn

FeS 2 musí darovať 15 elektrónov. Zapíšte si celkový zostatok:

päť molekúl HNO

3 bude oxidovať FeS2, a ďalšie tri molekuly HNO3 potrebné pre vzdelávanie Fe (N O 3) 3:

Na vyrovnanie vodíka a kyslíka pridajte dve molekuly H na pravú stranu

2 O:

Metóda elektrónovej rovnováhy je všestrannejšia ako metóda elektrónovej rovnováhy a má nepopierateľnú výhodu pri výbere koeficientov

v mnoho redoxných reakcií, najmä organických zlúčenín, pri ktorých je aj postup na stanovenie oxidačných stavov veľmi komplikovaný.

Zoberme si napríklad proces oxidácie etylénu, ku ktorému dochádza, keď prechádza cez vodný roztok manganistanu draselného. V dôsledku toho sa etylén oxiduje na etylénglykol HO-

CH2 - CH2 -OH a manganistan sa redukuje na oxid manganičitý, navyše, ako bude zrejmé z konečnej bilančnej rovnice, vpravo vzniká aj hydroxid draselný:

Po vykonaní potrebných redukcií podobných členov napíšeme rovnicu v konečnej molekulárnej forme

Štandardné potenciály redoxných reakcií.
Možnosť akejkoľvek redoxnej reakcie prebiehajúcej v reálnych podmienkach je spôsobená množstvom dôvodov: teplotou, povahou oxidačného činidla a redukčného činidla, kyslosťou média, koncentráciou látok zapojených do reakcie atď. je ťažké vziať do úvahy všetky tieto faktory, ale pamätajúc na to, že každá redoxná reakcia prebieha prenosom elektrónov z redukčného činidla na oxidačné činidlo, je možné stanoviť kritérium pre možnosť takejto reakcie.

Kvantitatívne charakteristiky redoxných procesov sú normálny redoxný potenciál oxidačných a redukčných činidiel (alebo štandardné potenciály elektródy).

Na pochopenie fyzikálno-chemického významu takýchto potenciálov je potrebné analyzovať takzvané elektrochemické procesy.

Chemické procesy sprevádzané výskytom elektrického prúdu alebo ním spôsobené sa nazývajú elektrochemické.

, platne aj kvapalná fáza.

V dôsledku elektrostatickej príťažlivosti katiónov roztoku a prebytočných kovových elektrónov vzniká na fázovom rozhraní takzvaná elektrická dvojvrstva, ktorá inhibuje ďalší prechod kovových iónov do kvapalnej fázy. Nakoniec nastáva moment, keď sa medzi roztokom a kovovou doskou nastolí rovnováha, ktorú možno vyjadriť rovnicou:

alebo berúc do úvahy hydratáciu iónov v roztoku:

Stav tejto rovnováhy závisí od povahy kovu, koncentrácie jeho iónov v roztoku, od teploty a

tlak.

Rovnováha sa môže posunúť doprava, ak sú elektróny z kovu odstránené tak či onak. Tým sa kovová platňa rozpustí. Naopak, ak sú elektróny privedené na kovovú platňu zvonku, budú sa na nej ukladať ióny

od Riešenie.

Keď je kov ponorený do roztoku, na fázovom rozhraní sa vytvorí dvojitá elektrická vrstva. Potenciálny rozdiel, ktorý sa vyskytuje medzi kovom a okolitou kvapalnou fázou, sa nazýva elektródový potenciál. Tento potenciál je charakteristický pre redoxnú schopnosť kovu vo forme tuhej fázy.

V izolovanom atóme kovu (stav monatomickej pary, ktorá sa vyskytuje pri vysokých teplotách a vysokých stupňoch riedenia) sú redoxné vlastnosti charakterizované inou veličinou nazývanou ionizačný potenciál. Ionizačný potenciál je energia potrebná na oddelenie elektrónu od izolovaného atómu.

Absolútnu hodnotu potenciálu elektródy nemožno merať priamo. Zároveň nie je ťažké merať rozdiel potenciálu elektród, ktorý sa vyskytuje v systéme pozostávajúcom z dvoch párov kov-roztok. Takéto páry sú tzv polovičné prvky . Dohodli sme sa na stanovení elektródových potenciálov kovov vzhľadom na takzvanú štandardnú vodíkovú elektródu, ktorej potenciál je ľubovoľne braný ako nulový. Štandardná vodíková elektróda pozostáva zo špeciálne pripravenej platinovej platne ponorenej do roztoku kyseliny s koncentráciou vodíkových iónov 1 mol/l a premytej prúdom vodíka pri tlaku 10

5 Pa, pri 25 °C. Množstvo štandardných elektródových potenciálov.
Ak sa kovová platňa ponorená do roztoku jej soli s koncentráciou kovových iónov rovnajúcou sa 1 mol / l pripojí k štandardnej vodíkovej elektróde, získa sa galvanický článok. Charakteristická je elektromotorická sila tohto prvku (EMF), meraná pri 25 °C štandardný elektródový potenciál kovu, bežne označované ako E°.

Štandardné potenciály elektród, ktoré pôsobia ako redukčné činidlá vzhľadom na vodík, majú znamienko „-“ a znamienko „+“ má štandardné potenciály elektród, ktoré sú oxidačnými činidlami.

Kovy, usporiadané vzostupne podľa ich štandardných elektródových potenciálov, tvoria tzv elektrochemický rad napätia kovov :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.

Chemické vlastnosti kovov charakterizuje niekoľko napätí:

1. Čím zápornejší je elektródový potenciál kovu, tým väčšia je jeho redukčná schopnosť.

2. Každý kov je schopný vytesniť (obnoviť) z roztokov solí tie kovy, ktoré sú v elektrochemickom rade kovových napätí za ním.

3. Všetky kovy, ktoré majú záporný štandardný elektródový potenciál, teda tie, ktoré sú v elektrochemickej sérii kovových napätí naľavo od vodíka, sú schopné vytesniť ho z kyslých roztokov.

Rovnako ako v prípade stanovenia hodnoty E° kovov, hodnoty E° nekovov sa merajú pri teplote 25 °C a pri koncentrácii všetkých atómových a molekulárnych druhov podieľajúcich sa na rovnováhe rovnej 1 mol. /l.

Algebraická hodnota štandardného redoxného potenciálu charakterizuje oxidačnú aktivitu zodpovedajúcej oxidovanej formy. Takže Porovnanie hodnôt štandardných redoxných potenciálov umožňuje odpovedať na otázku: prebieha tá alebo ona redoxná reakcia?

Kvantitatívne kritérium na posúdenie možnosti výskytu konkrétnej redoxnej reakcie je kladná hodnota rozdielu medzi štandardnými redoxnými potenciálmi polovičných reakcií oxidácie a redukcie.

Elektrolýza roztokov.

Kombinácia redoxných reakcií, ktoré sa vyskytujú na elektródach v roztokoch elektrolytov alebo taveninách, keď nimi prechádza elektrický prúd, sa nazýva elektrolýza.

Na katóde zdroja prúdu prebieha proces prenosu elektrónov na katióny z roztoku alebo taveniny, preto katóda je "reduktor". Na anóde sú teda elektróny darované aniónmi anóda je "oxidátor".

Počas elektrolýzy môžu nastať konkurenčné procesy na anóde aj na katóde.

Keď sa elektrolýza vykonáva pomocou inertnej (nespotrebovateľnej) anódy (napríklad grafitovej alebo platiny), spravidla si konkurujú dva oxidačné a dva redukčné procesy:

na anóde - oxidácia aniónov a hydroxidových iónov,

na katóde - redukcia katiónov a vodíkových iónov.

Keď sa elektrolýza vykonáva pomocou aktívnej (spotrebnej) anódy, proces sa stáva komplikovanejším a konkurenčné reakcie na elektródach sú:

na anóde - oxidácia aniónov a hydroxidových iónov, anodické rozpúšťanie kovu - materiál anódy;

na katóde - redukcia katiónu soli a vodíkových iónov, redukcia katiónov kovov získaných rozpustením anódy.

Pri výbere najpravdepodobnejšieho procesu na anóde a katóde by sa malo vychádzať z pozície, že prebehne reakcia, ktorá vyžaduje najmenšiu spotrebu energie. Okrem toho sa na výber najpravdepodobnejšieho procesu na anóde a katóde počas elektrolýzy soľných roztokov inertnou elektródou používajú nasledujúce pravidlá:

Na anóde sa môžu vytvárať nasledujúce produkty: a) pri elektrolýze roztokov obsahujúcich anióny F -, S042-, N O 3 - , RO 4 3 - , ako aj alkalické roztoky sa uvoľňuje kyslík; b) pri oxidácii aniónov C l - , V r - , ja-uvoľňuje sa chlór, bróm, jód;c) pri oxidácii aniónov organických kyselín dochádza k procesu:

2. Pri elektrolýze soľných roztokov obsahujúcich ióny umiestnené v sérii napätí vľavo od Al

3+ vodík sa uvoľňuje na katóde; ak sa ión nachádza v sérii napätí napravo od vodíka, potom sa na katóde uvoľňuje kov.

3. Počas elektrolýzy soľných roztokov obsahujúcich ióny umiestnené v sérii napätí medzi

Al+ a H+ Na katóde sa môžu vyskytnúť konkurenčné procesy redukcie katiónov a vývoja vodíka.

Uvažujme ako príklad elektrolýzu vodného roztoku chloridu meďnatého na inertných elektródach. V roztoku sú prítomné ióny Cu.

2+ a 2Cl - ktoré sú pod vplyvom elektrického prúdu nasmerované na príslušné elektródy:

Na katóde sa uvoľňuje kovová meď a na anóde sa uvoľňuje plynný chlór.

Ak v uvažovanom príklade roztokovej elektrolýzy

CuCl2 vezmite medenú platňu ako anódu, potom sa meď uvoľňuje na katóde a na anóde, kde dochádza k oxidačným procesom, namiesto vybíjania iónov C l - a uvoľňovaním chlóru prebieha oxidácia anódy (meď). V tomto prípade dochádza k rozpusteniu samotnej anódy a vo forme iónov Cuide do riešenia. Elektrolýza CuCl2 s rozpustnou anódou možno napísať takto:

Elektrolýza roztokov solí s rozpustnou anódou sa redukuje na oxidáciu materiálu anódy (jej rozpustenie) a je sprevádzaná prenosom kovu z anódy na katódu. Táto vlastnosť je široko používaná pri rafinácii (čistení) kovov pred kontamináciou.

Elektrolýza tavenín. Na získanie vysoko aktívnych kovov (sodík, hliník, horčík, vápnik atď.), ktoré ľahko interagujú s vodou, sa používa elektrolýza roztavených solí alebo oxidov:

Ak elektrický prúd prechádza vodným roztokom aktívnej soli kovu a kyseliny obsahujúcej kyslík, potom sa nevybijú ani katióny kovov, ani ióny zvyškov kyseliny. Na katóde sa uvoľňuje vodík

a ďalej anóda - kyslík a elektrolýza sa redukuje na elektrolytický rozklad vody.

Elektrolýza roztokov elektrolytov je energeticky výhodnejšia ako taveniny, pretože elektrolyty - soli a zásady - sa topia pri veľmi vysokých teplotách.

Faradayov zákon elektrolýzy.

Závislosť množstva látky vytvorenej pôsobením elektrického prúdu od času, sily prúdu a povahy elektrolytu možno stanoviť na základe zovšeobecneného Faradayov zákon :

kde t - hmotnosť látky vytvorenej počas elektrolýzy (g); E - ekvivalentná hmotnosť látky (g / mol); M je molárna hmotnosť látky (g/mol); P- počet odovzdaných alebo prijatých elektrónov;

I - sila prúdu (A); t- trvanie procesu(sa); F - Faradayova konštanta,charakterizujúce množstvo elektriny potrebnej na uvoľnenie 1 ekvivalentnej hmotnosti látky(F= 96 500 C/mol = 26,8 Ah/mol).

Typy redoxných reakcií

Definície

Oxidačné stavy

Príklady RIA

Záver

ZÁKLADY TEORETICKEJ CHÉMIE

10. Redoxné reakcie

SÚVISIACE ČLÁNKY