Реакция без промяна на степента на окисление на атомите. Видове химични реакции. V. Според агрегатното състояние на веществата

РЕДОКС РЕАКЦИИ

Степен на окисление

Степента на окисление е условният заряд на атом в молекула, изчислен при предположението, че молекулата се състои от йони и като цяло е електрически неутрална.

Най-електроотрицателните елементи в едно съединение имат отрицателни степени на окисление, докато атомите на елементи с по-малка електроотрицателност са положителни.

Степента на окисление е формално понятие; в някои случаи степента на окисление не съвпада с валентността.

Например:

N2H4 (хидразин)

степен на окисление на азот - -2; азотна валентност - 3.

Изчисляване на степента на окисление

За да се изчисли степента на окисление на даден елемент, трябва да се вземат предвид следните разпоредби:

1. Степените на окисление на атомите в простите вещества са нула (Na 0; H2 0).

2. Алгебричната сума на степените на окисление на всички атоми, които изграждат молекулата, винаги е нула, а в комплексния йон тази сума е равна на заряда на йона.

3. Атомите имат постоянна степен на окисление: алкални метали (+1), алкалоземни метали (+2), водород (+1) (с изключение на хидриди NaH, CaH2 и др., където степента на окисление на водорода е -1) , кислород (-2) (с изключение на F 2 -1 O +2 и пероксиди, съдържащи групата –O–O–, в които степента на окисление на кислорода е -1).

4. За елементите положителната степен на окисление не може да надвишава стойност, равна на номера на групата на периодичната система.

Примери:

V 2 +5 О 5 -2 ;На 2 +1 б 4 +3 О 7 -2 ;К +1 кл +7 О 4 -2 ;Н -3 з 3 +1 ;K2 +1 з +1 П +5 О 4 -2 ;На 2 +1 Кр 2 +6 О 7 -2

Реакции без и с промяна на степента на окисление

Има два вида химична реакция:

A Реакции, при които степента на окисление на елементите не се променя:

Реакции на присъединяване

ТАКА 2 + Na 2 O → Na 2 ТАКА 3

Реакции на разлагане

Cu(OH) 2 → CuO + H 2 О

Обменни реакции

AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O

B Реакции, при които има промяна в степента на окисление на атомите на елементите, които изграждат реагиращите съединения:

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

Такива реакции се наричат редокс реакции.

Редокс реакциите са реакции, при които има промяна в степента на окисление на атомите. Редокс реакциите са много чести. Всички реакции на горене са редокс реакции.
Редокс реакцията се състои от два процеса, които не могат да протичат отделно един от друг. Процесът на повишаване на степента на окисление се нарича окисление. Едновременно с окисляването се извършва редукция, т.е. процес на понижаване на степента на окисление.

Окисляване, редукция

Съответно в окислително-редукционните реакции се разграничават двама основни участници: окислител и редуциращ агент. Процесът на отдаване на електрони е окисление. Когато се окислява, степента на окисление се повишава. Окислителят по време на реакцията понижава степента си на окисление, възстановявайки се. Тук е необходимо да се прави разлика между химичен елемент-окислител и вещество-окислител.

н +5 - окислител; HN +5 O 3 и NaN +5 O 3 - окислители.
Ако кажем, че азотната киселина и нейните соли са силни окислители, тогава с това имаме предвид, че окислителят е азотни атоми с степен на окисление+5, като цяло не всичко има значение.
Вторият задължителен участник в редокс реакцията се нарича редуциращ агент. Процесът на добавяне на електрони е редукция. Когато се редуцира, степента на окисление намалява.

Редуциращият агент повишава степента си на окисление, като се окислява по време на реакцията. Точно както в случая с окислителя, трябва да се прави разлика между редуциращ агент и редуциращ химичен елемент. Провеждайки реакцията на редукция на алдехид до алкохол, не можем просто да вземем водород със степен на окисление -1, но да вземем малко хидрид, литиево-алуминиевият хидрид е най-добрият.

з -1 - редуциращ агент; NaH -1 и LiAlH -1 4 - редуциращи агенти.
При редокс реакции пълното прехвърляне на електрони от редуциращия агент към окислителя е изключително рядко, тъй като има малко съединения с йонни връзки. Но когато подреждаме коефициентите, ние изхождаме от предположението, че такъв преход наистина има. Това дава възможност за правилно определяне на основните коефициенти пред формулите на окислителя и редуктора.
5H 2 SO 3 + 2KMnO 4 \u003d 2H 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
С +4 – 2e → S +6 5 - редуциращ агент, окисление
Мн +7 + 5e → Mn +2 2 - окислител, редукция

Атомите или йоните, които получават електрони в тази реакция, са окислители, а тези, които отдават електрони, са редуциращи агенти.

Редокс свойства на веществото и степента на окисление на съставните му атоми

Съединения, съдържащи атоми на елементи с максимална степен на окисление, могат да бъдат окислители само поради тези атоми, т.к. те вече са се отказали от всичките си валентни електрони и са в състояние да приемат само електрони. Максималната степен на окисление на атом на даден елемент е равна на номера на групата в периодичната таблица, към която принадлежи елементът. Съединения, съдържащи атоми на елементи с минимално състояние на окисление, могат да служат само като редуциращи агенти, тъй като те са способни да даряват само електрони, тъй като външното енергийно ниво на такива атоми се допълва от осем електрона. Минималната степен на окисление за металните атоми е 0, за неметалите - (n–8) (където n е номерът на групата в периодичната система). Съединенията, съдържащи атоми на елементи с междинно състояние на окисление, могат да бъдат както окислители, така и редуктори в зависимост от партньора, с който взаимодействат, и от условията на реакцията.

Най-важните редуциращи агенти и окислители

Регенератори:

метали,

водород,

въглища.

Въглероден окис (II) (CO).

Сероводород (H 2 S);

серен оксид (IV) (SO 2);

сярна киселина H 2 SO 3 и нейните соли.

Халоводородни киселини и техните соли.

Метални катиони в по-ниски степени на окисление: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3.

Азотиста киселина HNO 2 ;

амоняк NH3;

хидразин NH2NH2;

азотен оксид (II) (NO).

катод при електролиза.

Окислители

Халогени.

Калиев перманганат (KMnO 4);

калиев манганат (K 2 MnO 4);

манганов (IV) оксид (MnO 2).

Калиев дихромат (K 2 Cr 2 O 7);

калиев хромат (K 2 CrO 4).

Азотна киселина (HNO3).

Сярна киселина (H 2 SO 4) конц.

Меден (II) оксид (CuO);

оловен (IV) оксид (PbO 2);

сребърен оксид (Ag 2 O);

водороден пероксид (H 2 O 2).

Железен(III) хлорид (FeCl3).

Бертолетова сол (KClO 3).

Анод при електролиза.

Всяка такава полуреакция се характеризира със стандартен редокс потенциал E 0 (размер - волт, V). Колкото по-голямо е E 0, толкова по-силна е окислителната форма като окислител и толкова по-слаба е редуцираната форма като редуциращ агент и обратно.

Полуреакцията беше взета като референтна точка на потенциалите: 2H + + 2ē ® H 2, за която E 0 =0

За полуреакции M n+ + nē ® M 0, E 0 се нарича стандартен електроден потенциал. Според големината на този потенциал е обичайно металите да се подреждат в серия от стандартни електродни потенциали (серия от метални напрежения):

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd,

Co, Ni, Sn, Pb, з, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

Редица напрежения характеризират химичните свойства на металите:

1. Колкото по-вляво е разположен металът в поредицата от напрежения, толкова по-силна е неговата редуцираща способност и толкова по-слаба е окислителната способност на неговия йон в разтвор (т.е. толкова по-лесно отдава електрони (окислява) и толкова по-трудно е неговите йони да прикрепят обратно електрони).

2. Всеки метал е в състояние да измести от солевите разтвори онези метали, които са в поредицата от напрежения вдясно от него, т.е. възстановява йони на следващи метали в електрически неутрални атоми, като отдава електрони и се превръща в самите йони.

3. Само метали, стоящи в поредицата от напрежения вляво от водорода (Н), могат да го изместят от киселинни разтвори (например Zn, Fe, Pb, но не и Cu, Hg, Ag).

Галванични клетки

Всеки два метала, потопени в разтвори на техните соли, които комуникират помежду си чрез сифон, пълен с електролит, образуват галваничен елемент. Плочите от метали, потопени в разтвори, се наричат елементни електроди.

Ако свържете външните краища на електродите (полюсите на елемента) с жица, тогава от метала, който има по-ниска потенциална стойност, електроните започват да се движат към метала, който има по-голям (например от Zn към Pb). Изпускането на електрони нарушава баланса, който съществува между метала и неговите йони в разтвора, и кара нов брой йони да преминат в разтвора - металът постепенно се разтваря. В същото време електроните, преминаващи към друг метал, разреждат йоните в разтвора близо до неговата повърхност - металът се освобождава от разтвора. Електродът, на който протича окислението, се нарича анод. Електродът, където се извършва редукция, се нарича катод. В оловно-цинкова клетка цинковият електрод е анодът, а оловният електрод е катодът.

Така в затворен галваничен елемент се осъществява взаимодействие между метал и солев разтвор на друг метал, които не са в пряк контакт един с друг. Атомите на първия метал, като отдават електрони, се превръщат в йони, а йоните на втория метал, като получават електрони, се превръщат в атоми. Първият метал измества втория от неговия солен разтвор. Например, по време на работа на галванична клетка, съставена от цинк и олово, потопени съответно в разтвори на Zn (NO 3) 2 и Pb (NO 3) 2, на електродите протичат следните процеси:

Zn – 2ē → Zn 2+

Pb 2+ + 2ē → Pb

Обобщавайки двата процеса, получаваме уравнението Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+ , което изразява протичащата в елемента реакция в йонна форма. Молекулното уравнение за същата реакция ще бъде:

Zn + Pb(NO 3) 2 → Pb + Zn(NO 3) 2

Електродвижещата сила на галваничния елемент е равна на потенциалната разлика между двата му електрода. При определянето му винаги се изважда по-малкото от по-голямото. Например електродвижещата сила (ЕМС) на разглеждания елемент е:

емф =	-0,13		(-0,76)	0,63v
	E Pb		E Zn

Тя ще има такава стойност, при условие че металите са потопени в разтвори, в които концентрацията на йони е 1 g-ion / l. При други концентрации на разтвори стойностите на електродните потенциали ще бъдат малко по-различни. Те могат да се изчислят по формулата:

E \u003d E 0 + (0,058 / n) lgC

където E е желаният потенциал на метала (във волтове)

E 0 - неговият нормален потенциал

n - валентност на металните йони

C - концентрация на йони в разтвор (g-йони / l)

Пример

Намерете електродвижещата сила на елемента (емф), образувана от цинков електрод, потопен в 0,1 M разтвор на Zn (NO 3) 2, и оловен електрод, потопен в 2 M разтвор на Pb (NO 3) 2.

Решение

Изчисляваме потенциала на цинковия електрод:

E Zn \u003d -0,76 + (0,058 / 2) lg 0,1 \u003d -0,76 + 0,029 (-1) \u003d -0,79 v

Изчисляваме потенциала на водещия електрод:

E Pb \u003d -0,13 + (0,058 / 2) lg 2 \u003d -0,13 + 0,029 0,3010 \u003d -0,12 v

Намерете електродвижещата сила на елемента:

E. d. s. = -0,12 - (-0,79) = 0,67v

Електролиза

чрез електролиза Процесът на разлагане на веществото чрез електрически ток се нарича.

Същността на електролизата се състои в това, че когато ток преминава през електролитен разтвор (или разтопен електролит), положително заредените йони се придвижват към катода, а отрицателно заредените йони се придвижват към анода. Достигайки до електродите, йоните се разреждат, в резултат на което компонентите на разтворения електролит или водород и кислород се освобождават от водата при електродите.

За да се превърнат различни йони в неутрални атоми или групи от атоми, са необходими различни напрежения на електрически ток. Някои йони губят заряда си по-лесно, други по-трудно. Степента на лекота, с която металните йони се разреждат (прикрепват електрони), се определя от позицията на металите в поредицата от напрежение. Колкото по-вляво е металът в поредицата от напрежения, толкова по-голям е неговият отрицателен потенциал (или по-малко положителен потенциал), толкова по-трудно, при равни други условия, се разреждат неговите йони (йоните Аu 3+, Ag + са най- лесно се разрежда; най-трудните са Li +, Rb +, K +).

Ако в разтвора има йони на няколко метала едновременно, тогава йоните на метала с по-нисък отрицателен потенциал (или по-висок положителен потенциал) се разреждат първи. Например, от разтвор, съдържащ Zn 2+ и Cu 2+ йони, първо се освобождава метална мед. Но стойността на потенциала на метала също зависи от концентрацията на неговите йони в разтвора; лекотата на изпускане на йони от всеки метал също се променя по същия начин в зависимост от тяхната концентрация: увеличаването на концентрацията улеснява изхвърлянето на йони, намаляването го затруднява. Следователно, по време на електролиза на разтвор, съдържащ йони на няколко метала, може да се случи освобождаването на по-активен метал да настъпи по-рано от освобождаването на по-малко активен (ако концентрацията на йоните на първия метал е значителна, а втората е много ниска).

AT водни разтворисоли, в допълнение към солните йони винаги има водни йони (Н + и ОН -). От тях водородните йони ще се разреждат по-лесно от всички метални йони, предхождащи водорода в серията напрежения. Въпреки това, поради незначителната концентрация на водородни йони по време на електролизата на всички соли, с изключение на солите на най-активните метали, на катода се отделя метал, а не водород. Само по време на електролизата на соли на натрий, калций и други метали до и включително алуминий се отделят водородни йони и се отделя водород.

В анода могат да се отделят или йони на киселинни остатъци, или хидроксидни йони на вода. Ако йоните на киселинните остатъци не съдържат кислород (Cl -, S 2-, CN - и т.н.), тогава обикновено се разреждат тези йони, а не хидроксилни йони, които губят заряда си много по-трудно и Cl 2, S и t се отделят на анода .d. Напротив, ако солта на кислородсъдържаща киселина или самата киселина се подложи на електролиза, тогава се отделят хидроксилните йони, а не йоните на кислородните остатъци. Неутралните ОН групи, образувани по време на изхвърлянето на хидроксилни йони, незабавно се разпадат съгласно уравнението:

4OH → 2H 2 O + O 2

В резултат на това на анода се отделя кислород.

Електролиза на разтвор на никелов хлорид NiCl2

Разтворът съдържа Ni 2+ и Cl - йони, както и незначителна концентрация на H + и OH - йони. При преминаване на ток йоните Ni 2+ се придвижват към катода, а йоните Cl - към анода. Вземайки два електрона от катода, Ni 2+ йони се превръщат в неутрални атоми, които се освобождават от разтвора. Катодът постепенно се покрива с никел.

Хлорните йони, достигайки до анода, му даряват електрони и се превръщат в хлорни атоми, които, когато се комбинират по двойки, образуват хлорни молекули. На анода се отделя хлор.

По този начин, на катода процес на възстановяване, на анода - процес на окисление.

Електролиза на разтвор на калиев йодид KI

Калиевият йодид е в разтвор под формата на K + и I - йони. При преминаване на ток K + йони се движат към катода, I - йони се движат към анода. Но тъй като калият е в поредицата от напрежения много вляво от водорода, не калиевите йони се изпускат при катода, а водородните йони на водата. Получените водородни атоми се комбинират в Н2 молекули и по този начин водородът се освобождава на катода.

Тъй като водородните йони се разреждат, все повече и повече водни молекули се дисоциират, в резултат на което хидроксидните йони (освободени от водната молекула) се натрупват на катода, както и K + йони, които непрекъснато се движат към катода. Образува се разтвор на KOH.

На анода се отделя йод, тъй като I - йоните се отделят по-лесно от водните хидроксилни йони.

Електролиза на разтвор на калиев сулфат

Разтворът съдържа йони K +, SO 4 2- и йони H + и OH - от водата. Тъй като K + йоните се разреждат по-трудно от H + йоните, а SO 4 2- йоните от OH - йоните, при преминаване на електрически ток водородните йони ще се разреждат на катода, а хидроксилните групи ще се разреждат на анода , тоест всъщност ще има водна електролиза. В същото време, поради изхвърлянето на водородни и хидроксидни йони на водата и непрекъснатото движение на K + йони към катода и SO 4 2- йони към анода, на катода се образува алкален разтвор (KOH), и на анода се образува разтвор на сярна киселина.

Електролиза на разтвор на меден сулфат с меден анод

Електролизата протича по специален начин, когато анодът е направен от същия метал, чиято сол е в разтвор. В този случай в анода не се отделят йони, но самият анод постепенно се разтваря, изпращайки йони в разтвора и давайки електрони на източника на ток.

Целият процес се свежда до освобождаване на мед на катода и постепенно разтваряне на анода. Количеството CuSO 4 в разтвора остава непроменено.

Закони на електролизата (М. Фарадей)

1. Теглото на веществото, освободено по време на електролиза, е пропорционално на количеството електричество, протичащо през разтвора, и практически не зависи от други фактори.

2. Еднакви количества електричество се отделят по време на електролиза от еквивалент на различни химични съединения количеството на веществата.

3. За да се изолира един грам еквивалент от което и да е вещество от разтвор на електролит, през разтвора трябва да преминат 96 500 кулона електричество.

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

където m (x) е количеството редуцирано или окислено вещество (g);

I - силата на предавания ток (a);

t е времето за електролиза (s);

M(x)- моларна маса;

n е броят на електроните, придобити или отдадени в редокс реакции;

F - константа на Фарадей (96500 cou/mol).

Въз основа на тази формула можете да направите редица изчисления, свързани с процеса на електролиза, например:

1. Изчислете количествата вещества, отделени или разградени от определено количество електричество;

2. Намерете силата на тока по количеството на освободеното вещество и времето, прекарано за освобождаването му;

3. Установете колко време ще отнеме освобождаването на определено количество вещество при дадена сила на тока.

Пример 1

Колко грама мед ще се отделят на катода при преминаване на ток от 5 ампера през разтвор на меден сулфат СuSO 4 за 10 минути?

Решение

Определете количеството електричество, преминаващо през разтвора:

Q = То,

където I е силата на тока в ампери;

t е времето в секунди.

Q=5A 600s=3000 кулона

Еквивалентът на медта (при маса 63,54) е 63,54: 2 \u003d 31,77. Следователно 96500 кулона отделят 31,77 g мед. Желано количество мед:

m = (31,77 3000) / 96500 » 0,98 g

Пример 2

Колко време отнема преминаването на ток от 10 ампера през киселинен разтвор, за да се получат 5,6 литра водород (при n.a.)?

Решение

Намираме количеството електричество, което трябва да премине през разтвора, за да се отделят 5,6 литра водород от него. Тъй като 1 g-екв. водородът заема при n. г. обем е 11,2 литра, то желаното количество ел.енергия

Q = (96500 5,6) / 11,2 = 48250 кулона

Нека определим текущото време за преминаване:

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

Пример 3

При преминаване на ток през разтвор на сребърна сол върху катода, 10 min. 1 г сребро. Определете силата на тока.

Решение

1 g-екв. среброто е равно на 107,9 г. За да се изолира 1 г сребро, през разтвора трябва да премине 96500: 107,9 = 894 кулона. Оттук и течението

I \u003d 894 / (10 60) "1.5A

Пример 4

Намерете еквивалента на калай, ако при ток от 2,5 ампера от разтвор на SnCl 2 за 30 минути. Отделят се 2,77 g калай.

Решение

Количеството електричество, преминало през разтвора за 30 минути.

Q \u003d 2,5 30 60 \u003d 4500 кулона

Тъй като за изолиране на 1 g-екв. необходими 96 500 висулки, тогава еквивалента на калай.

E Sn \u003d (2,77 96500) / 4500 \u003d 59,4

Корозия

Преди да напуснем дискусията за електрохимията, нека приложим наученото към изследването на един много важен проблем - корозияметали. Корозията се причинява от окислително-редукционни реакции, при които металът в резултат на взаимодействие с всяко вещество от околната среда се превръща в нежелано съединение.

Един от най-известните корозионни процеси е ръждясването на желязото. От икономическа гледна точка това е много важен процес. Според наличните оценки 20% от желязото, произвеждано годишно в Съединените щати, отива за замяна на железни изделия, които са станали неизползваеми поради ръждясване.

Известно е, че кислородът участва в ръждясването на желязото; желязото не се окислява във вода при липса на кислород. Водата също участва в процеса на ръждясване; желязото не корозира в кислородно масло, освен ако не съдържа следи от вода. Ръждясването се ускорява от редица фактори, като pH на средата, наличието на соли в нея, контакта на желязото с метал, който се окислява по-трудно от желязото, а също и под въздействието на механични натоварвания.

Корозията на желязото е основно електрохимичен процес. Някои части от повърхността на желязото служат като анод, върху който то се окислява:

Fe (твърд) → Fe 2+ (воден) + 2e - Eº оксид \u003d 0,44 V

Получените електрони се движат през метала към други части на повърхността, които играят ролята на катод. На тях се извършва намаляване на кислорода:

O 2 (g.) + 4H + (aq.) + 4e - → 2H 2 O (l.) Eº възстановяване \u003d 1,23 V

Имайте предвид, че H + йони участват в процеса на редукция на O 2 . Ако концентрацията на H + намалява (т.е. с повишаване на рН), възстановяването на O 2 става по-трудно. Наблюдавано е, че желязото в контакт с разтвор, чието pH е над 9-10, не корозира. По време на процеса на корозия йоните Fe 2+, образувани върху анода, се окисляват до Fe 3+ . Fe 3+ йони образуват хидратиран железен оксид (III), който се нарича ръжда:

4Fe 2+ (воден) + O 2 (g.) + 4H 2 O (l.) +2 х H 2 O (л.) → 2Fe 2 O 3 . х H 2 O (тв.) + 8Н + (водн.)

Тъй като ролята на катод обикновено се играе от тази част от повърхността, която е най-добре осигурена с приток на кислород, ръждата най-често се появява в тези области. Ако внимателно разгледате лопата, която е стояла известно време на открито, влажен въздух с мръсотия, полепнала по острието, ще забележите, че на повърхността на метала под мръсотията са се образували вдлъбнатини и навсякъде, където O 2 може да се появи ръжда прониквам.

Шофьорите често се сблъскват с повишена корозия в присъствието на соли в райони, където през зимата пътищата се поръсват обилно със сол за борба със заледяването. Влиянието на солите се обяснява с факта, че образуваните от тях йони създават електролита, необходим за възникването на затворена електрическа верига.

Наличието на анодни и катодни места върху желязната повърхност води до създаването на две различни химични среди върху нея. Те могат да възникнат поради наличието на примеси или дефекти в кристалната решетка (очевидно поради напрежения вътре в метала). На места, където има такива примеси или дефекти, микроскопичната среда на определен железен атом може да причини известно повишаване или намаляване на степента на окисление в сравнение с нормалните позиции в кристалната решетка. Следователно такива места могат да играят ролята на аноди или катоди. Изключително чистото желязо, в което броят на такива дефекти е сведен до минимум, корозира много по-малко от обикновеното желязо.

Желязото често се покрива с боя или някакъв друг метал, като калай, цинк или хром, за да се предпази повърхността му от корозия. Така наречената "ламарина" се получава чрез покриване на ламарина с тънък слой калай. Калайът защитава желязото само докато защитният слой остава непокътнат. Веднага щом се повреди, въздухът и влагата започват да влияят на желязото; калайът дори ускорява корозията на желязото, защото служи като катод в електрохимичния процес на корозия. Сравнението на окислителния потенциал на желязото и калая показва, че желязото се окислява по-лесно от калая:

Fe (твърдо) → Fe 2+ (вода) + 2e - Eº оксид \u003d 0,44 V

Sn (тв.) → Sn 2+ (вода) + 2e - Eº оксид \u003d 0,14 V

Следователно желязото в този случай служи като анод и се окислява.

"Галванизираното" (поцинковано) желязо се получава чрез покриване на желязото с тънък слой цинк. Цинкът предпазва желязото от корозия дори след нарушаване на целостта на покритието. В този случай желязото играе ролята на катод по време на корозия, тъй като цинкът се окислява по-лесно от желязото:

Zn (твърд) → Zn 2+ (вода) + 2e - Eº оксид \u003d 0,76 V

Следователно цинкът играе ролята на анод и корозира вместо желязото. Такава защита на метала, при която той играе ролята на катод в процеса на електрохимична корозия, се нарича катодна защита.Тръбите, положени под земята, често предпазват от корозия, като ги правят катод на електрохимична клетка. За да направите това, блокове от някакъв активен метал, най-често магнезий, се заравят в земята по дължината на тръбопровода и се свързват с тел към тръбите. Във влажна почва активният метал действа като анод, а желязната тръба получава катодна защита.

Докато нашата дискусия е фокусирана върху желязото, то не е единственият метал, подложен на корозия. В същото време може да изглежда странно, че алуминиевата кутия, оставена небрежно на открито, корозира неизмеримо по-бавно от желязната кутия. Съдейки по стандартните окислителни потенциали на алуминия (Eº оксид = 1,66 V) и желязото (Eº оксид = 0,44 V), трябва да се очаква, че корозията на алуминия трябва да настъпи много по-бързо. Бавната корозия на алуминия се обяснява с факта, че върху повърхността му се образува тънък плътен оксиден филм, който предпазва метала отдолу от по-нататъшна корозия. Магнезият, който има висок окислителен потенциал, е защитен от корозия поради образуването на същия оксиден филм. За съжаление, оксидният филм върху повърхността на желязото има твърде хлабава структура и не е в състояние да създаде надеждна защита. На повърхността на желязо-хромните сплави обаче се образува добър защитен оксиден филм. Такива сплави се наричат неръждаема стомана.

1. Как да се определи редокс реакцията?

Съществуват различни класификации на химичните реакции. Една от тях включва тези, при които веществата, които взаимодействат помежду си (или самото вещество), променят степента на окисление на елементите.

Като пример, разгледайте две реакции:

Zn 0 + 2H +1 C1 -1 \u003d Zn +2 Cl 2 -1 + H 2 0 (1)
H +1 Cl -1 + K +1 O -2 H +1 = K +1 Cl -1 + H 2 +1 O -2 (2)

Реакция (1) включва цинк и солна киселина. Цинкът и водородът променят степента си на окисление, хлорът оставя степента си на окисление непроменена:

Zn 0 - 2e = Zn 2+
2H + 1 + 2e \u003d H 2 0
2Cl -1 \u003d 2 Cl -1

И в реакция (2), ( реакция на неутрализация), хлор, водород, калий и кислород не променят степента си на окисление: Cl -1 = Cl -1, H +1 = H +1, K +1 = K +1, O -2 = O -2; Реакция (1) принадлежи към редокс реакцията, а реакция (2) принадлежи към друг тип.

Химични реакции, които се извършват с промянастепен на окисление на елементитесе наричат редокс.

За да се определи редокс реакцията, е необходимо да се установи степняма окисление на елементитеот лявата и дясната страна на уравнението. Това изисква да знаете как да определите степента на окисление на даден елемент.

В случай на реакция (1) елементите Zn и H променят своите състояния чрез загуба или получаване на електрони. Цинкът, отдавайки 2 електрона, преминава в йонно състояние - става катион Zn 2+. В този случай процесът възстановяванеи цинкът се окислява. Водородът получава 2 електрона, показва окислителенсвойства, себе си в процеса на реакция възстановявайки се.

2. Определениестепен на окисление на елементите.

Степента на окисление на елементитев неговите съединения се определя въз основа на позицията, че общият общ заряд на степените на окисление на всички елементи на дадено съединение е нула. Например в съединението H 3 PO 4 степента на окисление на водорода е +1, на фосфора е +5 и на кислорода е -2; След като направихме математическо уравнение, ние определяме това в сумата брой частици(атоми или йони) ще имат заряд, равен на нула: (+1)x3+(+5)+(-2)x4 = 0

Но в този пример степени на окисление на елементите вече са зададени. Как може да се определи степента на окисление на сярата, например, в съединението натриев тиосулфат Na 2 S 2 O 3 или манган в съединението калиев перманганат- KMnO 4 ? За това трябва да знаете постоянни степени на окисление на редица елементи. Те имат следните значения:

1) Елементи от група I на периодичната система (включително водород в комбинация с неметали) +1;
2) Елементи от II група на периодичната система +2;
3) Елементи от III група на периодичната система +3;
4) Кислород (освен в комбинация с флуор или в пероксидни съединения) -2;

Въз основа на тези постоянни стойности на степени на окисление (за натрий и кислород), ние определяме степен на окислениесяра в съединението Na 2 S 2 O 3. Тъй като общият заряд на всички степени на окисление на елементите, чийто състав отразява това съставна формула, е равно на нула, тогава обозначавайки неизвестния заряд на сярата " 2X”(тъй като във формулата има два атома сяра), ние съставяме следното математическо уравнение:

(+1) x 2 + 2X+ (-2) x 3 = 0

Решавайки това уравнение за 2 х, получаваме

2X = (-1) x 2 + (+2) x 3
или
х = [(-2) + (+6)] : 2 = +2;

Следователно степента на окисление на сярата в съединението Na 2 S 2 O 3 е (+2). Но наистина ли винаги ще е необходимо да се използва такъв неудобен метод за определяне на степента на окисление на определени елементи в съединенията? Разбира се не винаги. Например, за бинарни съединения: оксиди, сулфиди, нитриди и т.н., можете да използвате така наречения "кръстосан" метод за определяне на степени на окисление. Да кажем дадено формула на съединението:титанов оксид– Ti 2 O 3 . Използвайки прост математически анализ, въз основа на факта, че степента на окисление на кислорода ни е известна и е равна на (-2): Ti 2 O 3, е лесно да се установи, че степента на окисление на титана ще бъде равна на ( +3). Или, например, във връзка метан CH 4 известно е, че степента на окисление на водорода е (+1), тогава не е трудно да се определи степента на окисление на въглерода. Това ще съответства във формулата на това съединение (-4). Също така, използвайки метода "кръстосан кръст", не е трудно да се установи, че ако следното съставна формула Cr 4 Si 3, тогава степента на окисление на хром в него е (+3) и силиций (-4).
За солите това също не е трудно. И няма значение дали е дадено или средна солили кисела сол. В тези случаи е необходимо да се изхожда от солеобразуващата киселина. Например, дадена сол натриев нитрат(NaNO3). Известно е, че е производно на азотната киселина (HNO 3) и в това съединение степента на окисление на азота е (+5), следователно в неговата сол - натриев нитрат, степента на окисление на азота също е (+5 ). сода бикарбонат(NaHCO 3) е киселинната сол на въглеродната киселина (H 2 CO 3). Точно както в киселина, степента на окисление на въглерода в тази сол ще бъде (+4).

Трябва да се отбележи, че степента на окисление в съединенията: метали и неметали (при компилиране електронни балансови уравнения) са равни на нула: K 0, Ca 0, Al 0, H 2 0, Cl 2 0, N 2 0 Като пример даваме степени на окисление на най-типичните елементи:

Само окислители са вещества, които имат максимално, обикновено положително, състояние на окисление, например: KCl +7 O 4, H 2 S +6 O 4, K 2 Cr +6 O 4, HN +5 O 3, KMn +7 O 4 . Това е лесно доказуемо. Ако тези съединения могат да бъдат редуциращи агенти, тогава в тези състояния те ще трябва да отдават електрони:

Cl +7 - e \u003d Cl +8
S +6 - e \u003d S +7

Но елементите хлор и сяра не могат да съществуват с такива степени на окисление. По същия начин, само редуциращи агенти са вещества, които имат минимално, като правило, отрицателно състояние на окисление, например: H 2 S -2, HJ -, N -3 H 3. В процеса на редокс реакции такива съединения не могат да бъдат окислителни агенти, тъй като те ще трябва да добавят електрони:

S-2 + e = S-3
J - + e \u003d J -2

Но за сярата и йода йони с такава степен на окисление не са типични. Елементи с междинни степени на окисление, например N +1, N +4, S +4, Cl +3, C +2 могат да проявяват както окислителни, така и редуциращи свойства.

3 . Видове редокс реакции.

Има четири типа редокс реакции.

1) Междумолекулни редокс реакции.
Най-често срещаният тип реакция. Тези реакции се променят степени на окислениеелементив различни молекули, например:

2Bi +3 Cl 3 + 3Sn +2 Cl 2 = 2Bi 0 + 3Sn +4 Cl 4

Bi +3 - 3 д= Bi0

sn+2+2 д= Sn+4

2) Един вид междумолекулни редокс реакции е реакцията пропорционален,в която окислителят и редукторът са атоми на един и същи елемент: в тази реакция два атома на един и същи елемент различни степениокисление образува един атом с различна степен на окисление:

SO 2 +4 + 2H 2 S -2 \u003d 3S 0 + 2H 2 O

S-2-2 д= S 0

S+4+4 д= S 0

3) Реакции диспропорционалностсе извършват, ако окислителят и редукторът са атоми на един и същ елемент или един атом на елемент с едно окислително състояние образува съединение с две окислителни състояния:

N +4 O 2 + NaOH = NaN +5 O 3 + NaN +3 O 2 + H 2 O

N +4 - д=N+5

N+4+ д= N+3

4) Вътрешномолекулярниредокс реакции възникват, когато окислителният атом и редуциращият атом са в едно и също вещество, например:

N -3 H 4 N +5 O 3 \u003d N +1 2 O + 2H 2 O

2N -3 - 8 д=2N+1

2N+5+8 д= 2N+1

4 . Механизмът на редокс реакциите.

Редокс реакциите се извършват поради прехвърлянето на електрони от атомите на един елемент към друг. Ако атом или молекула загуби електрони, тогава този процес се нарича окисление и този атом е редуциращ агент, например:

Ал 0 - 3 д=Al3+

2Cl - - 2 д= Cl 2 0

Fe 2+ - д= Fe3+

В тези примери Al 0 , Cl - , Fe 2+ са редуциращи агенти и процесите на тяхното превръщане в съединения Al 3+ , Cl 2 0 , Fe 3+ се наричат окислителни. Ако атом или молекула придобие електрони, тогава такъв процес се нарича редукция и този атом е окислител, например:

Ca 2+ + 2 д= Ca0

Cl 2 0 + 2 д= 2Cl -

Fe3+ + д= Fe 2+

Окислителите, като правило, са неметали (S, Cl 2, F 2, O 2) или метални съединения с максимално ниво на окисление (Mn +7, Cr +6, Fe +3). Редуциращите агенти са метали (K, Ca, Al) или неметални съединения с минимална степен на окисление (S -2, Cl -1, N -3, P -3);

Редокс уравненията се различават от молекулярни уравнениядруги реакции поради трудността при избора на коефициенти пред реагентите и реакционните продукти. За тази употреба метод на електронен баланс, или метод на електронно-йонните уравнения(понякога последното се нарича " метод на полуреакция"). Като пример за съставяне на уравнения за редокс реакции, разгледайте процес, в който концентрирана сярна киселина(H 2 SO 4) ще реагира с йодоводород (HJ):

H 2 SO 4 (конц.) + HJ → H 2 S + J 2 + H 2 O

Първо, нека установим това степен на окислениейодът в йодоводорода е (-1), а сярата в сярната киселина: (+6). По време на реакцията йодът (-1) ще се окисли до молекулярно състояние, а сярата (+6) ще се редуцира до степен на окисление (-2) - сероводород:

J - → J 0 2
S+6 → S-2

За да е необходимо да се вземе предвид това количествочастициатомите в лявата и дясната част на полуреакциите трябва да са еднакви

2J - - 2 д→ J 0 2
S+6+8 д→S-2

Като зададем вертикалната линия отдясно на тази схема на полуреакция, ние определяме коефициентите на реакция:

2J - - 2 д→ J 0 2 |8
S+6+8 д→ S-2 |2

Намалявайки с "2", получаваме крайните стойности на коефициентите:

2J - - 2 д→ J 0 2 |4
S+6+8 д→ S-2 |1

Нека обобщим по тази схема половинчати реакциихоризонтална линия и обобщете реакцията брой частициатоми:

2J - - 2 д→ J 0 2 |4
S+6+8 д→ S-2 |1
____________________
8J - + S +6 → 4 J 0 2 + S -2

След това е необходимо. Замествайки получените стойности на коефициентите в молекулярното уравнение, ние го привеждаме в следната форма:

8HJ + H 2 SO 4 \u003d 4J 2 + H 2 S + H 2 O

След като преброим броя на водородните атоми в лявата и дясната част на уравнението, ще се уверим, че коефициентът „4“ пред водата трябва да бъде коригиран, получаваме пълното уравнение:

8HJ + H 2 SO 4 \u003d 4J 2 + H 2 S + 4H 2 O

Това уравнение може да бъде написано с помощта на метод на електроненйонен баланс. В този случай не е необходимо да се коригира коефициентът пред водните молекули. Уравнението се съставя на базата на дисоциацията на йони на съединенията, участващи в реакцията: Например, дисоциация на сярна киселинаводи до образуването на два водородни протона и сулфатен анион:

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-

По същия начин, дисоциацията на йодоводород и сероводород може да се напише:

HJ ↔ H + + J -
H 2 S ↔ 2H + + S 2-

J 2 не се дисоциира. Той също така практически не дисоциира H 2 O. Компилация уравнения на полуреакцияза йод остава същият:

2J - - 2 д→ J 0 2
Полуреакцията за серни атоми ще приеме следната форма:

SO 4 -2 → S -2

Тъй като липсват четири кислородни атома от дясната страна на полуреакцията, това количество трябва да се балансира с вода:

SO 4 -2 → S -2 + 4H 2 O

След това в лявата част на полуреакцията е необходимо да се компенсират водородните атоми, дължащи се на протони (тъй като реакцията на средата е кисела):

SO 4 2- + 8H + → S -2 + 4H 2 O

След като преброим броя на преминаващите електрони, получаваме пълен запис на уравнението по отношение на метод на полуреакция:

SO 4 2- + 8H + + 8 д→ S -2 + 4H 2 O

Обобщавайки двете полуреакции, получаваме уравнение на електронен баланс:

2J - - 2 д→ J 0 2 | 8 4
SO 4 2- + 8H + + 8 д→ S -2 + 4H 2 O | 2 1

8J - + SO 4 2- + 8Н + → 4J 2 0 + S 0 + 4H 2 O

От този запис следва, че методът електронно-йонно уравнениедава по-пълна картина на редокс реакцията от метод на електронен баланс.Броят на електроните, участващи в процеса, е еднакъв и за двата балансови метода, но във втория случай броят на протоните и водните молекули, участващи в редокс процеса, се задава „автоматично“.

Нека анализираме няколко специфични случая на окислително-редукционни реакции, които могат да бъдат събрани чрез метода електронно-йонен баланс. Някои редокс процеси се извършват с участието на алкална среда, например:

KCrO 2 + Br 2 + KOH → KBr + K 2 CrO 4 + H 2 O

В тази реакция редукторът е хромитен йон (CrO 2 -), който се окислява до хроматен йон (CrO -2 4). Окислител - бромът (Br 0 2) се редуцира до бромиден йон (Br -):
CrO 2 - → CrO 4 2-
Br 0 2 → 2 Br -

Тъй като реакцията протича в алкална среда, първата полуреакция трябва да бъде съставена, като се вземат предвид хидроксидните йони (OH -):
CrO 2 - + 4OH - - 3 д\u003d CrO 2- 4 + 2H 2 O

Съставяме втората полуреакция по вече познатия начин:
CrO 2 - + 4OH - -3 д\u003d CrO 4 2 - + 2H 2 O | 2
Br 0 2 + 2 д= Br - |3
__________
2CrO 2 - + 3Br 2 0 + 8OH - \u003d 2CrO 2- 4 + 6Br - + 4H 2 O

След това е необходимо да се подредете коефициентите в уравнението на реакциятаи напълно молекулярно уравнениена този редокс процес ще приеме формата:

2KCrO 2 + 3Br 2 + 8KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KBr + 4H 2 O.

В редица случаи неразпадащите се вещества едновременно участват в окислително-възстановителната реакция. Например:

AsH 3 + HNO 3 \u003d H 3 AsO 4 + NO 2 + 4H 2 O

Тогава метод на полуреакциясе съставя, като се вземе предвид този процес:

AsH 3 + 4H 2 O - 8 д\u003d AsO 4 3- + 11H + | 1
NO 3 + 2H + + д= NO 2 + H 2 O | 8

AsH 3 + 8NO 3 + 4H 2 O + 2H + = AsO 4 3- + 8NO 2 + 11H + O

молекулярно уравнениеще приеме формата:

AsH 3 + 8HNO 3 \u003d H 3 AsO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O.

Редокс реакциите понякога се придружават от едновременен процес на окисление и редукция на няколко вещества. Например, в реакцията с меден сулфид взаимодейства концентрирана азотна киселина:

Cu 2 S + HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + H 2 SO 4 + NO + H 2 O

Редокс процесът включва атомите на медта, сярата и азота. При съставяне на уравнението метод на полуреакциятрябва да се вземат предвид следните стъпки:

Cu + → Cu 2+
S 2- → S +6
N5+ → N+2

В тази ситуация е необходимо да се комбинират процесите на окисление и редукция в един етап:

2Cu + - 2 д→ 2Cu 2+ | десет д
S 2- - 8 д→ S 6+
_______________________
N 5+ + 3 д→ N 2+ | 3 д

При което редокс полуреакцията ще приеме формата:

2Cu + - 2 д→ 2Cu 2+
S 2- - 8 д→ S 6+ 3 ( възстановителни процеси)
_______________________
N 5+ + 3 д→ N 2+ 10 (процес на окисление)
_____________________________________

6Cu + + 3S 2- + 10N 5+ → 6Cu 2+ + 3S 6+ + 10N 2+

В крайна сметка уравнение на молекулярна реакцияще приеме формата:

3Cu 2 S + 22HNO 3 \u003d 6Cu (NO 3) 2 + 3H 2 SO 4 + 10NO + 8H 2 O.

Особено внимание трябва да се обърне на редокс реакциите, включващи органични вещества. Например, когато глюкозата се окислява калиев перманганатв кисела среда протича следната реакция:

C 6 H 12 O 6 + KMnO 4 + H 2 SO 4 > CO 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

При съставяне на счетоводен баланс метод на полуреакцияПреобразуването на глюкозата отчита липсата на нейната дисоциация, но корекцията на броя на водородните атоми се извършва поради протони и водни молекули:

C6H12O6 + 6H2O - 24 д\u003d 6CO 2 + 24H +

Полуреакция, включваща калиев перманганатще приеме формата:

MnO 4 - + 8H + + 5 д\u003d Mn 2+ + 4H 2 O

В резултат на това получаваме следната схема на редокс процеса:

C6H12O6 + 6H2O - 24 д= 6CO 2 + 24H + | 5
MnO 4 - + 8H + + 5 д= Mn +2 + 4H 2 O | 24
___________________________________________________

5C 6 H 12 O 6 + 30H 2 O + 24MnО 4 - + 192H + = 30CO 2 + 120H + + 24Mn 2+ + 96H 2 O

Чрез намаляване на броя на протоните и водните молекули от лявата и дясната страна половинчати реакции, получаваме финала молекулярно уравнение:

5C 6 H 12 O 6 + 24KMnO 4 + 36H 2 SO 4 = 30CO 2 + 24MnSO 4 + 12K 2 SO 4 + 66H 2 O

5. Влияние на околната среда върху характера на хода на окислително-възстановителните реакции.

В зависимост от средата (излишък на Н +, неутрален, излишък на ОН -), естеството на реакцията между едни и същи вещества може да се промени. За създаване на кисела среда обикновено се използва сярна киселина(H 2 SO 4), Азотна киселина(HNO 3), солна киселина (HCl), като OH среда се използва натриев хидроксид (NaOH) или калиев хидроксид (KOH). Например ще покажем как влияе околната среда калиев перманганат(KMnO 4). и неговите реакционни продукти:

Например, нека вземем Na 2 SO 3 като редуциращ агент, KMnO 4 като окислител

В кисела среда:

5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

SO 3 2- + H 2 O - 2 д→ SO 4 2- + 2H + |5
MnO 4 - + 8H + + 5 д→ Mn 2+ + 4H 2 O |2
________________________________________________
5SO 3 2- + 2MnO 4 - + 6H + → 5SO 4 2- + 2Mn 2+ + 3H 2 O

В неутрален (или леко алкален):

3Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O → 3Na 2 SO 4 + 2MnO 2 + 2KOH

SO 3 2- + H 2 O - 2 д→ SO 4 2- + 2H + |3
MnO 4 - + 2H 2 O + 3 д→ MnO 2 + 4OH | 2
_____________________________________
3SO 3 2- + 2 MnO 4 - + H 2 O → 3SO 4 2- + 2MnO 2 + 2OH

В силно алкална среда:

Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + Na 2 MnO + H 2 O

SO 3 2- + 2 OH - - 2 д→ SO 4 2- + H 2 O | 1
MnO4 - + д→ MnO 4 2 |2
____________________________________

SO 3 2- + 2 MnO 4 - + 2OH → SO 4 2- + 2MnO 4 2- + H 2 O

Водороден прекис(H 2 O 2), в зависимост от околната среда, се възстановява по схемата:

1) Киселинна среда (H +) H 2 O 2 + 2H + + 2 д→ 2H2O

2) Неутрална среда (H 2 O) H 2 O 2 + 2 д→ 2OH

3) Алкална среда (OH -) H 2 O 2 + 2 д→ 2OH

Водороден прекис(H 2 O 2) действа като окислител:

2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O

Fe 2+ - д= Fe3+ |2
H 2 O 2 + 2H + + 2 д\u003d 2H 2 O | 1
________________________________
2Fe 2+ + H 2 O 2 + 2H + → 2Fe 3+ + 2 H 2 O

Въпреки това, при среща с много силни окислители (KMnO 4) Водороден прекис(H 2 O 2) действа като редуциращ агент:

5H 2 O 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

H 2 O 2 - 2 д→ O 2 + 2H + |5
MnO 4 - + 8H + + 5 д→ Mn 2+ + 4H 2 O |2
_________________________________
5H 2 O + 2 MnO 4 - + 6H + → 5O 2 + 2Mn 2+ + 8H 2 O

6. Определяне на продукти от редокс реакции.

В практическата част на тази тема се разглеждат редокс процесите, като се посочват само изходните реагенти. Продуктите на реакцията обикновено трябва да се определят. Например, реакцията включва железен хлорид(FeCl3) и калиев йодид(KJ):

FeCl3 + KJ = A + B + C

необходими за инсталиране съставни формули A, B, C, образувани в резултат на редокс процес.

Началните степени на окисление на реагентите са както следва: Fe 3+ , Cl - , K + , J - . Лесно е да се предположи, че Fe 3+, като окислител (има максимално ниво на окисление), може да намали степента си на окисление само до Fe 2+:

Fe3+ + д= Fe 2+

Хлоридният йон и калиевият йон не променят степента си на окисление в реакцията, а йодидният йон може само да повиши степента си на окисление, т.е. преминете към състояние J 2 0:

2J - - 2 д= J 2 0

В резултат на реакцията, в допълнение към редокс процеса, ще има обменна реакциямежду FeCl3 и KJ, но като се вземе предвид промяната в степента на окисление, реакцията не се определя съгласно тази схема:

FeCl 3 + KJ = FeJ 3 + KCl,

но ще приеме формата

FeCl 3 + KJ = FeJ 2 + KCl,

където продуктът C е съединението J 2 0:

FeCl 3 + 6KJ = 2FeJ 2 + 6KJ + J 2

Fe3+ + д═> Fe2+ |2

2J - - 2 д═> J 2 0 |1

________________________________

2Fe +3 + 2J - = 2Fe 2+ + J 2 0

В бъдеще, когато определяте продуктите на окислително-редукционния процес, можете да използвате така наречената "елеваторна система". Неговият принцип е, че всяка редокс реакция може да бъде представена като движение на асансьорите в многоетажна сграда в две взаимно противоположни посоки. Освен това "подовете" ще бъдат степени на окислениесъответни елементи. Тъй като всяка от двете полуреакции в редокс процес е придружена или от намаляване, или от повишаване степени на окислениена този или онзи елемент, тогава чрез просто разсъждение може да се предположи за техните възможни степени на окисление в получените продукти на реакцията.

Като пример, помислете за реакция, при която сярата реагира с концентриран разтвор на натриев хидроксид ( NaOH):

S + NaOH (конц.) = (A) + (B) + H2O

Тъй като в тази реакция ще настъпят промени само със степента на окисление на сярата, за по-голяма яснота ще изготвим диаграма на нейните възможни състояния:

Съединенията (A) и (B) не могат да бъдат едновременно състояния на сяра S +4 и S +6, тъй като в този случай процесът ще се случи само с освобождаване на електрони, т.е. би било възстановително:

S 0 - 4 д=S+4

S 0 - 6 д=S+6

Но това би било в противоречие с принципа на редокс процесите. Тогава трябва да се приеме, че в единия случай процесът трябва да протича с освобождаване на електрони, а в другия случай да се движи в обратна посока, т.е. да бъде окислителен:

S 0 - 4 д=S+4

S 0 + 2 д=S-2

От друга страна, колко вероятно е процесът на възстановяване да бъде извършен до състояние S +4 или до S +6? Тъй като реакцията протича в алкална, а не в кисела среда, неговата окислителна способност е много по-ниска, следователно образуването на съединението S +4 в тази реакция е за предпочитане от S +6. Следователно крайната реакция ще приеме формата:

4S + 6NaOH (конц.) = Na 2 SO 3 + 2Na 2 S + 3H 2 O

S 0 +2 д= S - 2 | 4 | 2

S 0 + 6OH - - 4 д= SO 3 2 - + 3H 2 O | 2 | един

3S 0 + 6OH - \u003d 2S - 2 + SO 3 2 - + 3H 2 O

Като друг пример, разгледайте следната реакция между фосфин и концентрирана азотна киселина(HNO3):

PH 3 + HNO 3 \u003d (A) + (B) + H 2 O

В този случай имаме различна степен на окисление на фосфора и азота. За яснота представяме диаграми на състоянието на техните степени на окисление.

Фосфорв степен на окисление (-3) ще проявява само редуциращи свойства, така че в реакцията ще повиши степента си на окисление. Азотна киселинасам по себе си е силен окислител и създава киселинна среда, така че фосфорът от състояние (-3) ще достигне максималното си ниво на окисление (+5).

Обратно, азотът ще понижи степента си на окисление. При реакции от този тип обикновено до състояние (+4).

Освен това не е трудно да се предположи, че фосфорът в състояние (+5), като продукт (А), може да бъде само фосфорна киселина H 3 PO 4, тъй като реакционната среда е силно кисела. Азотът в такива случаи обикновено приема степента на окисление (+2) или (+4), по-често (+4). Следователно продуктът (B) ще бъде азотен оксид NO2. Остава само да се реши това уравнение по метода на баланса:

П - 3 - 8 д= P+5 | един
N+ 5 + д= N+4 | осем

P - 3 + 8N +5 = P +5 + 8N +4

PH 3 + 8HNO 3 \u003d H 3 PO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O

сайт, с пълно или частично копиране на материала, връзката към източника е задължителна.

Редокс реакциите включват тези, които са придружени от движението на електрони от една частица към друга. При разглеждане на моделите на хода на редокс реакциите се използва концепцията за степента на окисление.

Степен на окисление

концепция степени на окислениевъведени за характеризиране на състоянието на елементите в съединенията. Степента на окисление е условен заряд на атом в съединение, изчислен при допускането, че съединението е съставено от йони. Степента на окисление се обозначава с арабска цифра със знак плюс, когато електроните се изместват от даден атом към друг атом, и цифра минус, когато електроните се изместват в обратна посока. Над символа на елемента се поставя число със знак „+“ или „-“. Степента на окисление показва степента на окисление на атома и е просто удобна форма за отчитане на преноса на електрони: не трябва да се разглежда като ефективен заряд на атом в молекула (например в молекулата LiF, ефективните заряди на Li и F са съответно + 0,89 и -0, 89, докато степени на окисление са +1 и -1), или като валентност на елемента (например в съединенията CH 4, CH 3 OH, HCOOH, CO 2 , въглеродната валентност е 4, а степента на окисление е съответно -4, -2, + 2, +4). Числените стойности на валентността и степента на окисление могат да съвпадат по абсолютна стойност само когато се образуват съединения с йонна структура.

При определяне на степента на окисление се използват следните правила:

Атомите на елементите, които са в свободно състояние или под формата на молекули на прости вещества, имат степен на окисление, равна на нула, например Fe, Cu, H 2, N 2 и др.

Степента на окисление на елемент под формата на моноатомен йон в съединение с йонна структура е равно на заряда на този йон,

1 -1 +2 -2 +3 -1

например NaCl, Cu S, AlF3.

Водородът в повечето съединения има степен на окисление +1, с изключение на металните хидриди (NaH, LiH), в които степента на окисление на водорода е -1.

Най-често срещаното състояние на окисление на кислорода в съединенията е -2, с изключение на пероксидите (Na 2 O 2, H 2 O 2), в които степента на окисление на кислорода е -1 и F 2 O, в която степента на окисление на кислорода е +2.

За елементи с променлива степен на окисление стойността му може да се изчисли, като се знае формулата на съединението и като се вземе предвид, че алгебричната сума на степени на окисление на всички елементи в неутрална молекула е нула. В комплексния йон тази сума е равна на заряда на йона. Например степента на окисление на хлорния атом в молекулата на HClO 4, изчислена от общия заряд на молекулата = 0, където x е степента на окисление на хлорния атом), е +7. Степента на окисление на серния атом в йона (SO 4) 2- [x + 4 (-2) \u003d -2] е +6.

Редокс свойства на веществата

Всяка редокс реакция се състои от процеси на окисление и редукция. Окисляване - е процес на отдаване на електрони от атом, йон или молекула на реагент. Вещества, които дават техните електрони по време на реакцията и се окисляват в същото време, те се наричат редуциращи агенти.

Възстановяването е процес на приемане на електрони от атом, йон или молекула на реагента.

Веществата, които приемат електрони и се редуцират в процеса, се наричат окислители.

Окислително-редукционните реакции винаги протичат като единен процес, т.нар редокс реакция.Например при взаимодействието на метален цинк с медни йони редуциращ агент(Zn) отдава своите електрони окислител– медни йони (Cu 2+):

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

Медта се освобождава на повърхността на цинка и цинковите йони преминават в разтвор.

Редокс свойствата на елементите са свързани със структурата на техните атоми и се определят от позицията в периодичната система на D.I. Менделеев. Редукционната способност на елемента се дължи на слабата връзка на валентните електрони с ядрото. Металните атоми, съдържащи малък брой електрони на външно енергийно ниво, са склонни към тяхното връщане, т.е. лесно се окисляват, играят ролята на редуциращи агенти. Най-силните редуциращи агенти са най-активните метали.

Критерият за редокс активността на елементите може да бъде стойността им относителна електроотрицателност: колкото по-висока е, толкова по-изразена е окислителната способност на елемента и колкото по-ниска, толкова по-изразена е неговата редуцираща активност. Неметалните атоми (например F, O) имат висок електронен афинитет и относителна електроотрицателност, лесно приемат електрони, т.е. са окислители.

Редокс свойствата на даден елемент зависят от степента на неговото окисление. Същият елемент има по-ниски, по-високи и междинни степени на окисление.

Като пример, разгледайте сярата S и нейните съединения H 2 S, SO 2 и SO 3. Връзката между електронната структура на серния атом и неговите редокс свойства в тези съединения е ясно показана в таблица 1.

В молекулата на H 2 S атомът на сярата има стабилна октетна конфигурация на външното енергийно ниво 3s 2 3p 6 и следователно вече не може да добавя електрони, но може да ги отдава.

Състоянието на атома, в което той вече не може да приема електрони, се нарича най-ниска степен на окисление.

В най-ниската степен на окисление атомът губи своята окислителна способност и може да бъде само редуциращ агент.

Маса 1.

Формула на веществото	Електронна формула	редокс свойства
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6	–2 ; - 6 ; - 8 редуциращ агент
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4	+ 2 окислител	–4 ; - 6 редуциращ агент
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p o	+ 4 ; + 6 окислител	-2 редуциращ агент
	1s 2 2s 2 2p 6 3s o 3p 0	+ 2 ; + 6 ; + 8 окислител

В молекулата на SO 3 всички външни електрони на серния атом са изместени към кислородните атоми. Следователно в този случай атомът на сярата може да приема само електрони, проявяващи окислителни свойства.

Състоянието на атома, в което той е отдал всичките си валентни електрони, се нарича най-висока степен на окисление.Атом в най-висока степен на окисление може да бъде само окислител.

В молекулата на SO 2 и елементарната сяра S, серният атом се намира в междинни степени на окисление, т.е. имайки валентни електрони, атомът може да ги отдаде, но без да има завършен R -подниво и може да приема електрони преди завършването му.

Атом на елемент, който има междинно състояние на окисление, може да проявява както окислителни, така и редуциращи свойства, което се определя от неговата роля в определена реакция.

Така например ролята на сулфитния анион SO различни в следните реакции:

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)

В реакция (1) сулфитният анион SO в присъствието на силен окислител KMnO 4 играе ролята на редуциращ агент; в реакция (2) сулфитен анион SO - окислител, тъй като H 2 S може да проявява само редуциращи свойства.

Така сред сложните вещества редуциращи агентиможе да бъде:

1. Прости вещества, чиито атоми имат ниска йонизационна енергия и електроотрицателност (по-специално метали).

2. Сложни вещества, съдържащи атоми в по-ниски степени на окисление:

з кл,H2 С,н H3

На 2 СО 3, Fe Cl2, сн(НЕ 3) 2 .

Окислителиможе да бъде:

1. Прости вещества, чиито атоми имат високи стойности на електронен афинитет и електроотрицателност - неметали.

2. Сложни вещества, съдържащи атоми в по-високи степени на окисление: +7 +6 +7

К МнО 4, К 2 Кр 2 O 7, HClO 4 .

3. Сложни вещества, съдържащи атоми в междинни степени на окисление:

На 2 СО 3, Мн O 2, Мн SO4.

Има два вида химични реакции:

АРеакции, при които степента на окисление на елементите не се променя:

Реакции на присъединяване

SO 2 + Na 2 O \u003d Na 2 SO 3

Реакции на разлагане

Cu(OH) 2 \u003d CuO + H 2 O

Обменни реакции

AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 \u003d NaNO 3 + H 2 O

бРеакции, при които има промяна в степента на окисление на атомите на елементите, които изграждат реагиращите съединения и прехвърлянето на електрони от едно съединение към друго:

2Mg 0 + O 2 0 \u003d 2Mg +2 O -2

2KI -1 + Cl 2 0 = 2KCl -1 + I 2 0

Mn +4 O 2 + 4HCl -1 \u003d Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O

Такива реакции се наричат редокс реакции.

Степента на окисление е формално понятие; в някои случаи степента на окисление не съвпада с валентността.

Например:

N 2 H 4 (хидразин)

степен на окисление на азот - -2; азотна валентност - 3.

Изчисляване на степента на окисление

За да се изчисли степента на окисление на даден елемент, трябва да се вземат предвид следните разпоредби:

1. Степените на окисление на атомите в прости вещества са равни на нула (Na 0; H 2 0).

3. Атомите на алкални метали (+1), алкалоземни метали (+2), флуор имат постоянна степен на окисление в съединения с атоми на други елементи

(-1), водород (+1) (с изключение на метални хидриди Na + H -, Ca 2+ H 2 - и други, където степента на окисление на водорода е -1), кислород (-2) (с изключение на F 2 - 1 O + 2 и пероксиди, съдържащи групата –O–O–, в която степента на окисление на кислорода е -1).

Примери:

V 2 +5 O 5 -2; Na 2 +1 B 4 +3 O 7 -2; K +1 Cl +7 O 4 -2; N-3H3+1; K 2 +1 H +1 P +5 O 4 -2; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2

Окисляване, редукция

При редокс реакциите електроните се прехвърлят от един атом, молекула или йон към друг. Процесът на отдаване на електрони е окисление. Когато се окислява, степента на окисление се повишава:

H 2 0 - 2ē \u003d 2H + + 1 / 2O 2

S -2 - 2ē \u003d S 0

Al 0 - 3ē \u003d Al +3

Fe +2 - ē = Fe +3

2Br - - 2ē = Br 2 0

Процес на добавяне на електрони - редукция: При редукция степента на окисление намалява.

Mn +4 + 2ē = Mn +2

S 0 + 2ē \u003d S -2

Cr +6 +3ē = Cr +3

Cl 2 0 +2ē \u003d 2Cl -

O 2 0 + 4ē \u003d 2O -2

Атомите, молекулите или йоните, които получават електрони в тази реакция, са окислители, а тези, които отдават електрони, са редуциращи агенти.

Окислителят се редуцира по време на реакцията, докато редукторът се окислява.

Редокс свойства на веществото и степента на окисление на съставните му атоми

Най-важните редуциращи агенти и окислители

Реставратори

Въглероден окис (II) (CO).

Сероводород (H 2 S);

серен оксид (IV) (SO 2);

сярна киселина H 2 SO 3 и нейните соли.

Халоводородни киселини и техните соли.

Метални катиони в по-ниски степени на окисление: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO4) 3.

Азотиста киселина HNO 2 ;

амоняк NH3;

хидразин NH2NH2;

азотен оксид (II) (NO).

катод при електролиза.

Окислители

Халогени.

Калиев перманганат (KMnO 4);

калиев манганат (K 2 MnO 4);

манганов (IV) оксид (MnO 2).

Калиев дихромат (K 2 Cr 2 O 7);

калиев хромат (K 2 CrO 4).

Азотна киселина (HNO3).

Сярна киселина(H 2 SO 4) конц.

Меден (II) оксид (CuO);

оловен (IV) оксид (PbO 2);

сребърен оксид (Ag 2 O);

водороден пероксид (H 2 O 2).

Железен(III) хлорид (FeCl3).

Бертолетова сол (KClO 3).

Анод при електролиза.

Химическата реакция е процес, при който реагентите се превръщат в реакционни продукти. Веществата, получени след края на реакцията, се наричат продукти. От оригинала те могат да се различават по структура, състав или и двете.

Чрез промяна на състава се разграничават следните видове химични реакции:

с промяна в състава (такива са мнозинството);
без промяна на състава (изомеризация и трансформация на една алотропна модификация в друга).

Ако съставът на дадено вещество не се променя в резултат на реакцията, тогава неговата структура задължително се променя, например: Cграфит↔Cдиамант

Нека разгледаме по-подробно класификацията на химичните реакции, протичащи с промяна в състава.

I. По броя и състава на веществата

Реакции на свързване

В резултат на такива химични процеси едно вещество се образува от няколко вещества: A + B + ... = C

Може да се свърже:

прости вещества: 2Na + S = Na2S;
прости със сложни: 2SO2 + O2 = 2SO3;
две сложни: CaO + H2O = Ca(OH)2.
повече от две вещества: 4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

Реакции на разлагане

Едно вещество в такива реакции се разлага на няколко други: A \u003d B + C + ...

Продуктите в този случай могат да бъдат:

прости вещества: 2NaCl = 2Na + Cl2
прости и сложни: 2KNO3 = 2KNO2 + O2
две сложни: CaCO3 = CaO + CO2
повече от два продукта: 2AgNO3 = 2Ag + O2 + 2NO2

Реакции на заместване

Такива реакции, при които прости и сложни вещества реагират помежду си и атомите просто веществозаместват атомите на един от елементите в комплекса и се наричат реакции на заместване. Схематично процесът на заместване на атомите може да бъде показан по следния начин: A + BC = B + AC.

Например CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

Обменни реакции

Тази група включва реакции, при които две сложни веществасменете частите си: AB + CD = AD + CB. Според правилото на Бертоле, необратимото възникване на такива реакции е възможно, ако поне един от продуктите:

утайка (неразтворимо вещество): 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + Na2SO4;
слабо дисоцииращо вещество: NaOH + HCl = NaCl + H2O;
газ: NaOH + NH4Cl \u003d NaCl + NH3 + H2O (първо се образува амонячен хидрат NH3 H2O, който веднага се разлага на амоняк и вода при получаване).

II. Чрез термичен ефект

екзотермичен - процеси, протичащи с отделянето на топлина:
C + O2 = CO2 + Q
Ендотермичен реакции, при които се абсорбира топлина:
Cu(OH)2 = CuO + H2O - Q

III. Видове химични реакции по посока

обратиминаричат реакции, протичащи едновременно както в права, така и в обратна посока: N2 + O2 ↔ 2NO
необратим процесите продължават до края, т.е. докато поне един от реагентите бъде напълно изразходван. Примери за необратими обменни реакции бяха обсъдени по-горе.

IV. От наличието на катализатор

V. Според агрегатното състояние на веществата

Ако всички реагенти са в едно и също агрегатно състояние, реакцията се нарича хомогенен. Такива процеси протичат навсякъде. Например: NaOH + HCl = NaCl + H2O
разнородни наречени реакции между вещества в различни агрегатни състояния, протичащи на границата на разделяне. Например: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

VI. Видове химични реакции за промяна на степента на окисление на реагентите

Редокс (OVR) - реакции, при които се променят степените на окисление на реагентите.
Протичащи реакции няма промяна в степента на окисление реактиви (BISO).

Процесите на изгаряне и заместване винаги са редокс процеси. Обменните реакции протичат без промяна на степента на окисление на веществата. Всички други процеси могат да бъдат OVR или BISO.