Šiuo pagrindu oksidacinis mažinančias reakcijas ir reakcijos vyksta nekeičiant cheminių elementų oksidacijos būsenų.
Tai apima daugybę reakcijų, įskaitant visas pakeitimo reakcijas, taip pat tas derinimo ir skilimo reakcijas, kuriose dalyvauja bent viena paprasta medžiaga, pavyzdžiui:
Kaip prisimenate, sudėtingų redokso reakcijų koeficientai pateikiami naudojant elektroninio balanso metodą:
AT organinė chemija ryškus redokso reakcijų pavyzdys yra aldehidų savybės.
1. Jie redukuojami į atitinkamus alkoholius:
2. Aldehidai oksiduojami į atitinkamas rūgštis:
Visų aukščiau pateiktų redokso reakcijų pavyzdžių esmė buvo pateikta naudojant jums gerai žinomą elektronų balanso metodą. Jis pagrįstas reagentų ir reakcijos produktų atomų oksidacijos būsenų palyginimu ir elektronų skaičiaus balansavimu oksidacijos ir redukcijos procesuose. Šis metodas naudojamas reakcijų, vykstančių bet kurioje fazėje, lygtims sudaryti. Dėl to jis yra universalus ir patogus. Tačiau tuo pat metu jis turi rimtą trūkumą - išreiškiant tirpaluose vykstančių redokso reakcijų esmę, nurodomos dalelės, kurių iš tikrųjų nėra.
Šiuo atveju patogiau naudoti kitą metodą – pusinių reakcijų metodą. Jis pagrįstas oksidacijos ir redukcijos procesų jonų-elektroninių lygčių sudarymu, atsižvelgiant į realias daleles ir jų vėlesnį sumavimą bendroji lygtis. Šis metodas nenaudoja „oksidacijos būsenos“ sąvokos, o produktai nustatomi išvedant reakcijos lygtį.
Parodykime šį metodą pavyzdžiu: sudarysime cinko redokso reakcijos su koncentruota azoto rūgštimi lygtį.
1. Užrašome joninę proceso schemą, kurioje yra tik reduktorius ir jo oksidacijos produktas, oksidatorius ir jo redukcijos produktas:
2. Sudarome oksidacijos proceso jonų-elektroninę lygtį (tai 1-oji pusreakcija):
3. Sudarome redukcijos proceso jonų-elektroninę lygtį (tai 2-oji pusreakcija):
Atkreipkite dėmesį: elektronų-joninės lygtys sudaromos pagal masės ir krūvio išsaugojimo dėsnį.
4. Užrašome pusės reakcijos lygtis taip, kad elektronų skaičius tarp redukcijos ir oksidatoriaus būtų subalansuotas:
5. Terminas po termino sumuojame pusinių reakcijų lygtis. Sudarant generolą joninė lygtis reakcijos:
Mes patikriname reakcijos lygties teisingumą jonine forma:
- Elementų atomų skaičiaus ir krūvių skaičiaus lygybės laikymasis
- Elementų atomų skaičius turi būti lygus kairėje ir teisingos dalys joninės reakcijos lygtis.
- Bendras dalelių krūvis kairėje ir dešinėje joninės lygties pusėse turi būti vienodas.
6. Užrašykite lygtį molekuline forma. Norėdami tai padaryti, prie jonų, įtrauktų į joninę lygtį, pridėkite reikiamą skaičių priešingo krūvio jonų.
Oksidacijos laipsnio apskaičiavimas
Santrauka
1. Personalo formavimas yra viena reikšmingiausių personalo vadovo darbo sričių.
2. Norint aprūpinti organizaciją reikalingais žmogiškaisiais ištekliais, svarbu sukurti adekvačią situaciją išorinėje aplinkoje ir veiklos technologiją, įmonės struktūrą; apskaičiuoti darbuotojų poreikį.
3. Rengiant įdarbinimo programas būtina išanalizuoti personalo situaciją regione, parengti kandidatų pritraukimo ir vertinimo procedūras, vykdyti adaptacijos priemones, įtraukiant į organizaciją naujus darbuotojus.
- Į kokias veiksnių grupes reikėtų atsižvelgti kuriant organizacinę struktūrą?
- Kokius organizacijos projektavimo etapus galima išskirti?
- Paaiškinkite sąvoką „kokybinis personalo poreikių įvertinimas“.
- Apibūdinkite sąvoką „papildomas darbuotojų poreikis“.
- Koks yra personalo situacijos regione analizės tikslas?
- Koks yra veiklos analizės tikslas?
- Kokie yra veiklos analizės etapai?
- Paaiškinkite, kas yra professiograma?
- Kokie aplinkos veiksniai turi įtakos įdarbinimo procesui?
- Apibūdinkite vidinio ir išorinio įdarbinimo šaltinius.
- Kaip įvertinti rinkinio kokybę?
- Kokie metodai naudojami kandidatams įvertinti?
- Kokias konkurencinio įdarbinimo paradigmas žinote?
- Įvardykite darbuotojo adaptacijos organizacijoje etapus.
Norint apskaičiuoti elemento oksidacijos būseną, reikia atsižvelgti į šias nuostatas:
1. Atomų oksidacijos būsenos paprastos medžiagos yra lygūs nuliui (Na 0 ; H 2 0).
2. Visų atomų, sudarančių molekulę, oksidacijos būsenų algebrinė suma visada lygi nuliui, o kompleksiniame jone ši suma lygi jono krūviui.
3. Atomai turi pastovią oksidacijos būseną: šarminiai metalai (+1), šarminių žemių metalai(+2), vandenilis (+1) (išskyrus hidridus NaH, CaH 2 ir kt., kur vandenilio oksidacijos laipsnis yra -1), deguonis (-2) (išskyrus F 2 -1 O +2 ir peroksidus kurioje yra -O grupė -O-, kurioje deguonies oksidacijos būsena yra -1).
4. Elementų teigiama oksidacijos būsena negali viršyti vertės, lygios periodinės sistemos grupės numeriui.
Pavyzdžiai:
V 2 +5 O 5 -2; Na2+1B4+3O7-2; K +1 Cl +7 O 4 -2; N-3 H3+1; K 2 +1 H +1 P +5 O 4 -2; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2
Yra dviejų tipų cheminės reakcijos:
A Reakcijos, kurių laipsnis elementų oksidacija:
Papildymo reakcijos
SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3
Skilimo reakcijos
Cu(OH) 2 - t CuO + H 2 O
Keitimosi reakcijos
AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3
NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O
B Reakcijos, kurių metu keičiasi reaguojančius junginius sudarančių elementų atomų oksidacijos būsenos:
2Mg 0 + O 2 0 2Mg +2 O -2
2KCl +5 O 3 -2 - t 2KCl -1 + 3O 2 0
2KI -1 + Cl 2 0 2KCl -1 + I 2 0
Mn +4 O 2 + 4HCl -1 Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O
Tokios reakcijos vadinamos redokso.
Užduotis numeris 1
Nustatykite reakcijos lygties ir azoto elemento savybių, kurias jis parodo šioje reakcijoje, atitiktį: kiekvienai raide pažymėtai padėčiai pasirinkite atitinkamą padėtį, pažymėtą skaičiumi.
Atsakymas: 4221
Paaiškinimas:
A) NH 4 HCO 3 – druska, kuriai priklauso amonio katijonas NH 4 +. Amonio katijone azoto oksidacijos būsena visada yra -3. Dėl reakcijos jis virsta amoniaku NH3. Vandenilio oksidacijos laipsnis beveik visada (išskyrus jo junginius su metalais) yra +1. Todėl, kad amoniako molekulė būtų elektriškai neutrali, azoto oksidacijos būsena turi būti -3. Taigi azoto oksidacijos laipsnis nesikeičia; jis nepasižymi redokso savybėmis.
B) Kaip jau parodyta aukščiau, azoto NH3 amoniake oksidacijos būsena yra -3. Dėl reakcijos su CuO amoniakas paverčiamas paprasta medžiaga N 2. Bet kurioje paprastoje medžiagoje elemento, su kuriuo ji susidaro, oksidacijos būsena yra lygi nuliui. Taigi azoto atomas praranda neigiamą krūvį, o kadangi elektronai yra atsakingi už neigiamą krūvį, tai reiškia, kad azoto atomas juos praranda dėl reakcijos. Elementas, kuris reakcijos metu praranda dalį savo elektronų, vadinamas reduktoriumi.
C) Dėl reakcijos NH 3, kurio azoto oksidacijos būsena yra lygi -3, virsta azoto oksidu NO. Deguonies oksidacijos būsena beveik visada yra -2. Todėl, kad azoto oksido molekulė būtų elektriškai neutrali, azoto atomo oksidacijos būsena turi būti +2. Tai reiškia, kad dėl reakcijos azoto atomas pakeitė savo oksidacijos būseną nuo -3 iki +2. Tai rodo, kad azoto atomas prarado 5 elektronus. Tai yra, azotas, kaip ir B atveju, yra reduktorius.
D) N 2 yra paprasta medžiaga. Visose paprastose medžiagose jas sudarančio elemento oksidacijos būsena yra 0. Reakcijos rezultate azotas paverčiamas ličio nitridu Li3N. Vienintelė šarminio metalo oksidacijos būsena, išskyrus nulį (bet kurio elemento oksidacijos būsena yra 0), yra +1. Taigi, kad Li3N struktūrinis vienetas būtų elektriškai neutralus, azoto oksidacijos būsena turi būti -3. Pasirodo, dėl reakcijos azotas įgavo neigiamą krūvį, o tai reiškia elektronų pridėjimą. Azotas yra šios reakcijos oksidatorius.
Užduotis numeris 2
Nustatykite reakcijos schemos ir fosforo elemento savybių, kurias jis parodo šioje reakcijoje, atitiktį: kiekvienai raide pažymėtai padėčiai pasirinkite atitinkamą padėtį, pažymėtą skaičiumi.
Lentelėje po atitinkamomis raidėmis parašykite pasirinktus skaičius.
Atsakymas: 1224
Užduotis numeris 3
| REAKCIJOS LYGTIS | |
| A) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O B) 2Cu(NO 3) 2 → 2CuO + 4NO 2 + O 2 C) 4Zn + 10HNO 3 → NH 4 NO 3 + 4Zn (NO 3) 2 + 3H 2 O D) 3NO 2 + H 2 O → 2HNO 3 + NO |
Lentelėje po atitinkamomis raidėmis parašykite pasirinktus skaičius.
Atsakymas: 1463 m
Užduotis numeris 4
Nustatykite reakcijos lygties ir joje esančio oksidatoriaus oksidacijos laipsnio pokyčio atitiktį: kiekvienai raide pažymėtai padėčiai pasirinkite atitinkamą padėtį, pažymėtą skaičiumi.
| REAKCIJOS LYGTIS | OKSIDUOTOJO LAIPSNIS KEITIMAS |
| A) SO 2 + NO 2 → SO 3 + NO B) 2NH3 + 2Na → 2NaNH2 + H2 C) 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O → 4HNO 3 D) 4NH3 + 6NO → 5N2 + 6H2O |
Lentelėje po atitinkamomis raidėmis parašykite pasirinktus skaičius.
Atsakymas: 3425
Užduotis numeris 5
Nustatykite reakcijos schemos ir koeficiento, esančio prieš joje esantį oksidatorių, atitiktį: kiekvienai raide pažymėtai padėčiai pasirinkite atitinkamą padėtį, pažymėtą skaičiumi.
| REAKCIJOS SCHEMA | KOEFICIENTAS PRIEŠ OKSIDIZATORIUS |
| A) NH3 + O2 → N2 + H2O B) Cu + HNO 3 (konc.) → Cu(NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O C) C + HNO 3 → NO 2 + CO 2 + H 2 O D) S + HNO 3 → H 2 SO 4 + NO |
Lentelėje po atitinkamomis raidėmis parašykite pasirinktus skaičius.
Atsakymas: 3442
Užduotis numeris 6
Nustatykite reakcijos lygties ir joje esančio oksidatoriaus oksidacijos laipsnio pokyčio atitiktį: kiekvienai raide pažymėtai padėčiai pasirinkite atitinkamą padėtį, pažymėtą skaičiumi.
| REAKCIJOS LYGTIS | OKSIDUOTOJO LAIPSNIS KEITIMAS |
| A) 2NH3 + K → 2KNH2 + H2 B) H 2 S + K → K 2 S + H 2 C) 4NH3 + 6NO → 5N2 + 6H2O D) 2H 2S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O |
Lentelėje po atitinkamomis raidėmis parašykite pasirinktus skaičius.
Atsakymas: 4436
Užduotis numeris 7
Nustatykite atitiktį tarp pradinių medžiagų ir vario savybių, kurias šis elementas turi šioje reakcijoje: kiekvienai raide pažymėtai padėčiai pasirinkite atitinkamą padėtį, pažymėtą skaičiumi.
Lentelėje po atitinkamomis raidėmis parašykite pasirinktus skaičius.
Atsakymas: 2124
Užduotis numeris 8
Nustatykite reakcijos schemos atitiktį sieros savybei, kurią ji rodo šioje reakcijoje: kiekvienai raide pažymėtai padėčiai pasirinkite atitinkamą padėtį, pažymėtą skaičiumi.
Lentelėje po atitinkamomis raidėmis parašykite pasirinktus skaičius.
Atsakymas: 3224
Užduotis numeris 9
Nustatykite reakcijos schemos ir fosforo savybių, kurias ji parodo šioje reakcijoje, atitiktį: kiekvienai raide pažymėtai padėčiai pasirinkite atitinkamą padėtį, pažymėtą skaičiumi.
Lentelėje po atitinkamomis raidėmis parašykite pasirinktus skaičius.
Atsakymas: 3242
Užduotis numeris 10
Nustatykite reakcijos schemos ir azoto savybių, kurias ji parodo šioje reakcijoje, atitiktį: kiekvienai raide pažymėtai padėčiai pasirinkite atitinkamą padėtį, pažymėtą skaičiumi.
Lentelėje po atitinkamomis raidėmis parašykite pasirinktus skaičius.
Atsakymas: 2141
Užduotis numeris 11
Nustatykite reakcijos schemos ir fluoro savybių, kurias jis rodo šioje reakcijoje, atitiktį: kiekvienai raide pažymėtai padėčiai pasirinkite atitinkamą padėtį, pažymėtą skaičiumi.
Lentelėje po atitinkamomis raidėmis parašykite pasirinktus skaičius.
Atsakymas: 1444 m
Užduotis numeris 12
Nustatykite reakcijos schemos ir redukuojančio agento oksidacijos laipsnio pokyčio atitiktį: kiekvienai raide pažymėtai padėčiai pasirinkite atitinkamą padėtį, pažymėtą skaičiumi.
| REAKCIJOS SCHEMA | |
| A) NaIO → NaI + NaIO 3 B) HI + H 2 O 2 → I 2 + H 2 O C) NaIO 3 → NaI + O 2 D) NaIO 4 → NaI + O 2 | 1) I +5 → I −1 2) O −2 → O 0 3) I +7 →I −1 4) I +1 → I −1 5) I +1 → I +5 6) I −1 → I 0 |
Lentelėje po atitinkamomis raidėmis parašykite pasirinktus skaičius.
Atsakymas: 5622
Užduotis numeris 13
Nustatykite reakcijos lygties ir redukuojančio agento oksidacijos laipsnio pokyčio atitiktį šioje reakcijoje: kiekvienai raide pažymėtai padėčiai pasirinkite atitinkamą padėtį, pažymėtą skaičiumi.
| REAKCIJOS LYGTIS | REDUKTORIŲ OKSIDACIJOS LAIPSNIS KEITIMAS |
| A) H 2 S + I 2 → S + 2HI B) Cl 2 + 2HI → I 2 + 2HCl C) 2SO 3 + 2KI → I 2 + SO 2 + K 2 SO 4 D) S + 3NO 2 → SO 3 + 3NO |
Lentelėje po atitinkamomis raidėmis parašykite pasirinktus skaičius.
Atsakymas: 5331
Užduotis numeris 14
Nustatykite atitiktį tarp redokso reakcijos lygties ir sieros oksidacijos laipsnio pokyčio šioje reakcijoje: kiekvienai raide pažymėtai padėčiai pasirinkite atitinkamą padėtį, pažymėtą skaičiumi.
| REAKCIJOS LYGTIS | SIEROS OKSIDACIJOS BŪKLĖS POKYČIAI |
| A) S + O 2 → SO 2 B) SO 2 + Br 2 + 2H 2 O → H 2 SO 4 + 2 HBr C) C + H 2 SO 4 (konc.) → CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O D) 2H 2S + O 2 → 2H 2 O + 2S |
Lentelėje po atitinkamomis raidėmis parašykite pasirinktus skaičius.
Atsakymas: 4123
Užduotis numeris 15
| OKSIDAVIMO LAIPSNIO KEITIMAS | MEDŽIAGOS FORMULĖ |
| A) S -2 → S +4 B) S −2 → S +6 C) S +6 → S −2 D) S −2 → S 0 | 1) Cu 2 S ir O 2 2) H 2 S ir Br 2 (tirpalas) 3) Mg ir H 2 SO 4 (konc.) 4) H2SO3 ir O2 5) PbS ir HNO 3 (konc.) 6) C ir H 2 SO 4 (konc.) |
Lentelėje po atitinkamomis raidėmis parašykite pasirinktus skaičius.
Atsakymas: 1532 m
Užduotis numeris 16
Nustatykite sieros oksidacijos laipsnio pasikeitimo reakcijoje ir į ją patenkančių pradinių medžiagų formulių atitiktį: kiekvienai raide pažymėtai padėčiai pasirinkite atitinkamą padėtį, pažymėtą skaičiumi.
| OKSIDAVIMO LAIPSNIO KEITIMAS | MEDŽIAGOS FORMULĖ |
| A) S 0 → S +4 B) S +4 → S +6 C) S −2 → S 0 D) S +6 → S +4 | 1) Cu ir H 2 SO 4 (skirtumas) 2) H 2 S ir O 2 (nepakankamai) 3) S ir H 2 SO 4 (konc.) |
Lentelėje po atitinkamomis raidėmis parašykite pasirinktus skaičius.
Atsakymas: 3523
Užduotis numeris 17
Nustatykite atitiktį tarp azoto savybių ir redokso reakcijos lygties, kurioje jis turi šias savybes: kiekvienai raide pažymėtai padėčiai pasirinkite atitinkamą padėtį, pažymėtą skaičiumi.
Lentelėje po atitinkamomis raidėmis parašykite pasirinktus skaičius.
Atsakymas: 2143
Užduotis numeris 18
Nustatykite atitiktį tarp chloro oksidacijos laipsnio pasikeitimo reakcijoje ir į ją patenkančių pradinių medžiagų formulių: kiekvienai raide pažymėtai padėčiai pasirinkite atitinkamą padėtį, pažymėtą skaičiumi.
| OKSIDAVIMO LAIPSNIO KEITIMAS | PRADINIŲ MEDŽIAGŲ FORMULĖ |
| A) Cl 0 → Cl -1 B) Cl -1 → Cl 0 C) Cl +5 → Cl -1 D) Cl 0 → Cl +5 | 1) KClO 3 (šildymas) 2) Cl2 ir NaOH (karštas tirpalas) 3) KCl ir H 2 SO 4 (konc.) 6) KClO 4 ir H 2 SO 4 (konc.) |
Lentelėje po atitinkamomis raidėmis parašykite pasirinktus skaičius.
Atsakymas: 2412
19 užduotis
Nustatykite atitiktį tarp jono formulės ir jo gebėjimo parodyti oksidaciją atkuriamosios savybės: kiekvienai raide pažymėtai padėčiai pasirinkite atitinkamą padėtį, pažymėtą skaičiumi.
Lentelėje po atitinkamomis raidėmis parašykite pasirinktus skaičius.
Atsakymas: 2332
Užduotis numeris 20
Suderinkite schemą cheminė reakcija ir oksiduojančios medžiagos oksidacijos laipsnio pokytis: kiekvienai raide pažymėtai padėčiai pasirinkite atitinkamą padėtį, pažymėtą skaičiumi.
| REAKCIJOS SCHEMA | OKSIDUOTOJO LAIPSNIS KEITIMAS |
| A) MnCO 3 + KClO 3 → MnO 2 + KCl + CO 2 B) Cl 2 + I 2 + H 2 O → HCl + HIO 3 C) H 2 MnO 4 → HMnO 4 + MnO 2 + H 2 O D) Na 2 SO 3 + KMnO 4 + KOH → Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + H 2 O | 1) Cl 0 → Cl - 2) Mn+6 → Mn+4 3) Cl+5 → Cl- 4) Mn +7 → Mn +6 5) Mn+2 → Mn+4 6) S+4 → S+6 |
Lentelėje po atitinkamomis raidėmis parašykite pasirinktus skaičius.
Atsakymas: 3124
Užduotis numeris 21
Nustatykite reakcijos schemos ir redukuojančio agento oksidacijos laipsnio pokyčio atitiktį šioje reakcijoje: kiekvienai raide pažymėtai padėčiai pasirinkite atitinkamą padėtį, pažymėtą skaičiumi.
1. Kaip nustatyti redokso reakciją?
Yra įvairių cheminių reakcijų klasifikacijų. Viena iš jų apima tokias, kuriose tarpusavyje sąveikaujančios medžiagos (arba pati medžiaga) keičia elementų oksidacijos būsenas.
Kaip pavyzdį apsvarstykite dvi reakcijas:
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)
Reakcijoje (1) dalyvauja cinkas ir vandenilio chlorido rūgštis . Cinkas ir vandenilis keičia savo oksidacijos būsenas, chloras palieka nepakitusią oksidacijos būseną:
Zn 0 - 2e = Zn 2+
2H + 1 + 2e \u003d H20
2Cl -1 \u003d 2 Cl -1
Ir reakcijoje (2), ( neutralizacijos reakcija), chloras, vandenilis, kalis ir deguonis nekeičia savo oksidacijos būsenų: Cl -1 = Cl -1, H +1 = H +1, K +1 = K +1, O -2 = O -2; Reakcija (1) priklauso redokso reakcijai, o reakcija (2) priklauso kitam tipui.
Cheminės reakcijos, kurios atliekamos keičiantelementų oksidacijos būsenosvadinami redoksu. 
Norint nustatyti redokso reakciją, būtina nustatyti stepėnėra elementų oksidacijos kairėje ir dešinėje lygties pusėse. Tam reikia žinoti, kaip nustatyti elemento oksidacijos būseną.
Reakcijos (1) atveju elementai Zn ir H keičia savo būsenas, prarasdami arba įgydami elektronus. Cinkas, atiduodamas 2 elektronus, pereina į joninę būseną – tampa Zn 2+ katijonu. Šiuo atveju procesas atsigavimas o cinkas oksiduojasi. Vandenilis įgyja 2 elektronus, eksponuoja oksidacinis savybės, pats vyksta reakcijos procese atsigauna.
2. Apibrėžimaselementų oksidacijos būsenos.
Elementų oksidacijos būsena jo junginiuose nustatomas remiantis pozicija, kad bendras visų tam tikro junginio elementų oksidacijos būsenų krūvis nulis. Pavyzdžiui, junginyje H 3 PO 4 vandenilio oksidacijos būsena yra +1, fosforo - +5, o deguonies - -2; Sudarę matematinę lygtį, nustatome tai sumoje dalelių skaičius(atomų arba jonų) krūvis bus lygus nuliui: (+1)x3+(+5)+(-2)x4 = 0
Tačiau šiame pavyzdyje elementų oksidacijos būsenos jau nustatytos. Kaip galima nustatyti sieros oksidacijos laipsnį, pavyzdžiui, junginyje natrio tiosulfatas Na 2 S 2 O 3 arba manganas junginyje kalio permanganatas- KMnO 4? Tam reikia žinoti nuolatinės daugelio elementų oksidacijos būsenos. Jie turi šias reikšmes:
1) Periodinės sistemos I grupės elementai (įskaitant vandenilį kartu su nemetalais) +1;
2) Periodinės sistemos +2 grupės II elementai;
3) Periodinės sistemos III grupės elementai +3;
4) Deguonis (išskyrus derinį su fluoru arba peroksido junginiuose) -2;
Remdamiesi šiomis pastoviomis oksidacijos būsenų (natrio ir deguonies) vertėmis, nustatome oksidacijos būsena sieros Na 2 S 2 O 3 junginyje. Kadangi visas elementų, kurių sudėtis tai atspindi, oksidacijos būsenų įkrova sudėtinė formulė, yra lygus nuliui, tada reiškia nežinomą sieros krūvį " 2X“(kadangi formulėje yra du sieros atomai), sudarome tokią matematinę lygtį:
(+1) x 2 + 2X+ (-2) x 3 = 0
Išsprendę šią lygtį 2 x, gauname
2X = (-1) x 2 + (+2) x 3
arba
X = [(-2) + (+6)] : 2 = +2;
Todėl sieros oksidacijos laipsnis Na 2 S 2 O 3 junginyje yra (+2). Tačiau ar tikrai visada reikės naudoti tokį nepatogų metodą tam tikrų junginių elementų oksidacijos būsenoms nustatyti? Žinoma, ne visada. Pavyzdžiui, dvejetainiams junginiams: oksidams, sulfidams, nitridams ir tt oksidacijos būsenoms nustatyti galite naudoti vadinamąjį „kryžminio“ metodą. Tarkime, duota sudėtinė formulė:titano oksidas– Ti 2 O 3 . Naudojant paprastą matematinę analizę, remiantis tuo, kad deguonies oksidacijos būsena mums yra žinoma ir lygi (-2): Ti 2 O 3, nesunku nustatyti, kad titano oksidacijos būsena bus lygi ( +3). Arba, pavyzdžiui, kartu metanas CH 4 yra žinoma, kad vandenilio oksidacijos laipsnis yra (+1), tada nesunku nustatyti anglies oksidacijos laipsnį. Tai atitiks šio junginio formulėje (-4). Be to, naudojant „kryžminio“ metodą, nesunku nustatyti, kad jei toliau nurodyta sudėtinė formulė Cr 4 Si 3, tada chromo oksidacijos laipsnis į jį yra (+3), o silicio (-4).
Druskoms tai taip pat nėra sunku. Ir visai nesvarbu, ar duota, ar vidutinė druska arba rūgštinė druska. Tokiais atvejais būtina pradėti nuo druską sudarančios rūgšties. Pavyzdžiui, duota druska natrio nitratas(NaNO3). Yra žinoma, kad tai darinys azoto rūgštis(HNO 3), o šiame junginyje azoto oksidacijos laipsnis yra (+5), todėl jo druskoje - natrio nitrate azoto oksidacijos laipsnis taip pat yra (+5). natrio bikarbonatas(NaHCO 3) yra rūgštinė druska anglies rūgšties(H 2 CO 3). Kaip ir rūgštyje, anglies oksidacijos būsena šioje druskoje bus (+4).
Pažymėtina, kad oksidacijos būsenos junginiuose: metaluose ir nemetaluose (sudarant elektroninės balanso lygtys) yra lygūs nuliui: K 0, Ca 0, Al 0, H 2 0, Cl 2 0, N 2 0 Kaip pavyzdį pateikiame tipiškiausių elementų oksidacijos būsenas:
Tik oksiduojančios medžiagos yra medžiagos, kurių oksidacijos būsena yra didžiausia, dažniausiai teigiama, pvz.: KCl +7 O 4, H 2 S +6 O 4, K 2 Cr +6 O 4, HN +5 O 3, KMn +7 O 4. Tai lengva įrodyti. Jei šie junginiai galėtų būti reduktoriai, tada šiose būsenose jie turėtų paaukoti elektronus:
Cl +7 - e \u003d Cl +8
S +6 - e \u003d S +7
Tačiau chloro ir sieros elementai negali egzistuoti esant tokioms oksidacijos būsenoms. Panašiai vienintelės redukuojančios medžiagos yra medžiagos, kurios, kaip taisyklė, turi mažiausiai neigiama galia oksidacija, pvz.: H 2 S -2, HJ -, N -3 H 3. Redokso reakcijų procese tokie junginiai negali būti oksidatoriais, nes jie turėtų pridėti elektronų:
S-2 + e = S-3
J - + e \u003d J -2
Tačiau sierai ir jodui jonai su tokiu oksidacijos laipsniu nėra būdingi. Elementai su tarpinėmis oksidacijos būsenomis, pavyzdžiui, N+1, N+4, S+4, Cl+3, C+2, gali turėti ir oksiduojančių, ir redukuojančių savybių.
3
. Redokso reakcijų tipai.
Yra keturi redokso reakcijų tipai.
1)
Tarpmolekulinės redokso reakcijos.
Dažniausias reakcijos tipas. Šios reakcijos keičiasi oksidacijos būsenoselementaiįvairiose molekulėse, pavyzdžiui:
2Bi +3 Cl 3 + 3Sn +2 Cl 2 = 2Bi 0 + 3Sn +4 Cl 4
Bi +3 - 3 e= Bi0
sn+2+2 e= Sn+4
2) Tam tikra tarpmolekulinė redokso reakcija yra reakcija proporcingas, kurioje oksidatoriai ir reduktorius yra to paties elemento atomai: šioje reakcijoje du to paties elemento atomai su skirtinga oksidacijos būsena sudaro vieną atomą su skirtinga oksidacijos būsena:
SO 2 +4 + 2H 2 S -2 \u003d 3S 0 + 2H 2 O
S-2-2 e= S 0
S+4+4 e= S 0
3) Reakcijos neproporcingumas atliekami, jei oksidatoriai ir reduktorius yra to paties elemento atomai arba vienas elemento atomas su viena oksidacijos būsena sudaro junginį su dviem oksidacijos būsenomis:
N +4 O 2 + NaOH = NaN +5 O 3 + NaN +3 O 2 + H 2 O
N +4 - e=N+5
N+4+ e= N+3
4) Intramolekulinis redokso reakcijos atsiranda, kai oksiduojantis atomas ir redukuojantis atomas yra toje pačioje medžiagoje, pavyzdžiui:
N -3 H 4 N +5 O 3 \u003d N +1 2 O + 2H 2 O
2N -3 - 8 e=2N+1
2N+5+8 e= 2N+1
4 . Redokso reakcijų mechanizmas.
Redokso reakcijos vyksta dėl elektronų perkėlimo iš vieno elemento atomų į kitą. Jei atomas ar molekulė praranda elektronus, šis procesas vadinamas oksidacija, o šis atomas yra reduktorius, pavyzdžiui:
Al 0-3 e=Al3+
2Cl - 2 e= Cl 2 0
Fe 2+ - e= Fe3+
Šiuose pavyzdžiuose Al 0 , Cl - , Fe 2+ yra reduktoriai, o jų virsmo junginiais Al 3+, Cl 2 0, Fe 3+ procesai vadinami oksidaciniais. Jei atomas ar molekulė įgyja elektronus, toks procesas vadinamas redukcija, o šis atomas yra oksidatorius, pavyzdžiui:
Ca 2+ + 2 e= Ca0
Cl 2 0 + 2 e= 2Cl -
Fe3++ e= Fe 2+
Oksidatoriai, kaip taisyklė, yra nemetalai (S, Cl 2, F 2, O 2) arba metalų junginiai, turintys didžiausią oksidacijos laipsnį (Mn +7, Cr +6, Fe +3). Reduktoriai yra metalai (K, Ca, Al) arba nemetalų junginiai, turintys mažiausią oksidacijos laipsnį (S -2, Cl -1, N -3, P -3);
Redokso lygtys skiriasi nuo molekulines lygtis kitos reakcijos, nes sunku parinkti koeficientus prieš reagentus ir reakcijos produktus. Šiam naudojimui elektroninio balanso metodas, arba elektronų jonų lygčių metodas(kartais pastarasis vadinamas " pusinės reakcijos metodas“). Kaip redokso reakcijų lygčių sudarymo pavyzdį apsvarstykite procesą, kuriame koncentruota sieros rūgštis(H2SO4) reaguos su vandenilio jodidu (HJ):
H 2 SO 4 (konc.) + HJ → H 2 S + J 2 + H 2 O
Pirmiausia tai nustatykime oksidacijos būsena jodas vandenilio jodide yra (-1), o siera sieros rūgštyje: (+6). Reakcijos metu jodas (-1) bus oksiduojamas iki molekulinės būsenos, o siera (+6) - iki oksidacijos būsenos (-2) - vandenilio sulfidas:
J – → J 0 2
S+6 → S-2
Kad būtų būtina į tai atsižvelgti sumadalelių atomai kairėje ir dešinėje pusinių reakcijų dalyse turėtų būti vienodi
2J - - 2 e→ J 0 2
S+6+8 e→S-2
Nustačius vertikalią liniją šios pusės reakcijos schemos dešinėje, nustatome reakcijos koeficientus:
2J - - 2 e→ J 0 2 |8
S+6+8 e→ S-2 |2
Sumažinus „2“, gauname galutines koeficientų vertes:
2J - - 2 e→ J 0 2 |4
S+6+8 e→ S-2 |1
Apibendrinkime pagal šią schemą pusinės reakcijos horizontalią liniją ir apibendrinkite reakciją dalelių skaičius atomai:
2J - - 2 e→ J 0 2 |4
S+6+8 e→ S-2 |1
____________________
8J - + S +6 → 4 J 0 2 + S -2
Po to būtina. Pakeičiant gautas koeficientų vertes molekulinė lygtis, pateikiame ją į šią formą:
8HJ + H2SO4 \u003d 4J2 + H2S + H2O
Suskaičiavę vandenilio atomų skaičių kairėje ir dešinėje lygties dalyse, įsitikinsime, kad priešais vandenį reikia pataisyti koeficientą „4“, gausime visą lygtį:
8HJ + H2SO4 \u003d 4J2 + H2S + 4H2O
Šią lygtį galima parašyti naudojant elektroninis metodasjonų balansas. Šiuo atveju nereikia taisyti koeficiento prieš vandens molekules. Lygtis sudaryta remiantis reakcijoje dalyvaujančių junginių jonų disociacija: Pavyzdžiui, sieros rūgšties disociacija veda prie dviejų vandenilio protonų ir sulfato anijono susidarymo:
H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-
Panašiai galima parašyti vandenilio jodido ir vandenilio sulfido disociaciją:
HJ ↔ H + + J -
H 2 S ↔ 2H + + S 2-
J 2 nesiskiria. Taip pat praktiškai nedisociuoja H 2 O. Kompiliacija pusinės reakcijos lygtys jodas išlieka toks pat:
2J - - 2 e→ J 0 2
Sieros atomų pusinė reakcija bus tokia:
SO 4 -2 → S -2
Kadangi dešinėje pusinės reakcijos pusėje trūksta keturių deguonies atomų, šis kiekis turi būti subalansuotas vandeniu:
SO 4 -2 → S -2 + 4H 2 O
Tada kairėje pusinės reakcijos dalyje reikia kompensuoti vandenilio atomus dėl protonų (nes terpės reakcija yra rūgštinė):
SO42- + 8H+ → S-2 + 4H2O
Suskaičiavę praeinančių elektronų skaičių, gauname pilną lygties įrašą pagal pusinės reakcijos metodas:
SO4 2- + 8H + + 8 e→ S -2 + 4H2O
Susumavus abi pusines reakcijas, gauname elektroninės balanso lygtis:
2J - - 2 e→ J 0 2 |8 4
SO4 2- + 8H + + 8 e→ S -2 + 4H2O | 2 1
8J - + SO 4 2 - + 8Н + → 4J 2 0 + S 0 + 4H 2 O
Iš šio įrašo matyti, kad metodas elektronų-jonų lygtis suteikia išsamesnį redokso reakcijos vaizdą nei elektroninio balanso metodas. Procese dalyvaujančių elektronų skaičius yra vienodas abiem balansavimo būdams, tačiau pastaruoju atveju redokso procese dalyvaujančių protonų ir vandens molekulių skaičius nustatomas tarsi „automatiškai“.
Išanalizuokime kelis konkrečius redokso reakcijų atvejus, kuriuos galima sudaryti naudojant metodą elektronų-jonų balansas. Kai kurie redokso procesai atliekami dalyvaujant šarminei aplinkai, pavyzdžiui:
KCrO 2 + Br 2 + KOH → KBr + K 2 CrO 4 + H 2 O
Šioje reakcijoje reduktorius yra chromito jonas (CrO 2 -), kuris oksiduojamas į chromato joną (CrO -2 4). Oksidatorius - bromas (Br 0 2) redukuojamas iki bromido jonų (Br -):
CrO 2 - → CrO 4 2-
Br 0 2 → 2 Br -
Kadangi reakcija vyksta šarminėje terpėje, pirmoji reakcijos pusė turi būti sudaryta atsižvelgiant į hidroksido jonus (OH -):
CrO 2 - + 4OH - - 3 e\u003d CrO 2-4 + 2H2O
Antrąją pusreakciją sudarome jau žinomu būdu:
CrO 2 - + 4OH - -3 e\u003d CrO 4 2 - + 2H 2 O | 2
Br 0 2 + 2 e= Br - |3
__________
2CrO 2 - + 3Br 2 0 + 8OH - \u003d 2CrO 2- 4 + 6Br - + 4H 2 O
Po to būtina išdėliokite koeficientus reakcijos lygtyje ir visiškai molekulinė lygtisšio redokso proceso forma bus tokia:
2KCrO2 + 3Br2 + 8KOH = 2K 2CrO4 + 6KBr + 4H2O.
Daugeliu atvejų redokso reakcijoje vienu metu dalyvauja nesiskiriančios medžiagos. Pavyzdžiui:
AsH 3 + HNO 3 \u003d H 3 AsO 4 + NO 2 + 4H 2 O
Tada pusinės reakcijos metodas yra sudarytas atsižvelgiant į šį procesą:
AsH3 + 4H2O - 8 e\u003d AsO4 3- + 11H+ | 1
NO 3 + 2H + + e= NO 2 + H 2 O | 8
AsH3 + 8NO3 + 4H2O + 2H+ = AsO43- + 8NO2 + 11H + O
molekulinė lygtis bus tokia forma:
AsH 3 + 8HNO 3 \u003d H 3 AsO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O.
Redokso reakcijas kartais lydi kelių medžiagų oksidacijos-redukcijos procesas. Pavyzdžiui, sąveikauja su vario sulfidu koncentruota azoto rūgštis:
Cu 2 S + HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + H 2 SO 4 + NO + H 2 O
Redokso procese dalyvauja vario, sieros ir azoto atomai. Sudarant lygtį pusinės reakcijos metodas reikia atsižvelgti į šiuos veiksmus:
Cu + → Cu 2+
S 2- → S +6
N5+ → N+2
Esant tokiai situacijai, būtina derinti oksidacijos ir redukcijos procesus viename etape:
2 Cu + - 2 e→ 2Cu 2+ | dešimt e
S 2--8 e→ S 6+
_______________________
N 5+ + 3 e→ N 2+ | 3 e
Kai redokso pusinė reakcija bus tokia:
2 Cu + - 2 e→ 2Cu 2+
S 2--8 e→ S 6+ 3 ( atkūrimo procesai)
_______________________
N 5+ + 3 e→ N 2+ 10 (oksidacijos procesas)
_____________________________________
6Cu + + 3S 2- + 10N 5+ → 6Cu 2+ + 3S 6+ + 10N 2+
Galų gale molekulinės reakcijos lygtis bus tokia forma:
3Cu2S + 22HNO3 \u003d 6Cu(NO3)2 + 3H2SO4 + 10NO + 8H2O.
Ypatingas dėmesys turėtų būti skiriamas redokso reakcijoms, susijusioms su organinės medžiagos. Pavyzdžiui, kai gliukozė oksiduojama kalio permanganatas rūgščioje aplinkoje įvyksta tokia reakcija:
C 6 H 12 O 6 + KMnO 4 + H 2 SO 4 > CO 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Sudarant balansą pusinės reakcijos metodas Konvertuojant gliukozę atsižvelgiama į jos disociacijos nebuvimą, tačiau vandenilio atomų skaičius koreguojamas dėl protonų ir vandens molekulių:
C6H12O6 + 6H2O – 24 e\u003d 6CO 2 + 24H +
Pusinė reakcija, apimanti kalio permanganatas bus tokia forma:
MnO4 - + 8H + + 5 e\u003d Mn 2+ + 4H 2O
Dėl to gauname tokią redokso proceso schemą:
C6H12O6 + 6H2O – 24 e= 6CO 2 + 24H + | 5
MnO4 - + 8H + + 5 e= Mn +2 + 4H2O | 24
___________________________________________________
5C6H12O6 + 30H2O + 24MnО 4 - + 192H + = 30CO2 + 120H + + 24Mn 2+ + 96H 2O
Sumažinus protonų ir vandens molekulių skaičių kairėje ir dešinėje pusėse pusinės reakcijos, gauname finalą molekulinė lygtis:
5C 6 H 12 O 6 + 24 KMnO 4 + 36 H 2 SO 4 = 30 CO 2 + 24 MnSO 4 + 12 K 2 SO 4 + 66 H 2 O
5. Aplinkos įtaka redokso reakcijų eigos pobūdžiui.
Priklausomai nuo terpės (H + perteklius, neutralus, OH - perteklius), gali keistis reakcijos tarp tų pačių medžiagų pobūdis. Paprastai naudojama rūgštinei aplinkai sukurti sieros rūgštis(H2SO4), Azoto rūgštis(HNO 3), druskos rūgštis (HCl), kaip OH terpė, naudojama natrio hidroksidas (NaOH) arba kalio hidroksidas (KOH). Pavyzdžiui, parodysime, kaip veikia aplinka kalio permanganatas(KMnO 4). ir jo reakcijos produktai:
Pavyzdžiui, paimkime Na 2 SO 3 kaip reduktorius, KMnO 4 kaip oksidatorių
Rūgščioje aplinkoje:
5Na 2 SO 3 + 2 KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5Na 2 SO 4 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
SO 3 2- + H 2 O - 2 e→ SO 4 2- + 2H + |5
MnO4 - + 8H + + 5 e→ Mn 2+ + 4H 2 O |2
________________________________________________
5SO 3 2- + 2MnO 4 - + 6H + → 5SO 4 2- + 2Mn 2+ + 3H 2 O
Neutralioje (arba šiek tiek šarminėje):
3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O → 3Na2SO4 + 2MnO2 + 2KOH
SO 3 2- + H 2 O - 2 e→ SO 4 2- + 2H + |3
MnO4 - + 2H2O + 3 e→ MnO 2 + 4OH | 2
_____________________________________
3SO 3 2- + 2 MnO 4 - + H 2 O → 3SO 4 2- + 2MnO 2 + 2OH
Labai šarminėje aplinkoje:
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 e→ SO 4 2- + H 2 O | 1
MnO4 - + e→ MnO 4 2 |2
____________________________________
SO 3 2- + 2 MnO 4 - + 2OH → SO 4 2- + 2MnO 4 2- + H 2 O
Vandenilio peroksidas(H 2 O 2), priklausomai nuo aplinkos, atkuriama pagal schemą:
1) Rūgščioji aplinka (H +) H 2 O 2 + 2H + + 2 e→ 2H2O
2) Neutrali terpė (H 2 O) H 2 O 2 + 2 e→ 2OH
3) Šarminė terpė (OH -) H 2 O 2 + 2 e→ 2OH
Vandenilio peroksidas(H 2 O 2) veikia kaip oksidatorius:
2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O
Fe 2+ - e= Fe3+ |2
H 2 O 2 + 2H + + 2 e\u003d 2H 2 O | 1
________________________________
2Fe 2+ + H2O2 + 2H+ → 2Fe 3+ + 2 H2O
Tačiau susidūrus su labai stipriomis oksiduojančiomis medžiagomis (KMnO 4) Vandenilio peroksidas(H 2 O 2) veikia kaip reduktorius:
5H 2 O 2 + 2 KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
H 2 O 2 - 2 e→ O 2 + 2H + |5
MnO4 - + 8H + + 5 e→ Mn 2+ + 4H 2 O |2
_________________________________
5H 2 O + 2 MnO 4 - + 6H + → 5O 2 + 2Mn 2+ + 8H 2 O
6.
Redokso reakcijų produktų nustatymas. 
Praktinėje šios temos dalyje nagrinėjami redokso procesai, nurodant tik pradinius reagentus. Paprastai reikia nustatyti reakcijos produktus. Pavyzdžiui, reakcija apima geležies chloridas(FeCl 3) ir kalio jodidas(KJ):
FeCl 3 + KJ = A + B + C
reikia įdiegti sudėtinės formulės A, B, C, susidarė dėl redokso proceso.
Pradinės reagentų oksidacijos būsenos yra šios: Fe 3+ , Cl - , K + , J - . Nesunku manyti, kad Fe 3+, būdamas oksidatorius (turi didžiausią oksidacijos būseną), gali sumažinti savo oksidacijos būseną tik iki Fe 2+:
Fe3++ e= Fe 2+
Chlorido jonai ir kalio jonai reakcijoje nekeičia savo oksidacijos būsenos, o jodido jonai gali tik padidinti savo oksidacijos būseną, t.y. eikite į būseną J 2 0:
2J - - 2 e= J 2 0
Dėl reakcijos, be redokso proceso, atsiras mainų reakcija tarp FeCl 3 ir KJ, tačiau atsižvelgiant į oksidacijos būsenų pokyčius, reakcija pagal šią schemą nenustatoma:
FeCl 3 + KJ = FeJ 3 + KCl,
bet įgaus formą
FeCl 3 + KJ = FeJ 2 + KCl,
kur produktas C yra junginys J 2 0:
FeCl3 + 6KJ = 2FeJ2 + 6KJ + J 2
Fe3++ e═> Fe2+ |2
2J - - 2 e═> J 2 0 |1
________________________________
2Fe +3 + 2J - = 2Fe 2+ + J 2 0
Ateityje, nustatydami redokso proceso produktus, galėsite naudoti vadinamąją „lifto sistemą“. Jo principas yra tas, kad bet kurią redokso reakciją galima pavaizduoti kaip liftų judėjimą daugiaaukščiame pastate dviem viena kitai priešingomis kryptimis. Be to, "grindys" bus oksidacijos būsenos atitinkamus elementus. Kadangi bet kurią iš dviejų redokso proceso pusinių reakcijų lydi sumažėjimas arba padidėjimas oksidacijos būsenos Vieno ar kito elemento, tada paprastais samprotavimais galima daryti prielaidą apie jų galimas oksidacijos būsenas susidariusiuose reakcijos produktuose.
Kaip pavyzdį apsvarstykite reakciją, kurios metu siera reaguoja su koncentruotas natrio hidroksido tirpalas ( NaOH):
S + NaOH (konc) = (A) + (B) + H 2 O
Kadangi šioje reakcijoje pokyčiai įvyks tik esant sieros oksidacijos būsenoms, aiškumo dėlei sudarysime galimų jos būsenų diagramą:
(A) ir (B) junginiai vienu metu negali būti sieros būsenomis S +4 ir S +6, kadangi tokiu atveju procesas vyktų tik išsilaisvinus elektronams, t.y. būtų atkuriamoji:
S 0-4 e=S+4
S 0-6 e=S+6
Bet tai prieštarautų redokso procesų principui. Tuomet reikėtų manyti, kad vienu atveju procesas turėtų vykti elektronų išlaisvinimu, o kitu atveju – priešinga kryptimi, t.y. būti oksidacinis:
S 0-4 e=S+4
S 0 + 2 e=S-2
Kita vertus, kiek tikėtina, kad atkūrimo procesas bus atliktas iki būsenos S +4 arba į S +6? Kadangi reakcija vyksta šarminėje, o ne rūgščioje aplinkoje, jos oksidacinis gebėjimas yra daug mažesnis, todėl S +4 junginio susidarymas šioje reakcijoje yra geresnis nei S +6. Todėl galutinė reakcija bus tokia:
4S + 6NaOH (konc.) = Na 2 SO 3 + 2Na 2 S + 3H 2 O
S 0 +2 e= S - 2 | 4 | 2
S 0 + 6OH - - 4 e= SO 3 2 - + 3H 2 O | 2 | vienas
3S 0 + 6OH - \u003d 2S - 2 + SO 3 2 - + 3H 2 O
Kaip kitą pavyzdį apsvarstykite šią reakciją tarp fosfino ir koncentruota azoto rūgštis(HNO3):
PH 3 + HNO 3 \u003d (A) + (B) + H 2 O
Šiuo atveju mes turime skirtingą fosforo ir azoto oksidacijos laipsnį. Aiškumo dėlei pateikiame jų oksidacijos būsenų diagramas.
Fosforas oksidacijos būsenoje (-3) pasižymės tik redukuojančiomis savybėmis, taigi reakcijoje padidins savo oksidacijos būseną. Azoto rūgštis pats yra stiprus oksidatorius ir sukuria rūgštinę aplinką, todėl fosforas iš būsenos (-3) pasieks maksimalią oksidacijos būseną (+5).
Priešingai, azotas sumažins jo oksidacijos būseną. Tokio tipo reakcijose dažniausiai iki būsenos (+4).
Be to, nesunku daryti prielaidą, kad (+5) būsenos fosforas, kaip produktas (A), gali būti tik fosforo rūgštis H 3 PO 4, nes reakcijos terpė yra stipriai rūgšti. Azotas tokiais atvejais dažniausiai įgauna oksidacijos būseną (+2) arba (+4), dažniau (+4). Todėl produktas (B) bus azoto oksidas NO2. Lieka tik išspręsti šią lygtį balanso metodu:
P - 3 - 8 e= P+5 | vienas
N+ 5+ e= N+4 | aštuoni
P - 3 + 8N +5 = P +5 + 8N +4
PH 3 + 8HNO 3 \u003d H 3 PO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O
svetainę, visiškai ar iš dalies nukopijavus medžiagą, būtina nuoroda į šaltinį.
Pagal oksidacijos būsenos pasikeitimą visos cheminės reakcijos gali būti suskirstytos į du tipus:
I. Reakcijos, vykstančios nekeičiant reagentus sudarančių elementų oksidacijos laipsnio. Tokios reakcijos vadinamos jonų mainų reakcijomis.
Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O.
II. Reakcijos, atsirandančios pasikeitus elementų oksidacijos būsenai,
įtrauktas į reagentus. Tokios reakcijos vadinamos redokso reakcijomis.
5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.
Oksidacijos būsena(oksidacija) - elementų atomų būsenos molekulės sudėtyje charakteristika. Jis apibūdina netolygų elektronų pasiskirstymą tarp elementų atomų ir atitinka krūvį, kurį elemento atomas įgytų, jei visos jo bendrosios elektronų poros cheminiai ryšiai pasislinko link labiau elektroneigiamo elemento. Priklausomai nuo santykinio elementų, sudarančių ryšį, elektronegatyvumo, elektronų pora gali būti perkelta į vieną iš atomų arba simetriškai išdėstyta atomų branduolių atžvilgiu. Todėl elementų oksidacijos būsena gali būti neigiama, teigiama arba nulis.
Elementai, kurių atomai priima elektronus iš kitų atomų, turi neigiamą oksidacijos būseną. Elementai, kurių atomai atiduoda savo elektronus kitiems atomams, turi teigiamą oksidacijos būseną. Paprastų medžiagų molekulėse esantys atomai turi nulinę oksidacijos būseną, taip pat jei medžiaga yra atominėje būsenoje.
Oksidacijos būsena žymima +1, +2.
Jonų įkrova 1+, 2+.
Elemento oksidacijos būsena junginyje nustatoma pagal taisykles:
1. Elemento oksidacijos laipsnis paprastose medžiagose lygus nuliui.
2. Kai kurie elementai beveik visuose jų junginiuose turi pastovią oksidacijos būseną. Šie elementai apima:
Jo oksidacijos laipsnis yra +1 (išskyrus metalų hidridus).
O oksidacijos būsena yra -2 (išskyrus fluoridus).
3. Pagrindinių pogrupių I, II ir III grupių elementai Periodinė sistema DIMendelejevo elementų oksidacijos būsena yra pastovi, lygi grupės skaičiui.
Elementai Na, Ba, Al: oksidacijos laipsnis atitinkamai +1, +2, +3.
4. Elementams, turintiems kintamą oksidacijos laipsnį, yra didesnės ir žemesnės oksidacijos būsenos samprata.
Aukščiausia elemento oksidacijos būsena yra lygi D.I. Mendelejevo periodinės elementų lentelės, kurioje yra elementas, grupės numeriui.
Elementai N, Cl: aukščiausias laipsnis oksidacija atitinkamai +5, +7.
Žemiausia elemento oksidacijos būsena yra lygi D.I. Mendelejevo periodinės elementų lentelės grupės numeriui, kurioje elementas yra atėmus aštuonis.
Elementai N, Cl: žemiausia oksidacijos laipsnis yra atitinkamai -3, -1.
5. Vieno elemento jonų elemento oksidacijos laipsnis yra lygus jono krūviui.
Fe 3+ - oksidacijos būsena +3; S 2- - oksidacijos laipsnis yra -2.
6. Visų molekulėje esančių elementų atomų oksidacijos būsenų suma lygi nuliui.
KNO 3; (+1) + X+ 3 (-2) = 0; X = +5. Azoto oksidacijos laipsnis yra +5.
7. Visų jono elementų atomų oksidacijos būsenų suma lygi jono krūviui.
SO 4 2-; X+4 (-2) = -2; X = +6. Sieros oksidacijos laipsnis yra +6.
8. Junginiuose, sudarytuose iš dviejų elementų, elementas, parašytas dešinėje, visada turi žemiausias laipsnis oksidacija.
Reakcijos, kurių metu keičiasi elementų oksidacijos būsena, vadinamos redokso reakcijomis /ORD/. Šios reakcijos susideda iš oksidacijos ir redukcijos procesų.
Oksidacija Elemento, kuris yra atomo, molekulės ar jono dalis, elektronų dovanojimo procesas vadinamas.
Al 0 - 3e \u003d Al 3+
H2-2e \u003d 2H+
Fe 2+ – e \u003d Fe 3+
2Cl - - 2e \u003d Cl 2
Oksiduojant elemento oksidacijos būsena didėja. Medžiaga (atomas, molekulė ar jonas), kurioje yra elektronus dovanojančio elemento, vadinama reduktoriumi. Al, H 2 , Fe 2+ , Cl - - reduktoriai. Reduktorius oksiduojamas.
Atsigavimas Elektronų pridėjimo prie elemento, kuris yra atomo, molekulės ar jono dalis, procesas vadinamas.
Cl 2 + 2e \u003d 2Cl -
Fe 3+ + e \u003d Fe 2+
Sumažėjus elemento oksidacijos būsena mažėja. Medžiaga (atomas, molekulė ar jonas), kurioje yra elementas, priimantis elektronus, vadinama oksidatoriumi. S, Fe 3+, Cl 2 yra oksidatoriai. Oksidatorius atkuriamas.
Iš viso elektronų kiekis sistemoje cheminės reakcijos metu nekinta. Redukuojančio agento dovanojamų elektronų skaičius yra lygus elektronų, prijungtų oksiduojančiojo agento, skaičiui.
Redokso reakcijos (ORR) lygčiai sudaryti tirpaluose naudojamas jonų-elektroninis metodas (pusinės reakcijos metodas).
OVR gali atsirasti rūgštinėje, neutralioje arba šarminėje aplinkoje. Reakcijų lygtyse atsižvelgiama į galimą vandens molekulių (HOH) ir tų, kurios yra tirpale, dalyvavimą, priklausomai nuo terpės pobūdžio, H + arba OH - jonų perteklių:
rūgščioje aplinkoje - HOH ir H + jonai;
neutralioje aplinkoje – tik HOH;
šarminėje aplinkoje – HOH ir OH – jonai.
Sudarant OVR lygtis, būtina laikytis tam tikros sekos:
1. Parašykite reakcijos schemą.
2. Nustatykite elementus, pakeitusius oksidacijos būseną.
3. Parašykite diagramą trumpa jonų molekuline forma: stiprūs elektrolitai jonų pavidalu, silpni elektrolitai molekulių pavidalu.
4. Sudarykite oksidacijos ir redukcijos procesų lygtis (pusinių reakcijų lygtis). Norėdami tai padaryti, užrašykite elementus, kurie keičia oksidacijos laipsnį realių dalelių (jonų, atomų, molekulių) pavidalu, ir išlyginkite kiekvieno elemento skaičių kairėje ir dešinėje pusinės reakcijos dalyse.
Pastaba:
Jei pradinėje medžiagoje deguonies atomų yra mažiau nei produktuose (P PO 4 3-), tai deguonies trūkumą aprūpina aplinka.
Jei pradinėje medžiagoje deguonies atomų yra daugiau nei produktuose (SO 4 2-SO 2), tai išsiskyręs deguonis surišamas su terpe.
5. Kairiąją ir dešiniąją lygčių dalis išlyginkite krūvių skaičiumi. Norėdami tai padaryti, pridėkite arba atimkite reikiamą elektronų skaičių.
6. Parinkite oksidacijos ir redukcijos pusinių reakcijų koeficientus taip, kad elektronų skaičius oksidacijos metu būtų lygus elektronų skaičiui redukuojant.
7. Atsižvelgdami į rastus veiksnius, apibendrinkite oksidacijos ir redukcijos pusines reakcijas.
8. Užrašykite gautą jonų molekulinę lygtį molekuline forma.
9. Atlikite deguonies tyrimą.
Yra trys redokso reakcijų tipai:
a) Tarpmolekulinės – reakcijos, kurių metu keičiasi elementų, sudarančių skirtingas molekules, oksidacijos būsena.
2KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO42MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + 3H2O
b) Intramolekulinės – reakcijos, kurių metu keičiasi vieną molekulę sudarančių elementų oksidacijos būsena.
