Pe această bază, oxidativ reducerea reacțiilor iar reacţiile decurg fără modificarea stărilor de oxidare ale elementelor chimice.
Acestea includ multe reacții, inclusiv toate reacțiile de substituție, precum și acele reacții de combinare și descompunere la care participă cel puțin o substanță simplă, de exemplu:
După cum vă amintiți, coeficienții reacțiilor redox complexe sunt plasați folosind metoda echilibrului electronic:
LA Chimie organica un exemplu izbitor de reacții redox sunt proprietățile aldehidelor.
1. Se reduc la alcoolii corespunzători:
2. Aldehidele se oxidează la acizii corespunzători:
Esența tuturor exemplelor de mai sus de reacții redox a fost prezentată folosind metoda binecunoscută de echilibrare a electronilor. Se bazează pe compararea stărilor de oxidare ale atomilor din reactanți și produșii de reacție și pe echilibrarea numărului de electroni în procesele de oxidare și reducere. Această metodă este folosită pentru a compila ecuații pentru reacțiile care au loc în orice fază. Acest lucru îl face versatil și convenabil. Dar, în același timp, are un dezavantaj serios - atunci când exprimă esența reacțiilor redox care apar în soluții, sunt indicate particule care nu există cu adevărat.
În acest caz, este mai convenabil să folosiți o altă metodă - metoda semireacțiilor. Se bazează pe compilarea ecuațiilor ion-electronice pentru procesele de oxidare și reducere, luând în considerare particulele din viața reală și însumarea lor ulterioară în ecuație generală. Această metodă nu folosește conceptul de „stare de oxidare”, iar produsele sunt determinate prin derivarea ecuației reacției.
Să demonstrăm această metodă folosind un exemplu: vom face o ecuație pentru reacția redox a zincului cu acid azotic concentrat.
1. Scriem schema ionică a procesului, care include numai agentul reducător și produsul său de oxidare, agentul de oxidare și produsul său de reducere:
2. Compunem ecuația ion-electronica a procesului de oxidare (aceasta este prima semireacție):
3. Compunem ecuația ion-electronică a procesului de reducere (aceasta este a doua semireacție):
Vă rugăm să rețineți: ecuațiile electron-ionice sunt compilate în conformitate cu legea conservării masei și sarcinii.
4. Notăm ecuațiile semireacției astfel încât numărul de electroni dintre agentul reducător și agentul de oxidare să fie echilibrat:
5. Însumăm termen cu termen ecuațiile semireacțiilor. Compilarea unui general ecuația ionică reactii:
Verificăm corectitudinea ecuației reacției în formă ionică:
- Respectarea egalității în numărul de atomi ai elementelor și în numărul de sarcini
- Numărul de atomi de element trebuie să fie egal în stânga și părțile potrivite ecuația reacției ionice.
- Sarcina totală a particulelor de pe părțile stânga și dreaptă ale ecuației ionice trebuie să fie aceeași.
6. Notați ecuația în formă moleculară. Pentru a face acest lucru, adăugați la ionii incluși în ecuația ionică, numărul necesar de ioni cu sarcină opusă.
Calculul gradului de oxidare
rezumat
1. Formarea personalului este unul dintre cele mai importante domenii de activitate ale managerului de personal.
2. Pentru a asigura organizatiei resursele umane necesare, este important sa se dezvolte o situatie adecvata in mediul extern si tehnologia de activitate, structura firmei; calcula necesarul de personal.
3. Pentru elaborarea programelor de recrutare este necesar să se analizeze situația personalului din regiune, să se elaboreze proceduri de atragere și evaluare a candidaților și să se efectueze măsuri de adaptare pentru a include noi angajați în organizație.
- Ce grupe de factori ar trebui luate în considerare la crearea unei structuri organizatorice?
- Ce etape ale designului organizației pot fi distinse?
- Explicați conceptul de „evaluare calitativă a nevoilor de personal”.
- Descrieți conceptul de „nevoie suplimentară de personal”.
- Care este scopul analizei situației personalului din regiune?
- Care este scopul analizei performanței?
- Care sunt etapele analizei performanței?
- Explicați ce este o profesiogramă?
- Ce factori de mediu influențează procesul de recrutare?
- Descrieți sursele de recrutare interne și externe.
- Cum se evaluează calitatea unui set?
- Ce metode sunt utilizate pentru evaluarea candidaților?
- Ce paradigme competitive de recrutare cunoașteți?
- Numiți etapele de adaptare a unui angajat într-o organizație.
Pentru a calcula starea de oxidare a unui element, trebuie luate în considerare următoarele prevederi:
1. Stările de oxidare ale atomilor în substanțe simple sunt egale cu zero (Na0; H20).
2. Suma algebrică a stărilor de oxidare ale tuturor atomilor care alcătuiesc molecula este întotdeauna zero, iar într-un ion complex această sumă este egală cu sarcina ionului.
3. Atomii au o stare de oxidare constantă: metale alcaline (+1), metale alcalino-pământoase(+2), hidrogen (+1) (cu excepția hidrurilor NaH, CaH 2 etc., unde starea de oxidare a hidrogenului este -1), oxigen (-2) (cu excepția F 2 -1 O +2 și peroxizilor conţinând grupa -O –O–, în care starea de oxidare a oxigenului este -1).
4. Pentru elemente, starea de oxidare pozitivă nu poate depăși o valoare egală cu numărul de grup al sistemului periodic.
Exemple:
V2+5O5-2; Na2+1B4+3O7-2; K+1CI+704-2; N-3H3+1; K2+1H+1P+5O4-2; Na2+1Cr2+6O7-2
Există două tipuri de reacții chimice:
A Reacţii în care gradul oxidarea elementului:
Reacții de adaos
SO2 + Na2O Na2SO3
Reacții de descompunere
Cu(OH)2-t CuO + H2O
Reacții de schimb
AgNO3 + KCl AgCl + KNO3
NaOH + HNO3NaNO3 + H2O
B Reacții în care are loc o modificare a stărilor de oxidare ale atomilor elementelor care alcătuiesc compușii care reacţionează:
2Mg0 + O20 2Mg +20-2
2KCl +5 O 3 -2 - t 2KCl -1 + 3O 2 0
2KI -1 + Cl 2 0 2KCl -1 + I 2 0
Mn +4 O 2 + 4HCI -1 Mn + 2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O
Astfel de reacții se numesc redox.
Sarcina numărul 1
Stabiliți o corespondență între ecuația reacției și proprietatea elementului de azot pe care îl prezintă în această reacție: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
Răspuns: 4221
Explicaţie:
A) NH 4 HCO 3 - sare, care include cationul de amoniu NH 4 +. În cationul de amoniu, azotul are întotdeauna o stare de oxidare de -3. Ca rezultat al reacției, se transformă în amoniac NH3. Hidrogenul aproape întotdeauna (cu excepția compușilor săi cu metale) are o stare de oxidare de +1. Prin urmare, pentru ca molecula de amoniac să fie neutră din punct de vedere electric, azotul trebuie să aibă o stare de oxidare de -3. Astfel, nu există nicio modificare a gradului de oxidare a azotului; nu prezintă proprietăți redox.
B) După cum sa arătat deja mai sus, azotul din amoniacul NH3 are o stare de oxidare de -3. Ca rezultat al reacției cu CuO, amoniacul este transformat într-o substanță simplă N2. În orice substanță simplă, starea de oxidare a elementului cu care se formează este egală cu zero. Astfel, atomul de azot își pierde sarcina negativă și, deoarece electronii sunt responsabili pentru sarcina negativă, aceasta înseamnă că ei sunt pierduți de atomul de azot ca urmare a reacției. Un element care își pierde o parte din electroni într-o reacție se numește agent reducător.
C) Ca urmare a reacţiei, NH3 cu o stare de oxidare a azotului egală cu -3 se transformă în oxid nitric NO. Oxigenul are aproape întotdeauna o stare de oxidare de -2. Prin urmare, pentru ca molecula de oxid nitric să fie neutră din punct de vedere electric, atomul de azot trebuie să aibă o stare de oxidare de +2. Aceasta înseamnă că atomul de azot și-a schimbat starea de oxidare de la -3 la +2 ca rezultat al reacției. Aceasta indică pierderea a 5 electroni de către atomul de azot. Adică, azotul, ca și în cazul lui B, este un agent reducător.
D) N 2 este o substanță simplă. În toate substanțele simple, elementul care le formează are o stare de oxidare de 0. În urma reacției, azotul este transformat în nitrură de litiu Li3N. Singura stare de oxidare a unui metal alcalin, alta decât zero (orice element are o stare de oxidare de 0) este +1. Astfel, pentru ca unitatea structurală Li3N să fie neutră din punct de vedere electric, azotul trebuie să aibă o stare de oxidare de -3. Se pare că, în urma reacției, azotul a dobândit o sarcină negativă, ceea ce înseamnă adăugarea de electroni. Azotul este agentul de oxidare în această reacție.
Sarcina numărul 2
Stabiliți o corespondență între schema de reacție și proprietatea elementului fosfor pe care îl prezintă în această reacție: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
Scrieți în tabel numerele selectate sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 1224
Sarcina numărul 3
| ECUAȚIA REACȚIEI | |
| 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) 3NO2 + H20 → 2HNO3 + NO |
Scrieți în tabel numerele selectate sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 1463
Sarcina numărul 4
Stabiliți o corespondență între ecuația reacției și modificarea gradului de oxidare a agentului oxidant din aceasta: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
| ECUAȚIA REACȚIEI | MODIFICAREA GRADULUI DE OXIDANT |
| 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 |
Scrieți în tabel numerele selectate sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 3425
Sarcina numărul 5
Stabiliți o corespondență între schema de reacție și coeficientul din fața agentului oxidant din acesta: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
| SCHEMA DE REACȚIE | COEFICIENTUL ÎNAINTE DE OXIDANT |
| A) NH3 + O2 → N2 + H2O B) Cu + HNO 3 (conc.) → Cu (NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O C) C + HNO3 → NO2 + CO2 + H2O D) S + HNO3 → H2SO4 + NO |
Scrieți în tabel numerele selectate sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 3442
Sarcina numărul 6
Stabiliți o corespondență între ecuația reacției și modificarea gradului de oxidare a agentului oxidant din aceasta: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
| ECUAȚIA REACȚIEI | MODIFICAREA GRADULUI DE OXIDANT |
| A) 2NH3 + K → 2KNH2 + H2 B) H2S + K → K2S + H2 C) 4NH3 + 6NO → 5N2 + 6H2O D) 2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O |
Scrieți în tabel numerele selectate sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 4436
Sarcina numărul 7
Stabiliți o corespondență între materiile prime și proprietatea cuprului pe care acest element o prezintă în această reacție: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
Scrieți în tabel numerele selectate sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 2124
Sarcina numărul 8
Stabiliți o corespondență între schema de reacție și proprietatea sulfului pe care o prezintă în această reacție: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
Scrieți în tabel numerele selectate sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 3224
Sarcina numărul 9
Stabiliți o corespondență între schema de reacție și proprietatea fosforului pe care o prezintă în această reacție: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
Scrieți în tabel numerele selectate sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 3242
Sarcina numărul 10
Stabiliți o corespondență între schema de reacție și proprietatea azotului pe care o prezintă în această reacție: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
Scrieți în tabel numerele selectate sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 2141
Sarcina numărul 11
Stabiliți o corespondență între schema de reacție și proprietatea fluorului pe care o prezintă în această reacție: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
Scrieți în tabel numerele selectate sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 1444
Sarcina numărul 12
Stabiliți o corespondență între schema de reacție și modificarea stării de oxidare a agentului reducător: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
| SCHEMA DE REACȚIE | |
| A) NaIO → NaI + NaIO 3 B) HI + H 2 O 2 → I 2 + H 2 O C) NaIO3 → NaI + O2 D) NaIO4 → NaI + O2 | 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 |
Scrieți în tabel numerele selectate sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 5622
Sarcina numărul 13
Stabiliți o corespondență între ecuația reacției și modificarea stării de oxidare a agentului reducător în această reacție: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
| ECUAȚIA REACȚIEI | MODIFICAREA GRADULUI DE OXIDAREA REDUCTORULUI |
| A) H2S + I2 → S + 2HI B) CI2 + 2HI → I2 + 2HCI C) 2SO 3 + 2KI → I 2 + SO 2 + K 2 SO 4 D) S + 3NO 2 → SO 3 + 3NO |
Scrieți în tabel numerele selectate sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 5331
Sarcina numărul 14
Stabiliți o corespondență între ecuația reacției redox și modificarea stării de oxidare a sulfului în această reacție: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
| ECUAȚIA REACȚIEI | MODIFICĂRI ÎN STARE DE OXIDARE A SULFULUI |
| A) S + O 2 → SO 2 B) SO 2 + Br 2 + 2H 2 O → H 2 SO 4 + 2HBr C) C + H 2 SO 4 (conc.) → CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O D) 2H2S + O2 → 2H2O + 2S |
Scrieți în tabel numerele selectate sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 4123
Sarcina numărul 15
| MODIFICAREA GRADULUI DE OXIDARE | FORMULA SUBSTANȚEI |
| A) S -2 → S +4 B) S −2 → S +6 C) S +6 → S −2 D) S −2 → S 0 | 1) Cu2S și O2 2) H2S și Br2 (soluție) 3) Mg și H2S04 (conc.) 4) H2SO3 şi O2 5) PbS și HNO3 (conc.) 6) C și H2S04 (conc.) |
Scrieți în tabel numerele selectate sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 1532
Sarcina numărul 16
Stabiliți o corespondență între modificarea stării de oxidare a sulfului în reacție și formulele substanțelor inițiale care intră în aceasta: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
| MODIFICAREA GRADULUI DE OXIDARE | FORMULA SUBSTANȚEI |
| A) S 0 → S +4 B) S +4 → S +6 C) S −2 → S 0 D) S +6 → S +4 | 1) Cu și H2SO4 (dif.) 2) H2S și O2 (insuficient) 3) S și H2SO4 (conc.) |
Scrieți în tabel numerele selectate sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 3523
Sarcina numărul 17
Stabiliți o corespondență între proprietățile azotului și ecuația reacției redox în care acesta prezintă aceste proprietăți: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
Scrieți în tabel numerele selectate sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 2143
Sarcina numărul 18
Stabiliți o corespondență între modificarea stării de oxidare a clorului în reacție și formulele substanțelor inițiale care intră în aceasta: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
| MODIFICAREA GRADULUI DE OXIDARE | FORMULĂ A SUBSTANȚELOR INICIALE |
| A) CI0 → CI -1 B) CI -1 → CI 0 C) CI +5 → CI -1 D) CI0 → CI +5 | 1) KClO 3 (încălzire) 2) Cl 2 și NaOH (soluție fierbinte) 3) KCI și H2S04 (conc.) 6) KClO4 și H2SO4 (conc.) |
Scrieți în tabel numerele selectate sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 2412
Sarcina #19
Stabiliți o corespondență între formula unui ion și capacitatea acestuia de a prezenta oxidativ proprietăți de restaurare: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
Scrieți în tabel numerele selectate sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 2332
Sarcina numărul 20
Potriviți schema reactie chimicași o modificare a gradului de oxidare a agentului de oxidare: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
| SCHEMA DE REACȚIE | MODIFICAREA GRADULUI DE OXIDANT |
| A) MnCO 3 + KClO 3 → MnO 2 + KCl + CO 2 B) CI2 + I2 + H2O → HCI + HIO3 C) H2MnO4 → HMnO4 + MnO2 + H2O 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 |
Scrieți în tabel numerele selectate sub literele corespunzătoare.
Răspuns: 3124
Sarcina numărul 21
Stabiliți o corespondență între schema de reacție și modificarea stării de oxidare a agentului reducător în această reacție: pentru fiecare poziție indicată printr-o literă, selectați poziția corespunzătoare indicată printr-un număr.
1. Cum se determină reacția redox?
Există diferite clasificări ale reacțiilor chimice. Una dintre ele le include pe cele în care substanțele care interacționează între ele (sau substanța însăși) modifică stările de oxidare ale elementelor.
Ca exemplu, luați în considerare două reacții:
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 + H2 +1 O -2 (2)
Reacția (1) implică zinc și acid clorhidric . Zincul și hidrogenul își schimbă stările de oxidare, clorul își lasă starea de oxidare neschimbată:
Zn 0 - 2e = Zn 2+
2H + 1 + 2e \u003d H 2 0
2Cl -1 \u003d 2 Cl -1
Și ca reacție (2), ( reacție de neutralizare), clorul, hidrogenul, potasiul și oxigenul nu își schimbă stările de oxidare: Cl -1 = Cl -1, H +1 = H +1, K +1 = K +1, O -2 = O -2; Reacția (1) aparține reacției redox, iar reacția (2) aparține unui alt tip.
Reacții chimice care se desfășoară cu o schimbarestările de oxidare ale elementelorse numesc redox. 
Pentru a determina reactia redox este necesar sa se stabileasca stepăfara oxidare a elementelorîn partea stângă și dreaptă a ecuației. Acest lucru necesită cunoașterea modului de determinare a stării de oxidare a unui element.
În cazul reacției (1), elementele Zn și H își schimbă stările prin pierderea sau câștigarea de electroni. Zincul, renunțând la 2 electroni, trece în stare ionică - devine cationul Zn 2+. În acest caz, procesul recuperare iar zincul este oxidat. Hidrogenul câștigă 2 electroni, arată oxidativ proprietăți, el însuși în procesul de reacție recuperându-se.
2. Definițiestările de oxidare ale elementelor.
Starea de oxidare a elementelorîn compușii săi se determină pe baza poziției că sarcina totală totală a stărilor de oxidare a tuturor elementelor unui compus dat zero. De exemplu, în compusul H3PO4, starea de oxidare a hidrogenului este +1, fosforul este +5, iar oxigenul este -2; După ce am făcut o ecuație matematică, determinăm că în sumă numărul de particule(atomi sau ioni) vor avea o sarcină egală cu zero: (+1)x3+(+5)+(-2)x4 = 0
Dar în acest exemplu, stările de oxidare ale elementelor sunt deja setate. Cum se poate determina gradul de oxidare a sulfului, de exemplu, în compus tiosulfat de sodiu Na2S2O3 sau manganul din compus permanganat de potasiu- KMnO 4 ? Pentru asta trebuie să știi stări constante de oxidare a unui număr de elemente. Au următoarele semnificații:
1) Elemente din grupa I a sistemului periodic (inclusiv hidrogenul în combinație cu nemetale) +1;
2) Elemente din grupa II a sistemului periodic +2;
3) Elemente din grupa III a sistemului periodic +3;
4) Oxigen (cu excepția în combinație cu fluor sau în compuși cu peroxid) -2;
Pe baza acestor valori constante ale stărilor de oxidare (pentru sodiu și oxigen), determinăm starea de oxidare sulf în compusul Na 2 S 2 O 3. Deoarece sarcina totală a tuturor stărilor de oxidare a elementelor a căror compoziție reflectă acest lucru formula compusă, este egal cu zero, desemnând apoi sarcina necunoscută de sulf " 2X”(deoarece există doi atomi de sulf în formulă), compunem următoarea ecuație matematică:
(+1) x 2 + 2X+ (-2) x 3 = 0
Rezolvând această ecuație pentru 2 x, obținem
2X = (-1) x 2 + (+2) x 3
sau
X = [(-2) + (+6)] : 2 = +2;
Prin urmare, starea de oxidare a sulfului în compusul Na 2 S 2 O 3 este (+2). Dar va fi întotdeauna necesar să folosim o astfel de metodă incomodă pentru a determina stările de oxidare ale anumitor elemente din compuși? Bineînțeles că nu întotdeauna. De exemplu, pentru compuși binari: oxizi, sulfuri, nitruri etc., puteți utiliza așa-numita metodă „încrucișare” pentru a determina stările de oxidare. Să zicem dat formula compusa:oxid de titan– Ti 2 O 3 . Folosind o analiză matematică simplă, bazată pe faptul că starea de oxidare a oxigenului ne este cunoscută și este egală cu (-2): Ti 2 O 3, este ușor de stabilit că starea de oxidare a titanului va fi egală cu ( +3). Sau, de exemplu, în conjuncție metan CH 4 se știe că starea de oxidare a hidrogenului este (+1), atunci nu este dificil să se determine starea de oxidare a carbonului. Va corespunde în formula acestui compus (-4). De asemenea, folosind metoda „încrucișată”, nu este greu de stabilit că dacă urmează formula compusă Cr 4 Si 3, atunci gradul de oxidare a cromului în el este (+3) și siliciu (-4).
Pentru săruri, acest lucru nu este, de asemenea, dificil. Și nu contează dacă este dat sau sare medie sau sare acidă. În aceste cazuri, este necesar să se procedeze de la acidul care formează sare. De exemplu, dat sare nitrat de sodiu(NaNO3). Se știe că este un derivat acid azotic(HNO 3), iar în acest compus starea de oxidare a azotului este (+5), prin urmare, în sarea sa - azotat de sodiu, starea de oxidare a azotului este de asemenea egală cu (+5). bicarbonat de sodiu(NaHCO3) este sare acidă acid carbonic(H2C03). La fel ca într-un acid, starea de oxidare a carbonului din această sare va fi (+4).
Trebuie remarcat faptul că stările de oxidare în compuși: metale și nemetale (la compilare ecuații de echilibru electronic) sunt zero: K 0 , Ca 0 , Al 0 , H 2 0 , Cl 2 0 , N 2 0 Ca exemplu, dăm stările de oxidare ale celor mai tipice elemente:
Numai agenții oxidanți sunt substanțele care au o stare de oxidare maximă, de obicei pozitivă, de exemplu: KCl +7 O 4, H 2 S +6 O 4, K 2 Cr +6 O 4, HN +5 O 3, KMn +7 O 4 . Acest lucru este ușor de demonstrat. Dacă acești compuși ar putea fi agenți reducători, atunci în aceste stări ar trebui să doneze electroni:
Cl +7 - e \u003d Cl +8
S +6 - e \u003d S +7
Dar elementele clor și sulf nu pot exista cu astfel de stări de oxidare. În mod similar, singurii agenți reducători sunt substanțele care au un minim, de regulă, putere negativă oxidare, de exemplu: H 2 S -2, HJ -, N -3 H 3. În procesul reacțiilor redox, astfel de compuși nu pot fi agenți oxidanți, deoarece ar trebui să adauge electroni:
S-2 + e = S-3
J - + e \u003d J -2
Dar pentru sulf și iod, ionii cu astfel de grade de oxidare nu sunt tipici. Elementele cu stări intermediare de oxidare, de exemplu N+1, N+4, S+4, CI+3, C+2 pot prezenta atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare.
3
. Tipuri de reacții redox.
Există patru tipuri de reacții redox.
1)
Reacții redox intermoleculare.
Cel mai frecvent tip de reacție. Aceste reacții se schimbă stări de oxidareelementeîn diferite molecule, de exemplu:
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) Un fel de reacții redox intermoleculare este reacția proporțional,în care agenții de oxidare și reducție sunt atomi ai aceluiași element: în această reacție, doi atomi ai aceluiași element cu stări de oxidare diferite formează un atom cu o stare de oxidare diferită:
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) Reacții disproporționare sunt efectuate dacă agenții de oxidare și reducție sunt atomi ai aceluiași element sau un atom al unui element cu o stare de oxidare formează un compus cu două stări de oxidare:
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) Intramolecular Reacțiile redox apar atunci când atomul oxidant și atomul reducător sunt în aceeași substanță, de exemplu:
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 . Mecanismul reacțiilor redox.
Reacțiile redox sunt efectuate datorită transferului de electroni de la atomii unui element la altul. Dacă un atom sau o moleculă pierde electroni, atunci acest proces se numește oxidare, iar acest atom este un agent reducător, de exemplu:
Al 0 - 3 e=Al3+
2Cl - - 2 e= CI20
Fe 2+ - e= Fe3+
În aceste exemple, Al 0 , Cl - , Fe 2+ sunt agenţi reducători, iar procesele de transformare a acestora în compuşi Al 3+ , Cl 2 0 , Fe 3+ sunt numite oxidative. Dacă un atom sau o moleculă dobândește electroni, atunci un astfel de proces se numește reducere, iar acest atom este un agent de oxidare, de exemplu:
Ca 2+ + 2 e= Ca0
CI20 + 2 e= 2Cl -
Fe3+ + e= Fe 2+
Agenții de oxidare, de regulă, sunt nemetale (S, Cl 2, F 2, O 2) sau compuși metalici cu o stare de oxidare maximă (Mn +7, Cr +6, Fe +3). Agenţii reducători sunt metale (K, Ca, Al) sau compuşi nemetalici având o stare de oxidare minimă (S-2, CI-1, N-3, P-3);
Ecuațiile redox diferă de ecuații moleculare alte reacții prin dificultatea selectării coeficienților în fața reactanților și a produselor de reacție. Pentru această utilizare metoda echilibrului electronic, sau metoda ecuațiilor electron-ion(uneori, acesta din urmă se numește „ metoda semireacției"). Ca exemplu de compilare a ecuațiilor pentru reacțiile redox, luați în considerare un proces în care acid sulfuric concentrat(H2SO4) va reacționa cu iodură de hidrogen (HJ):
H2SO4 (conc.) + HJ → H2S + J2 + H2O
În primul rând, să stabilim asta starea de oxidare iodul din iodură de hidrogen este (-1), iar sulful din acidul sulfuric: (+6). În timpul reacției, iodul (-1) va fi oxidat la starea moleculară, iar sulful (+6) va fi redus la starea de oxidare (-2) - hidrogen sulfurat:
J - → J 0 2
S+6 → S-2
Pentru a face necesar să se țină seama de faptul că Cantitateparticule atomii din părțile din stânga și din dreapta ale semireacțiilor trebuie să fie aceiași
2J - - 2 e→ J 0 2
S+6+8 e→S-2
Prin stabilirea liniei verticale din dreapta acestei scheme de semireacție, determinăm coeficienții de reacție:
2J - - 2 e→ J 0 2 |8
S+6+8 e→ S-2 |2
Reducerea cu „2”, obținem valorile finale ale coeficienților:
2J - - 2 e→ J 0 2 |4
S+6+8 e→ S-2 |1
Să rezumam în această schemă jumatate de reactii linie orizontală și rezumați reacția numărul de particule atomi:
2J - - 2 e→ J 0 2 |4
S+6+8 e→ S-2 |1
____________________
8J - + S +6 → 4 J 0 2 + S -2
După aceea este necesar. Înlocuind valorile obținute ale coeficienților în ecuație moleculară, îl aducem în această formă:
8HJ + H 2 SO 4 \u003d 4J 2 + H 2 S + H 2 O
După ce am numărat numărul de atomi de hidrogen din părțile din stânga și din dreapta ale ecuației, ne vom asigura că trebuie corectat coeficientul „4” în fața apei, obținem ecuația completă:
8HJ + H 2 SO 4 \u003d 4J 2 + H 2 S + 4H 2 O
Această ecuație poate fi scrisă folosind metoda electronicaechilibru ionic. În acest caz, nu este nevoie să corectați coeficientul în fața moleculelor de apă. Ecuația este compilată pe baza disocierii ionilor compușilor care participă la reacție: De exemplu, disocierea acidului sulfuric duce la formarea a doi protoni de hidrogen și a unui anion sulfat:
H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-
În mod similar, disocierea iodurii de hidrogen și hidrogenului sulfurat poate fi scrisă:
HJ ↔ H ++ + J -
H 2 S ↔ 2H + + S 2-
J 2 nu se disociază. De asemenea, practic nu disociază H 2 O. Compilare ecuații de semireacție căci iodul rămâne același:
2J - - 2 e→ J 0 2
Semireacția pentru atomii de sulf va lua următoarea formă:
SO 4 -2 → S -2
Deoarece patru atomi de oxigen lipsesc pe partea dreaptă a semireacției, această cantitate trebuie echilibrată cu apă:
S04-2 → S-2 + 4H2O
Apoi, în partea stângă a semireacției, este necesar să se compenseze atomii de hidrogen datorați protonilor (deoarece reacția mediului este acidă):
SO42- + 8H + → S-2 + 4H2O
După ce am numărat numărul de electroni care trec, obținem o înregistrare completă a ecuației în termeni de metoda semireacției:
S042- + 8H + + 8 e→ S-2 + 4H20
Rezumând ambele semireacții, obținem ecuația echilibrului electronic:
2J - - 2 e→ J 0 2 |8 4
S042- + 8H + + 8 e→ S-2 + 4H20 | 2 1
8J - + SO 4 2- + 8Н + → 4J 2 0 + S 0 + 4H 2 O
Din această intrare rezultă că metoda ecuația electron-ion oferă o imagine mai completă a reacției redox decât metoda echilibrului electronic. Numărul de electroni implicați în proces este același pentru ambele metode de echilibrare, dar în acest ultim caz, numărul de protoni și molecule de apă implicate în procesul redox este setat ca „automat”.
Să analizăm câteva cazuri specifice de reacții redox care pot fi compilate prin metodă echilibru electron-ion. Unele procese redox sunt efectuate cu participarea unui mediu alcalin, de exemplu:
KCrO 2 + Br 2 + KOH → KBr + K 2 CrO 4 + H 2 O
În această reacție, agentul reducător este ionul cromit (CrO 2 -), care este oxidat la ion cromat (CrO -2 4). Agent de oxidare - bromul (Br 0 2) se reduce la ion de bromură (Br -):
CrO 2 - → CrO 4 2-
Br 0 2 → 2 Br -
Deoarece reacția are loc într-un mediu alcalin, prima semireacție trebuie să fie compusă luând în considerare ionii de hidroxid (OH -):
Cr02-+4OH--3 e\u003d CrO 2- 4 + 2H 2 O
Compunem a doua jumătate de reacție în modul deja cunoscut:
Cr02-+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
După aceasta, este necesar să aranjați coeficienții în ecuația reacției si complet ecuație moleculară al acestui proces redox va lua forma:
2KCrO2 + 3Br2 + 8KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 4H2O.
Într-un număr de cazuri, substanțele nedisociabile participă simultan la reacția redox. De exemplu:
AsH 3 + HNO 3 \u003d H 3 AsO 4 + NO 2 + 4H 2 O
Apoi metoda semireacției este compilat luând în considerare acest proces:
AsH3 + 4H20-8 e\u003d AsO 4 3- + 11H + | 1
NO3 + 2H++ e= N02 + H20 | 8
AsH 3 + 8NO 3 + 4H 2 O + 2H + = AsO 4 3- + 8NO 2 + 11H + O
ecuație moleculară va lua forma:
AsH 3 + 8HNO 3 \u003d H 3 AsO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O.
Reacțiile redox sunt uneori însoțite de un proces simultan de oxidare-reducere a mai multor substanțe. De exemplu, în reacția cu sulfura de cupru interacționează acid azotic concentrat:
Cu 2 S + HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + H 2 SO 4 + NO + H 2 O
Procesul redox implică atomii de cupru, sulf și azot. La compilarea ecuației metoda semireacției trebuie luați în considerare următorii pași:
Cu + → Cu 2+
S 2- → S +6
N5+ → N+2
În această situație, este necesar să combinați procesele de oxidare și reducere într-o singură etapă:
2Cu + - 2 e→ 2Cu 2+ | zece e
S 2 - - 8 e→ S 6+
_______________________
N 5+ + 3 e→ N 2+ | 3 e
La care semireacția redox va lua forma:
2Cu + - 2 e→ 2Cu 2+
S 2 - - 8 e→ S 6+ 3 ( procesele de recuperare)
_______________________
N 5+ + 3 e→ N 2+ 10 (proces de oxidare)
_____________________________________
6Cu + + 3S 2- + 10N 5+ → 6Cu 2+ + 3S 6+ + 10N 2+
În cele din urmă ecuația reacției moleculare va lua forma:
3Cu 2 S + 22HNO 3 \u003d 6Cu (NO 3) 2 + 3H 2 SO 4 + 10NO + 8H 2 O.
O atenție deosebită trebuie acordată reacțiilor redox care implică materie organică. De exemplu, când glucoza este oxidată permanganat de potasiuîntr-un mediu acid are loc următoarea reacție:
C 6 H 12 O 6 + KMnO 4 + H 2 SO 4 > CO 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
La întocmirea unui bilanţ metoda semireacției Conversia glucozei ia în considerare absența disocierii sale, dar corectarea numărului de atomi de hidrogen se realizează datorită protonilor și moleculelor de apă:
C6H12O6 + 6H20-24 e\u003d 6CO 2 + 24H +
Semireacție implicând permanganat de potasiu va lua forma:
Mn04 - + 8H + + 5 e\u003d Mn 2+ + 4H 2 O
Ca rezultat, obținem următoarea schemă a procesului redox:
C6H12O6 + 6H20-24 e= 6C02 + 24H + | 5
Mn04 - + 8H + + 5 e= Mn +2 + 4H20 | 24
___________________________________________________
5C 6 H 12 O 6 + 30H 2 O + 24MnО 4 - + 192H + = 30CO 2 + 120H + + 24Mn 2+ + 96H 2 O
Prin reducerea numărului de protoni și molecule de apă din partea stângă și dreaptă jumatate de reactii, obținem finala ecuație moleculară:
5C 6 H 12 O 6 + 24KMnO 4 + 36H 2 SO 4 = 30CO 2 + 24MnSO 4 + 12K 2 SO 4 + 66H 2 O
5. Influența mediului asupra naturii cursului reacțiilor redox.
În funcție de mediu (exces de H+, neutru, exces de OH -), natura reacției dintre aceleași substanțe se poate modifica. Pentru a crea un mediu acid este de obicei folosit acid sulfuric(H2S04), Acid azotic(HNO3), acid clorhidric (HCl), ca mediu OH, se utilizează hidroxid de sodiu (NaOH) sau hidroxid de potasiu (KOH). De exemplu, vom arăta cum afectează mediul permanganat de potasiu(KMnO 4). și produsele sale de reacție:
De exemplu, să luăm Na 2 SO 3 ca agent reducător, KMnO 4 ca agent oxidant
Într-un mediu acid:
5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
SO32- + H20-2 e→ S042- + 2H + |5
Mn04 - + 8H + + 5 e→ Mn2+ + 4H20 |2
________________________________________________
5SO 3 2- + 2MnO 4 - + 6H + → 5SO 4 2- + 2Mn 2+ + 3H 2 O
În neutru (sau ușor alcalin):
3Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + H 2 O → 3Na 2 SO 4 + 2MnO 2 + 2KOH
SO32- + H20-2 e→ S042- + 2H + |3
Mn04-+2H20+3 e→ MnO 2 + 4OH | 2
_____________________________________
3SO 3 2- + 2 MnO 4 - + H 2 O → 3SO 4 2- + 2MnO 2 + 2OH
Într-un mediu foarte alcalin:
Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + K 2 MnO 4 + Na 2 MnO + H 2 O
SO32-+2OH--2 e→ SO42- + H2O | 1
MnO4 - + e→ MnO 4 2 |2
____________________________________
SO 3 2- + 2 MnO 4 - + 2OH → SO 4 2- + 2MnO 4 2- + H 2 O
Apă oxigenată(H 2 O 2), în funcție de mediu, se reface după schema:
1) Mediu acid (H +) H 2 O 2 + 2H + + 2 e→ 2H2O
2) Mediu neutru (H2O) H2O2 + 2 e→ 2OH
3) Mediu alcalin (OH -) H 2 O 2 + 2 e→ 2OH
Apă oxigenată(H 2 O 2) acţionează ca un agent de oxidare:
2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O
Fe 2+ - e= Fe3+ |2
H2O2 + 2H + + 2 e\u003d 2H 2 O | 1
________________________________
2Fe 2+ + H 2 O 2 + 2H + → 2Fe 3+ + 2 H 2 O
Cu toate acestea, la întâlnirea cu agenți oxidanți foarte puternici (KMnO 4) Apă oxigenată(H 2 O 2) acționează ca agent reducător:
5H 2 O 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
H2O2-2 e→ O2 + 2H + |5
Mn04 - + 8H + + 5 e→ Mn2+ + 4H20 |2
_________________________________
5H 2 O + 2 MnO 4 - + 6H + → 5O 2 + 2Mn 2+ + 8H 2 O
6.
Determinarea produșilor reacțiilor redox. 
În partea practică a acestui subiect sunt luate în considerare procesele redox, indicând doar reactivii inițiali. Produșii de reacție trebuie de obicei determinați. De exemplu, reacția implică clorură de fier(FeCl 3) și Iodură de potasiu(KJ):
FeCl3 + KJ = A + B + C
necesare pentru instalare formule compuse A, B, C, formate ca urmare a procesului redox.
Stările iniţiale de oxidare ale reactivilor sunt următoarele: Fe 3+ , Cl - , K + , J - . Este ușor de presupus că Fe 3+, fiind un agent de oxidare (are o stare de oxidare maximă), poate doar să-și reducă starea de oxidare la Fe 2+:
Fe3+ + e= Fe 2+
Ionul de clorură și ionul de potasiu nu își schimbă starea de oxidare în reacție, iar ionul de iodură nu poate decât să își mărească starea de oxidare, adică. treceți la starea J 2 0:
2J - - 2 e= J20
Ca urmare a reacției, pe lângă procesul redox, va exista reacție de schimbîntre FeCl 3 și KJ, dar ținând cont de schimbarea stărilor de oxidare, reacția nu este determinată conform acestei scheme:
FeCl 3 + KJ = FeJ 3 + KCl,
dar va lua forma
FeCl 3 + KJ = FeJ 2 + KCl,
unde produsul C este compusul J20:
FeCl3 + 6KJ = 2FeJ2 + 6KJ + J2
Fe3+ + e═> Fe2+ |2
2J - - 2 e═> J 2 0 |1
________________________________
2Fe +3 + 2J - = 2Fe 2+ + J 2 0
În viitor, atunci când determinați produsele procesului redox, puteți utiliza așa-numitul „sistem de lift”. Principiul său este că orice reacție redox poate fi reprezentată ca deplasarea lifturilor într-o clădire cu mai multe etaje în două direcții reciproc opuse. Mai mult, „pardoselile” vor fi stări de oxidare elemente relevante. Deoarece oricare dintre cele două semireacții dintr-un proces redox este însoțită fie de o scădere, fie de o creștere stări de oxidare a acestui sau aceluia element, atunci prin simplu raționament se poate presupune despre posibilele lor stări de oxidare în produșii de reacție rezultați.
Ca exemplu, luați în considerare o reacție cu care reacționează sulful soluție concentrată de hidroxid de sodiu ( NaOH):
S + NaOH (conc) = (A) + (B) + H2O
Deoarece în această reacție se vor produce modificări numai cu stările de oxidare ale sulfului, pentru claritate, vom întocmi o diagramă a stărilor posibile ale acestuia:
Compușii (A) și (B) nu pot fi simultan stările de sulf S +4 și S +6, deoarece în acest caz procesul ar avea loc numai cu eliberarea de electroni, adică. ar fi reparator:
S 0 - 4 e=S+4
S 0 - 6 e=S+6
Dar acest lucru ar fi contrar principiului proceselor redox. Apoi ar trebui să presupunem că într-un caz procesul ar trebui să continue cu eliberarea de electroni, iar în celălalt caz ar trebui să se miște în direcția opusă, adică. fi oxidativ:
S 0 - 4 e=S+4
S 0 + 2 e=S-2
Pe de altă parte, cât de probabil este ca procesul de recuperare să fie efectuat la starea S +4 sau la S +6? Deoarece reacția are loc într-un mediu alcalin, și nu într-un mediu acid, capacitatea sa de oxidare este mult mai mică, prin urmare formarea compusului S +4 în această reacție este de preferat decât S +6. Prin urmare, reacția finală va lua forma:
4S + 6NaOH (conc) = Na 2 SO 3 + 2Na 2 S + 3H 2 O
S0 +2 e= S - 2 | 4 | 2
S0 + 6OH--4 e= S032-+3H20 | 2 | unu
3S 0 + 6OH - \u003d 2S - 2 + SO 3 2 - + 3H 2 O
Ca un alt exemplu, luați în considerare următoarea reacție între fosfină și acid azotic concentrat(HNO3):
PH 3 + HNO 3 \u003d (A) + (B) + H 2 O
În acest caz, avem grade diferite de oxidare a fosforului și azotului. Pentru claritate, prezentăm diagrame ale stării stărilor lor de oxidare.
Fosforîn starea de oxidare (-3) va prezenta doar proprietăți reducătoare, deci în reacție își va crește starea de oxidare. Acid azoticîn sine este un agent oxidant puternic și creează un mediu acid, astfel încât fosforul din starea (-3) își va atinge starea de oxidare maximă (+5).
În schimb, azotul își va reduce starea de oxidare. În reacții de acest tip, de obicei până la starea (+4).
În plus, nu este greu de presupus că fosforul în starea (+5), fiind produsul (A), poate fi doar acid fosforic H3PO4, deoarece mediul de reacție este puternic acid. În astfel de cazuri, azotul ia de obicei starea de oxidare (+2) sau (+4), mai des (+4). Prin urmare, produsul (B) va fi oxid de azot NO2. Rămâne doar să rezolvăm această ecuație prin metoda echilibrului:
P - 3 - 8 e= P+5 | unu
N+ 5 + e= N+4 | opt
P - 3 + 8N +5 = P +5 + 8N +4
PH 3 + 8HNO 3 \u003d H 3 PO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O
site-ul, cu copierea integrală sau parțială a materialului, este necesară un link către sursă.
În funcție de schimbarea stării de oxidare, toate reacțiile chimice pot fi împărțite în două tipuri:
I. Reacţii care au loc fără modificarea gradului de oxidare a elementelor care alcătuiesc reactanţii. Astfel de reacții sunt denumite reacții de schimb ionic.
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O.
II. Reacții care apar cu modificarea stării de oxidare a elementelor,
incluse în reactanți. Astfel de reacții sunt denumite reacții redox.
5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.
Starea de oxidare(oxidare) - o caracteristică a stării atomilor elementelor din compoziția moleculei. Caracterizează distribuția neuniformă a electronilor între atomii elementelor și corespunde sarcinii pe care un atom al unui element ar dobândi-o dacă toate perechile de electroni comuni ale acestuia legături chimice deplasat către elementul mai electronegativ. În funcție de electronegativitatea relativă a elementelor care formează o legătură, o pereche de electroni poate fi deplasată către unul dintre atomi sau situată simetric față de nucleele atomilor. Prin urmare, starea de oxidare a elementelor poate fi negativă, pozitivă sau zero.
Elementele ai căror atomi acceptă electroni de la alți atomi au o stare de oxidare negativă. Elementele ai căror atomi își donează electronii altor atomi au o stare de oxidare pozitivă. Atomii din moleculele substanțelor simple au o stare de oxidare zero, precum și dacă substanța este în stare atomică.
Starea de oxidare se notează +1, +2.
Sarcina ionică 1+, 2+.
Starea de oxidare a unui element dintr-un compus este determinată de regulile:
1. Gradul de oxidare al unui element în substanțe simple este zero.
2. Unele elemente din aproape toți compușii lor prezintă o stare de oxidare constantă. Aceste elemente includ:
Are o stare de oxidare de +1 (cu excepția hidrurilor metalice).
O are o stare de oxidare de -2 (cu excepția fluorurilor).
3. Elemente din grupele I, II și III ale principalelor subgrupe Sistem periodic Elementele lui DIMendeleev au o stare de oxidare constantă egală cu numărul grupului.
Elementele Na, Ba, Al: starea de oxidare +1, +2, respectiv +3.
4. Pentru elementele care au o stare de oxidare variabilă, există conceptul de stări de oxidare superioare și inferioare.
Cea mai mare stare de oxidare a unui element este egală cu numărul de grup din Tabelul periodic al elementelor lui D.I. Mendeleev, în care se află elementul.
Elementele N,Cl: cel mai înalt grad oxidare +5, respectiv +7.
Cea mai scăzută stare de oxidare a unui element este egală cu numărul de grup din Tabelul periodic al elementelor lui D.I. Mendeleev, în care elementul este situat minus opt.
Elementele N, Cl: cea mai scăzută stare de oxidare este -3, respectiv -1.
5. La ionii cu un singur element, starea de oxidare a elementului este egală cu sarcina ionului.
Fe 3+ - starea de oxidare este +3; S 2- - starea de oxidare este -2.
6. Suma stărilor de oxidare ale tuturor atomilor elementelor dintr-o moleculă este zero.
KNO3; (+1) + X+ 3 (-2) = 0; X = +5. Starea de oxidare a azotului este +5.
7. Suma stărilor de oxidare ale tuturor atomilor elementelor dintr-un ion este egală cu sarcina ionului.
SO42-; X+ 4 (-2) = -2; X= +6. Starea de oxidare a sulfului este +6.
8. La compusele formate din două elemente, elementul care este scris în dreapta are întotdeauna gradul cel mai de jos oxidare.
Reacțiile în care starea de oxidare a elementelor se modifică sunt denumite reacții redox /ORD/. Aceste reacții constau în procese de oxidare și reducere.
Oxidare Se numește procesul de donare de electroni de către un element care face parte dintr-un atom, moleculă sau ion.
Al 0 - 3e \u003d Al 3+
H 2 - 2e \u003d 2H +
Fe 2+ - e \u003d Fe 3+
2Cl - - 2e \u003d Cl 2
Când este oxidat, starea de oxidare a unui element crește. O substanță (atom, moleculă sau ion) care conține un element care donează electroni se numește agent reducător. Agenţi reducători Al, H2, Fe2+, CI--. Agentul reducător este oxidat.
Recuperare Procesul de adăugare de electroni la un element care face parte dintr-un atom, moleculă sau ion se numește.
Cl 2 + 2e \u003d 2Cl -
Fe 3+ + e \u003d Fe 2+
Când este redusă, starea de oxidare a unui element scade. O substanță (atom, moleculă sau ion) care conține un element care acceptă electroni se numește agent oxidant. S, Fe3+, CI2 sunt agenţi de oxidare. Oxidantul este restaurat.
Numărul total electronii din sistem în timpul unei reacții chimice nu se modifică. Numărul de electroni donați de agentul reducător este egal cu numărul de electroni atașați de agentul de oxidare.
Pentru a compila ecuația reacției redox (ORR) în soluții, se folosește metoda ion-electronică (metoda semireacției).
OVR poate apărea în medii acide, neutre sau alcaline. Ecuațiile de reacție iau în considerare posibila participare a moleculelor de apă (HOH) și a celor conținute în soluție, în funcție de natura mediului, un exces de ioni H + sau OH -:
în mediu acid - ioni HOH și H +;
într-un mediu neutru - numai HOH;
într-un mediu alcalin - ioni HOH și OH -.
La compilarea ecuațiilor OVR, este necesar să se respecte o anumită secvență:
1. Scrieți o schemă de reacție.
2. Determinați elementele care și-au schimbat starea de oxidare.
3. Scrieți o diagramă sub formă ion-moleculară scurtă: electroliți puternici sub formă de ioni, electroliți slabi sub formă de molecule.
4. Alcătuiți ecuații pentru procesele de oxidare și reducere (ecuația semireacțiilor). Pentru a face acest lucru, notați elementele care modifică gradul de oxidare sub formă de particule reale (ioni, atomi, molecule) și egalizați numărul fiecărui element din părțile din stânga și din dreapta semireacției.
Notă:
Dacă substanța originală conține mai puțini atomi de oxigen decât produsele (P PO 4 3-), atunci lipsa oxigenului este asigurată de mediu.
Dacă substanța inițială conține mai mulți atomi de oxigen decât produsele (SO 4 2-SO 2), atunci oxigenul eliberat este legat de mediu.
5. Egalizați părțile din stânga și din dreapta ale ecuațiilor cu numărul de sarcini. Pentru a face acest lucru, adăugați sau scădeți numărul necesar de electroni.
6. Selectați factorii pentru semireacțiile de oxidare și reducere astfel încât numărul de electroni în timpul oxidării să fie egal cu numărul de electroni în timpul reducerii.
7. Rezumați semireacțiile de oxidare și reducere, ținând cont de factorii găsiți.
8. Notați ecuația ion-moleculară rezultată în formă moleculară.
9. Efectuați un test de oxigen.
Există trei tipuri de reacții redox:
a) Intermoleculare - reacții în care starea de oxidare se modifică pentru elementele care alcătuiesc diferite molecule.
2KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
b) Intramoleculare - reacții în care starea de oxidare se modifică pentru elementele care alcătuiesc o moleculă.
