Въз основа на промените в степента на окисление на атомите, които изграждат реагиращите вещества, химичните реакции се разделят на два вида.
1) Реакции, които протичат без промяна на степента на окисление на атомите.
Например:
2+4-2 t +2 -2 +4 -2
CaCO 3 = CaO + CO 2
При тази реакция степента на окисление на всеки атом остава непроменена.
2) Реакции, които протичат с промяна в степента на окисление на атомите.
Например:
0 +2 -1 0 +2 -1
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2
При тази реакция степента на окисление на цинковите и медните атоми се променя.
Редокс реакциите са най-честите химични реакции.
На практика редокс реакцията е получаването или загубата на електрони. Някои атоми (йони, молекули) отдават или приемат електрони от други.
Окисляване.
Процесът на отдаване на електрони от атом, йон или молекула се нарича окисляване.
Когато електроните се загубят, степента на окисление на атома се увеличава.
Нарича се вещество, чиито атоми, йони или молекули отдават електрони редуциращ агент.
В нашия пример атомите в степен на окисление 0 преминаха в атоми с степен на окисление+2. Тоест настъпил е процес на окисление. В този случай атомът на цинка, който е дал два електрона, е редуциращ агент (повишава степента на окисление от 0 до +2).
Процесът на окисление се записва чрез електронно уравнение, което показва промяната в степента на окисление на атомите и броя на електроните, отдадени от редуциращия агент.
Например:
0 +2 0
Zn – 2e – = Zn (окисление, Zn – редуктор).
Възстановяване.
Процесът на добавяне на електрони се нарича реставрация.
Когато се добавят електрони, степента на окисление на атома намалява.
Нарича се вещество, чиито атоми, йони или молекули получават електрони окислител.
В нашия пример преходът на медни атоми със степен на окисление +2 към атоми с степен на окисление 0 е редукционен процес. В този случай меден атом със степен на окисление +2, приемайки два електрона, понижава степента на окисление от +2 до 0 и е окислител.
Процесът на окисляване също се записва с помощта на електронно уравнение:
2 0 0
Cu + 2e – = Cu (редукция, Cu е окислител).
Процесът на редукция и процесът на окисление са неразделни и протичат едновременно.
0 +2 0 +2
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2
редуциращ агент окислител
окислен редуциран
Има два вида химически реакции:
АРеакции, при които степента на окисление на елементите не се променя:
Реакции на присъединяване
SO 2 + Na 2 O = Na 2 SO 3
Реакции на разлагане
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O
Обменни реакции
AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O
БРеакции, при които има промяна в степента на окисление на атомите на елементите, които съставляват реагиращите съединения и прехвърлянето на електрони от едно съединение към друго:
2Mg 0 + O 2 0 = 2Mg +2 O -2
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
Такива реакции се наричат редокс реакции.
Степента на окисление е номиналният 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, а атомите на елементи с по-малка електроотрицателност имат положителни степени на окисление.
степен на окисление - формална концепция; 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 точки:
1. Степените на окисление на атомите в прости вещества са равни на нула (Na 0; H 2 0).
2. Алгебричната сума на степените на окисление на всички атоми, които изграждат една молекула, винаги е равна на нула, а в сложния йон тази сума е равна на заряда на йона.
3. Следните атоми имат постоянна степен на окисление в съединения с атоми на други елементи: алкални метали (+1), алкалоземни метали (+2), флуор
(-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).
4. За елементите положителната степен на окисление не може да надвишава стойност, равна на номера на групата на периодичната система.
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; K2+1H+1P+5O4-2; 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 загуба на електрони е окисление. По време на окисляването степента на окисление се повишава:
H 2 0 - 2ē = 2H + + 1/2О 2
S -2 - 2ē = S 0
Al 0 - 3ē = Al +3
Fe +2 - ē = Fe +3
2Br - - 2ē = Br 2 0
Процесът на добавяне на електрони е редукция: По време на редукция степента на окисление намалява.
Mn +4 + 2ē = Mn +2
S 0 + 2ē = S -2
Cr +6 +3ē = Cr +3
Cl 2 0 +2ē = 2Cl -
O 2 0 + 4ē = 2O -2
Атомите, молекулите или йоните, които получават електрони в дадена реакция, са окислители, а тези, които отдават електрони, са редуциращи агенти.
Окислителят се редуцира по време на реакцията, редукторът се окислява.
Редокс свойства на веществото и степента на окисление на съставните му атоми
Съединения, съдържащи атоми на елементи с максимално ниво 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 атома на елемента е равна на номера на групата в периодичната таблица, към която принадлежи елементът. Съединения, съдържащи атоми на елементи с минимална степен на окисление, могат да служат само като редуциращи агенти, тъй като те са способни да отдават 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 таблица). Съединенията, съдържащи атоми на елементи с междинни степени на окисление, могат да бъдат както окислители, така и редуктори в зависимост от партньора, с който взаимодействат, и условията на реакцията.
Най-важните редуктори и окислители
Реставратори
Въглероден(II) монооксид (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 HNO2;
амоняк NH3;
хидразин NH2NH2;
азотен оксид (II) (NO).
Катод по време на 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(HNO 3).
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 по време на електролиза.
Въз основа на промяната в степента на окисление всички химични реакции могат да бъдат разделени на два вида:
I. Реакции, протичащи без промяна на степента на окисление на елементите, които изграждат реагиращите вещества. Такива реакции се класифицират като йонообменни реакции.
Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O.
II. Реакции, протичащи с промяна в степента на окисление на елементите
включени в реагиращите вещества. Такива реакции се класифицират като редокс реакции.
5NaNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5NaNO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.
Степен на окисление(оксидация) – характеристика на състоянието на атомите на елементите в молекулата. Той характеризира неравномерното разпределение на електроните между атомите на елементите и съответства на заряда, който би придобил атом на даден елемент, ако всички негови общи електронни двойки химични връзкиизместен към по-електроотрицателния елемент. В зависимост от относителната електроотрицателност на елементите, образуващи връзката, електронната двойка може да бъде изместена към един от атомите или симетрично разположена спрямо атомните ядра. Следователно степента на окисление на елементите може да има отрицателна, положителна или нулева стойност.
Елементите, чиито атоми приемат електрони от други атоми, имат отрицателна степен на окисление. Елементите, чиито атоми даряват своите електрони на други атоми, имат положително окислително състояние. Атомите в молекулите на простите вещества имат нулева степен на окисление, а също и ако веществото е в атомно състояние.
Степента на окисление се обозначава с +1, +2.
Йонен заряд 1+, 2+.
Степента на окисление на елемент в съединение се определя съгласно правилата:
1. Степента на окисление на елемент в простите вещества е нула.
2. Някои елементи показват постоянно състояние на окисление в почти всички свои съединения. Тези елементи включват:
Има степен на окисление +1 (с изключение на металните хидриди).
O има степен на окисление –2 (с изключение на флуоридите).
3. Елементи I, II и III групиосновни подгрупи Периодична таблицаелементите на D.I.Mendeleev имат постоянна степен на окисление, равна на номера на групата.
Елементи Na, Ba, Al: степен на окисление съответно +1, +2, +3.
4. За елементи, които имат променлива степен на окисление, съществува концепцията за по-висока и по-ниска степен на окисление.
Най-високата степен на окисление на елемента е равна на номера на групата от периодичната система на елементите на Д.И. Менделеев, в която се намира елементът.
Елементи N,Cl: най-висока степенокисление +5, +7, съответно.
Най-ниската степен на окисление на даден елемент е равна на номера на групата от периодичната таблица на елементите на Д. И. Менделеев, в която се намира елементът минус осем.
Елементи N, Cl: най-ниска степен на окисление съответно -3, -1.
5. При едноелементните йони степента на окисление на елемента е равна на заряда на йона.
Fe 3+ - степента на окисление е +3; S 2- - степента на окисление е -2.
6. Сумата от степените на окисление на всички атоми на елементите в една молекула е нула.
KNO 3; (+1) + X+ 3 · (-2) = 0; X= +5. Степента на окисление на азота е +5.
7. Сумата от степените на окисление на всички атоми на елементите в един йон е равна на заряда на йона.
SO 4 2-; X+ 4· (-2) = -2; X= +6. Степента на окисление на сярата е +6.
8. В съединения, състоящи се от два елемента, елементът, написан вдясно, винаги има най-ниска степен на окисление.
Реакциите, при които се променя степента на окисление на елементите, се класифицират като окислително-възстановителни реакции /ORR/. Тези реакции се състоят от процеси на окисление и редукция.
Окисляванее процес на отдаване на електрони от елемент, който е част от атом, молекула или йон.
Al 0 – 3e = Al 3+
H 2 – 2e = 2H +
Fe 2+ - e = Fe 3+
2Cl - - 2e= Cl 2
По време на окисляването степента на окисление на елемента се повишава. Вещество (атом, молекула или йон), което съдържа елемент, който отдава електрони, се нарича редуциращ агент. Al, H 2 , Fe 2+ , Cl - са редуциращи агенти. Редукторът се окислява.
Възстановяванее процес на добавяне на електрони към елемент, който е част от атом, молекула или йон.
Cl 2 + 2e = 2Cl -
Fe 3+ + e = Fe 2+
По време на редукция степента на окисление на елемента намалява. Вещество (атом, молекула или йон), което съдържа елемент, който приема електрони, се нарича окислител. S, Fe 3+, Cl 2 са окислители. Окислителят се редуцира.
Общият брой на електроните в системата не се променя по време на химическа реакция. Броят на електроните, отдадени от редуциращия агент, е равен на броя на електроните, получени от окислителя.
За съставяне на уравнение за окислително-редукционна реакция (ORR) в разтвори се използва йонно-електронен метод (метод на полуреакция).
OVR може да възникне в кисела, неутрална или алкална среда. Реакционните уравнения отчитат възможното участие на водни молекули (HOH) и излишните H + или OH - йони, съдържащи се в разтвора, в зависимост от естеството на околната среда:
в кисела среда - HOH и H + йони;
в неутрална среда - само НЕ;
в алкална среда - HOH и OH - йони.
При съставянето на OVR уравнения е необходимо да се придържате към определена последователност:
1. Напишете диаграма на реакцията.
2. Идентифицирайте елементите, които са променили степента на окисление.
3. Напишете диаграма в кратка йонно-молекулна форма: силни електролити под формата на йони, слаби електролитипод формата на молекули.
4. Съставете уравнения за процесите на окисление и редукция (уравнения на полуреакции). За да направите това, запишете елементите, които променят степента на окисление под формата на реални частици (йони, атоми, молекули) и изравнете броя на всеки елемент в лявата и дясната страна на полуреакцията.
Забележка:
Ако изходното вещество съдържа по-малко кислородни атоми от продуктите (P PO 4 3-), тогава липсата на кислород се доставя от околната среда.
Ако изходното вещество съдържа повече кислородни атоми, отколкото продуктите (SO 4 2- SO 2), тогава освободеният кислород се свързва от средата.
5. Изравнете лявата и дясната страна на уравненията според броя на зарядите. За да направите това, добавете или извадете необходимия брой електрони.
6. Изберете фактори за полуреакциите на окисление и редукция, така че броят на електроните по време на окислението да е равен на броя на електроните по време на редукция.
7. Обобщете полуреакциите на окисление и редукция, като вземете предвид откритите фактори.
8. Напишете полученото йонно-молекулно уравнение в молекулна форма.
9. Извършете кислороден тест.
Има три вида редокс реакции:
а) Междумолекулни - реакции, при които степента на окисление се променя за елементи, които изграждат различни молекули.
2KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
б) Вътрешномолекулярни - реакции, при които се променя степента на окисление на елементите, изграждащи една молекула.
Една от основните концепции неорганична химияе понятието степен на окисление (CO).
Степента на окисление на елемент в съединение е формалният заряд на атома на елемента, изчислен от предположението, че валентните електрони се прехвърлят към атоми с по-висока относителна електроотрицателност (REO) и всички връзки в молекулата на съединението са йонни.
Степента на окисление на елемента Е е посочена в горната част на символа на елемента със знак „+“ или „-“ преди числото.
Степента на окисление на йони, които действително съществуват в разтвор или кристали, съвпада с техния заряден номер и се обозначава по подобен начин със знак "+" или " " след числото, например Ca 2+.
Методът на Сток се използва и за обозначаване на степента на окисление с римски цифри след символа на елемента: Mn (VII), Fe (III).
Въпросът за знака на степента на окисление на атомите в молекулата се решава въз основа на сравнение на електроотрицателностите на взаимосвързаните атоми, които образуват молекулата. В този случай атом с по-ниска електроотрицателност има положителна степен на окисление, а атом с по-висока електроотрицателност има отрицателна степен на окисление.
Трябва да се отбележи, че степента на окисление не може да се идентифицира с валентността на даден елемент. Валентността, дефинирана като броя на химичните връзки, чрез които даден атом е свързан с други атоми, не може да бъде равна на нула и няма знак „+“ или „ “. Степента на окисление може да има както положителна, така и отрицателна стойност и може също да приеме нулева или дори дробна стойност. Така в молекулата на CO 2 степента на окисление на С е +4, а в молекулата на СН 4 степента на окисление на С е 4. Валентността на въглерода и в двете съединения е IV.
Въпреки горните недостатъци, използването на понятието степен на окисление е удобно при класифициране химични съединенияи съставяне на уравнения на редокс реакции.
По време на окислително-редукционните реакции протичат два взаимосвързани процеса: окисление и редукция.
ОкисляванеПроцесът на загуба на електрони се нарича. Възстановяванепроцес на добавяне на електрони.
Наричат се вещества, чиито атоми или йони отдават електрони реставратори.Наричат се вещества, чиито атоми или йони свързват електрони (или изтеглят обща двойка електрони). окислители.
Когато даден елемент се окислява, степента на окисление се повишава, с други думи, редукторът по време на реакцията повишава степента на окисление.
Напротив, когато даден елемент се редуцира, степента на окисление намалява, т.е. по време на реакцията окислителят намалява степента на окисление.
По този начин можем да дадем следната формулировка на окислително-възстановителните реакции: окислително-възстановителните реакции са реакции, които протичат с промяна в степента на окисление на атомите на елементите, които съставляват реагиращите вещества.
Окислители и редуциращи агенти
За да се предскажат продуктите и посоката на редокс реакциите, е полезно да се помни, че типичните окислители са прости вещества, чиито атоми имат голям RER > 3,0 (елементи от групи VIA и VIIA). От тях най-мощните окислители са флуорът (OEO = 4,0), кислородът (OEO = 3,0) и хлорът (OEO = 3,5). Важни окислители включват PbO 2, KMnO 4, Ca(SO 4) 2, K 2 Cr 2 O 7 , HClO, HClO 3, KSIO 4, NaBiO 3, H 2 SO4 (конц), HNO 3 (конц), Na 2 O 2, (NH 4) 2 S 2 O 8, KSIO 3, H 2 O 2 и други вещества , които съдържат атоми с по-висок или по-висок CO.
Типичните редуциращи агенти включват прости вещества, чиито атоми имат малък REO< 1,5 (металлы IA и IIAгрупп и некоторые другие металлы). К важным восстановителям относятся H 2 S, NH 3 , HI, KI, SnCl 2 , FeSO 4 , C, H 2 , CO, H 2 SO 3 , Cr 2 (SO 4) 3 , CuCl, Na 2 S 2 O 3 и другие вещества, которые содержат атомы с низкими СО.
При съставянето на уравнения за редокс реакции могат да се използват два метода: методът на електронния баланс и йонно-електронният метод (метод на полуреакция). По-правилна представа за редокс процесите в разтворите се осигурява от йонно-електронния метод. Използвайки този метод, промените, които действително съществуват в разтвора, се предсказват от йони и молекули.
В допълнение към прогнозирането на реакционните продукти, йонни уравненияполуреакциите са необходими за разбиране на редокс процесите, протичащи по време на електролиза и в галванични клетки. Този метод отразява ролята на средата като участник в процеса. И накрая, когато използвате този метод, не е необходимо да знаете предварително всички образувани вещества, тъй като много от тях се получават чрез съставяне на уравнението на редокс реакциите.
Трябва да се има предвид, че въпреки че полуреакциите отразяват реалните процеси, протичащи по време на редокс реакциите, те не могат да бъдат идентифицирани с реалните етапи (механизъм) на редокс реакциите.
Естеството и посоката на редокс реакциите се влияят от много фактори: естеството на реагентите, реакцията на средата, концентрацията, температурата, катализаторите.
Биологично значение на окислително-възстановителните процеси
Важни процеси в животинския организъм са реакциите на ензимно окисляване на субстратни вещества: въглехидрати, мазнини, аминокиселини. В резултат на тези процеси организмите получават големи количества енергия. Приблизително 90% от всички енергийни нужди на възрастен мъж се задоволяват от енергията, произведена в тъканите чрез окисляването на въглехидрати и мазнини. Останалата част от енергията, ~10%, идва от окислителното разграждане на аминокиселините.
Биологичното окисление протича по сложни механизми с участието на голям брой ензими. В митохондриите окислението възниква в резултат на пренос на електрони от органични субстрати. Като носители на електрони митохондриалната дихателна верига включва различни протеини, съдържащи различни функционални групи, които са предназначени да пренасят електрони. Докато се движат по веригата от един междинен продукт към друг, електроните губят свободна енергия. За всяка двойка електрони, прехвърлени през дихателната верига към кислорода, се синтезират 3 ATP молекули. Свободната енергия, освободена, когато 2 електрона се прехвърлят към кислорода, е 220 kJ/mol.
Синтезът на 1 молекула АТФ при стандартни условия изисква 30,5 kJ. От това става ясно, че доста значителна част от свободната енергия, освободена по време на преноса на една двойка електрони, се съхранява в АТФ молекули. От тези данни става ясна ролята на многоетапния пренос на електрони от първоначалния редуциращ агент към кислорода. Голямата енергия (220 kJ), освободена по време на прехвърлянето на една двойка електрони към кислорода, се разделя на няколко порции, съответстващи на отделните етапи на окисление. При три такива етапа количеството освободена енергия приблизително съответства на енергията, необходима за синтеза на 1 молекула АТФ.
Степен на окисление
Степента на окисление е номиналният 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, а атомите на елементи с по-малка електроотрицателност имат положителни степени на окисление.
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 точки:
1. Степените на окисление на атомите в простите вещества са равни на нула (Na 0; H2 0).
2. Алгебричната сума на степените на окисление на всички атоми, които изграждат една молекула, винаги е нула, а в сложния 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 хидридите 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 промени в степента на окисление
Има два вида химични реакции:
A Реакции, при които степента на окисление на елементите не се променя:
Реакции на присъединяване
ТАКА 2 +На 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 степента на окисление на атомите се променя. Редокс реакциите са много чести. Всички реакции на горене са редокс.
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. процесът на намаляване на степента на окисление.
Окисляване, редукция
Съответно в редокс реакциите има двама основни участници: окислител и редуциращ агент. +5
Процесът на загуба на електрони е окисление. +5
По време на окисляването степента на окисление се повишава. По време на реакцията окислителят понижава степента си на окисление и се редуцира. Тук е необходимо да се прави разлика между окисляващ химичен елемент и окисляващо вещество. +5
Н
- окислител;
HN
O3 и NaN
O 3 - окислители. -1
Ако кажем, че азотната киселина и нейните соли са силни окислители, тогава под това имаме предвид, че окислителят е азотни атоми със степен на окисление +5, а не цялото вещество като цяло. -1
Вторият задължителен участник в редокс реакцията се нарича редуциращ агент. -1
Процесът на добавяне на електрони е редукция. По време на редукция степента на окисление намалява.
Редуциращият агент повишава своето окислително число, като се окислява по време на реакцията. Точно както в случая на окислител, трябва да се прави разлика между редуциращо вещество и редуциращ химичен елемент.
Когато провеждаме реакцията на редукция на алдехид до алкохол, не можем да вземем само водород със степен на окисление -1, но вземем някакъв вид хидрид, за предпочитане литиево-алуминиев хидрид.
Н +4
- редуциращ агент; +6
NaH
и LiAlH +7
4 - редуциращи агенти. +2
При редокс реакции пълното прехвърляне на електрони от редуциращ агент към окислител 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 да се определят правилно основните коефициенти пред формулите на окислителя и редуктора.
Атомите или йоните, които получават електрони в дадена 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 максимално ниво 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 атома на елемента е равна на номера на групата в периодичната таблица, към която принадлежи елементът.
Съединения, съдържащи атоми на елементи с минимална степен на окисление, могат да служат само като редуциращи агенти, тъй като те са способни да отдават 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 таблица).
Съединенията, съдържащи атоми на елементи с междинни степени на окисление, могат да бъдат както окислители, така и редуктори в зависимост от партньора, с който взаимодействат, и условията на реакцията.
Най-важните редуктори и окислители
Редуктори:
метали,
водород,
въглища.
Въглероден(II) монооксид (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 по време на 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).
За полуреакции M n+ + nē ® M 0, E 0 се нарича стандартен електроден потенциал. Въз основа на големината на този потенциал, металите обикновено се поставят 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-наляво се намира метал в серията на напрежението, толкова по-силна е неговата редуцираща способност и толкова по-слаба е окислителната способност на неговия йон в разтвор (т.е. толкова по-лесно той отдава електрони (окислява) и толкова по-трудно е за неговите йони да прикрепят отново електрони).
2. Всеки метал е в състояние да измести от солеви разтвори онези метали, които са в серията на напрежение вдясно от него, т.е.
редуцира йони на следващи метали в електрически неутрални атоми, като отдава електрони и се превръща в йони.
3. Само метали, които са в серията на напрежение вляво от водорода (H), са способни 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. Металните пластини, потопени в разтвори, се наричат електроди на елемента.
Така в затворен галваничен елемент възниква взаимодействие между метал и солев разтвор на друг метал, които не са в пряк контакт един с друг. Атомите на първия метал, отдавайки електрони, се превръщат в йони, а йоните на втория метал, добавяйки електрони, се превръщат в атоми. Първият метал измества втория от разтвора на неговата сол.
Например, по време на работа на галваничен елемент, съставен 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+, изразяващо 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 по-малкият винаги се изважда от по-големия потенциал. Например електродвижещата сила (емф) на разглеждания елемент е равна на: |
-0,13 |
(-0,76) |
E.m.f. |
|
|
= |
0,63v |
E Pb
EZn
Тя ще има тази 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 = E 0 + (0,058/n) logC
където E е желаният метален потенциал (във волтове)
E 0 - неговият нормален потенциал
n - валентност на металните йони
C - концентрация на йони в разтвор (g-ion/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 = -0,76 + (0,058 / 2) log 0,1 = -0,76 + 0,029 (-1) = -0,79 v
Изчисляваме потенциала на водещия електрод:
E Pb = -0,13 + (0,058 / 2) log 2 = -0,13 + 0,029 0,3010 = -0,12 v
Намерете електродвижещата сила на елемента: E.m.f. = -0,12 – (-0,79) = 0,67 v
Електролиза
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 (получават електрони), се определя от позицията на металите в серията напрежения.
Колкото по-наляво е даден метал в серията на напрежението, толкова по-голям е неговият отрицателен потенциал (или по-малко положителен потенциал), толкова по-трудни, при равни други условия, са неговите йони за разреждане (Au 3+, Ag + йони са най-лесни за освобождаване от отговорност; Li +, Rb +, K са най-трудните +). 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, металната мед първо се освобождава от разтвор, съдържащ Zn 2+ и Cu 2+ йони. Но големината на потенциала на метала също зависи от концентрацията на неговите йони в разтвора;
лекотата на изхвърляне на йони от всеки метал също се променя в зависимост от тяхната концентрация: увеличаването на концентрацията улеснява изхвърлянето на йони, намаляването го прави по-трудно.
В анода могат да се отделят или йони на киселинни остатъци, или хидроксилни 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 хидроксилните, които губят заряда си много по-трудно и Cl 2, S и т.н. се отделят на анода .d. Напротив, ако сол на кислородсъдържаща киселина или самата киселина претърпи електролиза, тогава се отделят хидроксилни йони, а не йони на кислородни остатъци.
Неутралните ОН групи, образувани по време на изхвърлянето на хидроксилни йони, веднага се разлагат съгласно уравнението:
4OH → 2H2O + O2
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 H + и OH - йони в незначителни концентрации. 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, предават електрони към него 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 имапроцес 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 много вляво от водорода в серията напрежения, не калиевите йони се изпускат от катода, а водородните йони на водата.
Образуваните в този случай водородни атоми се комбинират в молекули Н2 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 на катода се натрупват хидроксилни йони (освободени от водната молекула), както и K + йони, които непрекъснато се придвижват към катода.
Образува се разтвор на KOH. Йодът се освобождава на анода, тъй като I - йоните се отделят по-лесно от хидроксилните йони на водата.. В същото време, поради изхвърлянето на водородни и хидроксилни 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 се извършва 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 дарявайки 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 различни химични съединения. количество вещества.
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 е силата на предавания ток (a);
t - време на електролиза (s);
M(x)- моларна маса;
n е броят на електроните, придобити или отдадени в редокс реакции;
F - константа на Фарадей (96500 cool/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 освободено вещество и времето, прекарано за освобождаването му;
3. Определете колко време ще отнеме освобождаването на определено количество вещество при даден ток.
Пример 1
Колко грама мед ще се отделят на катода, когато ток от 5 ампера премине през разтвор на меден сулфат CuSO 4 за 10 минути?
C - концентрация на йони в разтвор (g-ion/l)
Нека определим количеството електричество, преминаващо през разтвора:
Q = То,
където I е токът в ампери;
t – време в секунди.
Q = 5A 600 s = 3000 кулона
Еквивалентът на медта (при маса 63,54) е 63,54: 2 = 31,77.
Следователно 96500 кулона освобождават 31,77 g мед. Необходимо количество мед:
m = (31,77 3000) / 96500 » 0,98 g
Колко време отнема преминаването на ток от 10 ампера през киселинен разтвор, за да се получат 5,6 литра водород (при нормални условия)?
C - концентрация на йони в разтвор (g-ion/l)
Намираме количеството електричество, което трябва да премине през разтвора, за да се отделят от него 5,6 литра водород. Тъй като 1 g-екв. водородът заема при n. u. обем е 11,2 л, то необходимото количество ел.ен
Q = (96500 5,6) / 11,2 = 48250 кулона
Нека определим текущото време на 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 на катода, той се освобождава за 10 минути. 1 г сребро. Определете силата на тока.
C - концентрация на йони в разтвор (g-ion/l)
1 g-екв. среброто е 107,9 g. За да се освободи 1 g сребро, 96500 трябва да премине през разтвора: 107,9 = 894 кулона. Оттук и силата на тока
I = 894 / (10 60)" 1,5 A
Пример 4
Намерете еквивалента на калай, ако при ток от 2,5 ампера от разтвор на SnCl 2 за 30 минути.
C - концентрация на йони в разтвор (g-ion/l)
Отделят се 2,77 g калай.
Количеството електричество, преминаващо през разтвора за 30 минути.
Q = 2,5 30 60 = 4500 кулона
Тъй като за освобождаването на 1 g-екв. Необходими са 96 500 кулона, тогава еквивалентът на калай.
E Sn = (2,77 96500) / 4500 = 59,4
Корозия Преди да завършим нашето обсъждане на електрохимията, нека приложим знанията, които сме придобили, за изучаването на един много важен проблем -корозия
метали Корозията се причинява от окислително-редукционни реакции, при които металът, в резултат на взаимодействие с някакво вещество в 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. Изчислено е, че 20% от желязото, произвеждано годишно в Съединените щати, се използва за замяна на железни продукти, които са станали неизползваеми поради ръжда.
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, стига да няма следи от вода в него. Ръждясването се ускорява от редица фактори, като pH на околната среда, наличието на соли в нея, контакта на желязото с метал, който се окислява по-трудно от желязото, както и под въздействието на механични натоварвания.
Корозията на желязото по принцип е електрохимичен процес. Някои участъци от повърхността на желязото служат като анод, върху който се извършва неговото окисление:
Генерираните в този случай електрони се движат през метала към други области на повърхността, които играят ролята на катод. На тях се получава намаляване на кислорода:
O 2 (g.) + 4H + (aq.) + 4e - → 2H 2 O (l.) Eº възстановяване = 1,23 V
Имайте предвид, че H + йони участват в процеса на редукция на O 2 . Ако концентрацията на Н+ намалее (т.е. с повишаване на pH), намаляването на O2 става по-трудно. Забелязано 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 на анода, се окисляват до Fe 3+. Fe 3+ йони образуват хидратиран железен (III) оксид, който се нарича ръжда:
4Fe 2+ (воден) + O 2 (g.) + 4H 2 O (l.) +2 X H 2 O (л.) → 2Fe 2 O 3 . х H2O(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 под мръсотията на повърхността на метала са се образували вдлъбнатини и навсякъде, където O2 може да се появи ръжда прониквам.
Повишената корозия в присъствието на соли често се среща от шофьорите в райони, където пътищата са щедро поръсени със сол през зимата за борба с ледените условия. Ефектът на солите се обяснява с факта, че образуваните от тях йони създават електролита, необходим за образуването на затворена електрическа верига.
Наличието на анодни и катодни места върху повърхността на желязото води до създаването на две различни химични среди върху него. Те могат да възникнат поради наличието на примеси или дефекти в кристалната решетка (очевидно причинени от напрежения в метала). На места, където има такива примеси или дефекти, микроскопичната среда на конкретен железен атом може да доведе до леко повишаване или намаляване на степента му на окисление от нормалните позиции в кристалната решетка. Следователно такива места могат да играят ролята на аноди или катоди. Изключително чистото желязо, при което броят на такива дефекти е сведен до минимум, е много по-малко вероятно да корозира в сравнение с 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 предпазва 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 процеса на електрохимична корозия. Сравнението на окислителния потенциал на желязото и калая показва, че желязото се окислява по-лесно от калая:
Fe (твърдо) → Fe 2+ (воден) + 2e - Eº оксид = 0,44 V
Sn (тв.) → Sn 2+ (воден) + 2e - Eº оксид = 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 процеса на корозия, тъй като цинкът се окислява по-лесно от желязото:
Zn (твърд) → Zn 2+ (воден) + 2e - Eº оксид = 0,76 V
Следователно цинкът действа като анод и корозира вместо желязото. Този вид защита на метала, при който той играе ролята на катод в процеса на електрохимична корозия, се нарича катодна защита.Тръбите, положени под земята, често са защитени 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 тръбопровода и се свързват с тел към тръбите. Във влажна почва активният метал действа като анод, а желязната тръба получава катодна защита.
Въпреки че нашата дискусия се фокусира върху желязото, то не е единственият метал, податлив на корозия. В същото време може да изглежда странно, че алуминиевата кутия, оставена небрежно на открито, корозира неизмеримо по-бавно от желязната. Съдейки по стандартните окислителни потенциали на алуминия (Eº оксид = 1,66 V) и желязото (Eº оксид = 0,44 V), тогава 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 филм от оксид, 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.