Basierend auf Änderungen der Oxidationsstufen der Atome, aus denen die reagierenden Substanzen bestehen, werden chemische Reaktionen in zwei Arten unterteilt.
1) Reaktionen, die ablaufen, ohne dass sich die Oxidationsstufen von Atomen ändern.
Zum Beispiel:
2+4-2 t +2 -2 +4 -2
CaCO 3 = CaO + CO 2
Bei dieser Reaktion blieb der Oxidationszustand jedes Atoms unverändert.
2) Reaktionen, die mit einer Änderung der Oxidationsstufen von Atomen ablaufen.
Zum Beispiel:
0 +2 -1 0 +2 -1
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2
Bei dieser Reaktion änderten sich die Oxidationsstufen der Zink- und Kupferatome.
Redoxreaktionen sind die häufigsten chemischen Reaktionen.
In der Praxis handelt es sich bei einer Redoxreaktion um den Gewinn oder Verlust von Elektronen. Einige Atome (Ionen, Moleküle) geben oder empfangen Elektronen von anderen.
Oxidation.
Der Vorgang der Abgabe von Elektronen durch ein Atom, Ion oder Molekül nennt man Oxidation.
Wenn Elektronen verloren gehen, erhöht sich die Oxidationsstufe eines Atoms.
Man nennt einen Stoff, dessen Atome, Ionen oder Moleküle Elektronen abgeben Reduktionsmittel.
In unserem Beispiel gingen Atome in der Oxidationsstufe 0 in Atome mit über Oxidationsstufe+2. Das heißt, es hat ein Oxidationsprozess stattgefunden. In diesem Fall ist das Zinkatom, das zwei Elektronen spendete, ein Reduktionsmittel (es erhöhte die Oxidationsstufe von 0 auf +2).
Der Oxidationsprozess wird durch eine elektronische Gleichung aufgezeichnet, die die Änderung des Oxidationszustands von Atomen und die Anzahl der vom Reduktionsmittel abgegebenen Elektronen angibt.
Zum Beispiel:
0 +2 0
Zn – 2e – = Zn (Oxidation, Zn – Reduktionsmittel).
Erholung.
Den Vorgang der Elektronenanlagerung nennt man Wiederherstellung.
Wenn Elektronen hinzugefügt werden, verringert sich die Oxidationsstufe des Atoms.
Ein Stoff, dessen Atome, Ionen oder Moleküle Elektronen aufnehmen, heißt Oxidationsmittel.
In unserem Beispiel ist der Übergang von Kupferatomen mit der Oxidationsstufe +2 zu Atomen mit der Oxidationsstufe 0 ein Reduktionsprozess. In diesem Fall senkt ein Kupferatom mit der Oxidationsstufe +2, das zwei Elektronen aufnimmt, die Oxidationsstufe von +2 auf 0 und ist ein Oxidationsmittel.
Der Oxidationsprozess wird auch mit einer elektronischen Gleichung beschrieben:
2 0 0
Cu + 2e – = Cu (Reduktion, Cu ist ein Oxidationsmittel).
Der Reduktionsprozess und der Oxidationsprozess sind untrennbar miteinander verbunden und laufen gleichzeitig ab.
0 +2 0 +2
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2
Reduktionsmittel Oxidationsmittel
oxidiert reduziert
Es gibt zwei Arten chemische Reaktionen:
A Reaktionen, bei denen sich die Oxidationsstufe von Elementen nicht ändert:
Additionsreaktionen
SO 2 + Na 2 O = Na 2 SO 3
Zersetzungsreaktionen
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O
Austauschreaktionen
AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O
B Reaktionen, bei denen sich die Oxidationsstufen der Atome der Elemente, aus denen die reagierenden Verbindungen bestehen, ändern und Elektronen von einer Verbindung auf eine andere übertragen werden:
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
Solche Reaktionen werden Redoxreaktionen genannt.
Der Oxidationszustand ist die Nennladung eines Atoms in einem Molekül, berechnet unter der Annahme, dass das Molekül aus Ionen besteht und im Allgemeinen elektrisch neutral ist.
Die elektronegativsten Elemente in einer Verbindung haben negative Oxidationsstufen, und die Atome der Elemente mit geringerer Elektronegativität haben positive Oxidationsstufen.
Oxidationszustand - formales Konzept; In manchen Fällen stimmt die Oxidationsstufe nicht mit der Wertigkeit überein.
Zum Beispiel:
N 2 H 4 (Hydrazin)
Stickstoffoxidationsgrad – -2; Stickstoffwertigkeit – 3.
Berechnung der Oxidationsstufe
Um den Oxidationszustand eines Elements zu berechnen, sollten folgende Punkte berücksichtigt werden:
1. Die Oxidationsstufen von Atomen in einfachen Stoffen sind gleich Null (Na 0; H 2 0).
2. Die algebraische Summe der Oxidationsstufen aller Atome, aus denen ein Molekül besteht, ist immer gleich Null, und in einem komplexen Ion ist diese Summe gleich der Ladung des Ions.
3. Die folgenden Atome haben in Verbindungen mit Atomen anderer Elemente eine konstante Oxidationsstufe: Alkalimetalle (+1), Erdalkalimetalle (+2), Fluor
(-1), Wasserstoff (+1) (außer Metallhydride Na + H -, Ca 2+ H 2 - und andere, bei denen die Oxidationsstufe von Wasserstoff -1 ist), Sauerstoff (-2) (außer F 2 - 1 O + 2 und Peroxide mit der –O–O–-Gruppe, in denen die Oxidationsstufe von Sauerstoff -1 ist).
4. Bei Elementen darf die positive Oxidationsstufe einen Wert nicht überschreiten, der der Gruppennummer des Periodensystems entspricht.
Beispiele:
V 2 +5 O 5 -2; Na 2 +1 B 4 +3 O 7 -2; K +1 Cl +7 O 4 -2 ; N -3 H 3 +1 ; K 2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2
Oxidation, Reduktion
Bei Redoxreaktionen werden Elektronen von einem Atom, Molekül oder Ion auf ein anderes übertragen. Der Prozess des Elektronenverlusts ist Oxidation. Bei der Oxidation erhöht sich die Oxidationsstufe:
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
Der Vorgang der Elektronenanlagerung ist Reduktion: Bei der Reduktion nimmt die Oxidationsstufe ab.
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
Atome, Moleküle oder Ionen, die bei einer bestimmten Reaktion Elektronen aufnehmen, sind Oxidationsmittel, und diejenigen, die Elektronen abgeben, sind Reduktionsmittel.
Das Oxidationsmittel wird während der Reaktion reduziert, das Reduktionsmittel wird oxidiert.
Redoxeigenschaften einer Substanz und der Oxidationszustand ihrer Atombestandteile
Verbindungen, die Atome von Elementen mit der maximalen Oxidationsstufe enthalten, können nur aufgrund dieser Atome Oxidationsmittel sein, weil Sie haben bereits alle ihre Valenzelektronen abgegeben und können nur noch Elektronen aufnehmen. Der maximale Oxidationszustand eines Elementatoms entspricht der Nummer der Gruppe im Periodensystem, zu der das Element gehört. Verbindungen, die Atome von Elementen mit einer minimalen Oxidationsstufe enthalten, können nur als Reduktionsmittel dienen, da sie nur zur Elektronenabgabe fähig sind, da das äußere Energieniveau solcher Atome durch acht Elektronen vervollständigt wird. Die minimale Oxidationsstufe für Metallatome ist 0, für Nichtmetalle - (n–8) (wobei n die Nummer der Gruppe im Periodensystem ist). Verbindungen, die Atome von Elementen mit mittleren Oxidationsstufen enthalten, können je nach Partner, mit dem sie interagieren, und Reaktionsbedingungen sowohl Oxidations- als auch Reduktionsmittel sein.
Die wichtigsten Reduktions- und Oxidationsmittel
Restauratoren
Kohlenmonoxid (CO).
Schwefelwasserstoff (H 2 S);
Schwefeloxid (IV) (SO 2);
schweflige Säure H 2 SO 3 und ihre Salze.
Halogenwasserstoffsäuren und ihre Salze.
Metallkationen in niedrigeren Oxidationsstufen: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO4) 3.
Salpetrige Säure HNO2;
Ammoniak NH 3;
Hydrazin NH 2 NH 2 ;
Stickoxid (II) (NO).
Kathode während der Elektrolyse.
Oxidationsmittel
Halogene.
Kaliumpermanganat (KMnO 4);
Kaliummanganat (K 2 MnO 4);
Mangan(IV)-oxid (MnO 2).
Kaliumdichromat (K 2 Cr 2 O 7);
Kaliumchromat (K 2 CrO 4).
Salpetersäure(HNO 3).
Schwefelsäure(H 2 SO 4) konz.
Kupfer(II)-oxid (CuO);
Blei(IV)-oxid (PbO 2);
Silberoxid (Ag 2 O);
Wasserstoffperoxid (H 2 O 2).
Eisen(III)-chlorid (FeCl 3).
Berthollet-Salz (KClO 3).
Anode während der Elektrolyse.
Basierend auf der Änderung der Oxidationsstufe können alle chemischen Reaktionen in zwei Typen unterteilt werden:
I. Reaktionen, die ablaufen, ohne den Oxidationszustand der Elemente zu ändern, aus denen die reagierenden Substanzen bestehen. Solche Reaktionen werden als Ionenaustauschreaktionen klassifiziert.
Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O.
II. Reaktionen, die bei einer Änderung der Oxidationsstufe von Elementen auftreten
in den reagierenden Stoffen enthalten. Solche Reaktionen werden als Redoxreaktionen klassifiziert.
5NaNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5NaNO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.
Oxidationszustand(Oxidation) – ein Merkmal des Zustands der Atome der Elemente im Molekül. Sie charakterisiert die ungleichmäßige Verteilung der Elektronen zwischen Atomen von Elementen und entspricht der Ladung, die ein Atom eines Elements erhalten würde, wenn alle ihm gemeinsamen Elektronenpaare vorhanden wären chemische Bindungen in Richtung des elektronegativeren Elements verschoben. Abhängig von der relativen Elektronegativität der bindungsbildenden Elemente kann das Elektronenpaar zu einem der Atome verschoben oder symmetrisch zu den Atomkernen angeordnet sein. Daher kann der Oxidationszustand von Elementen einen negativen, positiven oder Nullwert haben.
Elemente, deren Atome Elektronen von anderen Atomen aufnehmen, haben eine negative Oxidationsstufe. Elemente, deren Atome ihre Elektronen an andere Atome abgeben, haben eine positive Oxidationsstufe. Atome in den Molekülen einfacher Substanzen haben eine Oxidationsstufe von Null, und auch wenn sich die Substanz in einem atomaren Zustand befindet.
Der Oxidationszustand wird mit +1, +2 angegeben.
Ionenladung 1+, 2+.
Der Oxidationszustand eines Elements in einer Verbindung wird nach den Regeln bestimmt:
1. Die Oxidationsstufe eines Elements in einfachen Stoffen ist Null.
2. Einige Elemente weisen in fast allen ihren Verbindungen einen konstanten Oxidationszustand auf. Zu diesen Elementen gehören:
Hat eine Oxidationsstufe von +1 (außer Metallhydride).
O hat eine Oxidationsstufe von –2 (außer bei Fluoriden).
3.Elemente I, II und III Gruppen Hauptuntergruppen Periodensystem Elemente von D.I. Mendeleev haben eine konstante Oxidationsstufe, die der Gruppennummer entspricht.
Elemente Na, Ba, Al: Oxidationsstufe +1, +2 bzw. +3.
4. Für Elemente mit variabler Oxidationsstufe gibt es das Konzept höherer und niedrigerer Oxidationsstufen.
Die höchste Oxidationsstufe eines Elements entspricht der Nummer der Gruppe von D.I. Mendelejews Periodensystem der Elemente, in der sich das Element befindet.
Elemente N,Cl: Höchster Abschluss Oxidation +5 bzw. +7.
Die niedrigste Oxidationsstufe eines Elements entspricht der Gruppennummer im Periodensystem der Elemente von D. I. Mendelejew, in der sich das Element minus acht befindet.
Elemente N, Cl: niedrigste Oxidationsstufe -3 bzw. -1.
5. Bei Einzelelementionen ist der Oxidationszustand des Elements gleich der Ladung des Ions.
Fe 3+ – Oxidationsstufe ist +3; S 2- - Oxidationsstufe ist -2.
6. Die Summe der Oxidationsstufen aller Atome der Elemente in einem Molekül ist Null.
KNO 3; (+1) + X+ 3 · (-2) = 0; X= +5. Die Oxidationsstufe von Stickstoff beträgt +5.
7. Die Summe der Oxidationsstufen aller Atome der Elemente in einem Ion ist gleich der Ladung des Ions.
SO 4 2-; X+ 4· (-2) = -2; X= +6. Die Oxidationsstufe von Schwefel beträgt +6.
8. Bei Verbindungen, die aus zwei Elementen bestehen, hat das rechte Element immer die niedrigste Oxidationsstufe.
Reaktionen, bei denen sich die Oxidationsstufe von Elementen ändert, werden als Redoxreaktionen /ORR/ klassifiziert. Diese Reaktionen bestehen aus Oxidations- und Reduktionsprozessen.
Oxidation ist der Vorgang, bei dem ein Element, das Teil eines Atoms, Moleküls oder Ions ist, Elektronen abgibt.
Al 0 – 3e = Al 3+
H 2 – 2e = 2H +
Fe 2+ - e = Fe 3+
2Cl - - 2e= Cl 2
Bei der Oxidation erhöht sich der Oxidationszustand des Elements. Eine Substanz (Atom, Molekül oder Ion), die ein Element enthält, das Elektronen abgibt, wird als Reduktionsmittel bezeichnet. Al, H 2 , Fe 2+ , Cl – – Reduktionsmittel. Das Reduktionsmittel wird oxidiert.
Erholung ist der Prozess der Zugabe von Elektronen zu einem Element, das Teil eines Atoms, Moleküls oder Ions ist.
Cl 2 + 2e = 2Cl -
Fe 3+ + e = Fe 2+
Bei der Reduktion nimmt die Oxidationsstufe des Elements ab. Eine Substanz (Atom, Molekül oder Ion), die ein Element enthält, das Elektronen aufnimmt, wird als Oxidationsmittel bezeichnet. S, Fe 3+, Cl 2 sind Oxidationsmittel. Das Oxidationsmittel wird reduziert.
Die Gesamtzahl der Elektronen im System ändert sich während einer chemischen Reaktion nicht. Die Anzahl der vom Reduktionsmittel abgegebenen Elektronen ist gleich der Anzahl der vom Oxidationsmittel aufgenommenen Elektronen.
Um eine Gleichung für eine Oxidations-Reduktions-Reaktion (ORR) in Lösungen zu erstellen, wird die ionenelektronische Methode (Halbreaktionsmethode) verwendet.
OVR kann in sauren, neutralen oder alkalischen Umgebungen auftreten. Die Reaktionsgleichungen berücksichtigen die mögliche Beteiligung von Wassermolekülen (HOH) und überschüssigen H+- oder OH--Ionen, die in der Lösung enthalten sind, abhängig von der Art der Umgebung:
in einer sauren Umgebung - HOH- und H + -Ionen;
in neutraler Umgebung - nur NICHT;
in alkalischer Umgebung - HOH- und OH-Ionen.
Bei der Erstellung von OVR-Gleichungen ist eine bestimmte Reihenfolge einzuhalten:
1. Schreiben Sie ein Reaktionsdiagramm.
2. Identifizieren Sie die Elemente, die den Oxidationszustand geändert haben.
3.Schreiben Sie ein Diagramm in kurzer ionisch-molekularer Form: starke Elektrolyte in Form von Ionen, schwache Elektrolyte in Form von Molekülen.
4. Erstellen Sie Gleichungen für die Prozesse der Oxidation und Reduktion (Gleichungen der Halbreaktionen). Schreiben Sie dazu die Elemente auf, die den Oxidationszustand ändern, in Form realer Teilchen (Ionen, Atome, Moleküle) und gleichen Sie die Anzahl jedes Elements auf der linken und rechten Seite der Halbreaktion aus.
Notiz:
Enthält der Ausgangsstoff weniger Sauerstoffatome als die Produkte (P PO 4 3-), dann wird der Sauerstoffmangel durch die Umgebung gedeckt.
Enthält der Ausgangsstoff mehr Sauerstoffatome als die Produkte (SO 4 2- SO 2), dann wird der freigesetzte Sauerstoff vom Medium gebunden.
5. Gleichen Sie die linke und rechte Seite der Gleichungen entsprechend der Anzahl der Ladungen an. Addieren oder subtrahieren Sie dazu die erforderliche Anzahl an Elektronen.
6.Wählen Sie Faktoren für die Oxidations- und Reduktionshalbreaktionen so aus, dass die Anzahl der Elektronen während der Oxidation gleich der Anzahl der Elektronen während der Reduktion ist.
7. Fassen Sie die Halbreaktionen der Oxidation und Reduktion unter Berücksichtigung der gefundenen Faktoren zusammen.
8.Schreiben Sie die resultierende ionisch-molekulare Gleichung in molekularer Form.
9.Führen Sie einen Sauerstofftest durch.
Es gibt drei Arten von Redoxreaktionen:
a) Intermolekular – Reaktionen, bei denen sich der Oxidationszustand für Elemente ändert, aus denen verschiedene Moleküle bestehen.
2KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
b) Intramolekular – Reaktionen, bei denen sich der Oxidationszustand der Elemente ändert, aus denen ein Molekül besteht.
Eines der Hauptkonzepte Anorganische Chemie ist das Konzept der Oxidationsstufe (CO).
Der Oxidationszustand eines Elements in einer Verbindung ist die formale Ladung des Atoms eines Elements, berechnet auf der Grundlage der Annahme, dass Valenzelektronen auf Atome mit höherer relativer Elektronegativität (REO) übertragen werden und alle Bindungen im Verbindungsmolekül ionisch sind.
Der Oxidationszustand des Elements E wird oben im Elementsymbol mit einem „+“ oder „-“-Zeichen vor der Zahl angegeben.
Der Oxidationsgrad von Ionen, die tatsächlich in einer Lösung oder in Kristallen vorhanden sind, stimmt mit ihrer Ladungszahl überein und wird in ähnlicher Weise mit einem „+“- oder „ “-Zeichen nach der Zahl angegeben, zum Beispiel Ca 2+.
Die Stock-Methode wird auch verwendet, um den Oxidationszustand in römischen Ziffern nach dem Elementsymbol anzugeben: Mn (VII), Fe (III).
Die Frage nach dem Vorzeichen der Oxidationsstufe von Atomen in einem Molekül wird anhand eines Vergleichs der Elektronegativitäten der miteinander verbundenen Atome, die das Molekül bilden, gelöst. In diesem Fall hat ein Atom mit niedrigerer Elektronegativität eine positive Oxidationsstufe und ein Atom mit höherer Elektronegativität eine negative Oxidationsstufe.
Es ist zu beachten, dass der Oxidationszustand nicht mit der Wertigkeit eines Elements identifiziert werden kann. Die Wertigkeit, definiert als die Anzahl der chemischen Bindungen, durch die ein bestimmtes Atom mit anderen Atomen verbunden ist, kann nicht gleich Null sein und hat kein „+“- oder „“-Zeichen. Die Oxidationsstufe kann sowohl einen positiven als auch einen negativen Wert annehmen und auch einen Null- oder sogar Bruchwert annehmen. Somit beträgt im CO 2 -Molekül die Oxidationsstufe von C +4 und im CH 4 -Molekül beträgt die Oxidationsstufe von C 4. Die Wertigkeit von Kohlenstoff in beiden Verbindungen beträgt IV.
Trotz der oben genannten Nachteile ist die Verwendung des Konzepts der Oxidationsstufe bei der Klassifizierung sinnvoll chemische Verbindungen und Aufstellen von Gleichungen für Redoxreaktionen.
Bei Redoxreaktionen laufen zwei miteinander verbundene Prozesse ab: Oxidation und Reduktion.
Oxidation Den Vorgang des Elektronenverlustes nennt man. Erholung Prozess der Elektronenanreicherung.
Als Stoffe werden Stoffe bezeichnet, deren Atome oder Ionen Elektronen abgeben Restauratoren. Als Stoffe werden Stoffe bezeichnet, deren Atome oder Ionen Elektronen anlagern (oder ein gemeinsames Elektronenpaar entziehen). Oxidationsmittel.
Wenn ein Element oxidiert wird, erhöht sich die Oxidationsstufe, d. h. das Reduktionsmittel während der Reaktion erhöht die Oxidationsstufe.
Im Gegenteil, wenn ein Element reduziert wird, nimmt die Oxidationsstufe ab, d. h. während der Reaktion verringert das Oxidationsmittel die Oxidationsstufe.
Daher können wir Redoxreaktionen wie folgt formulieren: Redoxreaktionen sind Reaktionen, die mit einer Änderung der Oxidationsstufe der Atome der Elemente ablaufen, aus denen die reagierenden Stoffe bestehen.
Oxidationsmittel und Reduktionsmittel
Um Produkte und die Richtung von Redoxreaktionen vorherzusagen, ist es nützlich, sich daran zu erinnern, dass typische Oxidationsmittel einfache Substanzen sind, deren Atome einen großen REO > 3,0 haben (Elemente der Gruppen VIA und VIIA). Von diesen sind Fluor (OEO = 4,0), Sauerstoff (OEO = 3,0) und Chlor (OEO = 3,5) die stärksten Oxidationsmittel. Wichtige Oxidationsmittel sind PbO 2, KMnO 4, Ca(SO 4) 2, K 2 Cr 2 O 7 , HClO, HClO 3, KSIO 4, NaBiO 3, H 2 SO4 (konz.), HNO 3 (konz.), Na 2 O 2, (NH 4) 2 S 2 O 8, KSIO 3, H 2 O 2 und andere Stoffe , die Atome mit höherem oder höherem CO-Gehalt enthalten.
Typische Reduktionsmittel sind einfache Stoffe, deren Atome einen kleinen REO aufweisen< 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.
Beim Erstellen von Gleichungen für Redoxreaktionen können zwei Methoden verwendet werden: die Elektronengleichgewichtsmethode und die ionenelektronische Methode (Halbreaktionsmethode). Eine korrektere Vorstellung von Redoxprozessen in Lösungen liefert die ionenelektronische Methode. Mit dieser Methode werden tatsächlich in einer Lösung vorhandene Veränderungen durch Ionen und Moleküle vorhergesagt.
Zusätzlich zur Vorhersage von Reaktionsprodukten, Ionengleichungen Halbreaktionen sind notwendig, um die Redoxprozesse zu verstehen, die bei der Elektrolyse und in galvanischen Zellen ablaufen. Diese Methode spiegelt die Rolle der Umgebung als Teilnehmer am Prozess wider. Und schließlich ist es bei dieser Methode nicht notwendig, alle gebildeten Stoffe im Voraus zu kennen, da viele von ihnen durch die Aufstellung der Redoxreaktionsgleichung gewonnen werden.
Es ist zu bedenken, dass Halbreaktionen zwar die realen Prozesse widerspiegeln, die bei Redoxreaktionen ablaufen, sie jedoch nicht mit den realen Stufen (Mechanismen) von Redoxreaktionen identifiziert werden können.
Die Art und Richtung von Redoxreaktionen wird von vielen Faktoren beeinflusst: der Art der Reaktanten, der Reaktion des Mediums, Konzentration, Temperatur, Katalysatoren.
Biologische Bedeutung von Redoxprozessen
Wichtige Prozesse in tierischen Organismen sind Reaktionen der enzymatischen Oxidation von Substratsubstanzen: Kohlenhydrate, Fette, Aminosäuren. Durch diese Prozesse erhalten Organismen große Mengen an Energie. Ungefähr 90 % des gesamten Energiebedarfs eines erwachsenen Mannes wird durch die Energie gedeckt, die im Gewebe durch die Oxidation von Kohlenhydraten und Fetten entsteht. Der Rest der Energie, etwa 10 %, stammt aus dem oxidativen Abbau von Aminosäuren.
Die biologische Oxidation erfolgt über komplexe Mechanismen unter Beteiligung einer Vielzahl von Enzymen. In Mitochondrien erfolgt die Oxidation durch die Übertragung von Elektronen von organischen Substraten. Als Elektronenträger umfasst die mitochondriale Atmungskette verschiedene Proteine, die verschiedene funktionelle Gruppen enthalten, die für die Übertragung von Elektronen zuständig sind. Während sie sich entlang der Kette von einem Zwischenprodukt zum nächsten bewegen, verlieren Elektronen freie Energie. Für jedes Elektronenpaar, das über die Atmungskette auf Sauerstoff übertragen wird, werden 3 ATP-Moleküle synthetisiert. Die bei der Übertragung von 2 Elektronen auf Sauerstoff freigesetzte freie Energie beträgt 220 kJ/mol.
Die Synthese eines ATP-Moleküls unter Standardbedingungen erfordert 30,5 kJ. Daraus geht hervor, dass ein ziemlich erheblicher Teil der bei der Übertragung eines Elektronenpaares freigesetzten freien Energie darin gespeichert wird ATP-Moleküle. Aus diesen Daten wird die Rolle des mehrstufigen Elektronentransfers vom anfänglichen Reduktionsmittel auf Sauerstoff deutlich. Die große Energie (220 kJ), die bei der Übertragung eines Elektronenpaares auf Sauerstoff freigesetzt wird, wird in mehrere Portionen aufgeteilt, die den einzelnen Oxidationsstufen entsprechen. In drei dieser Stufen entspricht die freigesetzte Energiemenge ungefähr der Energie, die für die Synthese eines ATP-Moleküls erforderlich ist.
Oxidationszustand
Der Oxidationszustand ist die Nennladung eines Atoms in einem Molekül, berechnet unter der Annahme, dass das Molekül aus Ionen besteht und im Allgemeinen elektrisch neutral ist.
Die elektronegativsten Elemente in einer Verbindung haben negative Oxidationsstufen, und die Atome der Elemente mit geringerer Elektronegativität haben positive Oxidationsstufen.
Der Oxidationszustand ist ein formales Konzept; In einigen Fällen stimmt die Oxidationsstufe nicht mit der Wertigkeit überein.
Zum Beispiel:
N2H4 (Hydrazin)
Stickstoffoxidationsgrad – -2; Stickstoffwertigkeit – 3.
Berechnung der Oxidationsstufe
Um den Oxidationszustand eines Elements zu berechnen, sollten folgende Punkte berücksichtigt werden:
1. Die Oxidationsstufen der Atome in einfachen Stoffen sind gleich Null (Na 0; H2 0).
2. Die algebraische Summe der Oxidationsstufen aller Atome, aus denen ein Molekül besteht, ist immer Null, und in einem komplexen Ion ist diese Summe gleich der Ladung des Ions.
3. Die Atome haben eine konstante Oxidationsstufe: Alkalimetalle (+1), Erdalkalimetalle (+2), Wasserstoff (+1) (außer Hydride NaH, CaH2 usw., bei denen die Oxidationsstufe von Wasserstoff -1 ist ), Sauerstoff (-2) (außer F 2 -1 O +2 und Peroxide mit der –O–O–-Gruppe, in denen die Oxidationsstufe von Sauerstoff -1 ist).
4. Bei Elementen darf die positive Oxidationsstufe einen Wert nicht überschreiten, der der Gruppennummer des Periodensystems entspricht.
Beispiele:
V 2 +5 O 5 -2 ;N / A 2 +1 B 4 +3 O 7 -2 ;K +1 Cl +7 O 4 -2 ;N -3 H 3 +1 ;K2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ;N / A 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2
Reaktionen ohne und mit Änderung der Oxidationsstufe
Es gibt zwei Arten chemischer Reaktionen:
AReaktionen, bei denen sich die Oxidationsstufe von Elementen nicht ändert:
Additionsreaktionen
ALSO 2 +Na 2 O → Na 2 ALSO 3
Zersetzungsreaktionen
Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O
Austauschreaktionen
AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3
NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O
BReaktionen, bei denen sich die Oxidationsstufen der Atome der Elemente ändern, aus denen die reagierenden Verbindungen bestehen:
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
Solche Reaktionen werden Redoxreaktionen genannt
Redoxreaktionen sind Reaktionen, bei denen sich die Oxidationsstufen von Atomen ändern. Redoxreaktionen kommen sehr häufig vor. Alle Verbrennungsreaktionen sind Redoxreaktionen.
Die Redoxreaktion besteht aus zwei Prozessen, die nicht getrennt voneinander ablaufen können. Der Vorgang der Erhöhung der Oxidationsstufe wird Oxidation genannt.
Gleichzeitig mit der Oxidation findet eine Reduktion statt, also der Prozess der Verringerung der Oxidationsstufe.
Oxidation, Reduktion
Dementsprechend gibt es bei Redoxreaktionen zwei Hauptteilnehmer: ein Oxidationsmittel und ein Reduktionsmittel. +5
Der Prozess des Elektronenverlusts ist Oxidation. +5
Bei der Oxidation erhöht sich die Oxidationsstufe. Während der Reaktion erniedrigt das Oxidationsmittel seine Oxidationsstufe und wird reduziert. Dabei muss zwischen einem oxidierenden chemischen Element und einem oxidierenden Stoff unterschieden werden. +5
N
- Oxidationsmittel;
HN
O3 und NaN
O 3 - Oxidationsmittel. -1
Wenn wir sagen, dass Salpetersäure und ihre Salze starke Oxidationsmittel sind, dann meinen wir damit, dass es sich bei dem Oxidationsmittel um Stickstoffatome mit der Oxidationsstufe +5 handelt und nicht um die gesamte Substanz als Ganzes. -1
Der zweite obligatorische Teilnehmer der Redoxreaktion wird als Reduktionsmittel bezeichnet. -1
Der Vorgang des Hinzufügens von Elektronen ist eine Reduktion. Bei der Reduktion nimmt die Oxidationsstufe ab.
Das Reduktionsmittel erhöht seine Oxidationszahl, indem es während der Reaktion oxidiert wird. Ebenso wie bei einem Oxidationsmittel ist zwischen einem reduzierenden Stoff und einem reduzierenden chemischen Element zu unterscheiden.
Bei der Reduktion eines Aldehyds zu Alkohol können wir nicht nur Wasserstoff mit der Oxidationsstufe -1 verwenden, sondern eine Art Hydrid, vorzugsweise Lithiumaluminiumhydrid.
N +4
- Reduktionsmittel; +6
NaH
und LiAlH +7
4 - Reduktionsmittel. +2
Bei Redoxreaktionen ist eine vollständige Übertragung von Elektronen von einem Reduktionsmittel auf ein Oxidationsmittel äußerst selten, da es nur wenige Verbindungen mit ionischen Bindungen gibt. Bei der Anordnung der Koeffizienten gehen wir jedoch davon aus, dass ein solcher Übergang tatsächlich stattfindet. Dadurch ist es möglich, die Hauptkoeffizienten vor den Formeln des Oxidationsmittels und Reduktionsmittels korrekt zu bestimmen.
Atome oder Ionen, die bei einer bestimmten Reaktion Elektronen aufnehmen, sind Oxidationsmittel, und diejenigen, die Elektronen abgeben, sind Reduktionsmittel.
Redoxeigenschaften einer Substanz und der Oxidationszustand ihrer Atombestandteile
Verbindungen, die Atome von Elementen mit der maximalen Oxidationsstufe enthalten, können nur aufgrund dieser Atome Oxidationsmittel sein, weil Sie haben bereits alle ihre Valenzelektronen abgegeben und können nur noch Elektronen aufnehmen. Der maximale Oxidationszustand eines Elementatoms entspricht der Nummer der Gruppe im Periodensystem, zu der das Element gehört.
Verbindungen, die Atome von Elementen mit einer minimalen Oxidationsstufe enthalten, können nur als Reduktionsmittel dienen, da sie nur zur Elektronenabgabe fähig sind, da das äußere Energieniveau solcher Atome durch acht Elektronen vervollständigt wird.
Die minimale Oxidationsstufe für Metallatome ist 0, für Nichtmetalle - (n–8) (wobei n die Nummer der Gruppe im Periodensystem ist).
Verbindungen, die Atome von Elementen mit mittleren Oxidationsstufen enthalten, können je nach Partner, mit dem sie interagieren, und Reaktionsbedingungen sowohl Oxidations- als auch Reduktionsmittel sein.
Die wichtigsten Reduktions- und Oxidationsmittel
Reduzierstücke:
Metalle,
Wasserstoff,
Kohle.
Kohlenmonoxid (CO).
Schwefelwasserstoff (H 2 S);
Schwefeloxid (IV) (SO 2);
schweflige Säure H 2 SO 3 und ihre Salze.
Halogenwasserstoffsäuren und ihre Salze.
Metallkationen in niedrigeren Oxidationsstufen: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3.
Salpetrige Säure HNO 2;
Ammoniak NH 3;
Hydrazin NH 2 NH 2 ;
Stickoxid (II) (NO).
Kathode während der Elektrolyse.
Oxidationsmittel
Halogene.
Kaliumpermanganat (KMnO 4);
Kaliummanganat (K 2 MnO 4);
Mangan(IV)-oxid (MnO 2).
Kaliumdichromat (K 2 Cr 2 O 7);
Kaliumchromat (K 2 CrO 4).
Salpetersäure (HNO 3).
Schwefelsäure (H 2 SO 4) konz.
Kupfer(II)-oxid (CuO);
Blei(IV)-oxid (PbO 2);
Silberoxid (Ag 2 O);
Wasserstoffperoxid (H 2 O 2).
Eisen(III)-chlorid (FeCl 3).
Berthollet-Salz (KClO 3).
Für Halbreaktionen M n+ + nē ® M 0 wird E 0 als Standardelektrodenpotential bezeichnet. Basierend auf der Größe dieses Potenzials werden Metalle normalerweise in eine Reihe von Standardelektrodenpotenzialen (eine Reihe von Metallspannungen) eingeteilt:
|
Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au |
Eine Reihe von Belastungen charakterisieren die chemischen Eigenschaften von Metallen:
1. Je weiter links sich ein Metall in der Spannungsreihe befindet, desto stärker ist seine Reduktionsfähigkeit und desto schwächer ist die Oxidationsfähigkeit seines Ions in Lösung (d. h. je leichter es Elektronen abgibt (oxidiert) und desto schwieriger ist es). damit seine Ionen wieder Elektronen anlagern können).
2. Jedes Metall ist in der Lage, aus Salzlösungen die Metalle zu verdrängen, die in der Spannungsreihe rechts davon stehen, d.h.
reduziert Ionen nachfolgender Metalle in elektrisch neutrale Atome, spendet Elektronen und verwandelt sich selbst in Ionen.
3. Nur Metalle, die in der Spannungsreihe links von Wasserstoff (H) stehen, sind in der Lage, diesen aus sauren Lösungen zu verdrängen (z. B. Zn, Fe, Pb, aber nicht Cu, Hg, Ag).
Galvanische Zellen
Jeweils zwei Metalle bilden beim Eintauchen in Lösungen ihrer Salze, die über einen mit einem Elektrolyten gefüllten Siphon miteinander kommunizieren, eine galvanische Zelle. In Lösungen eingetauchte Metallplatten werden als Elektroden des Elements bezeichnet.
In einer geschlossenen galvanischen Zelle kommt es also zu einer Wechselwirkung zwischen einem Metall und einer Salzlösung eines anderen Metalls, die nicht in direktem Kontakt miteinander stehen. Atome des ersten Metalls, die Elektronen abgeben, verwandeln sich in Ionen, und Ionen des zweiten Metalls, die Elektronen hinzufügen, verwandeln sich in Atome. Das erste Metall verdrängt das zweite aus der Lösung seines Salzes.
Während des Betriebs einer galvanischen Zelle aus Zink und Blei, die jeweils in Lösungen von Zn(NO 3) 2 und Pb(NO 3) 2 eingetaucht wird, laufen an den Elektroden folgende Prozesse ab:
Zn – 2ē → Zn 2+
Pb 2+ + 2ē → Pb
Wenn wir beide Prozesse zusammenfassen, erhalten wir die Gleichung Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+, die die Reaktion ausdrückt, die im Element in ionischer Form abläuft. Die Molekülgleichung für dieselbe Reaktion wäre:
Zn + Pb(NO 3) 2 → Pb + Zn(NO 3) 2
|
Die elektromotorische Kraft einer galvanischen Zelle ist gleich der Potentialdifferenz zwischen ihren beiden Elektroden. Bei der Ermittlung wird immer das kleinere vom größeren Potenzial abgezogen. Beispielsweise ist die elektromotorische Kraft (EMK) des betrachteten Elements gleich: |
-0,13 |
(-0,76) |
E.m.f. |
|
|
= |
0,63 V |
E Pb
E Zn
Dieser Wert wird vorausgesetzt, dass die Metalle in Lösungen eingetaucht werden, in denen die Ionenkonzentration 1 g-Ion/l beträgt.
Bei anderen Lösungskonzentrationen werden die Werte der Elektrodenpotentiale etwas anders sein. Sie können nach folgender Formel berechnet werden:
E = E 0 + (0,058/n) logC
wobei E das gewünschte Metallpotential (in Volt) ist
E 0 - sein normales Potenzial
n - Wertigkeit von Metallionen
C – Konzentration der Ionen in Lösung (g-Ion/l)
Beispiel
Ermitteln Sie die elektromotorische Kraft des Elements (EMK), die von einer in eine 0,1 M Lösung von Zn(NO 3) 2 eingetauchten Zinkelektrode und einer in eine 2 M Lösung von Pb(NO 3) 2 eingetauchten Bleielektrode gebildet wird.
Lösung
Wir berechnen das Potenzial der Zinkelektrode:
E Zn = -0,76 + (0,058 / 2) log 0,1 = -0,76 + 0,029 (-1) = -0,79 v
Wir berechnen das Potenzial der Ableitungselektrode:
E Pb = -0,13 + (0,058 / 2) log 2 = -0,13 + 0,029 0,3010 = -0,12 v
Finden Sie die elektromotorische Kraft des Elements: E.m.f. = -0,12 – (-0,79) = 0,67 v
Elektrolyse
Um verschiedene Ionen in neutrale Atome oder Atomgruppen umzuwandeln, sind unterschiedliche elektrische Stromspannungen erforderlich. Manche Ionen verlieren ihre Ladung leichter, andere schwerer. Der Grad der Leichtigkeit, mit der sich Metallionen entladen (Elektronen gewinnen), wird durch die Position der Metalle in der Spannungsreihe bestimmt.
Je weiter links sich ein Metall in der Spannungsreihe befindet, desto größer ist sein negatives Potenzial (oder weniger positives Potenzial), desto schwieriger ist es unter sonst gleichen Bedingungen, seine Ionen zu entladen (Au 3+, Ag +-Ionen sind am einfachsten). Entladung; Li +, Rb +, K sind die schwierigsten +). Befinden sich in einer Lösung gleichzeitig Ionen mehrerer Metalle, so werden zuerst die Ionen des Metalls mit niedrigerem negativem Potential (bzw. höherem positivem Potential) entladen. Beispielsweise wird metallisches Kupfer zunächst aus einer Lösung freigesetzt, die Zn 2+- und Cu 2+-Ionen enthält. Die Größe des Metallpotentials hängt aber auch von der Konzentration seiner Ionen in der Lösung ab;
Auch die Leichtigkeit der Entladung der Ionen jedes Metalls ändert sich in Abhängigkeit von ihrer Konzentration: Eine Erhöhung der Konzentration erleichtert die Entladung der Ionen, eine Verringerung erschwert sie.
An der Anode können entweder Ionen saurer Reste oder Hydroxylionen von Wasser abgegeben werden. Wenn die Ionen saurer Reste keinen Sauerstoff enthalten (Cl -, S 2-, CN - usw.), dann werden normalerweise diese Ionen entladen und nicht Hydroxylionen, die ihre Ladung viel schwieriger verlieren, und Cl 2, S usw. werden an der Anode .d freigesetzt. Wird hingegen ein Salz einer sauerstoffhaltigen Säure oder die Säure selbst einer Elektrolyse unterzogen, so werden Hydroxylionen freigesetzt und nicht Ionen von Sauerstoffresten.
Die bei der Entladung von Hydroxylionen entstehenden neutralen OH-Gruppen werden sofort nach der Gleichung abgebaut:
4OH → 2H2O + O2
Dadurch wird an der Anode Sauerstoff freigesetzt.
Elektrolyse der Nickelchloridlösung NiCl 2
Die Lösung enthält Ni 2+ und Cl – Ionen sowie H + und OH – Ionen in vernachlässigbaren Konzentrationen. Wenn Strom fließt, bewegen sich Ni 2+ -Ionen zur Kathode und Cl – -Ionen zur Anode. Ni 2+ -Ionen entziehen der Kathode zwei Elektronen und verwandeln sich in neutrale Atome, die aus der Lösung freigesetzt werden. Die Kathode wird nach und nach mit Nickel beschichtet.
Chlorionen, die die Anode erreichen, geben Elektronen an diese ab und verwandeln sich in Chloratome, die paarweise Chlormoleküle bilden. An der Anode wird Chlor freigesetzt. Somit gibt es an der Kathode Wiederherstellungsprozess , an der Anode –.
Oxidationsprozess
Elektrolyse von Kaliumiodidlösung KI
Kaliumiodid liegt in Form von K+- und I--Ionen in Lösung vor. Wenn Strom fließt, bewegen sich K+-Ionen zur Kathode, I-Ionen zur Anode. Da aber Kalium in der Spannungsreihe weit links von Wasserstoff steht, werden an der Kathode nicht die Kaliumionen, sondern die Wasserstoffionen des Wassers entladen.
Die dabei gebildeten Wasserstoffatome verbinden sich zu H 2 -Molekülen und somit wird an der Kathode Wasserstoff freigesetzt.
Mit der Entladung der Wasserstoffionen dissoziieren immer mehr Wassermoleküle, wodurch sich an der Kathode Hydroxylionen (aus dem Wassermolekül freigesetzt) sowie K+-Ionen ansammeln, die sich kontinuierlich zur Kathode bewegen.
Es entsteht eine KOH-Lösung. An der Anode wird Jod freigesetzt, da I-Ionen leichter entladen werden als Hydroxylionen des Wassers.. Gleichzeitig bildet sich aufgrund der Abgabe von Wasserstoff- und Hydroxylionen des Wassers und der kontinuierlichen Bewegung von K + -Ionen zur Kathode und SO 4 2- -Ionen zur Anode an der Kathode eine Alkalilösung (KOH). und an der Anode entsteht eine Schwefelsäurelösung.
Elektrolyse einer Kupfersulfatlösung mit einer Kupferanode
Die Elektrolyse findet auf besondere Weise statt, wenn die Anode aus demselben Metall besteht, dessen Salz sich in Lösung befindet. In diesem Fall werden an der Anode keine Ionen entladen, sondern die Anode selbst löst sich allmählich auf, sendet Ionen in die Lösung und gibt Elektronen an die Stromquelle ab.
Der gesamte Prozess läuft auf die Freisetzung von Kupfer an der Kathode und die allmähliche Auflösung der Anode hinaus. Die Menge an CuSO 4 in der Lösung bleibt unverändert.
Gesetze der Elektrolyse (M. Faraday)
1. Die Gewichtsmenge der bei der Elektrolyse freigesetzten Substanz ist proportional zur durch die Lösung fließenden Strommenge und hängt praktisch nicht von anderen Faktoren ab.
2. Bei der Elektrolyse aus verschiedenen chemischen Verbindungen werden gleiche Mengen Strom freigesetzt. Menge an Stoffen.
3. Um ein Grammäquivalent einer Substanz aus einer Elektrolytlösung zu isolieren, müssen 96.500 Coulomb Elektrizität durch die Lösung geleitet werden.
m (x) = ((I t) / F) (M (x) / n)
wobei m (x) die Menge an reduzierter oder oxidierter Substanz (g) ist;
I ist die Stärke des übertragenen Stroms (a);
t - Elektrolysezeit (s);
M(x)- Molmasse;
n ist die Anzahl der bei Redoxreaktionen aufgenommenen oder abgegebenen Elektronen;
F – Faradaysche Konstante (96500 cool/mol).
Basierend auf dieser Formel können Sie eine Reihe von Berechnungen im Zusammenhang mit dem Elektrolyseprozess durchführen, zum Beispiel:
1. Berechnen Sie die Stoffmengen, die durch eine bestimmte Strommenge freigesetzt oder zersetzt werden;
2. Ermitteln Sie die aktuelle Stärke anhand der freigesetzten Substanzmenge und der für ihre Freisetzung aufgewendeten Zeit;
3. Bestimmen Sie, wie lange es dauert, eine bestimmte Menge eines Stoffes bei einem bestimmten Strom freizusetzen.
Beispiel 1
Wie viele Gramm Kupfer werden an der Kathode freigesetzt, wenn ein Strom von 5 Ampere 10 Minuten lang durch eine Kupfersulfatlösung CuSO 4 geleitet wird?
C – Konzentration der Ionen in Lösung (g-Ion/l)
Bestimmen wir die Strommenge, die durch die Lösung fließt:
Q = Es,
wobei I der Strom in Ampere ist;
t – Zeit in Sekunden.
Q = 5A 600 s = 3000 Coulomb
Das Äquivalent von Kupfer (mit einer Masse von 63,54) beträgt 63,54: 2 = 31,77.
Daher setzen 96500 Coulomb 31,77 g Kupfer frei. Benötigte Kupfermenge:
m = (31,77 3000) / 96500 » 0,98 g
Wie lange dauert es, einen Strom von 10 Ampere durch eine Säurelösung zu leiten, um 5,6 Liter Wasserstoff zu erhalten (unter normalen Bedingungen)?
C – Konzentration der Ionen in Lösung (g-Ion/l)
Wir ermitteln die Strommenge, die durch die Lösung fließen muss, damit 5,6 Liter Wasserstoff daraus freigesetzt werden. Seit 1 g-Äq. Wasserstoff besetzt bei n. u. Volumen beträgt 11,2 l, dann ist die benötigte Strommenge erforderlich
Q = (96500 5,6) / 11,2 = 48250 Coulomb
Lassen Sie uns die aktuelle Durchgangszeit ermitteln:
t = Q / I = 48250 / 10 = 4825 s = 1 h 20 min 25 s
Beispiel 3
Wenn an der Kathode ein Strom durch eine Silbersalzlösung geleitet wurde, wurde dieser innerhalb von 10 Minuten freigesetzt. 1g Silber. Bestimmen Sie die aktuelle Stärke.
C – Konzentration der Ionen in Lösung (g-Ion/l)
1 g-Äq. Silber entspricht 107,9 g. Um 1 g Silber freizusetzen, müssen 96500 durch die Lösung gelangen: 107,9 = 894 Coulomb. Daher die aktuelle Stärke
I = 894 / (10 60)" 1,5A
Beispiel 4
Finden Sie das Äquivalent von Zinn bei einem Strom von 2,5 Ampere aus einer Lösung von SnCl 2 in 30 Minuten.
C – Konzentration der Ionen in Lösung (g-Ion/l)
Es werden 2,77 g Zinn freigesetzt.
Die Strommenge, die in 30 Minuten durch die Lösung fließt.
Q = 2,5 30 60 = 4500 Coulomb
Da für die Freisetzung von 1 g-Äq. Es werden 96.500 Coulomb benötigt, also das Äquivalent von Zinn.
E Sn = (2,77 96500) / 4500 = 59,4
Korrosion Bevor wir unsere Diskussion über Elektrochemie beenden, wollen wir das erworbene Wissen auf die Untersuchung eines sehr wichtigen Problems anwenden – Korrosion
Metalle Korrosion wird durch Oxidations-Reduktions-Reaktionen verursacht, bei denen sich ein Metall durch Wechselwirkung mit einer Substanz in seiner Umgebung in eine unerwünschte Verbindung umwandelt.
Einer der bekanntesten Korrosionsprozesse ist das Rosten von Eisen. Aus wirtschaftlicher Sicht ist dies ein sehr wichtiger Prozess. Schätzungen zufolge werden 20 % des jährlich in den Vereinigten Staaten produzierten Eisens als Ersatz für durch Rost unbrauchbar gewordene Eisenprodukte verwendet.
Es ist bekannt, dass Sauerstoff an der Rostbildung von Eisen beteiligt ist; Eisen oxidiert in Wasser ohne Sauerstoff nicht. Am Rostprozess ist auch Wasser beteiligt; Eisen korrodiert in sauerstoffhaltigem Öl nicht, solange es keine Spuren von Wasser enthält. Das Rosten wird durch eine Reihe von Faktoren beschleunigt, wie zum Beispiel den pH-Wert der Umgebung, das Vorhandensein von Salzen darin, den Kontakt von Eisen mit Metall, das schwieriger zu oxidieren ist als Eisen, sowie unter dem Einfluss mechanischer Beanspruchung.
Korrosion von Eisen ist im Prinzip ein elektrochemischer Prozess. Einige Bereiche der Eisenoberfläche dienen als Anode, an der die Oxidation stattfindet:
Die dabei erzeugten Elektronen wandern durch das Metall zu anderen Bereichen der Oberfläche, die die Rolle einer Kathode übernehmen. Bei ihnen kommt es zur Sauerstoffreduktion:
O 2 (g.) + 4H + (aq.) + 4e - → 2H 2 O (l.) Eº Wiederherstellung = 1,23 V
Beachten Sie, dass H + -Ionen am Prozess der O 2 -Reduktion beteiligt sind. Wenn die H+-Konzentration sinkt (d. h. wenn der pH-Wert steigt), wird die O2-Reduktion schwieriger. Es wurde festgestellt, dass Eisen in Kontakt mit einer Lösung, deren pH-Wert über 9–10 liegt, nicht korrodiert. Während des Korrosionsprozesses werden an der Anode gebildete Fe 2+-Ionen zu Fe 3+ oxidiert. Fe 3+-Ionen bilden hydratisiertes Eisen(III)-oxid, das als Rost bezeichnet wird:
4Fe 2+ (wässrig) + O 2 (g.) + 4H 2 O (l.) +2 X H 2 O (l.) → 2Fe 2 O 3 . X H2O( tv.) + 8H + (wässrig)
Da die Rolle der Kathode in der Regel der Teil der Oberfläche übernimmt, der am besten mit Sauerstoff versorgt wird, tritt an diesen Stellen am häufigsten Rost auf. Wenn Sie eine Schaufel, die längere Zeit in offener, feuchter Luft stand und an der Schaufel Schmutz haftet, sorgfältig untersuchen, werden Sie feststellen, dass sich unter dem Schmutz auf der Metalloberfläche Vertiefungen gebildet haben und überall dort, wo O2 könnte, Rost entstanden ist durchdringen.
In Gegenden, in denen die Straßen im Winter großzügig mit Salz bestreut werden, um der Vereisung vorzubeugen, kommt es bei der Anwesenheit von Salzen häufig zu erhöhter Korrosion. Der Einfluss von Salzen erklärt sich dadurch, dass die von ihnen gebildeten Ionen den für die Bildung eines geschlossenen Stromkreises notwendigen Elektrolyten bilden.
Das Vorhandensein anodischer und kathodischer Stellen auf der Eisenoberfläche führt zur Entstehung zweier ungleicher chemischer Umgebungen. Sie können durch das Vorhandensein von Verunreinigungen oder Defekten im Kristallgitter entstehen (offensichtlich verursacht durch Spannungen im Metall). An Orten, an denen solche Verunreinigungen oder Defekte vorhanden sind, kann die mikroskopische Umgebung eines bestimmten Eisenatoms dazu führen, dass sein Oxidationszustand gegenüber normalen Positionen im Kristallgitter leicht ansteigt oder abnimmt. Daher können solche Orte die Rolle von Anoden oder Kathoden spielen. Bei hochreinem Eisen, bei dem die Anzahl solcher Defekte auf ein Minimum reduziert ist, ist die Korrosionsanfälligkeit deutlich geringer als bei gewöhnlichem Eisen.
Eisen wird oft mit Farbe oder einem anderen Metall wie Zinn, Zink oder Chrom beschichtet, um seine Oberfläche vor Korrosion zu schützen. Das sogenannte „Weißblech“ wird durch Überziehen von Eisenblech mit einer dünnen Zinnschicht gewonnen. Zinn schützt Eisen nur so lange, wie die Schutzschicht intakt bleibt. Sobald es beschädigt ist, beginnen Luft und Feuchtigkeit auf das Eisen einzuwirken; Zinn beschleunigt sogar die Korrosion von Eisen, da es im elektrochemischen Korrosionsprozess als Kathode dient. Ein Vergleich der Oxidationspotentiale von Eisen und Zinn zeigt, dass Eisen leichter oxidiert wird als Zinn:
Fe (fest) → Fe 2+ (wässrig) + 2e - Eº-Oxid = 0,44 V
Sn (TV.) → Sn 2+ (wässrig) + 2e - Eº-Oxid = 0,14 V
Daher dient Eisen in diesem Fall als Anode und wird oxidiert.
„Galvanisiertes“ (verzinktes) Eisen wird hergestellt, indem das Eisen mit einer dünnen Zinkschicht überzogen wird. Zink schützt Eisen vor Korrosion, auch wenn die Integrität der Beschichtung beschädigt ist. In diesem Fall übernimmt Eisen während des Korrosionsprozesses die Rolle einer Kathode, da Zink leichter oxidiert als Eisen:
Zn (fest) → Zn 2+ (wässrig) + 2e - Eº-Oxid = 0,76 V
Folglich wirkt Zink als Anode und korrodiert anstelle von Eisen. Diese Art von Metallschutz, bei dem es im Prozess der elektrochemischen Korrosion die Rolle einer Kathode spielt, wird als Metallschutz bezeichnet kathodischer Schutz. Unterirdisch verlegte Rohre werden oft vor Korrosion geschützt, indem man sie zur Kathode einer elektrochemischen Zelle macht. Zu diesem Zweck werden Blöcke aus einem aktiven Metall, meist Magnesium, entlang der Rohrleitung im Boden vergraben und mit Drähten an die Rohre angeschlossen. Im feuchten Boden fungiert das Aktivmetall als Anode und das Eisenrohr erhält einen kathodischen Schutz.
Obwohl sich unsere Diskussion auf Eisen konzentrierte, ist es nicht das einzige Metall, das korrosionsanfällig ist. Gleichzeitig mag es seltsam erscheinen, dass eine Aluminiumdose, die achtlos an der frischen Luft gelassen wird, wesentlich langsamer korrodiert als eine Eisendose. Gemessen an den Standardoxidationspotentialen von Aluminium (Eº-Oxid = 1,66 V) und Eisen (Eº-Oxid = 0,44 V) ist zu erwarten, dass die Korrosion von Aluminium viel schneller abläuft. Die langsame Korrosion von Aluminium erklärt sich dadurch, dass sich auf seiner Oberfläche ein dünner, dichter Oxidfilm bildet, der das darunter liegende Metall vor weiterer Korrosion schützt. Magnesium, das ein hohes Oxidationspotential aufweist, wird durch die Bildung desselben Oxidfilms vor Korrosion geschützt. Leider ist der Oxidfilm auf der Eisenoberfläche zu locker aufgebaut und kann keinen zuverlässigen Schutz bieten. Auf der Oberfläche von Eisen-Chrom-Legierungen bildet sich jedoch ein guter schützender Oxidfilm. Solche Legierungen werden Edelstahl genannt.