Redoks reakcije – reakcije koje se javljaju s promjenom oksidacijskog stanja elemenata.
Oksidacija- proces otpuštanja elektrona od strane atoma
Oporavak- proces primanja elektrona od strane atoma
Reducirajuće sredstvo- element koji predaje elektrone
Oksidator– element koji prima elektrone
Za vizualnu, ali pojednostavljenu ideju o razlozima promjene naboja elemenata, okrenimo se slikama:
Atom je električki neutralna čestica. Stoga je broj protona jednak broju elektrona
Ako element prepusti elektron, njegov se naboj mijenja. Postaje pozitivno nabijen (ako prihvati, naprotiv, negativno)
Da. Na naboj elementa utječe broj danih ili primljenih elektrona
I. Sastavljanje jednadžbi redoks reakcija
1. Zapišite shemu reakcije
Na + Cl 2 -> NaCl
2. Poredamo oksidacijska stanja elemenata:
Na 0 + Cl 2 0 -> Na + Cl -
3. Zapisujemo elemente koji su promijenili oksidacijsko stanje i određujemo broj predanih/primljenih elektrona:
Na 0 -1e -> Na +
Cl 2 +2e ->2Cl -
4. Nađite najmanji zajednički višekratnik broja doniranih i pripojenih elektrona:
Da. dobili smo potrebne koeficijente
5. Postavljamo koeficijente:
2Na 0 + Cl 2 0 -> 2Na + Cl —
Oksidirajuća sredstva su čestice (atomi, molekule ili ioni) koje prihvatiti elektrone tijekom kemijske reakcije. U ovom slučaju, oksidacijsko stanje oksidacijskog sredstva ide dolje. Oksidirajuća sredstva obnavljaju se.
Restauratori su čestice (atomi, molekule ili ioni) koje donirati elektrone tijekom kemijske reakcije. U ovom slučaju, oksidacijsko stanje redukcijskog sredstva diže se. Reduktori u ovom slučaju oksidirati.
Kemikalije se mogu podijeliti na tipična oksidacijska sredstva, tipični redukcijski agensi, i tvari koje se mogu pokazati i oksidacijska i redukcijska svojstva. Neke tvari ne pokazuju praktički nikakvu redoks aktivnost.
DO tipična oksidacijska sredstva uključuju:
- jednostavne tvari-nemetali s najjačim oksidacijskim svojstvima (fluor F 2, kisik O 2, klor Cl 2);
- ionimetali ili nemetali S visoka pozitivna (obično viša) oksidacijska stanja : kiseline (HN +5 O 3, HCl +7 O 4), soli (KN +5 O 3, KMn +7 O 4), oksidi (S +6 O 3, Cr +6 O 3)
- spojevi koji sadrže neke metalni kationi imajući visoka oksidacijska stanja: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ itd.
Tipični redukcijski agensi - to je u pravilu:
- jednostavne tvari – metali(reducirajuće sposobnosti metala određene su nizom elektrokemijskih aktivnosti);
- složene tvari koje sadrže atomi ili ioni nemetala s negativnim (obično najnižim) oksidacijskim stupnjem: binarno vodikovi spojevi(H 2 S, HBr), soli kiselina bez kisika (K 2 S, NaI);
- neki spojevi koji sadrže kationi s minimalnim pozitivnim oksidacijskim stanjem(Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), koji, predajući elektrone, mogu povećati njihovo oksidacijsko stanje;
- spojevi koji sadrže kompleksne ione koji se sastoje od nemetali sa srednjim pozitivnim oksidacijskim stanjem(S +4 O 3) 2–, (NR +3 O 3) 2–, u kojima elementi mogu doniranjem elektrona povećati njegovo pozitivno oksidacijsko stanje.
Većina drugih tvari može pokazati i oksidacijska i redukcijska svojstva.
Tipična oksidacijska i redukcijska sredstva navedena su u tablici.
U laboratorijskoj praksi najčešće korišteni su sljedeći oksidirajuća sredstva :
kalijev permanganat (KMnO 4);
kalijev dikromat (K 2 Cr 2 O 7);
dušična kiselina (HNO3);
koncentrirana sumporne kiseline(H2SO4);
vodikov peroksid (H 2 O 2);
oksidi mangana (IV) i olova (IV) (MnO 2, PbO 2);
taline kalijevog nitrata (KNO 3) i taline nekih drugih nitrata.
DO restauratorskih radnika , koji se primjenjuju V laboratorijska praksa odnositi se:
- magnezij (Mg), aluminij (Al), cink (Zn) i drugi aktivni metali;
- vodik (H2) i ugljik (C);
- kalijev jodid (KI);
- natrijev sulfid (Na 2 S) i vodikov sulfid (H 2 S);
- natrijev sulfit (Na 2 SO 3);
- kositar klorid (SnCl 2).
Klasifikacija redoks reakcija
Redoks reakcije obično se dijele u četiri vrste: intermolekularne, intramolekularne, reakcije disproporcioniranja (autooksidacija-samoredukcija) i reakcije kontradisproporcioniranja.
Međumolekulske reakcije nastaju s promjenom oksidacijskog stanja različite elemente iz različiti reagensi. U ovom slučaju, razni produkti oksidacije i redukcije .
2Al 0 + Fe +3 2 O 3 → Al +3 2 O 3 + 2Fe 0,
C 0 + 4HN + 5 O 3 (konc) = C + 4 O 2 + 4N + 4 O 2 + 2 H 2 O.
Intramolekularne reakcije - to su reakcije u kojima različite elemente iz jedan reagens ići različitih proizvoda, na primjer:
(N-3H4) 2 Cr +6 2 O 7 → N 2 0 + Cr +3 2 O 3 + 4 H 2 O,
2 NaN +5 O -2 3 → 2 NaN +3 O 2 + O 0 2 .
Reakcije disproporcionalnosti (autooxidation-self-healing) su reakcije u kojima se oksidirajuće i redukcijsko sredstvo isti element istog reagensa, koji se zatim pretvara u različite proizvode:
3Br 2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO 3 + 3 H 2 O,
Reproporcioniranje (proporcija, protudisproporcionalnost ) su reakcije u kojima su oksidacijsko i redukcijsko sredstvo isti element, Koji od različiti reagensi ide u jedan proizvod. Reakcija je suprotna nesrazmjeru.
2H 2 S -2 + S + 4 O 2 = 3 S + 2 H 2 O
Osnovna pravila za sastavljanje redoks reakcija
Redoks reakcije popraćene su procesima oksidacije i redukcije:
Oksidacija je proces doniranja elektrona pomoću redukcijskog sredstva.
Oporavak je proces dobivanja elektrona pomoću oksidacijskog sredstva.
Oksidator obnavlja sei redukcijsko sredstvo oksidira .
U redoks reakcijama opaža se elektronska vaga: Broj elektrona koje redukcijsko sredstvo preda jednak je broju elektrona koje dobije oksidacijsko sredstvo. Ako je bilanca pogrešno sastavljena, nećete moći izraditi složene OVR-ove.
Za sastavljanje redoks reakcija (ORR) koristi se nekoliko metoda: metoda ravnoteže elektrona, metoda ravnoteže elektrona i iona (metoda polureakcije) i druge.
Pogledajmo pobliže metoda elektronske vage .
Prilično je lako “identificirati” ORR - dovoljno je posložiti oksidacijska stanja u svim spojevima i utvrditi da atomi mijenjaju oksidacijsko stanje:
K + 2 S -2 + 2K + Mn +7 O -2 4 = 2K + 2 Mn +6 O -2 4 + S 0
Posebno ispisujemo atome elemenata koji mijenjaju oksidacijsko stanje, u stanju PRIJE reakcije i NAKON reakcije.
Oksidacijsko stanje mijenjaju atomi mangana i sumpora:
S -2 -2e = S 0
Mn +7 + 1e = Mn +6
Mangan apsorbira 1 elektron, sumpor daje 2 elektrona. U ovom slučaju potrebno je pridržavati se elektronska vaga. Stoga je potrebno udvostručiti broj atoma mangana, a ostaviti nepromijenjen broj atoma sumpora. Koeficijente ravnoteže navodimo i prije reagensa i prije proizvoda!
Shema za sastavljanje OVR jednadžbi metodom elektroničke ravnoteže:
Pažnja! U reakciji može postojati nekoliko oksidirajućih ili redukcijskih sredstava. Bilanca mora biti sastavljena tako da Ukupni broj dani i primljeni elektroni bili su isti.
Opći obrasci redoks reakcija
Produkti redoks reakcija često ovise o uvjete za proces. Razmotrimo glavni čimbenici koji utječu na tijek redoks reakcija.
Najočitiji odlučujući faktor je okolina reakcijske otopine — . Tipično (ali ne nužno), tvar koja definira medij navedena je među reagensima. Moguće su sljedeće opcije:
- oksidativno djelovanje pojačava se u kiselijem okruženju, a oksidacijsko sredstvo se dublje reducira(na primjer, kalijev permanganat, KMnO 4, gdje se Mn +7 u kiselom okruženju reducira na Mn +2, au alkalnom okruženju - na Mn +6);
- oksidativno djelovanje povećava se u alkalnijem okruženju, a oksidacijsko sredstvo se reducira dublje (na primjer, kalijev nitrat KNO 3, gdje se N +5, u interakciji s redukcijskim sredstvom u alkalnom okruženju, reducira na N -3);
- ili oksidacijsko sredstvo praktički nije podložno promjenama u okolini.
Reakcijska okolina omogućuje određivanje sastava i oblika postojanja preostalih OVR proizvoda. Osnovni princip je da nastaju produkti koji ne stupaju u interakciju s reagensima!
Bilješka! E Ako je medij otopine kisel, tada među produktima reakcije ne mogu biti prisutne baze i bazični oksidi jer reagiraju s kiselinom. I, obrnuto, u alkalnom okruženju isključeno je stvaranje kiseline i kiseli oksid. Ovo je jedna od najčešćih i najozbiljnijih grešaka.
Na smjer toka OVR također utječe prirodu tvari koje reagiraju. Na primjer, kada dušična kiselina HNO 3 stupa u interakciju s redukcijskim agensima, uočava se obrazac - što je veća aktivnost redukcijskog agensa, to se više dušika N +5 reducira.
Prilikom povećanja temperatura Većina ODD-a ima tendenciju biti intenzivnija i dublja.
U heterogenim reakcijama, sastav proizvoda često je pod utjecajem stupanj mljevenja čvrsta . Na primjer, cink u prahu s dušičnom kiselinom stvara neke proizvode, dok granulirani cink stvara sasvim druge. Što je veći stupanj mljevenja reagensa, veća je njegova aktivnost, obično.
Pogledajmo najtipičnija laboratorijska oksidirajuća sredstva.
Osnovne sheme redoks reakcija
Shema oporabe permanganata
Permanganati sadrže snažno oksidirajuće sredstvo - mangan u oksidacijskom stanju +7. Manganove soli +7 obojaju otopinu ljubičica boja.
Permanganati se, ovisno o okruženju reakcijske otopine, reduciraju na različite načine.
U kisela sredina oporavak se događa dublje, do Mn 2+. Manganov oksid u oksidacijskom stanju +2 pokazuje bazična svojstva, dakle u kisela sredina nastaje sol. Manganove soli +2 bezbojan. U neutralna otopina reducira se mangan do oksidacijskog stanja +4 , sa obrazovanjem amfoterni oksid MnO2 — smeđa talog netopljiv u kiselinama i lužinama. U alkalni okolišu, mangan se obnavlja minimalno - do najbližeg oksidacijska stanja +6 . Manganovi spojevi +6 eksponat svojstva kiselina, u alkalnoj sredini stvaraju soli - manganata. Manganati utječu na otopinu zelene boje .
Razmotrimo interakciju kalijevog permanganata KMnO 4 s kalijevim sulfidom u kiselom, neutralnom i alkalnom mediju. U tim reakcijama oksidacijski produkt sulfidnog iona je S0.
5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,
3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O = 2 MnO 2 ↓ + 3 S↓ + 8 KOH,
Uobičajena pogreška u ovoj reakciji je označavanje interakcije sumpora i lužine u produktima reakcije. Međutim, sumpor stupa u interakciju s alkalijama u prilično teškim uvjetima (povišena temperatura), što ne odgovara uvjetima ove reakcije. U normalnim uvjetima bilo bi ispravno navesti molekularni sumpor i alkalije odvojeno, a ne proizvode njihove interakcije.
K 2 S + 2 KMnO 4 –(KOH)= 2 K 2 MnO 4 + S↓
Poteškoće nastaju i pri sastavljanju ove reakcije. Činjenica je da u ovom slučaju za izjednačavanje reakcije nije potrebno upisati molekulu medija (KOH ili drugu alkaliju) u reagense. Lužina sudjeluje u reakciji i određuje produkt redukcije kalijeva permanganata, ali se reagensi i produkti izjednačuju bez njezina sudjelovanja. Ovaj naizgled paradoks može se lako riješiti ako se prisjetimo da je kemijska reakcija samo konvencionalni zapis koji ne označava svaki proces koji se događa, već je samo odraz zbroja svih procesa. Kako to sami odrediti? Ako slijedite klasičnu shemu - bilanca - koeficijenti ravnoteže - izjednačenje metala, tada ćete vidjeti da su metali izjednačeni koeficijentima ravnoteže, a prisutnost lužine na lijevoj strani jednadžbe reakcije bit će suvišna.
Permanganati oksidirati:
- nemetali s negativnim oksidacijskim stanjem na jednostavne tvari (s oksidacijskim stanjem 0), iznimke — fosfor, arsen - do +5 ;
- nemetali sa srednjim oksidacijskim stanjem do najvišeg stupnja oksidacije;
- aktivni metali stabilan pozitivan stupanj oksidacije metala.
KMnO 4 + neMe (najniži d.o.) = neMe 0 + ostali proizvodi
KMnO 4 + neMe (srednji d.o.) = neMe (viši d.o.) + ostali proizvodi
KMnO 4 + Me 0 = Me (stabilan s.o.) + ostali proizvodi
KMnO 4 + P -3 , As -3 = P +5 , As +5 + ostali proizvodi
Shema obnavljanja kromata/bikromata
Posebnost kroma s valencijom VI je da tvori 2 vrste soli u vodene otopine: kromati i dikromati, ovisno o okolini otopine. Aktivni metalni kromati (na primjer, K 2 CrO 4) su soli koje su stabilne u alkalni okoliš. Dikromati (bikromati) aktivnih metala (na primjer, K 2 Cr 2 O 7) - soli, stabilne u kiseloj sredini .
Spojevi kroma(VI) se reduciraju na krom(III) spojevi . Spojevi kroma Cr +3 su amfoterni, a ovisno o okolini otopine, u otopini postoje u različitim oblicima: u kiseloj sredini u obliku soli(amfoterni spojevi stvaraju soli u interakciji s kiselinama), in neutralno okruženje- netopljivo amfoterni hidroksid krom (III) Cr(OH) 3 , a u alkalnoj sredini nastaju spojevi kroma (III). kompleksna sol, Na primjer, kalijev heksahidroksokromat (III) K 3 .
Spojevi kroma VI oksidirati:
- nemetali u negativnom oksidacijskom stanju na jednostavne tvari (s oksidacijskim stanjem 0), iznimke — fosfor, arsen – do +5;
- nemetali u srednjem oksidacijskom stanju do najvišeg stupnja oksidacije;
- aktivni metali od jednostavnih tvari (oksidacijski stupanj 0) do spojeva sa stabilan pozitivan stupanj oksidacije metala.
Kromat/bikromat + NeMe (negativan d.o.) = NeMe 0 + ostali proizvodi
Kromat/bikromat + neMe (srednji pozitivni d.o.) = neMe (najviši d.o.) + ostali proizvodi
Kromat/bikromat + Me 0 = Me (štala d.o.) + ostali proizvodi
Kromat/bikromat + P, As (negativan d.o.) = P, As +5 + ostali proizvodi
Razgradnja nitrata
Nitratne soli sadrže dušik u oksidacijskom stanju +5 - jaka oksidans. Takav dušik može oksidirati kisik (O -2). To se događa kada se nitrati zagrijavaju. U većini slučajeva kisik se oksidira do oksidacijskog stanja 0, tj. prije molekularni kisik O2 .
Ovisno o vrsti metala koji tvori sol, tijekom toplinske (temperaturne) razgradnje nitrata nastaju različiti produkti: aktivni metal(u nizu elektrokemijske aktivnosti postoje na magnezij), tada se dušik reducira do oksidacijskog stanja +3, a tijekom razgradnje nastaju nitritne soli i molekularni kisik .
Na primjer:
2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .
Aktivni metali se u prirodi nalaze u obliku soli (KCl, NaCl).
Ako je metal u nizu elektrokemijske aktivnosti desno od magnezija i lijevo od bakra (uključujući magnezij i bakar) , zatim pri razgradnji nastaje metalni oksid u stabilnom oksidacijskom stanju, dušikov oksid (IV) (smeđi plin) I kisik. Tijekom raspadanja nastaje i metalni oksid litijev nitrat .
Na primjer, razgradnja cinkov nitrat:
2Zn(NO 3) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2 .
Metali srednje aktivnosti u prirodi se najčešće nalaze u obliku oksida (Fe 2 O 3, Al 2 O 3 i dr.).
Ioni metali, koji se nalazi u nizu elektrokemijske aktivnosti desno od bakra su jaki oksidansi. Na razgradnja nitrata oni kao i N +5 sudjeluju u oksidaciji kisika i reduciraju se na jednostavne tvari t.j. nastaje metal i oslobađaju se plinovi - dušikov oksid (IV) i kisik .
Na primjer, razgradnja srebrni nitrat:
2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2.
Neaktivni metali se u prirodi pojavljuju kao jednostavne tvari.
Neke iznimke!
Raspad amonijev nitrat :
Molekula amonijevog nitrata sadrži i oksidacijsko i redukcijsko sredstvo: dušik u oksidacijskom stanju -3 pokazuje samo redukcijska svojstva, dok dušik u oksidacijskom stanju +5 pokazuje samo oksidacijska svojstva.
Kada se zagrije, amonijev nitrat razgrađuje se. Na temperaturama do 270 o C nastaje dušikov oksid (I)(“plin za smijanje”) i voda:
NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O
Ovo je primjer reakcije protudisproporcionalnost .
Rezultirajuće oksidacijsko stanje dušika je aritmetička sredina oksidacijskog stanja atoma dušika u izvornoj molekuli.
Na višim temperaturama dušikov oksid (I) se raspada na jednostavne tvari - dušik I kisik:
2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O
Na raspad amonijev nitrit NH4NO2 dolazi i do kontradisproporcioniranja.
Rezultirajuće oksidacijsko stanje dušika također je jednako aritmetičkoj sredini oksidacijskih stanja početnih atoma dušika - oksidacijskog sredstva N +3 i redukcijskog sredstva N -3
NH4NO2 → N2 + 2H2O
Termalno raspadanje mangan(II) nitrat praćeno oksidacijom metala:
Mn(NO 3) 2 = MnO 2 + 2NO 2
Željezov(II) nitrat na niske temperature raspada se na željezov (II) oksid; zagrijavanjem željezo oksidira do oksidacijskog stanja +3:
2Fe(NO 3) 2 → 2FeO + 4NO 2 + O 2 na 60°C
4Fe(NO 3) 2 → 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 na >60°C
Nikal(II) nitrat
zagrijavanjem se razgrađuje do nitrita.
Oksidativna svojstva dušične kiseline
Dušična kiselina HNO 3 pri interakciji s metalima je praktički nikad ne proizvodi vodik , za razliku od većine mineralnih kiselina.
To je zbog činjenice da kiselina sadrži vrlo jak oksidans - dušik u oksidacijskom stanju +5. U interakciji s redukcijskim sredstvima - metalima nastaju različiti produkti redukcije dušika.
Dušična kiselina + metal = sol metala + produkt redukcije dušika + H 2 O
Dušična kiselina nakon redukcije može prijeći u dušikov oksid (IV) NO 2 (N +4); dušikov oksid (II) NO (N +2); dušikov oksid (I) N 2 O (“plin za smijanje”); molekularni dušik N 2; amonijev nitrat NH4NO3. U pravilu se formira mješavina proizvoda s prevlašću jednog od njih. Dušik se reducira do oksidacijskih stupnjeva od +4 do −3. Dubina restauracije ovisi prvenstveno po prirodi redukcijskog sredstva I na koncentraciju dušične kiseline . Pravilo funkcionira: što je niža koncentracija kiseline i veća aktivnost metala, dušik prima više elektrona i nastaje više reduciranih proizvoda.
Neke pravilnosti omogućit će vam da ispravno odredite glavni proizvod redukcije dušične kiseline metalima u reakciji:
- pri djelovanju vrlo razrijeđena dušična kiselina na metali obično se formira amonijev nitrat NH4N03;
Na primjer, reakcija cinka s vrlo razrijeđenom dušičnom kiselinom:
4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
- koncentrirana dušična kiselina u hladnom pasivira neki metali - krom Cr, aluminij Al i željezo Fe . Kada se otopina zagrije ili razrijedi, dolazi do reakcije;
pasivizacija metala - to je prijenos metalne površine u neaktivno stanje zbog stvaranja tankih slojeva inertnih spojeva na metalnoj površini, u ovom slučaju uglavnom metalnih oksida koji ne reagiraju s koncentriranom dušičnom kiselinom
- Dušična kiselina ne reagira s metalima platinske podskupine — zlato Au, platina Pt, i paladij Pd;
- prilikom interakcije koncentrirana kiselina s neaktivnim metalima i metali srednje aktivnosti dušik kiselina se reducira na dušikov oksid (IV) NE 2 ;
Na primjer, oksidacija bakra koncentriranom dušičnom kiselinom:
Cu+ 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
- prilikom interakcije koncentrirana dušična kiselina s aktivnim metalima formiran je Dušikov oksid (I)N2O ;
Na primjer, oksidacija natrij koncentrirana dušična kiselina:
Na+ 10HNO 3 = 8NaNO 3 + N 2 O + 5H 2 O
- prilikom interakcije razrijeđena dušična kiselina s neaktivnim metalima (u nizu aktivnosti desno od vodika) kiselina se reducira na dušikov oksid (II) NO ;
- prilikom interakcije razrijeđena dušična kiselina s metalima srednje aktivnosti formira se bilo dušikov oksid (II) NO, ili dušikov oksid N 2 O, ili molekularni dušik N 2 - ovisno o dodatnim čimbenicima (aktivnost metala, stupanj mljevenja metala, stupanj razrjeđenja kiseline, temperatura).
- prilikom interakcije razrijeđena dušična kiselina s aktivnim metalima formiran je molekularni dušik N 2 .
Za približno određivanje proizvoda redukcije dušične kiseline u interakciji s različitim metalima, predlažem korištenje principa njihala. Glavni čimbenici koji pomiču položaj njihala su: koncentracija kiseline i aktivnost metala. Da pojednostavimo, koristimo 3 vrste koncentracija kiseline: koncentriranu (više od 30%), razrijeđenu (30% ili manje), vrlo razrijeđenu (manje od 5%). Metale prema aktivnosti dijelimo na aktivne (prije aluminija), srednje aktivne (od aluminija do vodika) i neaktivne (poslije vodika). Redukcijske produkte dušične kiseline poredamo silaznim redoslijedom oksidacijskog stanja:
NO2; NE; N2O; N 2; NH4NO3
Što je metal aktivniji, to se više pomičemo udesno. Što je veća koncentracija ili niži stupanj razrjeđenja kiseline, to se više pomičemo ulijevo.
Na primjer , koncentrirana kiselina i neaktivni metal bakar Cu međusobno djeluju. Posljedično, pomaknemo se u krajnji lijevi položaj, nastaju dušikov oksid (IV), bakrov nitrat i voda.
Reakcija metala sa sumpornom kiselinom
Razrijeđena sumporna kiselina stupa u interakciju s metalima poput obične mineralne kiseline. Oni. interagira s metalima koji se nalaze u nizu elektrokemijskih napona do vodika. Oksidacijsko sredstvo ovdje su H + ioni, koji se reduciraju u molekulski vodik H 2 . U ovom slučaju, metali se oksidiraju, u pravilu, do minimum stupanj oksidacije.
Na primjer:
Fe + H 2 SO 4 (razdijeljen) = FeSO 4 + H 2
u interakciji s metalima u rasponu napona i prije i poslije vodika.
H 2 SO 4 (konc) + metal = metalna sol + produkt redukcije sumpora (SO 2, S, H 2 S) + voda
Kada koncentrirana sumporna kiselina stupa u interakciju s metalima, nastaju metalna sol (u stabilnom oksidacijskom stanju), voda i produkt redukcije sumpora - sumporov dioksid S +4 O 2, molekularni sumpor S ili sumporovodik H 2 S -2, ovisno o stupnju koncentracije, aktivnosti metala, stupnju njegove usitnjenosti, temperaturi itd. Kada koncentrirana sumporna kiselina reagira s metalima, ne nastaje molekularni vodik!
Osnovni principi interakcije koncentrirane sumporne kiseline s metalima:
1. Koncentrirana sumporna kiselina pasivira aluminij, krom, željezo na sobnoj temperaturi ili na hladnom;
2. Koncentrirana sumporna kiselina ne stupa u interakciju S zlato, platina i paladij ;
3. S neaktivni metali koncentrirana sumporna kiselina vraćen na sumporov(IV) oksid.
Na primjer, bakar se oksidira koncentriranom sumpornom kiselinom:
Cu 0 + 2H 2 S +6 O 4 (konc) = Cu +2 SO 4 + S +4 O 2 + 2H 2 O
4. Prilikom interakcije s aktivnim metalima i cinkom oblici koncentrirane sumporne kiselinesumpor S ili sumporovodik H 2 S 2- (ovisno o temperaturi, stupnju usitnjenosti i aktivnosti metala).
Na primjer , interakcija koncentrirane sumporne kiseline s cinkom:
8Na 0 + 5H 2 S +6 O 4 (konc) → 4Na 2 + SO 4 + H 2 S — 2 + 4H20
Vodikov peroksid
Vodikov peroksid H 2 O 2 sadrži kisik u oksidacijskom stanju -1. Takav kisik može povećati i smanjiti oksidacijsko stanje. Dakle, vodikov peroksid pokazuje i oksidacijska i redukcijska svojstva.
U interakciji s redukcijskim sredstvima, vodikov peroksid pokazuje svojstva oksidirajućeg sredstva i reducira se do oksidacijskog stanja od -2. Tipično, produkt redukcije vodikovog peroksida je voda ili hidroksidni ion, ovisno o reakcijskim uvjetima. Na primjer:
S +4 O 2 + H 2 O 2 -1 → H 2 S +6 O 4 -2
U interakciji s oksidacijskim sredstvima, peroksid se oksidira do molekularnog kisika (oksidacijsko stanje 0): O 2 . Na primjer :
2KMn +7 O 4 + 5H 2 O 2 -1 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 0 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
Oksidacijsko-redukcijske reakcije ili skraćeno ORR jedna su od temelja predmeta kemije jer opisuju međudjelovanje pojedinih kemijski elementi zajedno. Kao što naziv ovih reakcija sugerira, one uključuju najmanje dvije različite kemikalije od kojih jedan djeluje kao oksidans, a drugi kao redukciono sredstvo. Očito je vrlo važno znati ih razlikovati i definirati u različitim kemijske reakcije.
Kako odrediti oksidacijsko i redukcijsko sredstvoGlavna poteškoća u određivanju oksidirajućeg i redukcijskog agensa u kemijskim reakcijama je u tome što iste tvari u različitim slučajevima mogu biti i oksidirajuća i redukcijska sredstva. Da biste naučili kako ispravno odrediti ulogu određenog kemijskog elementa u reakciji, morate jasno razumjeti sljedeće osnovne pojmove.
- Oksidacija je proces gubljenja elektrona iz vanjskog sloja elektrona kemijskog elementa. Sa svoje strane oksidacijsko sredstvo postojat će atom, molekula ili ion koji prihvaća elektrone i time snižava svoje oksidacijsko stanje, što je obnavljaju se . Nakon kemijske reakcije interakcije s drugom tvari, oksidacijsko sredstvo uvijek dobiva pozitivan naboj.
- Oporavak je proces dodavanja elektrona vanjskom sloju elektrona kemijskog elementa. Restaurator postojat će atom, molekula ili ion koji donira svoje elektrone i time povećava svoje oksidacijsko stanje, tj. oksidirati . Nakon kemijske reakcije interakcije s drugom tvari, redukcijsko sredstvo uvijek dobiva pozitivan naboj.
- Jednostavno rečeno, oksidacijsko sredstvo je tvar koja "uzima" elektrone, a redukcijsko sredstvo je tvar koja ih predaje oksidirajućem sredstvu. Poznavanjem tipičnog ponašanja pojedinih elemenata u kemijskim reakcijama moguće je utvrditi tko u redoks reakciji ima ulogu oksidansa, tko redukcionog agensa, au kojim slučajevima oksidans postaje redukcijski agens i obrnuto. .
- Tipični redukcijski agensi su metali i vodik: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Što su manje ionizirani, veća su njihova redukcijska svojstva. Na primjer, djelomično oksidirano željezo, koje je predalo jedan elektron i ima naboj +1, moći će predati jedan elektron manje u usporedbi s "čistim" željezom. Također, redukcijski agensi mogu biti spojevi kemijskih elemenata u najnižem oksidacijskom stupnju, u kojima su sve slobodne orbitale popunjene i koji mogu samo donirati elektrone, npr. amonijak NH 3, sumporovodik H 2 S, bromovodik HBr, jodovodik HI , klorovodik HCl.
- Tipični oksidansi su mnogi nemetali (F, Cl, I, O, Br). Također, metali imaju visok stupanj oksidacije (Fe +3, Sn +4, Mn +4), također neki spojevi elemenata u visokom stupnju oksidacije: kalijev permanganat KMnO4, sumporna kiselina H2SO4, dušična kiselina HNO3, bakrov oksid CuO, željezni klorid FeCl3.
- Kemijski spojevi u nepotpunom ili srednje stupnjeve oksidacija, na primjer, jednobazna dušična kiselina HNO 2, vodikov peroksid H 2 O 2, sumporna kiselina H 2 SO 3 mogu pokazivati i oksidacijska i redukcijska svojstva, ovisno o redoks svojstvima drugog reagensa uključenog u interakciju.
Kao što slijedi iz ovog primjera, jedan atom natrija daje svoj elektron jednom atomu kisika. Stoga je natrij redukcijsko sredstvo, a kisik oksidacijsko sredstvo. U tom slučaju natrij će biti potpuno oksidiran, jer će predati najveći mogući broj elektrona, a atom kisika neće biti potpuno reduciran, jer će moći prihvatiti još jedan elektron od drugog atoma kisika.
Opis
Tijekom redoks reakcije redukcijski agens odaje elektrone, tj. oksidira; Oksidirajuće sredstvo dobiva elektrone, tj. obnavlja se. Štoviše, svaka redoks reakcija predstavlja jedinstvo dviju suprotnih transformacija - oksidacije i redukcije, koje se odvijaju istovremeno i bez odvajanja jedne od druge.
Oksidacija
Oksidacija je proces gubljenja elektrona, uz povećanje stupnja oksidacije.
Kada se tvar oksidira, njezino se oksidacijsko stanje povećava kao rezultat gubitka elektrona. Atomi tvari koja se oksidira nazivaju se donori elektrona, a atomi oksidirajućeg sredstva akceptori elektrona.
U nekim slučajevima, tijekom oksidacije, molekula matične tvari može postati nestabilna i raspasti se na stabilnije i manje sastavne dijelove (vidi Slobodni radikali). U ovom slučaju, neki od atoma rezultirajućih molekula imaju viši stupanj oksidacije od istih atoma u izvornoj molekuli.
Oksidacijsko sredstvo, prihvaćajući elektrone, stječe redukcijska svojstva, pretvarajući se u konjugirano redukcijsko sredstvo:
oksidacijsko sredstvo + e − ↔ konjugirani redukcijski agens.
Oporavak
Tijekom redukcije atomi ili ioni dobivaju elektrone. U tom se slučaju smanjuje oksidacijsko stanje elementa. Primjeri: redukcija metalnih oksida u slobodne metale pomoću vodika, ugljika i drugih tvari; redukcija organskih kiselina u aldehide i alkohole; hidrogenizacija masti itd.
Reducirajuće sredstvo, donirajući elektrone, stječe oksidacijska svojstva, pretvarajući se u konjugirano oksidacijsko sredstvo:
redukcijsko sredstvo - e − ↔ konjugirani oksidator.
Nevezani, slobodni elektron je najjače redukcijsko sredstvo.
Redox par
Oksidacijsko sredstvo i njegov reducirani oblik ili redukcijsko sredstvo i njegov oksidirani oblik su konjugirani redoks par, a njihove međupretvorbe su redoks polureakcije.
U svakoj redoks reakciji sudjeluju dva konjugirana redoks para, između kojih postoji konkurencija za elektrone, uslijed čega nastaju dvije polureakcije: jedna je povezana s adicijom elektrona, tj. redukcija, drugi - s otpuštanjem elektrona, tj. oksidacija.
Vrste redoks reakcija
Intermolekularne - reakcije u kojima se oksidirajući i redukcijski atomi nalaze u molekulama različite tvari, Na primjer:
H2S + Cl2 → S + 2HCl
Intramolekularne - reakcije u kojima se oksidirajući i redukcijski atomi nalaze u molekulama iste tvari, na primjer:
2H 2 O → 2H 2 + O 2
Disproporcioniranje (autooksidacija-samoozdravljenje) - reakcije u kojima isti element djeluje i kao oksidacijsko i redukcijsko sredstvo, na primjer:
Cl 2 + H 2 O → HClO + HCl
Reproporcioniranje (proporcioniranje) - reakcije u kojima se jedno oksidacijsko stanje dobiva iz dva različita oksidacijska stanja istog elementa, na primjer:
NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O
Primjeri
Redoks reakcija između vodika i fluora
Dijeli se u dvije polureakcije:
1) Oksidacija:
2) Oporavak:
Oksidacija, redukcija
U redoks reakcijama elektroni se prenose s jednog atoma, molekule ili iona na drugi. Proces gubitka elektrona je oksidacija. Tijekom oksidacije, oksidacijsko stanje se povećava:
