Mnoge tvari imaju posebna svojstva, koja se u kemiji obično nazivaju oksidirajućim ili redukcijskim.

sama kemijske tvari pokazuju svojstva oksidirajućih sredstava, drugi - redukcijskih sredstava, dok neki spojevi mogu pokazivati ​​oba svojstva istovremeno (na primjer, vodikov peroksid H 2 O 2).

Što su oksidacijska i redukcijska sredstva, oksidacija i redukcija?

Redoks svojstva tvari povezana su s procesom davanja i primanja elektrona atomima, ionima ili molekulama.

Oksidacijsko sredstvo je tvar koja tijekom reakcije prihvaća elektrone, tj. reducira se; redukcijsko sredstvo - predaje elektrone, tj. oksidira. Procesi prijenosa elektrona s jedne tvari na drugu obično se nazivaju redoks reakcije.

Spojevi koji sadrže atome elemenata s maksimalnim oksidacijskim stupnjem mogu biti oksidansi samo zahvaljujući tim atomima, jer oni su već predali sve svoje valentne elektrone i sposobni su samo prihvatiti elektrone. Maksimalni stupanj oksidacija atoma elementa jednaka je broju skupine u periodni sustav elemenata, kojoj ovaj element pripada. Spojevi koji sadrže atome elemenata s minimalnim oksidacijskim stanjem mogu služiti samo kao redukcijski agensi, budući da su sposobni samo donirati elektrone, jer vanjski razina energije u takvim atomima dovršava ga osam elektrona

Tijekom kemijskih reakcija može se promijeniti broj i priroda veza između atoma koji međusobno djeluju, tj. Oksidacijska stanja atoma u molekulama mogu se mijenjati.

Reakcije koje rezultiraju promjenama oksidacijskih stanja atoma nazivaju se redoks.

Primjeri oksidacijsko-redukcijskih reakcija (skraćeno ORR):

Promjena u oksidacijskom stanju je posljedica pomicanja ili prijenosa elektrona. Bez obzira prelaze li elektroni s jednog atoma na drugi ili ih jedan od atoma samo djelomično povuče, konvencionalno govorimo o dobivanju i gubitku elektrona.

Postupakvraća elektrona u atomu ili ionu naziva seoksidacija . Postupakpristupanje elektrona se zoveobnova .

Tvari čiji atomi ili ioni odaju elektrone nazivamo restauratori . Tijekom reakcije oni se oksidiraju. Tvari čiji atomi ili ioni dobivaju elektrone nazivamo oksidirajuća sredstva . Tijekom reakcije oni se obnavljaju.

Procesi oksidacije i redukcije prikazani su elektroničkim jednadžbama, koje pokazuju promjenu oksidacijskog stanja atoma u interakciji i broj elektrona koje redukcijsko sredstvo preda ili prihvati oksidacijsko sredstvo.

Primjeri jednadžbi koje izražavaju procese oksidacije:

Jednadžbe koje izražavaju procese oporabe:

Redoks reakcija je jedan proces u kojem se oksidacija i redukcija odvijaju istovremeno. Oksidaciju jednog atoma uvijek prati redukcija drugog i obrnuto. pri čemu Općenito broj elektrona koje preda redukcijsko sredstvo jednak je broju elektrona koje dobije oksidacijsko sredstvo.

Prema zakonu ekvivalenata Mase tvari koje reagiraju međusobno su povezane kao molarne mase njihovih ekvivalenata. Ekvivalentna količina tvari u ORR-u ovisi o broju elektrona koje atomi predaju ili dobiju; molekulska masa ekvivalent se izračunava po formuli:

, (1)

Gdje M– molarna masa tvari, g/mol

M ekv – molarna masa ekvivalenta tvari, g/mol

– broj doniranih ili dodanih elektrona

Na primjer, u reakciji

atom mangana dodaje 5 elektrona, dakle ekvivalentna količina
je 1/5 madež, a atom sumpora daje 2 elektrona i ekvivalentnu količinu
je 1/2 madež. Molarne mase ekvivalenata su respektivno

Vrste redoks reakcija

Postoje tri vrste kemijskih ORR-ova: intermolekulske, intramolekularne i autooksidacijsko-samoredukcijske reakcije. Posebnu skupinu čine elektrokemijske reakcije.

1. Intermolekularne redoks reakcije su reakcije u kojima su oksidacijsko i redukcijsko sredstvo različite tvari:

2. Intramolekularni ORR su reakcije u kojima se mijenjaju oksidacijska stanja različitih atoma jedne molekule:

3. Reakcije samooksidacije-samoredukcije su reakcije u kojima dolazi do oksidacije i redukcije atoma istog elementa:

4. Elektrokemijske reakcije su ORR kod kojih su procesi oksidacije i redukcije prostorno odvojeni (odvijaju se na odvojenim elektrodama), a elektroni se vanjskim električnim krugom prenose s redukcijskog sredstva na oksidacijsko sredstvo:

Redoks reakcije obično su složene, ali poznavajući formule reaktanata i reakcijskih proizvoda i sposobnost određivanja oksidacijskih stanja atoma, možete lako postaviti koeficijente u jednadžbu bilo koje redoks reakcije.

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: binarni 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 na četiri tipa: 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 prije 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 u vodenim otopinama tvori 2 vrste soli: kromate i dikromate, 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 V srednji stupanj oksidacija 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 (viši 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 dušikovih atoma - 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 sredstvo i redukcijsko sredstvo koriste se za formuliranje reakcije u organskoj i anorganskoj kemiji. Razmotrimo glavne karakteristike takvih interakcija, identificirajmo algoritam za sastavljanje jednadžbe i raspoređivanje koeficijenata.

Definicije

Oksidacijsko sredstvo je atom ili ion koji u interakciji s drugim elementima prihvaća elektrone. Proces prihvaćanja elektrona naziva se redukcija, a povezan je sa smanjenjem oksidacijskog stanja.

Nesvjestan organska kemija Razmatraju se dvije glavne metode za raspoređivanje koeficijenata. Reducent i oksidans u reakcijama određuju se izradom elektronske vage ili metodom polureakcija. Pogledajmo pobliže prvu metodu raspoređivanja koeficijenata u OVR-u.

Oksidacijska stanja

Prije određivanja oksidacijskog sredstva u reakciji potrebno je odrediti oksidacijska stanja svih elemenata u tvarima koje sudjeluju u pretvorbi. Predstavlja naboj atoma elementa, izračunat prema određenim pravilima. U složenim tvarima zbroj svih pozitivnih i negativnih oksidacijskih stanja mora biti jednak nuli. Za metale glavnih podskupina odgovara valenciji i ima pozitivnu vrijednost.

Za nemetale, koji se nalaze na kraju formule, stupanj se određuje oduzimanjem broja grupe od osam i ima negativnu vrijednost.

Za jednostavne tvari to je nula, jer ne postoji proces prihvaćanja ili odustajanja elektrona.

Za složene spojeve koji se sastoje od nekoliko kemijskih elemenata koriste se matematički izračuni za određivanje oksidacijskih stanja.

Dakle, oksidacijsko sredstvo je atom koji u procesu interakcije snižava svoje oksidacijsko stanje, a redukcijsko sredstvo, naprotiv, povećava svoju vrijednost.

Primjeri OVR-a

Glavna značajka zadataka vezanih uz sređivanje koeficijenata u redoks reakcijama je identifikacija tvari koje nedostaju i pripremanje njihovih formula. Oksidacijski agens je element koji će prihvatiti elektrone, ali osim njega u reakciji mora sudjelovati i redukcijski agens i predati ih.

Predstavljamo generalizirani algoritam pomoću kojeg možete izvršiti zadatke ponuđene maturantima Srednja škola na jednom državni ispit. Pogledajmo nekoliko konkretnih primjera kako bismo shvatili da oksidacijsko sredstvo nije samo element u složena tvar, ali i jednostavna tvar.

Prvo morate dodijeliti oksidacijska stanja za svaki element koristeći određena pravila.

Zatim morate analizirati elemente koji nisu sudjelovali u formiranju tvari i stvoriti formule za njih. Nakon uklanjanja svih praznina, možete nastaviti s postupkom izrade elektroničke ravnoteže između oksidacijskog sredstva i redukcijskog sredstva. Dobiveni koeficijenti stavljaju se u jednadžbu, po potrebi ih dodaju ispred onih tvari koje nisu uključene u bilancu.

Primjerice, metodom elektroničke bilance potrebno je dovršiti predloženu jednadžbu i staviti potrebne koeficijente ispred formula.

H 2 O 2 + H 2 SO 4 + KMnO 4 = MnSO 4 + O 2 + …+…

Za početak, određujemo vrijednosti oksidacijskih stanja za svaki dobiveni

H 2+ O 2 - + H 2+ S +6 O 4 -2 + K + Mn +7 O 4 -2 = Mn +2 S +6 O 4 -2 + O 2 0 + …+…

U predloženoj shemi mijenjaju se za kisik, kao i za mangan u kalijev permanganat. Dakle, pronašli smo redukcijsko sredstvo i oksidacijsko sredstvo. Na desnoj strani nema tvari koja bi sadržavala kalij, pa ćemo umjesto praznina stvoriti formulu za njegov sulfat.

Posljednja radnja u ovom zadatku bit će postavljanje koeficijenata.

5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 + 2KMnO 4 = 2Mn SO 4 + 5O 2 + 8H 2 O + K 2 SO 4

Kiseline, kalijev permanganat i vodikov peroksid mogu se smatrati jakim oksidansima. Svi metali pokazuju redukcijska svojstva, pretvarajući se u katione s pozitivnim nabojem tijekom reakcija.

Zaključak

Procesi vezani uz prihvaćanje i oslobađanje negativnih elektrona ne događaju se samo u anorganska kemija. Metabolizam koji se odvija u živim organizmima jasan je primjer pojave redoks reakcija u organskoj kemiji. Time se potvrđuje značaj razmatranih procesa, njihova relevantnost za živu i neživu prirodu.

8. Klasifikacija kemijske reakcije. OVR. Elektroliza

8.3. Redoks reakcije: opće odredbe

Redoks reakcije(ORR) su reakcije koje se odvijaju s promjenom oksidacijskog stanja atoma elemenata. Kao rezultat tih reakcija, neki atomi odustaju od elektrona, dok ih drugi prihvaćaju.

Reducirajuće sredstvo je atom, ion, molekula ili PU koji predaje elektrone, oksidacijsko sredstvo je atom, ion, molekula ili PU koji prihvaća elektrone:

Proces odavanja elektrona naziva se oksidacija, a proces primanja elektrona tzv obnova. OVR mora sadržavati reducirajuću tvar i oksidirajuću tvar. Nema procesa oksidacije bez procesa redukcije i nema procesa redukcije bez procesa oksidacije.

Reducirajuće sredstvo predaje elektrone i oksidira se, a oksidacijsko sredstvo prihvaća elektrone i reducira se

Proces redukcije prati smanjenje oksidacijskog stanja atoma, a oksidacijski proces prati povećanje oksidacijskog stanja atoma elemenata. Zgodno je gornje ilustrirati dijagramom (CO - oksidacijsko stanje):

Konkretni primjeri procesi oksidacije i redukcije (dijagrami elektroničke bilance) dani su u tablici. 8.1.

Tablica 8.1

Primjeri shema elektroničke bilance

Elektronska shema ravnoteže	Karakteristike procesa
Proces oksidacije
	Atom kalcija predaje elektrone, povećava oksidacijsko stanje i redukcijsko je sredstvo.
	Cr +2 ion donira elektrone, povećava oksidacijsko stanje i redukcijsko je sredstvo
	Molekula klora odustaje od elektrona, atomi klora povećavaju oksidacijsko stanje od 0 do +1, klor je redukcijsko sredstvo
Proces oporavka
	Atom ugljika prihvaća elektrone, snižava oksidacijski broj, oksidacijsko je sredstvo
	Molekula kisika prihvaća elektrone, atomi kisika smanjuju oksidacijsko stanje s 0 na −2, molekula kisika je oksidacijsko sredstvo
	Ion prihvaća elektrone, snižava oksidacijski broj, oksidacijsko je sredstvo

Najvažniji redukcijski agensi: jednostavne tvari metali; vodik; ugljik u obliku koksa; ugljikov(II) monoksid; spojevi koji sadrže atome u najnižem stupnju oksidacije (metalni hidridi, sulfidi, jodidi, amonijak); najjače redukcijsko sredstvo - struja na katodi.

Najvažnija oksidacijska sredstva: jednostavne tvari - halogeni, kisik, ozon; koncentrirana sumporna kiselina; Dušična kiselina; niz soli (KClO 3, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7); vodikov peroksid H2O2; najjače oksidacijsko sredstvo je električna struja na anodi.

U skladu s periodom povećavaju se oksidacijska svojstva atoma i jednostavnih tvari: fluor - najjače oksidacijsko sredstvo od svih jednostavnih tvari. U svakom razdoblju halogeni tvore jednostavne tvari s najizraženijim oksidacijskim svojstvima.

U skupinama A, odozgo prema dolje, slabe oksidacijska svojstva atoma i jednostavnih tvari, a povećavaju redukcijska svojstva.

Za atome iste vrste redukcijska svojstva rastu s povećanjem radijusa; primjerice redukcijska svojstva aniona
I − su izraženiji od aniona Cl −.

Za metale, redoks svojstva jednostavnih tvari i iona u Vodena otopina određeno položajem metala u elektrokemijskom nizu: slijeva nadesno (gore prema dolje), redukcijska svojstva jednostavnih metala slabe: najjače redukcijsko sredstvo- litij.

Za metalne ione u vodenoj otopini slijeva nadesno u istom redu, oksidacijska svojstva se povećavaju u skladu s tim: najjače oksidacijsko sredstvo- ioni Au 3+.

Za dodjeljivanje koeficijenata u ORR-u možete koristiti metodu koja se temelji na izradi dijagrama procesa oksidacije i redukcije. Ova metoda se zove metoda elektronske vage.

Suština metode elektronske bilance je sljedeća.

1. Nacrtajte reakcijsku shemu i identificirajte elemente koji su promijenili oksidacijsko stanje.

2. Sastaviti elektroničke jednadžbe za polureakcije redukcije i oksidacije.

3. Budući da broj elektrona koje je donirao redukcijski agens mora biti jednak broju elektrona koje je prihvatio oksidacijski agens, dodatni faktori se pronalaze koristeći metodu najmanjeg zajedničkog višekratnika (LCM).

4. Dodatni faktori stavljaju se ispred formula odgovarajućih tvari (koeficijent 1 je izostavljen).

5. Izjednačavaju se brojevi atoma onih elemenata koji nisu promijenili oksidacijsko stanje (prvo - vodik u vodi, a zatim - broj atoma kisika).

Primjer sastavljanja jednadžbe za redoks reakciju

metoda elektronske vage.

Nalazimo da su atomi ugljika i sumpora promijenili svoje oksidacijsko stanje. Sastavljamo jednadžbe za polureakcije redukcije i oksidacije:

Za ovaj slučaj, LOC je 4, a dodatni faktori su 1 (za ugljik) i 2 (za sumpornu kiselinu).

Dodatne faktore koji se nalaze na lijevoj i desnoj strani reakcijskog dijagrama stavljamo ispred formula tvari koje sadrže ugljik i sumpor:

C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 + H 2 O

Izjednačavamo broj atoma vodika stavljajući faktor 2 ispred formule za vodu i pazimo da broj atoma kisika na obje strane jednadžbe bude isti. Stoga jednadžba OVR

C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O

Postavlja se pitanje: u koji dio OVR kruga treba smjestiti pronađene dodatne množitelje - lijevo ili desno?

Za jednostavne reakcije to nije važno. Međutim, treba imati na umu: ako su dodatni faktori definirani na lijevoj strani jednadžbe, tada se koeficijenti također stavljaju ispred formula tvari na lijevoj strani; ako su izračuni provedeni za desnu stranu, tada se koeficijenti postavljaju na desnu stranu jednadžbe. Na primjer:

Na temelju broja atoma Al na lijevoj strani:

Na temelju broja atoma Al na desnoj strani:

U opći slučaj, ako su tvari uključene u reakciju molekularna struktura(O 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , N 2 ), tada pri odabiru koeficijenata polaze od broja atoma u molekuli:

Ako N 2 O nastaje u reakciji koja uključuje HNO 3, tada je također bolje napisati dijagram elektronske ravnoteže za dušik na temelju dva atoma dušika .

U nekim redoks reakcijama jedna od tvari može djelovati i kao oksidans (reducent) i kao tvorac soli (tj. sudjelovati u stvaranju soli).

Takve reakcije su posebno tipične za interakciju metala s oksidirajućim kiselinama (HNO 3, H 2 SO 4 (konc)), kao i oksidirajućim solima (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, KClO 3, Ca( OCl) 2) sa solnom kiselinom (zbog Cl − aniona klorovodična kiselina ima redukcijska svojstva) i druge kiseline čiji je anion redukcijsko sredstvo.

Napravimo jednadžbu za reakciju bakra s razrijeđenom dušičnom kiselinom:

Vidimo da se dio molekula dušične kiseline troši na oksidaciju bakra, reducira se u dušikov oksid (II), a dio se koristi za vezanje nastalih iona Cu 2+ u sol Cu(NO 3) 2 (u sastav soli, oksidacijsko stanje atoma dušika je isto kao u kiselini, tj. ne mijenja se). U takvim reakcijama dodatni faktor za oksidirajući element uvijek se stavlja s desne strane ispred formule produkta redukcije, u ovom slučaju ispred formule NO, a ne HNO 3 ili Cu(NO 3) 2.

Ispred formule HNO 3 stavljamo koeficijent 8 (dvije molekule HNO 3 troše se na oksidaciju bakra, a šest na vezanje tri iona Cu 2+ u sol), izjednačavamo broj atoma H i O i dobivamo

3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

U drugim slučajevima, kiselina, na primjer klorovodična kiselina, može istovremeno biti i redukcijsko sredstvo i sudjelovati u stvaranju soli:

Primjer 8.5. Izračunajte kolika je masa HNO 3 utrošena na stvaranje soli pri reakciji čija je jednadžba

ulazi cink mase 1,4 g.

Riješenje. Iz reakcijske jednadžbe vidimo da su od 8 mola dušične kiseline samo 2 mola otišla na oksidaciju 3 mola cinka (ispred formule produkta redukcije kiseline, NO, stoji koeficijent 2). Za stvaranje soli utrošeno je 6 mola kiseline, što se lako može odrediti množenjem koeficijenta 3 ispred formule soli Zn(HNO 3) 2 s brojem kiselinskih ostataka u jednoj formulskoj jedinici soli, tj. na 2.

n(Zn) = 1,4/65 = 0,0215 (mol).

x = 0,043 mol;

m (HNO 3) = n (HNO 3) M (HNO 3) = 0,043 ⋅ 63 = 2,71 (g)

Odgovor: 2,71 g.

U nekim ORR-ovima, oksidacijsko stanje mijenjaju atomi ne dva, već tri elementa.

Primjer 8.6. Rasporedite koeficijente u ORR tečenju prema shemi FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 koristeći metodu elektronske vage.

Riješenje. Vidimo da oksidacijsko stanje mijenjaju atomi tri elementa: Fe, S i O. U takvim slučajevima, brojevi elektrona koje doniraju atomi različitih elemenata se zbrajaju:

Sređivanjem stehiometrijskih koeficijenata dobivamo:

4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.

Pogledajmo primjere rješavanja drugih vrsta ispitnih zadataka na ovu temu.

Primjer 8.7. Označite broj elektrona koji je prešao s redukcijskog sredstva na oksidacijsko sredstvo tijekom potpunog raspada bakrova(II) nitrata mase 28,2 g.

Riješenje. Zapisujemo jednadžbu reakcije razgradnje soli i dijagram elektronske ravnoteže ORR-a; M = 188 g/mol.

Vidimo da 2 mola O 2 nastaju razgradnjom 4 mola soli. U ovom slučaju, 4 mola elektrona prelaze od redukcijskih atoma (u ovom slučaju iona) do oksidacijskog sredstva (tj. iona): . Budući da je kemijska količina soli n = 28,2/188 = 0,15 (mol), imamo:

2 mola soli - 4 mola elektrona

0,15 mol - x

n (e) = x = 4 ⋅ 0,15/2 = 0,3 (mol),

N (e) = N A n (e) = 6,02 ⋅ 10 23 ⋅ 0,3 = 1,806 ⋅ 10 23 (elektroni).

Odgovor: 1,806 ⋅ 10 23.

Primjer 8.8. Kada je sumporna kiselina reagirala s kemijskom količinom od 0,02 mol s magnezijem, atomi sumpora dodali su 7,224 ⋅ 10 22 elektrona. Pronađite formulu produkta redukcije kiseline.

Riješenje. Općenito, sheme redukcije atoma sumpora u sumpornoj kiselini mogu biti sljedeće:

oni. 1 mol atoma sumpora može prihvatiti 2, 6 ili 8 mola elektrona. Uzimajući u obzir da 1 mol kiseline sadrži 1 mol atoma sumpora, tj. n (H 2 SO 4) = n (S), imamo:

n (e) = N (e)/NA = (7,224 ⋅ 10 22)/(6,02 ⋅ 10 23) = 0,12 (mol).

Izračunavamo broj elektrona koje prihvaća 1 mol kiseline:

0,02 mol kiseline prihvaća 0,12 mol elektrona

1 mol - x

n(e) = x = 0,12/0,02 = 6 (mol).

Ovaj rezultat odgovara procesu redukcije sumporne kiseline u sumpor:

Odgovor: sumpor.

Primjer 8.9. Reakcija ugljika s koncentriranom dušičnom kiselinom proizvodi vodu i dva oksida koji tvore sol. Odredite masu ugljika koji je reagirao ako su oksidirajući atomi u tom procesu primili 0,2 mol elektrona.

Riješenje. Međudjelovanje tvari odvija se prema reakcijskoj shemi

Sastavljamo jednadžbe za polureakcije oksidacije i redukcije:

Iz dijagrama elektronske ravnoteže vidimo da ako oksidirajući atomi () prihvate 4 mola elektrona, tada u reakciju ulazi 1 mol (12 g) ugljika. Sastavljamo i rješavamo proporcije:

4 mola elektrona - 12 g ugljika

0,2 - x

x = 0,2 ⋅ 12 4 = 0,6 (g).

Odgovor: 0,6 g.

Klasifikacija redoks reakcija

Postoje intermolekularne i intramolekularne redoks reakcije.

Kada intermolekularni ORR-ovi u sastav su uključeni oksidirajući i redukcijski atomi različite tvari a atomi su različitih kemijskih elemenata.

Kada intramolekularni ORR oksidacijski i redukcijski atomi dio su iste tvari. Intramolekularne reakcije uključuju disproporcionalnost, u kojem su oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo atomi istih kemijski element sadržane u istoj tvari. Takve su reakcije moguće za tvari koje sadrže atome sa srednjim oksidacijskim stanjem.

Primjer 8.10. Navedite shemu disproporcioniranja OVR-a:

1) MnO 2 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O

2) Zn + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2

3) KI + Cl 2 → KCl + I 2

4) Cl 2 + KOH → KCl + KClO + H 2 O

Riješenje . Reakcije 1)–3) su intermolekularni ORR:

Reakcija disproporcioniranja je reakcija 4), budući da je u njoj atom klora i oksidacijsko i redukcijsko sredstvo:

Odgovor: 4).

Redoks svojstva tvari mogu se kvalitativno ocijeniti na temelju analize oksidacijskih stanja atoma u sastavu tvari:

1) ako je atom odgovoran za redoks svojstva u najvišem oksidacijskom stanju, tada taj atom više ne može predati elektrone, već ih može samo prihvatiti. Stoga će u OVR-u ova tvar biti prikazana samo oksidacijska svojstva. Primjeri takvih tvari (formule pokazuju oksidacijsko stanje atoma odgovornog za redoks svojstva):

2) ako je atom odgovoran za redoks svojstva u najnižem oksidacijskom stanju, tada će ta tvar pokazati samo restorativna svojstva(ovaj atom više ne može primati elektrone, može ih samo odavati). Primjeri takvih tvari: , . Dakle, samo redukcijska svojstva u ORR-u pokazuju svi halogeni anioni (osim F−, za čiju se oksidaciju koristi električna struja na anodi), sulfidni ion S2−, atom dušika u molekuli amonijaka, a hidridni ion H−. Metali (Na, K, Fe) imaju samo redukcijska svojstva;

3) ako je atom elementa u srednjem oksidacijskom stanju (oksidacijsko stanje je veće od minimalnog, ali manje od maksimalnog), tada će odgovarajuća tvar (ion) ovisno o uvjetima pokazivati dvostruki oksidativni-restorativna svojstva: jača oksidacijska sredstva će oksidirati ove tvari (ione), a jača redukcijska sredstva će ih reducirati. Primjeri takvih tvari: sumpor, budući da najviši stupanj oksidacija atoma sumpora je +6, a najniža -2, sumporov oksid(IV), dušikov oksid(III) (najviše oksidacijsko stanje atoma dušika je +5, a najniže -3), vodikov peroksid (najviše oksidacijsko stanje atoma kisika je +2, a najniže −2). Metalni ioni u srednjim oksidacijskim stanjima pokazuju dvojna redoks svojstva: Fe 2+, Mn +4, Cr +3, itd.

Primjer 8.11. Ne može doći do oksidacijsko-redukcijske reakcije, čija je shema:

1) Cl 2 + KOH → KCl + KClO 3 + H 2 O

2) S + NaOH → Na 2 S + Na 2 SO 3 + H 2 O

3) KClO → KClO 3 + KClO 4

4) KBr + Cl 2 → KCl + Br

Riješenje. Reakcija čija je shema navedena pod brojem 3) ne može se dogoditi jer sadrži redukcijsko sredstvo, ali ne i oksidacijsko sredstvo:

Odgovor: 3).

Za neke tvari, redoks dualnost je posljedica prisutnosti u njihovom sastavu različitih atoma i u najnižem i u najvišem stupnju oksidacije; npr. klorovodična kiselina (HCl) je zbog atoma vodika (najviše oksidacijsko stanje jednako +1) oksidacijsko sredstvo, a zbog Cl − aniona redukcijsko sredstvo (najniže oksidacijsko stanje).

ORR nije moguć između tvari koje pokazuju samo oksidacijska (HNO 3 i H 2 SO 4, KMnO 4 i K 2 CrO 7) ili samo redukcijska svojstva (HCl i HBr, HI i H 2 S)

OVR su iznimno česti u prirodi (metabolizam u živim organizmima, fotosinteza, disanje, raspadanje, izgaranje), a ljudi ih široko koriste u razne svrhe (dobivanje metala iz ruda, kiselina, lužina, amonijaka i halogena, stvaranje kemijskih izvora struje, dobivanje toplina i energija pri gorenju razne tvari). Napomenimo da nam OVR često kompliciraju život (kvarenje hrane, voća i povrća, korozija metala – sve je to povezano s pojavom raznih redoks procesa).