Koncept oxidačního činidla a redukčního činidla. Atomy nebo ionty, které při dané reakci získávají elektrony, jsou oxidační činidla a ty, které elektrony darují, jsou redukční činidla

Redoxní reakce – reakce, ke kterým dochází při změně oxidačního stavu prvků.

Oxidace- proces odevzdání elektronů atomem

Zotavení- proces přijímání elektronů atomem

Redukční činidlo- prvek, který daruje elektrony

Oxidátor– prvek, který přijímá elektrony

Pro vizuální, ale zjednodušenou představu o důvodech změny nábojů prvků se vraťme k obrázkům:

Atom je elektricky neutrální částice. Proto se počet protonů rovná počtu elektronů

Pokud se prvek vzdá elektronu, změní se jeho náboj. Stane se kladně nabitým (pokud naopak přijme záporně)

Že. Nabití prvku je ovlivněno počtem odevzdaných nebo přijatých elektronů

I. Sestavení rovnic pro redoxní reakce

1. Zapište reakční schéma

Na + Cl2 -> NaCl

2. Uspořádáme oxidační stavy prvků:

Na 0 + Cl 2 0 -> Na + Cl -

3. Zapíšeme prvky, které změnily oxidační stav a určíme počet daných/přijatých elektronů:

Nao-1e -> Na+

Cl 2 +2e ->2Cl -

4. Najděte nejmenší společný násobek počtu darovaných a připojených elektronů:

Že. získali jsme potřebné koeficienty

5. Nastavíme koeficienty:

2Na 0 + Cl 2 0 -> 2Na + Cl —

8. Klasifikace chemických reakcí. OVR. Elektrolýza

8.3. Redoxní reakce: obecné principy

Redoxní reakce(ORR) jsou reakce, ke kterým dochází při změně oxidačního stavu atomů prvků. V důsledku těchto reakcí se některé atomy vzdávají elektronů, zatímco jiné je přijímají.

Redukční činidlo je atom, ion, molekula nebo PU, které darují elektrony, oxidační činidlo je atom, ion, molekula nebo PU, které přijímají elektrony:

Proces vzdání se elektronů se nazývá oxidace a proces přijímání elektronů obnovení. OVR musí obsahovat redukční látku a oxidační látku. Neexistuje žádný oxidační proces bez redukčního procesu a neexistuje žádný redukční proces bez oxidačního procesu.

Redukční činidlo odevzdává elektrony a je oxidováno a oxidační činidlo přijímá elektrony a redukuje se

Redukční proces je doprovázen poklesem oxidačního stavu atomů a oxidační proces je doprovázen zvýšením oxidačního stavu atomů prvků. Výše uvedené je vhodné znázornit diagramem (CO - oxidační stav):

Konkrétní příklady oxidačních a redukčních procesů (diagramy elektronické rovnováhy) jsou uvedeny v tabulce. 8.1.

Tabulka 8.1

Příklady schémat elektronických vah

Schéma elektronické váhy	Charakteristiky procesu
Oxidační proces
	Atom vápníku daruje elektrony, zvyšuje oxidační stav a je redukčním činidlem.
	Iont Cr +2 daruje elektrony, zvyšuje oxidační stav a je redukčním činidlem
	Molekula chloru odevzdává elektrony, atomy chloru zvyšují oxidační stav z 0 na +1, chlor je redukční činidlo
Proces obnovy
	Atom uhlíku přijímá elektrony, snižuje oxidační číslo, je oxidačním činidlem
	Molekula kyslíku přijímá elektrony, atomy kyslíku snižují oxidační stav z 0 na -2, molekula kyslíku je oxidační činidlo
	Ion přijímá elektrony, snižuje oxidační číslo, je oxidačním činidlem

Nejdůležitější redukční činidla: jednoduché látky kovy; vodík; uhlík ve formě koksu; oxid uhelnatý; sloučeniny obsahující atomy v nejnižším oxidačním stavu (hydridy kovů, sulfidy, jodidy, amoniak); Nejsilnějším redukčním činidlem je elektrický proud na katodě.

Nejdůležitější oxidační činidla: jednoduché látky - halogeny, kyslík, ozón; koncentrovaná kyselina sírová; Kyselina dusičná; řada solí (KClO 3, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7); peroxid vodíku H202; nejsilnějším oxidačním činidlem je elektrický proud na anodě.

Podle období se zvyšují oxidační vlastnosti atomů a jednoduchých látek: fluor - nejsilnější oxidační činidlo ze všech jednoduchých látek. V každém období tvoří halogeny jednoduché látky s nejvýraznějšími oxidačními vlastnostmi.

Ve skupinách A odshora dolů slábnou oxidační vlastnosti atomů a jednoduchých látek a zvyšují se redukční vlastnosti.

U atomů stejného typu se redukční vlastnosti zvyšují s rostoucím poloměrem; například redukční vlastnosti aniontu
I − jsou výraznější než anion Cl −.

U kovů jsou redoxní vlastnosti jednoduchých látek a iontů ve vodném roztoku určeny polohou kovu v elektrochemické řadě: zleva doprava (shora dolů) redukční vlastnosti jednoduchých kovů slábnou: nejsilnější redukční činidlo- lithium.

Pro kovové ionty ve vodném roztoku zleva doprava ve stejné řadě se oxidační vlastnosti odpovídajícím způsobem zvyšují: nejsilnější oxidační činidlo- Au 3 + ionty.

Pro přiřazení koeficientů v ORR můžete použít metodu založenou na sestavení diagramů oxidačních a redukčních procesů. Tato metoda se nazývá metoda elektronické váhy.

Podstata metody elektronické váhy je následující.

1. Sestavte reakční schéma a identifikujte prvky, které změnily oxidační stav.

2. Sestavte elektronové rovnice pro poloviční reakce redukce a oxidace.

3. Protože počet elektronů darovaných redukčním činidlem se musí rovnat počtu elektronů přijatých oxidačním činidlem, další faktory se zjišťují metodou nejmenšího společného násobku (LCM).

4. Další faktory jsou umístěny před vzorcem odpovídajících látek (koeficient 1 je vynechán).

5. Počty atomů těch prvků, které nezměnily oxidační stav, se vyrovnají (nejprve - vodík ve vodě a poté - počet atomů kyslíku).

Příklad sestavení rovnice pro redoxní reakci

metoda elektronické váhy.

Zjistili jsme, že atomy uhlíku a síry změnily svůj oxidační stav. Sestavíme rovnice pro poloviční reakce redukce a oxidace:

V tomto případě je LOC 4 a další faktory jsou 1 (pro uhlík) a 2 (pro kyselinu sírovou).

Další faktory nalezené na levé a pravé straně reakčního diagramu umístíme před vzorce látek obsahujících uhlík a síru:

C + 2H2S04 -> C02 + 2SO2 + H20

Počet atomů vodíku vyrovnáme tak, že před vzorec vody dáme faktor 2 a zajistíme, aby počet atomů kyslíku na obou stranách rovnice byl stejný. Proto rovnice ORR

C + 2H2S04 = C02 + 2S02 + 2H20

Nabízí se otázka: do které části obvodu OVR by měly být umístěny nalezené dodatečné násobiče - vlevo nebo vpravo?

Pro jednoduché reakce to nevadí. Je však třeba mít na paměti: pokud jsou na levé straně rovnice definovány další faktory, pak jsou koeficienty také umístěny před vzorce látek na levé straně; pokud byly výpočty provedeny pro pravou stranu, pak jsou koeficienty umístěny na pravou stranu rovnice. Například:

Na základě počtu atomů Al na levé straně:

Na základě počtu atomů Al na pravé straně:

V obecném případě, pokud se reakce účastní látky molekulární struktury (O 2, Cl 2, Br 2, I 2, N 2 ), pak se při výběru koeficientů vychází z počtu atomů v molekule:

Pokud N 2 O vzniká reakcí s HNO 3, pak je také lepší napsat diagram elektronové rovnováhy pro dusík založený na dvou atomech dusíku .

V některých redoxních reakcích může jedna z látek působit jako oxidační činidlo (redukční činidlo) i jako sůl tvořící (tj. podílet se na tvorbě soli).

Takové reakce jsou typické zejména pro interakci kovů s oxidujícími kyselinami (HNO 3, H 2 SO 4 (conc)), jakož i oxidačními solemi (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, KClO 3, Ca( OCl) 2) s kyselinou chlorovodíkovou (díky aniontům Cl má kyselina chlorovodíková redukční vlastnosti) a dalšími kyselinami, jejichž aniont je redukčním činidlem.

Vytvořme rovnici pro reakci mědi se zředěnou kyselinou dusičnou:

Vidíme, že část molekul kyseliny dusičné se spotřebuje na oxidaci mědi, redukuje se na oxid dusíku (II) a část se použije k navázání výsledných iontů Cu 2+ na sůl Cu(NO 3) 2 (v složení soli, oxidační stav atomu dusíku je stejný jako u kyseliny, tj. nemění se). Při takových reakcích se vždy na pravou stranu před vzorec redukčního produktu, v tomto případě před vzorec NO, a ne HNO 3 nebo Cu(NO 3) 2, umísťuje další faktor pro oxidační prvek.

Před vzorec HNO 3 dáme koeficient 8 (dvě molekuly HNO 3 se spotřebují na oxidaci mědi a šest na vazbu tří iontů Cu 2+ na sůl), vyrovnáme počty atomů H a O a dostaneme

3Cu + 8HN03 = 3Cu(N03)2 + 2NO + 4H20.

V jiných případech může být kyselina, například kyselina chlorovodíková, současně redukčním činidlem a podílet se na tvorbě soli:

Příklad 8.5. Vypočítejte, jaká hmotnost HNO 3 se spotřebuje na tvorbu soli při reakci, jejíž rovnice je

vstupuje zinek o hmotnosti 1,4 g.

Řešení. Z reakční rovnice vidíme, že z 8 molů kyseliny dusičné pouze 2 moly šly oxidovat 3 moly zinku (vzorci produktu redukce kyseliny, NO, předchází koeficient 2). Na tvorbu soli bylo spotřebováno 6 molů kyseliny, což lze snadno určit vynásobením koeficientu 3 před vzorcem soli Zn(HNO 3) 2 počtem zbytků kyseliny v jedné vzorcové jednotce soli, tzn. dne 2.

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

x = 0,043 mol;

m (HN03) = n (HN03) M (HN03) = 0,043 ⋅ 63 = 2,71 (g)

Odpověď: 2,71 g.

V některých ORR se oxidační stav mění atomy ne dvou, ale tří prvků.

Příklad 8.6. Uspořádejte koeficienty v proudění ORR podle schématu FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 metodou elektronické rovnováhy.

Řešení. Vidíme, že oxidační stav se mění atomy tří prvků: Fe, S a O. V takových případech se počty elektronů darovaných atomy různých prvků sečtou:

Uspořádáme-li stechiometrické koeficienty, dostaneme:

4FeS + 702 = 2Fe203 + 4SO2.

Podívejme se na příklady řešení jiných typů zkouškových úloh na toto téma.

Příklad 8.7. Uveďte počet elektronů přenesených z redukčního činidla do oxidačního činidla při úplném rozkladu dusičnanu měďnatého o hmotnosti 28,2 g.

Řešení. Zapíšeme rovnici pro reakci rozkladu soli a diagram elektronové rovnováhy ORR; M = 188 g/mol.

Vidíme, že 2 moly O 2 vznikají rozkladem 4 molů soli. V tomto případě přecházejí 4 moly elektronů z atomů redukčního činidla (v tomto případě iontů) na oxidační činidlo (tj. ionty): . Protože chemické množství soli n = 28,2/188 = 0,15 (mol), máme:

2 moly soli - 4 moly elektronů

0,15 mol - x

n (e) = x = 4 ⋅ 0,15/2 = 0,3 (mol),

N (e) = N An (e) = 6,02 ⋅ 10 23 ⋅ 0,3 = 1,806 ⋅ 10 23 (elektrony).

Odpověď: 1,806 ⋅ 10 23.

Příklad 8.8. Když kyselina sírová reagovala s chemickým množstvím 0,02 mol s hořčíkem, atomy síry přidaly 7,224 ⋅ 10 22 elektronů. Najděte vzorec produktu redukce kyseliny.

Řešení. Obecně mohou být schémata pro redukci atomů síry v kyselině sírové následující:

těch. 1 mol atomů síry může přijmout 2, 6 nebo 8 molů elektronů. Uvážíme-li, že 1 mol kyseliny obsahuje 1 mol atomů síry, tzn. n (H2SO4) = n (S), máme:

n(e) = N(e)/NA = (7,224 ⋅ 1022)/(6,02 ⋅ 1023) = 0,12 (mol).

Vypočítáme počet elektronů přijatých 1 molem kyseliny:

0,02 mol kyseliny přijme 0,12 mol elektronů

1 mol - x

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

Tento výsledek odpovídá procesu redukce kyseliny sírové na síru:

Odpověď: síra.

Příklad 8.9. Reakcí uhlíku s koncentrovanou kyselinou dusičnou vzniká voda a dva soli tvořící oxidy. Najděte hmotnost uhlíku, který reagoval, kdyby oxidační atomy při tomto procesu přijaly 0,2 mol elektronů.

Řešení. Interakce látek probíhá podle reakčního schématu

Sestavíme rovnice pro poloviční reakce oxidace a redukce:

Z diagramů elektronové rovnováhy vidíme, že pokud oxidační atomy () přijmou 4 moly elektronů, pak do reakce vstoupí 1 mol (12 g) uhlíku. Skládáme a řešíme poměr:

4 moly elektronů - 12 g uhlíku

0,2 - x

x = 0,2 ⋅ 124 = 0,6 (g).

Odpověď: 0,6 g.

Klasifikace redoxních reakcí

Existují intermolekulární a intramolekulární redoxní reakce.

Když intermolekulární ORR oxidační a redukční atomy jsou součástí různých látek a jsou atomy různých chemických prvků.

Když intramolekulární ORR oxidační a redukční atomy jsou součástí téže látky. Mezi intramolekulární reakce patří disproporce, ve kterém oxidační činidlo a redukční činidlo jsou atomy stejného chemického prvku ve složení stejné látky. Takové reakce jsou možné pro látky obsahující atomy se středním oxidačním stavem.

Příklad 8.10. Uveďte schéma disproporce OVR:

1) Mn02 + HCl -> MnCl2 + Cl2 + H20

2) Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2

3) KI + Cl2 → KCl + I2

4) Cl2 + KOH → KCl + KClO + H20

Řešení . Reakce 1)–3) jsou intermolekulární ORR:

Disproporcionační reakce je reakce 4), protože v ní je atom chloru jak oxidační činidlo, tak redukční činidlo:

Odpověď: 4).

Redoxní vlastnosti látek lze kvalitativně posoudit na základě analýzy oxidačních stavů atomů ve složení látky:

1) pokud je atom zodpovědný za redoxní vlastnosti v nejvyšším oxidačním stavu, pak tento atom již nemůže elektrony odevzdávat, ale může je pouze přijímat. Proto se v OVR tato látka bude vystavovat pouze oxidační vlastnosti. Příklady takových látek (vzorce udávají oxidační stav atomu odpovědného za redoxní vlastnosti):

2) pokud je atom zodpovědný za redoxní vlastnosti v nejnižším oxidačním stavu, pak se tato látka projeví pouze regenerační vlastnosti(tento atom již nemůže přijímat elektrony, může je pouze rozdávat). Příklady takových látek: , . Proto pouze redukční vlastnosti v ORR vykazují všechny halogenové anionty (s výjimkou F−, k jejichž oxidaci se využívá elektrický proud na anodě), sulfidový ion S2−, atom dusíku v molekule amoniaku a hydridový iont H-. Kovy (Na, K, Fe) mají pouze redukční vlastnosti;

3) je-li atom prvku ve středním oxidačním stavu (oxidační stav je větší než minimum, ale menší než maximum), pak bude odpovídající látka (iont) v závislosti na podmínkách vykazovat duální oxidační-obnovující vlastnosti: silnější oxidační činidla tyto látky (ionty) oxidují a silnější redukční činidla je redukují. Příklady takových látek: síra, protože nejvyšší oxidační stav atomu síry je +6 a nejnižší je -2, oxid síry (IV), oxid dusíku (III) (nejvyšší oxidační stav atomu dusíku je +5 , a nejnižší je -3), peroxid vodíku (nejvyšší oxidační stav atomu kyslíku je +2 a nejnižší je -2). Kovové ionty ve středních oxidačních stavech vykazují duální redoxní vlastnosti: Fe 2+, Mn +4, Cr +3 atd.

Příklad 8.11. Nemůže dojít k oxidačně-redukční reakci, jejíž schéma je:

1) Cl 2 + KOH → KCl + KClO 3 + H20

2) S + NaOH → Na2S + Na2S03 + H20

3) KClO → KClO 3 + KClO 4

4) KBr + Cl2 -> KCl + Br

Řešení. Reakce, jejíž schéma je uvedeno pod číslem 3) nemůže nastat, protože obsahuje redukční činidlo, ale žádné oxidační činidlo:

Odpověď: 3).

U některých látek je redoxní dualita způsobena přítomností různých atomů v jejich složení v nejnižším i nejvyšším oxidačním stupni; například kyselina chlorovodíková (HCl) je díky atomu vodíku (nejvyšší oxidační stav rovný +1) oxidačním činidlem a díky aniontu Cl − je redukčním činidlem (nejnižší oxidační stav).

ORR není možné mezi látkami, které vykazují pouze oxidační (HNO 3 a H 2 SO 4, KMnO 4 a K 2 CrO 7) nebo pouze redukční vlastnosti (HCl a HBr, HI a H 2 S)

OVR jsou v přírodě extrémně běžné (metabolismus v živých organismech, fotosyntéza, dýchání, rozpad, spalování) a jsou široce využívány lidmi pro různé účely (získávání kovů z rud, kyselin, zásad, čpavku a halogenů, vytváření chemických zdrojů proudu, získávání teplo a energie při spalování různých látek). Poznamenejme, že OVR nám často komplikují život (kažení potravin, ovoce a zeleniny, koroze kovů – to vše je spojeno s výskytem různých redoxních procesů).

Oxidační činidlo a redukční činidlo se používají k formulaci reakce v organické a anorganické chemii. Podívejme se na hlavní charakteristiky takových interakcí, identifikujme algoritmus pro sestavení rovnice a uspořádání koeficientů.

Definice

Oxidační činidlo je atom nebo iont, který při interakci s jinými prvky přijímá elektrony. Proces přijímání elektronů se nazývá redukce a je spojen se snížením oxidačního stavu.

V kurzu anorganické chemie jsou diskutovány dvě hlavní metody uspořádání koeficientů. Redukční činidlo a oxidační činidlo v reakcích se stanoví sestavením elektronických vah nebo metodou polovičních reakcí. Podívejme se blíže na první způsob uspořádání koeficientů v OVR.

Oxidační stavy

Před stanovením oxidačního činidla v reakci je nutné určit oxidační stavy všech prvků v látkách účastnících se přeměny. Představuje náboj atomu prvku, vypočítaný podle určitých pravidel. U komplexních látek musí být součet všech kladných a záporných oxidačních stavů roven nule. Pro kovy hlavních podskupin odpovídá valenci a má kladnou hodnotu.

Pro nekovy, které jsou umístěny na konci vzorce, se stupeň určí odečtením čísla skupiny od osmi a má zápornou hodnotu.

Pro jednoduché látky je to nula, protože neexistuje žádný proces přijímání nebo vzdání se elektronů.

U komplexních sloučenin skládajících se z několika chemických prvků se ke stanovení oxidačních stavů používají matematické výpočty.

Oxidační činidlo je tedy atom, který v procesu interakce snižuje svůj oxidační stav a redukční činidlo naopak zvyšuje jeho hodnotu.

Příklady OVR

Hlavním rysem úloh souvisejících s uspořádáním koeficientů v redoxních reakcích je identifikace chybějících látek a příprava jejich vzorců. Oxidační činidlo je prvek, který přijme elektrony, ale kromě něj se na reakci musí podílet a darovat je i redukční činidlo.

Dovolte nám představit zobecněný algoritmus, pomocí kterého můžete plnit úkoly nabízené maturantům na jednotné státní zkoušce. Podívejme se na pár konkrétních příkladů, abychom pochopili, že oxidační činidlo není pouze prvkem ve složité látce, ale také jednoduchou látkou.

Nejprve musíte každému prvku přiřadit oxidační stavy pomocí určitých pravidel.

Dále musíte analyzovat prvky, které se nepodílely na tvorbě látek, a vytvořit pro ně vzorce. Po odstranění všech mezer můžete přistoupit k procesu sestavení elektronické rovnováhy mezi oxidačním činidlem a redukčním činidlem. Výsledné koeficienty se dosadí do rovnice, v případě potřeby je přidají před látky, které nejsou zahrnuty v bilanci.

Například pomocí metody elektronické váhy je nutné doplnit navrženou rovnici a před vzorce umístit potřebné koeficienty.

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

Nejprve určíme hodnoty oxidačních stavů pro každý z nich

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 + …+…

V navrženém schématu se mění za kyslík, stejně jako za mangan v manganistanu draselném. Našli jsme tedy redukční činidlo a oxidační činidlo. Na pravé straně není žádná látka, která by obsahovala draslík, takže místo mezer vytvoříme vzorec pro jeho síran.

Poslední akcí v této úloze bude umístění koeficientů.

5H202 + 3H2SO4 + 2KMnO4 = 2MnS04 + 502 + 8H20 + K2SO4

Kyseliny, manganistan draselný a peroxid vodíku lze považovat za silná oxidační činidla. Všechny kovy vykazují redukční vlastnosti, během reakcí se přeměňují na kationty s kladným nábojem.

Závěr

Procesy zahrnující přijímání a darování negativních elektronů se vyskytují nejen v anorganické chemii. Metabolismus, který se vyskytuje v živých organismech, je jasným příkladem výskytu redoxních reakcí v organické chemii. To potvrzuje význam uvažovaných procesů, jejich význam pro živou a neživou přírodu.

Oxidačně-redukční reakce, zkráceně ORR, jsou jedním ze základů předmětu chemie, protože popisují vzájemné ovlivňování jednotlivých chemických prvků. Jak název těchto reakcí napovídá, zahrnují alespoň dvě různé chemikálie, z nichž jedna působí jako oxidační činidlo a druhá jako redukční činidlo. Je zřejmé, že je velmi důležité umět je rozlišit a identifikovat v různých chemických reakcích.

Jak určit oxidační a redukční činidlo
Hlavním problémem při určování oxidačního činidla a redukčního činidla při chemických reakcích je to, že stejné látky v různých případech mohou být jak oxidačními činidly, tak redukčními činidly. Chcete-li se naučit, jak správně určit roli konkrétního chemického prvku v reakci, musíte jasně porozumět následujícím základním pojmům.

1. Oxidace je proces ztráty elektronů z vnější elektronové vrstvy chemického prvku. Ve své řadě oxidační činidlo bude existovat atom, molekula nebo ion, který přijímá elektrony a tím snižuje svůj oxidační stav, který je se obnovují . Po chemické reakci interakce s jinou látkou získává oxidační činidlo vždy kladný náboj.
2. Zotavení je proces přidávání elektronů do vnější elektronové vrstvy chemického prvku. Restaurátor bude existovat atom, molekula nebo iont, který daruje své elektrony a tím zvýší svůj oxidační stav, tzn okysličovat . Po chemické reakci interakce s jinou látkou získá redukční činidlo vždy kladný náboj.
3. Jednoduše řečeno, oxidační činidlo je látka, která „přijímá“ elektrony, a redukční činidlo je látka, která je dává oxidačnímu činidlu. Poznáním typického chování jednotlivých prvků při chemických reakcích lze určit, kdo v redoxní reakci hraje roli oxidačního činidla, kdo je redukčním činidlem a v jakých případech se oxidační činidlo stává redukčním činidlem a naopak. .
4. Typickými redukčními činidly jsou kovy a vodík: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Čím méně jsou ionizované, tím větší mají redukční vlastnosti. Například částečně oxidované železo, které se vzdalo jednoho elektronu a má náboj +1, bude schopno odevzdat o jeden elektron méně než „čisté“ železo. Redukčními činidly mohou být také sloučeniny chemických prvků v nejnižším oxidačním stavu, ve kterých jsou vyplněny všechny volné orbitaly a které mohou pouze darovat elektrony, např. amoniak NH 3, sirovodík H 2 S, bromovodík HBr, jodovodík HI chlorovodík HCl.
5. Typickými oxidačními činidly jsou mnohé nekovy (F, Cl, I, O, Br). Mohou také kovy s vysokým stupněm oxidace (Fe +3, Sn +4, Mn +4), jakož i některé sloučeniny prvků s vysokým stupněm oxidace: manganistan draselný KMnO4, kyselina sírová H2SO4, kyselina dusičná HNO3. působí jako oxidační činidla oxid měďnatý CuO, chlorid železa FeCl 3.
6. Chemické sloučeniny v neúplných nebo středních oxidačních stavech, například jednosytná kyselina dusičná HNO 2, peroxid vodíku H 2 O 2, kyselina siřičitá H 2 SO 3 mohou vykazovat jak oxidační, tak redukční vlastnosti v závislosti na redoxních vlastnostech druhého činidla účastnícího se interakce .

Definujme oxidační činidlo a redukční činidlo na příkladu jednoduché reakce mezi sodíkem a kyslíkem.

Jak vyplývá z tohoto příkladu, jeden atom sodíku dává svůj elektron jednomu atomu kyslíku. Sodík je tedy redukční činidlo a kyslík je oxidační činidlo. V tomto případě bude sodík zcela oxidován, protože se vzdá maximálního možného počtu elektronů a atom kyslíku nebude zcela redukován, protože bude schopen přijmout další elektron z jiného atomu kyslíku.

Popis

Během redoxní reakce se redukční činidlo uvolňuje elektrony, tj. oxiduje; Oxidační činidlo získává elektrony, tj. se obnovuje. Kromě toho každá redoxní reakce představuje jednotu dvou opačných transformací - oxidace a redukce, probíhajících současně a bez oddělení jedné od druhé.

Oxidace

Oxidace je proces ztráty elektronů se zvýšením stupně oxidace.

Při oxidaci látky se její oxidační stav zvyšuje v důsledku ztráty elektronů. Atomy oxidované látky se nazývají donory elektronů a atomy oxidačního činidla se nazývají akceptory elektronů.

V některých případech se během oxidace může molekula mateřské látky stát nestabilní a rozpadnout se na stabilnější a menší součásti (viz Volné radikály). V tomto případě mají některé atomy výsledných molekul vyšší oxidační stav než stejné atomy v původní molekule.

Oxidační činidlo, přijímající elektrony, získává redukční vlastnosti a mění se na konjugované redukční činidlo:

oxidační činidlo + e − ↔ konjugované redukční činidlo.

Zotavení

Při redukci získávají atomy nebo ionty elektrony. V tomto případě se oxidační stav prvku snižuje. Příklady: redukce oxidů kovů na volné kovy pomocí vodíku, uhlíku a dalších látek; redukce organických kyselin na aldehydy a alkoholy; hydrogenace tuků atd.

Redukční činidlo, darující elektrony, získává oxidační vlastnosti a mění se na konjugované oxidační činidlo:

redukční činidlo - e − ↔ okysličovadlo konjugátu.

Nevázaný, volný elektron je nejsilnější redukční činidlo.

Redoxní pár

Oxidační činidlo a jeho redukovaná forma nebo redukční činidlo a jeho oxidovaná forma jsou konjugáty redoxní pár a jejich vzájemné konverze jsou redoxní poloviční reakce.

V libovolné redoxní reakci se účastní dva konjugované redoxní páry, mezi kterými dochází ke konkurenci o elektrony, v důsledku čehož dochází ke dvěma polovičním reakcím: jedna je spojena s adicí elektronů, tzn. redukce, druhá - s uvolněním elektronů, tzn. oxidace.

Typy redoxních reakcí

Intermolekulární - reakce, ve kterých jsou oxidační a redukční atomy umístěny v molekulách různých látek, například:

H2S + Cl2 -> S + 2HCl

Intramolekulární - reakce, ve kterých jsou oxidační a redukční atomy umístěny v molekulách stejné látky, například:

2H20 -> 2H2+02

Disproporcionace (auto-oxidace-samo-léčení) - reakce, ve kterých stejný prvek působí jako oxidační činidlo i jako redukční činidlo, například:

Cl2 + H20 → HClO + HCl

Reproporcionace (konproporcionace) - reakce, při kterých se získá jeden oxidační stav ze dvou různých oxidačních stavů téhož prvku, například:

NH4NO3 -> N20 + 2H20

Příklady

Redoxní reakce mezi vodíkem a fluorem

Dělí se na dvě poloviční reakce:

1) Oxidace:

2) Obnova:

Oxidace, redukce

Při redoxních reakcích se elektrony přenášejí z jednoho atomu, molekuly nebo iontu na druhý. Proces ztráty elektronů je oxidace. Během oxidace se oxidační stav zvyšuje: