Oksüdeeriva aine ja redutseerija mõiste. Aatomid või ioonid, mis saavad antud reaktsioonis elektrone, on oksüdeerivad ained ja need, mis loovutavad elektrone, on redutseerivad ained

Redoksreaktsioonid - reaktsioonid, mis tekivad elementide oksüdatsiooniastme muutumisel.

Oksüdatsioon- elektronide loovutamise protsess aatomi poolt

Taastumine- elektronide vastuvõtmise protsess aatomi poolt

Redutseeriv aine- element, mis loovutab elektrone

Oksüdeerija- element, mis võtab vastu elektrone

Visuaalse, kuid lihtsustatud idee saamiseks elementide laengute muutumise põhjustest pöördume jooniste poole:

Aatom on elektriliselt neutraalne osake. Seetõttu on prootonite arv võrdne elektronide arvuga

Kui element loobub elektronist, muutub selle laeng. See laeb positiivselt (kui nõustub, vastupidi, negatiivselt)

See. Elemendi laengut mõjutab antud või vastuvõetud elektronide arv

I. Redoksreaktsioonide võrrandite koostamine

1. Kirjutage üles reaktsiooniskeem

Na + Cl2 -> NaCl

2. Korraldame elementide oksüdatsiooniastmed:

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

3. Paneme kirja oksüdatsiooniastet muutnud elemendid ja määrame antud/vastuvõetud elektronide arvu:

Na 0 -1e -> Na +

Cl 2 +2e ->2Cl -

4. Leidke loovutatud ja seotud elektronide arvu vähim ühiskordne:

See. saime vajalikud koefitsiendid

5. Määrame koefitsiendid:

2Na 0 + Cl 2 0 -> 2Na + Cl —

8. Keemiliste reaktsioonide klassifikatsioon. OVR. Elektrolüüs

8.3. Redoksreaktsioonid: üldpõhimõtted

Redoksreaktsioonid(ORR) on reaktsioonid, mis toimuvad elementide aatomite oksüdatsiooniastme muutumisel. Nende reaktsioonide tulemusena loobuvad mõned aatomid elektronidest, teised aga võtavad need vastu.

Redutseerija on aatom, ioon, molekul või PU, mis loovutab elektrone, oksüdeeriv aine on aatom, ioon, molekul või PU, mis võtab vastu elektrone:

Elektronidest loobumise protsessi nimetatakse oksüdatsiooniks ja elektronide vastuvõtmise protsessi taastamine. OVR peab sisaldama redutseerivat ainet ja oksüdeerivat ainet. Ei ole oksüdatsiooniprotsessi ilma redutseerimisprotsessita ja redutseerimisprotsessi ilma oksüdatsiooniprotsessita ei ole.

Redutseerija loovutab elektronid ja oksüdeerub ning oksüdeeriv aine võtab vastu elektronid ja redutseerub

Redutseerimisprotsessiga kaasneb aatomite oksüdatsiooniastme langus ja oksüdatsiooniprotsessiga elementide aatomite oksüdatsiooniastme tõus. Eelnevat on mugav illustreerida diagrammiga (CO - oksüdatsiooniaste):

Oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsesside konkreetsed näited (elektroonilised tasakaaludiagrammid) on toodud tabelis. 8.1.

Tabel 8.1

Näited elektroonilistest bilansiskeemidest

Elektrooniline saldoskeem	Protsessi omadused
Oksüdatsiooniprotsess
	Kaltsiumiaatom loovutab elektrone, suurendab oksüdatsiooniastet ja on redutseerija.
	Cr +2 ioon loovutab elektrone, suurendab oksüdatsiooniastet ja on redutseerija
	Kloori molekul loovutab elektronid, klooriaatomid tõstavad oksüdatsiooniastet 0-lt +1-le, kloor on redutseerija
Taastamisprotsess
	Süsinikuaatom võtab vastu elektrone, alandab oksüdatsiooniarvu, on oksüdeeriv aine
	Hapniku molekul võtab vastu elektrone, hapnikuaatomid vähendavad oksüdatsiooniastet 0-lt -2-le, hapniku molekul on oksüdeeriv aine
	Ioon võtab vastu elektrone, alandab oksüdatsiooniastet, on oksüdeeriv aine

Olulisemad redutseerijad: lihtained metallid; vesinik; süsinik koksi kujul; süsinik(II)monooksiid; madalaima oksüdatsiooniastmega aatomeid sisaldavad ühendid (metallihüdriidid, sulfiidid, jodiidid, ammoniaak); tugevaim redutseerija on elektrivool katoodil.

Olulisemad oksüdeerivad ained: lihtained - halogeenid, hapnik, osoon; kontsentreeritud väävelhape; Lämmastikhape; mitmed soolad (KClO 3, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7); vesinikperoksiid H 2 O 2; kõige võimsam oksüdeerija on elektrivool anoodil.

Vastavalt perioodile suurenevad aatomite ja lihtainete oksüdeerivad omadused: fluor - kõige võimsam oksüdeerija kõigist lihtsatest ainetest. Igal perioodil moodustavad halogeenid lihtsaid aineid, millel on kõige tugevamad oksüdeerivad omadused.

A rühmas ülalt alla aatomite ja lihtainete oksüdeerivad omadused nõrgenevad ning redutseerivad omadused suurenevad.

Sama tüüpi aatomite redutseerimisomadused suurenevad raadiuse suurenemisega; näiteks aniooni redutseerivad omadused
I − on rohkem väljendunud kui Cl − anioon.

Metallide puhul määrab lihtainete ja ioonide redoksomadused vesilahuses metalli asendi elektrokeemilises jadas: vasakult paremale (ülevalt alla) lihtmetallide redutseerivad omadused nõrgenevad: kõige võimsam redutseerija- liitium.

Metalliioonide puhul vesilahuses samas reas vasakult paremale suurenevad oksüdeerivad omadused vastavalt: kõige võimsam oksüdeerija- Au 3 + ioonid.

Koefitsientide määramiseks ORR-is saate kasutada meetodit, mis põhineb oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsesside diagrammide koostamisel. Seda meetodit nimetatakse elektrooniline tasakaalu meetod.

Elektroonilise tasakaalu meetodi olemus on järgmine.

1. Koostage reaktsiooniskeem ja määrake oksüdatsiooniastet muutnud elemendid.

2. Koostage redutseerimise ja oksüdatsiooni poolreaktsioonide elektroonilised võrrandid.

3. Kuna redutseerija poolt loovutatud elektronide arv peab olema võrdne oksüdeerija poolt vastuvõetud elektronide arvuga, leitakse täiendavaid tegureid kasutades vähima ühiskordse (LCM) meetodit.

4. Vastavate ainete valemite ette asetatakse lisategurid (koefitsient 1 jäetakse välja).

5. Nende elementide aatomite arv, mis ei ole oksüdatsiooniastet muutnud, võrdsustatakse (kõigepealt - vesinik vees ja seejärel - hapnikuaatomite arv).

Redoksreaktsiooni võrrandi koostamise näide

elektrooniline tasakaalu meetod.

Leiame, et süsiniku ja väävli aatomid on muutnud oma oksüdatsiooniastet. Koostame redutseerimise ja oksüdatsiooni poolreaktsioonide võrrandid:

Sel juhul on LOC 4 ja lisategurid on 1 (süsiniku puhul) ja 2 (väävelhappe puhul).

Asetame reaktsioonidiagrammi vasakule ja paremale küljele leitud lisategurid süsinikku ja väävlit sisaldavate ainete valemite ette:

C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 + H 2 O

Ühtlustame vesinikuaatomite arvu, pannes vee valemi ette teguri 2 ja veendume, et hapnikuaatomite arv võrrandi mõlemal poolel on sama. Seetõttu ORR võrrand

C + 2H 2SO 4 = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Tekib küsimus: millisesse OVR-i vooluringi ossa tuleks paigutada leitud lisakordajad - vasakule või paremale?

Lihtsate reaktsioonide puhul pole see oluline. Siiski tuleb meeles pidada: kui võrrandi vasakul poolel on defineeritud lisategurid, siis asetatakse ka koefitsiendid vasakpoolsete ainete valemite ette; kui arvutused tehti paremale poolele, siis asetatakse koefitsiendid võrrandi paremale küljele. Näiteks:

Vasakpoolsel Al-aatomite arvu põhjal:

Põhineb paremal pool olevate Al-aatomite arvul:

Üldjuhul, kui reaktsioonis osalevad molekulaarstruktuuriga ained (O 2, Cl 2, Br 2, I 2, N 2), siis koefitsientide valikul lähtutakse molekulis olevate aatomite arvust:

Kui N 2 O tekib reaktsioonis, milles osaleb HNO 3, siis on parem kirjutada ka lämmastiku elektrooniline tasakaaludiagramm kahe lämmastikuaatomi baasil .

Mõnes redoksreaktsioonis võib üks ainetest toimida nii oksüdeeriva ainena (redutseerijana) kui ka soolamoodustajana (st osaleda soola moodustumisel).

Sellised reaktsioonid on tüüpilised eelkõige metallide interaktsioonil oksüdeerivate hapetega (HNO 3, H 2 SO 4 (konts.)), aga ka oksüdeerivate sooladega (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, KClO 3, Ca( OCl) 2) vesinikkloriidhappega (Cl anioonide tõttu on vesinikkloriidhappel redutseerivad omadused) ja teiste hapetega, mille anioon on redutseerija.

Koostame võrrandi vase ja lahjendatud lämmastikhappe reaktsiooni kohta:

Näeme, et osa lämmastikhappemolekulidest kulub vase oksüdeerimisele, redutseeritakse lämmastikoksiidiks(II) ja osa kasutatakse saadud Cu 2+ ioonide sidumiseks soolaks Cu(NO 3) 2 ( soola koostis, lämmastikuaatomi oksüdatsiooniaste on sama, mis happel, st ei muutu). Sellistes reaktsioonides asetatakse oksüdeeriva elemendi lisategur alati paremale küljele enne redutseerimisprodukti valemit, antud juhul enne valemit NO, mitte aga HNO 3 või Cu(NO 3) 2.

Enne valemit HNO 3 paneme koefitsiendi 8 (kaks HNO 3 molekuli kulub vase oksüdatsioonile ja kuus kolme Cu 2+ iooni sidumisele soolaks), võrdsustame H ja O aatomite arvud ja saame

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

Muudel juhtudel võib hape, näiteks vesinikkloriidhape, olla samaaegselt nii redutseerija kui ka osaleda soola moodustamises:

Näide 8.5. Arvutage, milline mass HNO 3 kulub soola moodustumiseks reaktsioonil, mille võrrand on

siseneb tsink kaaluga 1,4 g.

Lahendus. Reaktsioonivõrrandist näeme, et 8 moolist lämmastikhappest läks 3 mooli tsingi oksüdatsioonile ainult 2 mooli (happe redutseerimisprodukti NO valemile eelneb koefitsient 2). Soola moodustamiseks kulus 6 mooli hapet, mida on lihtne määrata, kui korrutada soola valemi Zn(HNO 3) 2 ees olev koefitsient 3 happejääkide arvuga soola ühes valemiühikus, s.o. 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)

Vastus: 2,71 g.

Mõnes ORR-is muudavad oksüdatsiooni olekut mitte kahe, vaid kolme elemendi aatomid.

Näide 8.6. Korraldage koefitsiendid ORR-i voolamises vastavalt skeemile FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2, kasutades elektroonilise tasakaalu meetodit.

Lahendus. Näeme, et oksüdatsiooniastet muudavad kolme elemendi aatomid: Fe, S ja O. Sellistel juhtudel summeeritakse erinevate elementide aatomite poolt loovutatud elektronide arv:

Korraldades stöhhiomeetrilised koefitsiendid, saame:

4FeS + 7O 2 = 2Fe2O3 + 4SO 2.

Vaatame näiteid teist tüüpi eksamiülesannete lahendamisest sellel teemal.

Näide 8.7. Märkige vask(II)nitraadi massiga 28,2 g täieliku lagunemise käigus redutseerijast oksüdeerivasse ainesse üle kantud elektronide arv.

Lahendus. Kirjutame üles soolade lagunemise reaktsiooni võrrandi ja ORR-i elektroonilise tasakaalu diagrammi; M = 188 g/mol.

Näeme, et 2 mooli O 2 tekib 4 mooli soola lagunemisel. Sel juhul läheb 4 mooli elektrone redutseeriva aine aatomitest (antud juhul ioonidest) oksüdeerivasse ainesse (st ioonidesse): . Kuna soola keemiline kogus n = 28,2/188 = 0,15 (mol), on meil:

2 mooli soola - 4 mooli elektrone

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 (elektronid).

Vastus: 1,806 ⋅ 10 23.

Näide 8.8. Kui väävelhape reageeris keemilise koguse 0,02 mol magneesiumiga, lisasid väävliaatomid 7,224 ⋅ 10 22 elektroni. Leidke happe redutseerimisprodukti valem.

Lahendus. Üldiselt võivad väävelhappe väävliaatomite redutseerimise skeemid olla järgmised:

need. 1 mool väävliaatomeid võib vastu võtta 2, 6 või 8 mooli elektrone. Arvestades, et 1 mool hapet sisaldab 1 mooli väävliaatomeid, s.o. n (H 2 SO 4) = n (S), meil on:

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

Arvutame 1 mooli happe poolt vastuvõetavate elektronide arvu:

0,02 mol hapet võtab vastu 0,12 mol elektrone

1 mol - x

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

See tulemus vastab väävelhappe väävliks redutseerimise protsessile:

Vastus: väävel.

Näide 8.9. Süsiniku reaktsioonil kontsentreeritud lämmastikhappega tekib vesi ja kaks soola moodustavat oksiidi. Leidke süsiniku mass, mis reageeris, kui oksüdeerivad aatomid said selles protsessis 0,2 mol elektrone.

Lahendus. Ainete interaktsioon toimub vastavalt reaktsiooniskeemile

Koostame oksüdatsiooni ja redutseerimise poolreaktsioonide võrrandid:

Elektroonilistelt tasakaaludiagrammidelt näeme, et kui oksüdeerivad aatomid () võtavad vastu 4 mooli elektrone, siis siseneb reaktsiooni 1 mool (12 g) süsinikku. Koostame ja lahendame proportsiooni:

4 mooli elektrone - 12 g süsinikku

0,2 - x

x = 0,2 ⋅ 12 4 = 0,6 (g).

Vastus: 0,6 g.

Redoksreaktsioonide klassifikatsioon

On molekulidevahelised ja molekulisisesed redoksreaktsioonid.

Millal molekulidevahelised ORR-id oksüdeerivad ja redutseerivad aatomid on osa erinevatest ainetest ja on erinevate keemiliste elementide aatomid.

Millal intramolekulaarne ORR oksüdeerivad ja redutseerivad aatomid on sama aine osad. Intramolekulaarsed reaktsioonid hõlmavad ebaproportsionaalsus, milles oksüdeerija ja redutseerija on sama aine koostises sama keemilise elemendi aatomid. Sellised reaktsioonid on võimalikud ainete puhul, mis sisaldavad vahepealse oksüdatsiooniastmega aatomeid.

Näide 8.10. Määrake OVR-i disproportsiooniskeem:

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

2) Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2

3) KI + Cl 2 → KCl + I 2

4) Cl 2 + KOH → KCl + KClO + H 2 O

Lahendus. Reaktsioonid 1)–3) on molekulidevahelised ORR-id:

Disproportsioonireaktsioon on reaktsioon 4), kuna selles on klooriaatom nii oksüdeerija kui ka redutseerija:

Vastus: 4).

Ainete redoksomadusi saab kvalitatiivselt hinnata aine koostises olevate aatomite oksüdatsiooniastmete analüüsi põhjal:

1) kui redoksomaduste eest vastutav aatom on kõrgeimas oksüdatsiooniastmes, siis see aatom ei saa enam elektronidest loobuda, vaid saab neid ainult vastu võtta. Seetõttu eksponeeritakse seda ainet OVR-is ainult oksüdeerivad omadused. Selliste ainete näited (valemid näitavad redoksomaduste eest vastutava aatomi oksüdatsiooniastet):

2) kui redoksomaduste eest vastutav aatom on kõige madalamas oksüdatsiooniastmes, ilmneb see aine ainult taastavad omadused(see aatom ei saa enam elektrone vastu võtta, ta saab neid ainult ära anda). Selliste ainete näited: , . Seetõttu on ORR-is ainult redutseerivad omadused kõigil halogeeni anioonidel (välja arvatud F−, mille oksüdeerimiseks kasutatakse anoodil elektrivoolu), sulfiidiioonil S2−, lämmastikuaatomil ammoniaagi molekulis ja hüdriidioon H-. Metallidel (Na, K, Fe) on ainult redutseerivad omadused;

3) kui elemendi aatom on vahepealses oksüdatsiooniastmes (oksüdatsiooniaste on suurem kui miinimum, kuid väiksem kui maksimum), siis on vastav aine (ioon) olenevalt tingimustest kahekordne oksüdatiivne-taastavad omadused: tugevamad oksüdeerivad ained oksüdeerivad neid aineid (ioone) ja tugevamad redutseerivad ained redutseerivad neid. Selliste ainete näited: väävel, kuna väävliaatomi kõrgeim oksüdatsiooniaste on +6 ja madalaim -2, vääveloksiid (IV), lämmastikoksiid (III) (lämmastikuaatomi kõrgeim oksüdatsiooniaste on +5 , ja madalaim on –3), vesinikperoksiid (hapnikuaatomi kõrgeim oksüdatsiooniaste on +2 ja madalaim –2). Vahepealsetes oksüdatsiooniseisundites metalliioonidel on kahesugused redoks-omadused: Fe 2+, Mn +4, Cr +3 jne.

Näide 8.11. Oksüdatsiooni-redutseerimisreaktsiooni ei saa toimuda, mille skeem on järgmine:

1) Cl 2 + KOH → KCl + KClO 3 + H 2 O

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

3) KClO → KClO 3 + KClO 4

4) KBr + Cl2 → KCl + Br

Lahendus. Reaktsioon, mille skeem on näidatud numbri 3 all, ei saa toimuda, kuna see sisaldab redutseerijat, kuid mitte oksüdeerivat ainet:

Vastus: 3).

Mõnede ainete puhul on redoksduaalsus tingitud erinevate aatomite olemasolust nende koostises nii madalaimas kui ka kõrgeimas oksüdatsiooniastmes; näiteks vesinikkloriidhape (HCl) on vesinikuaatomi tõttu (kõrgeim oksüdatsiooniaste võrdne +1) oksüdeeriv aine ja Cl − aniooni tõttu redutseerija (madalaim oksüdatsiooniaste).

ORR ei ole võimalik ainete puhul, millel on ainult oksüdeerivad (HNO 3 ja H 2 SO 4, KMnO 4 ja K 2 CrO 7) või ainult redutseerivad omadused (HCl ja HBr, HI ja H 2 S)

OVR-id on looduses äärmiselt levinud (ainevahetus elusorganismides, fotosüntees, hingamine, lagunemine, põlemine) ning inimesed kasutavad neid laialdaselt erinevatel eesmärkidel (metallide hankimine maakidest, hapetest, leelistest, ammoniaagist ja halogeenidest, keemiliste vooluallikate loomine, saamine). soojus ja energia erinevate ainete põletamisel). Pangem tähele, et OVR-id muudavad meie elu sageli keeruliseks (toidu, puu- ja köögiviljade riknemine, metallide korrosioon - kõik see on seotud erinevate redoksprotsesside esinemisega).

Orgaanilises ja anorgaanilises keemias reaktsioonide formuleerimiseks kasutatakse oksüdeerivat ainet ja redutseerijat. Vaatleme selliste interaktsioonide põhiomadusi, tuvastame võrrandi koostamise ja koefitsientide paigutamise algoritmi.

Definitsioonid

Oksüdeeriv aine on aatom või ioon, mis teiste elementidega suhtlemisel võtab vastu elektrone. Elektronide vastuvõtmise protsessi nimetatakse redutseerimiseks ja seda seostatakse oksüdatsiooniastme vähenemisega.

Anorgaanilise keemia käigus käsitletakse kahte peamist koefitsientide järjestamise meetodit. Redutseerija ja oksüdeerija reaktsioonides määratakse elektroonilise kaalu koostamise või poolreaktsioonide meetodiga. Vaatame lähemalt esimest koefitsientide paigutamise meetodit OVR-is.

Oksüdatsiooniseisundid

Enne reaktsioonis oksüdeeriva aine määramist on vaja kindlaks määrata kõigi transformatsioonis osalevate ainete elementide oksüdatsiooniaste. See kujutab teatud reeglite järgi arvutatud elemendi aatomi laengut. Keerulistes ainetes peab kõigi positiivsete ja negatiivsete oksüdatsiooniastmete summa olema võrdne nulliga. Peamiste alarühmade metallide puhul vastab see valentsile ja sellel on positiivne väärtus.

Mittemetallide puhul, mis asuvad valemi lõpus, määratakse aste, lahutades rühma numbri kaheksast ja sellel on negatiivne väärtus.

Lihtainete puhul on see null, kuna elektronide vastuvõtmise või loobumise protsessi ei toimu.

Mitmest keemilisest elemendist koosnevate kompleksühendite puhul kasutatakse oksüdatsiooniastmete määramiseks matemaatilisi arvutusi.

Niisiis, oksüdeeriv aine on aatom, mis interaktsiooni käigus vähendab selle oksüdatsiooniastet ja redutseerija, vastupidi, suurendab selle väärtust.

OVR-i näited

Redoksreaktsioonide koefitsientide paigutusega seotud ülesannete põhijooneks on puuduvate ainete tuvastamine ja nende valemite koostamine. Oksüdeeriv aine on element, mis võtab vastu elektrone, kuid lisaks sellele peab reaktsioonis osalema ja neid loovutama ka redutseerija.

Tutvustame üldistatud algoritmi, mille abil saad täita ühtsel riigieksamil abiturientidele pakutavaid ülesandeid. Vaatame mõnda konkreetset näidet, et mõista, et oksüdeeriv aine pole mitte ainult kompleksaine element, vaid ka lihtne aine.

Esiteks peate määrama iga elemendi oksüdatsiooniastmed, kasutades teatud reegleid.

Järgmiseks peate analüüsima elemente, mis ainete moodustamisel ei osalenud, ja looma nende jaoks valemid. Kui kõik tühimikud on kõrvaldatud, võite jätkata oksüdeeriva aine ja redutseerija vahelise elektroonilise tasakaalu loomise protsessi. Saadud koefitsiendid pannakse võrrandisse, lisades need vajadusel nende ainete ette, mida bilansis ei sisaldu.

Näiteks elektroonilise tasakaalu meetodit kasutades on vaja väljapakutud võrrand täita ja valemite ette asetada vajalikud koefitsiendid.

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

Alustuseks määrame igaühe jaoks oksüdatsiooniastmete väärtused, saame

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 + …+…

Kavandatavas skeemis muutuvad need hapniku ja kaaliumpermanganaadi mangaani jaoks. Seega oleme leidnud redutseerija ja oksüdeeriva aine. Paremal küljel pole ühtegi ainet, mis sisaldaks kaaliumi, nii et lünkade asemel loome selle sulfaadi valemi.

Selle ülesande viimane toiming on koefitsientide paigutamine.

5H2O2 + 3H2SO4 + 2KMnO4 = 2Mn SO4 + 5O2 + 8H2O + K2SO4

Tugevate oksüdeerivate ainetena võib pidada happeid, kaaliumpermanganaati ja vesinikperoksiidi. Kõikidel metallidel on redutseerivad omadused, muutudes reaktsioonide käigus positiivse laenguga katioonideks.

Järeldus

Protsessid, mis hõlmavad negatiivsete elektronide vastuvõtmist ja annetamist, ei esine mitte ainult anorgaanilises keemias. Ainevahetus, mis esineb elusorganismides, on selge näide redoksreaktsioonide esinemisest orgaanilises keemias. See kinnitab vaadeldavate protsesside olulisust, nende tähtsust elusa ja eluta looduse jaoks.

Oksüdatsiooni-redutseerimisreaktsioonid ehk lühidalt ORR on keemiaaine üks põhialuseid, kuna kirjeldavad üksikute keemiliste elementide omavahelist vastasmõju. Nagu nende reaktsioonide nimigi viitab, hõlmavad need vähemalt kahte erinevat kemikaali, millest üks toimib oksüdeeriva ainena ja teine ​​redutseerijana. Ilmselgelt on väga oluline osata neid erinevates keemilistes reaktsioonides eristada ja tuvastada.

Kuidas määrata oksüdeerijat ja redutseerijat
Peamine raskus keemilistes reaktsioonides oksüdeerija ja redutseerija määramisel seisneb selles, et samad ained võivad erinevatel juhtudel olla nii oksüdeerijateks kui redutseerijateks. Et õppida, kuidas õigesti määrata konkreetse keemilise elemendi rolli reaktsioonis, peate selgelt mõistma järgmisi põhimõisteid.

1. Oksüdatsioon on protsess, mille käigus kaotatakse elektronid keemilise elemendi välisest elektronkihist. Omakorda oksüdeeriv aine seal on aatom, molekul või ioon, mis võtab vastu elektrone ja vähendab seeläbi oma oksüdatsiooniastet, mis on taastatakse . Pärast keemilist koostoime reaktsiooni teise ainega omandab oksüdeerija alati positiivse laengu.
2. Taastumine on protsess, mille käigus lisatakse elektronid keemilise elemendi välisele elektronkihile. Taastaja seal on aatom, molekul või ioon, mis loovutab oma elektronid ja suurendab seeläbi oma oksüdatsiooniastet, st oksüdeerida . Pärast keemilist koostoime reaktsiooni teise ainega omandab redutseerija alati positiivse laengu.
3. Lihtsamalt öeldes on oksüdeerija aine, mis "võtab" elektrone, ja redutseerija on aine, mis annab need oksüdeerivale ainele. Teades üksikute elementide tüüpilist käitumist keemilistes reaktsioonides on võimalik kindlaks teha, kes mängib redoksreaktsioonis oksüdeerija rolli, kes on redutseerija ning millistel juhtudel muutub oksüdeerija redutseerijaks ja vastupidi. .
4. Tüüpilised redutseerijad on metallid ja vesinik: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Mida vähem nad on ioniseeritud, seda suuremad on nende redutseerivad omadused. Näiteks osaliselt oksüdeerunud raud, mis on loobunud ühest elektronist ja mille laeng on +1, suudab “puhta” rauaga võrreldes ühe elektroni vähem ära anda. Samuti võivad redutseerivad ained olla madalaima oksüdatsiooniastmega keemiliste elementide ühendid, milles kõik vabad orbitaalid on täidetud ja mis võivad loovutada ainult elektrone, näiteks ammoniaak NH 3, vesiniksulfiid H 2 S, vesinikbromiid HBr, vesinikjodiid HI , vesinikkloriid HCl.
5. Tüüpilised oksüdeerivad ained on paljud mittemetallid (F, Cl, I, O, Br). Samuti võivad kõrge oksüdatsiooniastmega metallid (Fe +3, Sn +4, Mn +4), samuti mõned kõrge oksüdatsiooniastmega elementide ühendid: kaaliumpermanganaat KMnO4, väävelhape H2SO4, lämmastikhape HNO3. toimivad oksüdeerivate ainetena vaskoksiid CuO, raudkloriid FeCl 3.
6. Mittetäieliku või vahepealse oksüdatsiooniastmega keemilised ühendid, näiteks ühealuseline lämmastikhape HNO 2, vesinikperoksiid H 2 O 2, väävelhape H 2 SO 3, võivad omada nii oksüdeerivaid kui ka redutseerivaid omadusi sõltuvalt interaktsioonis osaleva teise reagendi redoks-omadustest .

Määratleme oksüdeerija ja redutseerija naatriumi ja hapniku vahelise lihtsa reaktsiooni näitel.

Nagu sellest näitest järeldub, annab üks naatriumi aatom oma elektroni ühele hapnikuaatomile. Seetõttu on naatrium redutseerija ja hapnik oksüdeeriv aine. Sel juhul oksüdeerub naatrium täielikult, kuna see loobub maksimaalsest võimalikust elektronide arvust ja hapnikuaatom ei vähene täielikult, kuna see suudab vastu võtta veel ühe elektroni teisest hapnikuaatomist.

Kirjeldus

Redoksreaktsiooni käigus loovutab redutseerija elektrone, st oksüdeerub; Oksüdeeriv aine omandab elektrone, st taastatakse. Veelgi enam, mis tahes redoksreaktsioon esindab kahe vastupidise transformatsiooni - oksüdatsiooni ja redutseerimise - ühtsust, mis toimuvad samaaegselt ja üksteisest eraldamata.

Oksüdatsioon

Oksüdatsioon on elektronide kaotamise protsess koos oksüdatsiooniastme suurenemisega.

Aine oksüdeerumisel suureneb selle oksüdatsiooniaste elektronide kadumise tagajärjel. Oksüdeeritava aine aatomeid nimetatakse elektronidoonoriteks ja oksüdeeriva aine aatomeid elektronaktseptoriteks.

Mõnel juhul võib lähtemolekul oksüdatsiooni käigus muutuda ebastabiilseks ja laguneda stabiilsemateks ja väiksemateks koostisosadeks (vt Vabad radikaalid). Sel juhul on saadud molekulide mõnel aatomil kõrgem oksüdatsiooniaste kui samadel aatomitel algses molekulis.

Elektrone vastu võtnud oksüdeerija omandab redutseerivad omadused, muutudes konjugeeritud redutseerijaks:

oksüdeerija + e − ↔ konjugeeritud redutseerija.

Taastumine

Redutseerimisel saavad aatomid või ioonid elektrone. Sel juhul väheneb elemendi oksüdatsiooniaste. Näited: metallioksiidide redutseerimine vabadeks metallideks vesiniku, süsiniku ja muude ainete abil; orgaaniliste hapete redutseerimine aldehüüdideks ja alkoholideks; rasvade hüdrogeenimine jne.

Redutseeriv aine, mis loovutab elektrone, omandab oksüdeerivad omadused, muutudes konjugeeritud oksüdeerivaks aineks:

redutseerija - e − ↔ konjugeeritud oksüdeerija.

Seondumata vaba elektron on tugevaim redutseerija.

Redokspaar

Oksüdeeriv aine ja selle redutseeritud vorm või redutseerija ja selle oksüdeeritud vorm on konjugeeritud redokspaar, ja nende vastastikused konversioonid on redoks-poolreaktsioonid.

Igas redoksreaktsioonis osalevad kaks konjugeeritud redokspaari, mille vahel toimub konkurents elektronide pärast, mille tulemusena tekib kaks poolreaktsiooni: üks on seotud elektronide lisandumisega, s.t. redutseerimine, teine ​​- elektronide vabanemisega, st. oksüdatsioon.

Redoksreaktsioonide tüübid

Intermolekulaarsed - reaktsioonid, mille käigus oksüdeerivad ja redutseerivad aatomid paiknevad erinevate ainete molekulides, näiteks:

H2S + Cl2 → S + 2HCl

Intramolekulaarsed - reaktsioonid, mille käigus oksüdeerivad ja redutseerivad aatomid paiknevad sama aine molekulides, näiteks:

2H2O → 2H2+O2

Disproportsioon (autooksüdatsioon-iseparanemine) - reaktsioonid, milles sama element toimib nii oksüdeeriva ainena kui ka redutseerijana, näiteks:

Cl 2 + H 2 O → HClO + HCl

Ümberproportsioneerimine (proportsioneerimine) - reaktsioonid, mille käigus saadakse üks oksüdatsiooniaste sama elemendi kahest erinevast oksüdatsiooniastmest, näiteks:

NH4NO3 → N2O + 2H2O

Näited

Redoksreaktsioon vesiniku ja fluori vahel

Jaguneb kaheks poolreaktsiooniks:

1) Oksüdatsioon:

2) Taastamine:

Oksüdeerimine, redutseerimine

Redoksreaktsioonides kanduvad elektronid ühelt aatomilt, molekulilt või ioonilt teisele. Elektronide kaotamise protsess on oksüdatsioon. Oksüdatsiooni ajal suureneb oksüdatsiooniaste: