Conceptul de agent oxidant și agent reducător. Atomii sau ionii care câștigă electroni într-o reacție dată sunt agenți de oxidare, iar cei care donează electroni sunt agenți reducători
Reacții redox – reacții care apar cu modificarea stării de oxidare a elementelor.
Oxidare- procesul de cedare a electronilor de catre un atom
Recuperare- procesul de primire a electronilor de către un atom
Agent de reducere- un element care donează electroni
Oxidant– element care acceptă electroni
Pentru o idee vizuală, dar simplificată a motivelor schimbării încărcăturilor elementelor, să ne întoarcem la cifre:
Un atom este o particulă neutră din punct de vedere electric. Prin urmare, numărul de protoni este egal cu numărul de electroni
Dacă un element cedează un electron, sarcina acestuia se modifică. Devine încărcat pozitiv (dacă acceptă, dimpotrivă, negativ)
Acea. Sarcina unui element este influențată de numărul de electroni dați sau primiți
I. Întocmirea ecuaţiilor pentru reacţiile redox
1. Notați schema de reacție
Na + CI2 -> NaCl
2. Aranjam stările de oxidare ale elementelor:
Na 0 + Cl 2 0 -> Na + Cl -
3. Notăm elementele care au modificat starea de oxidare și determinăm numărul de electroni dați/primiți:
Na 0 -1e -> Na +
Cl 2 +2e ->2Cl -
4. Găsiți cel mai mic multiplu comun al numărului de electroni donați și atașați:
Acea. am obtinut coeficientii necesari
5. Setăm coeficienții:
2Na 0 + Cl 2 0 -> 2Na + Cl —
8. Clasificarea reacțiilor chimice. OVR. Electroliză
8.3. Reacții redox: principii generale
Reacții redox(ORR) sunt reacții care apar cu o schimbare a stării de oxidare a atomilor elementelor. Ca urmare a acestor reacții, unii atomi renunță la electroni, în timp ce alții îi acceptă.
Un agent reducător este un atom, ion, moleculă sau PU care donează electroni, un agent oxidant este un atom, ion, moleculă sau PU care acceptă electroni:
Procesul de renunțare la electroni se numește oxidare, iar procesul de acceptare a electronilor se numește restaurare. OVR-ul trebuie să conțină o substanță reducătoare și o substanță oxidantă. Nu există proces de oxidare fără un proces de reducere și nu există proces de reducere fără un proces de oxidare.
Agentul reducător renunță la electroni și este oxidat, iar agentul oxidant acceptă electroni și este redus
Procesul de reducere este însoțit de o scădere a stării de oxidare a atomilor, iar procesul de oxidare este însoțit de o creștere a stării de oxidare a atomilor elementelor. Este convenabil să ilustrați cele de mai sus cu o diagramă (CO - stare de oxidare):
Exemple specifice de procese de oxidare și reducere (diagrame electronice de echilibru) sunt date în tabel. 8.1.
Tabelul 8.1
Exemple de scheme de echilibrare electronică
| Schema de echilibru electronic | Caracteristicile procesului |
|---|---|
| Procesul de oxidare | |
 | Atomul de calciu donează electroni, crește starea de oxidare și este un agent reducător. |
| Ionul Cr +2 donează electroni, crește starea de oxidare și este un agent reducător | |
 | O moleculă de clor cedează electroni, atomii de clor cresc starea de oxidare de la 0 la +1, clorul este un agent reducător |
| Proces de recuperare | |
| Atomul de carbon acceptă electroni, scade numărul de oxidare, este un agent oxidant | |
 | Molecula de oxigen acceptă electroni, atomii de oxigen reduc starea de oxidare de la 0 la -2, molecula de oxigen este un agent de oxidare |
| Ionul acceptă electroni, scade numărul de oxidare, este un agent oxidant | |
Cei mai importanți agenți reducători: substante simple metale; hidrogen; carbon sub formă de cocs; monoxid de carbon(II); compuși care conțin atomi în cea mai scăzută stare de oxidare (hidruri metalice, sulfuri, ioduri, amoniac); Cel mai puternic agent reducător este curentul electric la catod.
Cei mai importanți agenți oxidanți: substante simple - halogeni, oxigen, ozon; acid sulfuric concentrat; Acid azotic; un număr de săruri (KCl03, KMnO4, K2Cr2O7); peroxid de hidrogen H2O2; cel mai puternic agent oxidant este curentul electric la anod.
În funcție de perioadă, proprietățile oxidante ale atomilor și substanțelor simple cresc: fluor - cel mai puternic agent oxidant dintre toate substanțele simple. În fiecare perioadă, halogenii formează substanțe simple cu cele mai pronunțate proprietăți oxidante.
În grupele A, de sus în jos, proprietățile oxidante ale atomilor și substanțelor simple slăbesc, iar proprietățile reducătoare cresc.
Pentru atomii de același tip, proprietățile reducătoare cresc cu creșterea razei; de exemplu, proprietățile reducătoare ale anionului
I − sunt mai pronunțate decât anionul Cl −.
Pentru metale, proprietățile redox ale substanțelor simple și ale ionilor într-o soluție apoasă sunt determinate de poziția metalului în seria electrochimică: de la stânga la dreapta (sus în jos), proprietățile reducătoare ale metalelor simple slăbesc: cel mai puternic agent reducător- litiu.
Pentru ionii metalici într-o soluție apoasă de la stânga la dreapta pe același rând, proprietățile de oxidare cresc în mod corespunzător: cel mai puternic agent oxidant- Au 3 + ioni.
Pentru a atribui coeficienți în ORR, puteți utiliza o metodă bazată pe întocmirea diagramelor proceselor de oxidare și reducere. Această metodă se numește metoda echilibrului electronic.
Esența metodei echilibrului electronic este următoarea.
1. Întocmește o schemă de reacție și identifică elementele care au modificat starea de oxidare.
2. Alcătuiți ecuații electronice pentru semireacții de reducere și oxidare.
3. Deoarece numărul de electroni donați de agentul reducător trebuie să fie egal cu numărul de electroni acceptați de agentul de oxidare, se găsesc factori suplimentari folosind metoda celui mai mic multiplu comun (LCM).
4. Factorii suplimentari sunt plasați înaintea formulelor substanțelor corespunzătoare (coeficientul 1 este omis).
5. Numărul de atomi ale acelor elemente care nu au schimbat starea de oxidare sunt egalizate (în primul rând - hidrogen în apă, apoi - numărul de atomi de oxigen).
Un exemplu de elaborare a unei ecuații pentru o reacție redox
metoda echilibrului electronic.
Constatăm că atomii de carbon și sulf și-au schimbat starea de oxidare. Compunem ecuațiile pentru semireacțiile de reducere și oxidare:
În acest caz, LOC este 4, iar factorii suplimentari sunt 1 (pentru carbon) și 2 (pentru acid sulfuric).
Plasăm factorii suplimentari găsiți pe părțile din stânga și din dreapta ale diagramei de reacție înaintea formulelor substanțelor care conțin carbon și sulf:
C + 2H2SO4 → CO2 + 2SO2 + H2O
Egalăm numărul de atomi de hidrogen punând un factor de 2 în fața formulei apei și ne asigurăm că numărul de atomi de oxigen din ambele părți ale ecuației este același. Prin urmare, ecuația ORR
C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O
Se pune întrebarea: în ce parte a circuitului OVR ar trebui plasați multiplicatorii suplimentari găsiți - în stânga sau în dreapta?
Pentru reacții simple acest lucru nu contează. Cu toate acestea, trebuie reținut: dacă în partea stângă a ecuației sunt definiți factori suplimentari, atunci coeficienții sunt plasați și în fața formulelor substanțelor din partea stângă; dacă calculele au fost efectuate pentru partea dreaptă, atunci coeficienții sunt plasați în partea dreaptă a ecuației. De exemplu:
Pe baza numărului de atomi de Al din partea stângă:
Pe baza numărului de atomi de Al din partea dreaptă:
În cazul general, dacă în reacție sunt implicate substanțe cu structură moleculară (O 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , N 2 ), atunci la selectarea coeficienților se bazează pe numărul de atomi din moleculă:
Dacă N 2 O se formează într-o reacție care implică HNO 3, atunci este, de asemenea, mai bine să scrieți diagrama de echilibru electronic pentru azot bazată pe doi atomi de azot. 
.
În unele reacții redox, una dintre substanțe poate acționa atât ca agent oxidant (agent reducător), cât și ca formator de sare (adică, participă la formarea sării).
Astfel de reacții sunt tipice, în special, pentru interacțiunea metalelor cu acizi oxidanți (HNO3, H2SO4 (conc)), precum și săruri oxidante (KMnO4, K2Cr2O7, KClO3, Ca(). OCl) 2) cu acid clorhidric (datorită anionilor Cl, acidul clorhidric are proprietăți reducătoare) și alți acizi, al căror anion este un agent reducător.
Să creăm o ecuație pentru reacția cuprului cu acidul azotic diluat:
Vedem că o parte din moleculele de acid azotic este cheltuită pentru oxidarea cuprului, fiind redusă la oxid de azot (II), iar o parte este folosită pentru a lega ionii de Cu 2+ rezultați în sarea Cu(NO 3) 2 (în compoziția sării, starea de oxidare a atomului de azot este aceeași, ca și în acid, adică nu se schimbă). În astfel de reacții, un factor suplimentar pentru elementul de oxidare este întotdeauna plasat în partea dreaptă înaintea formulei produsului de reducere, în acest caz înaintea formulei NO, și nu HNO3 sau Cu(NO3)2.
Înainte de formula HNO 3 punem un coeficient de 8 (două molecule de HNO 3 sunt cheltuite pentru oxidarea cuprului și șase pentru legarea a trei ioni de Cu 2+ în sare), egalăm numărul de atomi de H și O și obținem
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
În alte cazuri, un acid, de exemplu acidul clorhidric, poate fi simultan atât un agent reducător, cât și să participe la formarea unei săruri:
Exemplul 8.5. Calculați ce masă de HNO3 este cheltuită pentru formarea sării atunci când reacția a cărei ecuație este
intră zinc cu o greutate de 1,4 g.
Soluţie. Din ecuația reacției vedem că din 8 moli de acid azotic, doar 2 moli au mers să oxideze 3 moli de zinc (formula produsului de reducere a acidului, NO, este precedată de un coeficient de 2). S-au consumat 6 moli de acid pentru formarea sării, ceea ce este ușor de determinat prin înmulțirea coeficientului 3 din fața formulei de sare Zn(HNO3)2 cu numărul de reziduuri acide dintr-o unitate de formulă a sării, adică. pe 2.
n(Zn) = 1,4/65 = 0,0215 (mol).
x = 0,043 mol;
m (HNO3) = n (HNO3) M (HNO3) = 0,043 ⋅ 63 = 2,71 (g)
Răspuns: 2,71 g.
În unele ORR, starea de oxidare este schimbată de atomii nu a două, ci a trei elemente.
Exemplul 8.6. Aranjați coeficienții în ORR care curge conform schemei FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 folosind metoda echilibrului electronic.
Soluţie. Vedem că starea de oxidare este modificată de atomii a trei elemente: Fe, S și O. În astfel de cazuri, se însumează numărul de electroni donați de atomii diferitelor elemente:
Aranjând coeficienții stoichiometrici, obținem:
4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
Să ne uităm la exemple de rezolvare a altor tipuri de sarcini de examen pe acest subiect.
Exemplul 8.7. Indicați numărul de electroni transferați de la agentul reducător la agentul oxidant în timpul descompunerii complete a azotatului de cupru(II), cântărind 28,2 g.
Soluţie. Notăm ecuația pentru reacția de descompunere a sării și diagrama balanței electronice a ORR; M = 188 g/mol.
Vedem că din descompunerea a 4 moli de sare se formează 2 moli de O 2. În acest caz, 4 moli de electroni trec de la atomii de agent reducător (în acest caz, ioni) la agentul de oxidare (adică, ioni): 
. Deoarece cantitatea chimică de sare n = 28,2/188 = 0,15 (mol), avem:
2 moli de sare - 4 moli de electroni
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 (electroni).
Răspuns: 1,806 ⋅ 10 23.
Exemplul 8.8. Când acidul sulfuric a reacţionat cu o cantitate chimică de 0,02 mol cu magneziu, atomii de sulf au adăugat 7,224 ⋅ 10 22 electroni. Găsiți formula produsului de reducere a acidului.
Soluţie. În general, schemele de reducere a atomilor de sulf în acid sulfuric pot fi următoarele:
acestea. 1 mol de atomi de sulf poate accepta 2, 6 sau 8 moli de electroni. Avand in vedere ca 1 mol de acid contine 1 mol de atomi de sulf, i.e. n (H2SO4) = n (S), avem:
n (e) = N (e)/N A = (7,224 ⋅ 10 22)/(6,02 ⋅ 10 23) = 0,12 (mol).
Calculăm numărul de electroni acceptați de 1 mol de acid:
0,02 moli de acid acceptă 0,12 moli de electroni
1 mol - x
n(e) = x = 0,12/0,02 = 6 (mol).
Acest rezultat corespunde procesului de reducere a acidului sulfuric la sulf:
Răspuns: sulf.
Exemplul 8.9. Reacția carbonului cu acidul azotic concentrat produce apă și doi oxizi care formează sare. Găsiți masa de carbon care a reacționat dacă atomii de oxidare au primit 0,2 moli de electroni în acest proces.
Soluţie. Interacțiunea substanțelor se desfășoară conform schemei de reacție
Compunem ecuațiile pentru semireacțiile de oxidare și reducere:
Din diagramele de bilanţ electronic vedem că dacă atomii oxidanţi () acceptă 4 moli de electroni, atunci în reacţie intră 1 mol (12 g) de carbon. Compunem și rezolvăm proporția:
4 moli de electroni - 12 g de carbon
0,2 - x
x = 0,2 ⋅ 12 4 = 0,6 (g).
Răspuns: 0,6 g.
Clasificarea reacțiilor redox
Există reacții redox intermoleculare și intramoleculare.
Când ORR intermoleculare atomii oxidanți și reducători fac parte din diferite substanțe și sunt atomi ai diferitelor elemente chimice.
Când ORR intramolecular atomii oxidanți și reducători fac parte din aceeași substanță. Reacțiile intramoleculare includ disproporționare, în care agentul oxidant și agentul reducător sunt atomi ai aceluiași element chimic din compoziția aceleiași substanțe. Astfel de reacții sunt posibile pentru substanțele care conțin atomi cu o stare intermediară de oxidare.
Exemplul 8.10. Specificați schema de disproporționare OVR:
1) MnO 2 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O
2) Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2
3) KI + Cl 2 → KCl + I 2
4) CI2 + KOH → KCl + KClO + H2O
Soluție. Reacțiile 1)–3) sunt ORR intermoleculare:
Reacția de disproporționare este reacția 4), deoarece în ea atomul de clor este atât un agent oxidant, cât și un agent reducător:
Răspuns: 4).
Proprietățile redox ale substanțelor pot fi evaluate calitativ pe baza unei analize a stărilor de oxidare ale atomilor din compoziția substanței:
1) dacă atomul responsabil pentru proprietățile redox se află în cea mai mare stare de oxidare, atunci acest atom nu mai poate renunța la electroni, ci doar îi poate accepta. Prin urmare, în OVR această substanță va prezenta numai proprietăți oxidante. Exemple de astfel de substanțe (formulele indică starea de oxidare a atomului responsabil pentru proprietățile redox):
2) dacă atomul responsabil pentru proprietățile redox este în cea mai scăzută stare de oxidare, atunci această substanță va prezenta numai proprietăți de restaurare(acest atom nu mai poate accepta electroni, nu poate decât să-i dea departe). Exemple de astfel de substanțe: , . Prin urmare, toți anionii halogen prezintă numai proprietăți reducătoare în ORR (cu excepția lui F−, pentru oxidarea căruia se folosește curent electric la anod), ionul sulfură S2−, atomul de azot din molecula de amoniac și ionul hidrură H−. Metalele (Na, K, Fe) au numai proprietăți reducătoare;
3) dacă atomul unui element se află într-o stare intermediară de oxidare (starea de oxidare este mai mare decât minimul, dar mai mică decât maximul), atunci substanța corespunzătoare (ionul) va prezenta, în funcție de condiții, dublu oxidativ-proprietăți de restaurare: agenţii oxidanţi mai puternici vor oxida aceste substanţe (ioni), iar agenţii reducători mai puternici le vor reduce. Exemple de astfel de substanțe: sulf, deoarece cea mai mare stare de oxidare a atomului de sulf este +6, iar cea mai scăzută este -2, oxid de sulf (IV), oxid de azot (III) (cea mai mare stare de oxidare a atomului de azot este +5 , iar cea mai mică este -3), peroxid de hidrogen (cea mai mare stare de oxidare a atomului de oxigen este +2, iar cea mai scăzută este -2). Ionii metalici în stări intermediare de oxidare prezintă proprietăți redox duble: Fe 2+, Mn +4, Cr +3 etc.
Exemplul 8.11. Nu poate avea loc o reacție de oxidare-reducere, a cărei schemă este:
1) CI2 + KOH → KCl + KClO3 + H2O
2) S + NaOH → Na2S + Na2SO3 + H2O
3) KClO → KClO 3 + KClO 4
4) KBr + Cl2 → KCl + Br
Soluţie. Reacția a cărei schemă este indicată la numărul 3) nu poate avea loc, deoarece conține un agent reducător, dar nu un agent oxidant:
Răspuns: 3).
Pentru unele substanțe, dualitatea redox se datorează prezenței în compoziția lor a diferiților atomi atât în starea cea mai joasă, cât și în cea mai mare de oxidare; de exemplu, acidul clorhidric (HCl), datorită atomului de hidrogen (starea cea mai înaltă de oxidare egală cu +1), este un agent de oxidare, iar datorită anionului Cl − este un agent reducător (starea cea mai scăzută de oxidare).
ORR nu este posibilă între substanțele care prezintă doar proprietăți oxidante (HNO3 și H2SO4, KMnO4 și K2CrO7) sau doar reducătoare (HCl și HBr, HI și H2S)
OVR-urile sunt extrem de frecvente în natură (metabolism în organismele vii, fotosinteză, respirație, descompunere, ardere) și sunt utilizate pe scară largă de oameni în diverse scopuri (obținerea metalelor din minereuri, acizi, alcalii, amoniac și halogeni, crearea de surse de curent chimic, obținerea căldură şi energie la arderea diferitelor substanţe). Să remarcăm că OVR-urile ne complică adesea viața (alterarea alimentelor, fructelor și legumelor, coroziunea metalelor - toate acestea sunt asociate cu apariția diferitelor procese redox).
Un agent oxidant și un agent reducător sunt utilizați pentru a formula o reacție în chimia organică și anorganică. Să luăm în considerare principalele caracteristici ale unor astfel de interacțiuni, să identificăm algoritmul pentru alcătuirea ecuației și aranjarea coeficienților.
Definiții
Un agent oxidant este un atom sau un ion care, atunci când interacționează cu alte elemente, acceptă electroni. Procesul de acceptare a electronilor se numește reducere și este asociat cu o scădere a stării de oxidare.
În cursul chimiei anorganice, sunt discutate două metode principale de aranjare a coeficienților. Agentul reducător și agentul oxidant în reacții se determină prin întocmirea unei balanțe electronice sau prin metoda semireacțiilor. Să aruncăm o privire mai atentă la prima metodă de aranjare a coeficienților în OVR.
Stări de oxidare
Înainte de a determina agentul de oxidare într-o reacție, este necesar să se determine stările de oxidare ale tuturor elementelor din substanțele implicate în transformare. Reprezintă sarcina unui atom al unui element, calculată după anumite reguli. În substanțele complexe, suma tuturor stărilor de oxidare pozitive și negative trebuie să fie egală cu zero. Pentru metalele principalelor subgrupe, corespunde valenței și are o valoare pozitivă.
Pentru nemetale, care sunt situate la sfârșitul formulei, gradul este determinat prin scăderea numărului grupului din opt și are o valoare negativă.
Pentru substanțele simple este zero, deoarece nu există un proces de acceptare sau renunțare la electroni.
Pentru compușii complecși formați din mai multe elemente chimice, calculele matematice sunt utilizate pentru a determina stările de oxidare.
Deci, un agent oxidant este un atom care, în procesul de interacțiune, își scade starea de oxidare, iar un agent reducător, dimpotrivă, îi crește valoarea.
Exemple de OVR
Principala caracteristică a sarcinilor legate de aranjarea coeficienților în reacțiile redox este identificarea substanțelor lipsă și pregătirea formulelor acestora. Un agent oxidant este un element care va accepta electroni, dar pe lângă acesta, un agent reducător trebuie să participe la reacție și să-i doneze.
Vă prezentăm un algoritm generalizat prin care puteți finaliza sarcinile oferite absolvenților de liceu la examenul unificat de stat. Să ne uităm la câteva exemple specifice pentru a înțelege că un agent de oxidare nu este doar un element dintr-o substanță complexă, ci și o substanță simplă.
În primul rând, trebuie să atribuiți stări de oxidare pentru fiecare element folosind anumite reguli.
În continuare, trebuie să analizați elementele care nu au participat la formarea substanțelor și să creați formule pentru ele. După ce toate golurile au fost eliminate, puteți trece la procesul de întocmire a unui echilibru electronic între agentul oxidant și agentul reducător. Coeficienții rezultați se pun în ecuație, dacă este necesar adăugându-i în fața acelor substanțe care nu sunt incluse în balanță.
De exemplu, folosind metoda echilibrului electronic, este necesar să completați ecuația propusă și să plasați coeficienții necesari în fața formulelor.
H 2 O 2 + H 2 SO 4 + KMnO 4 = MnSO 4 + O 2 + …+…
Pentru început, determinăm valorile stărilor de oxidare pentru fiecare, obținem
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 + …+…
În schema propusă, se schimbă pentru oxigen, precum și pentru mangan în permanganat de potasiu. Astfel, am găsit un agent reducător și un agent oxidant. În partea dreaptă nu există nicio substanță care să conțină potasiu, așa că în locul golurilor vom crea formula pentru sulfatul său.
Ultima acțiune în această sarcină va fi plasarea coeficienților.
5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 + 2KMnO 4 = 2Mn SO 4 + 5O 2 + 8H 2 O + K 2 SO 4
Acizii, permanganatul de potasiu și peroxidul de hidrogen pot fi considerați agenți oxidanți puternici. Toate metalele prezintă proprietăți reducătoare, transformându-se în cationi cu sarcină pozitivă în timpul reacțiilor.
Concluzie
Procesele care implică acceptarea și donarea de electroni negativi apar nu numai în chimia anorganică. Metabolismul care are loc în organismele vii este un exemplu clar al apariției reacțiilor redox în chimia organică. Aceasta confirmă semnificația proceselor luate în considerare, relevanța lor pentru natura vie și neînsuflețită.
Reacțiile de oxidare-reducere, sau pe scurt ORR, sunt unul dintre fundamentele subiectului de chimie, deoarece descriu interacțiunea elementelor chimice individuale între ele. După cum sugerează și numele acestor reacții, ele implică cel puțin două substanțe chimice diferite, dintre care unul acționează ca un agent oxidant, iar celălalt ca un agent reducător. Evident, este foarte important să le putem distinge și identifica în diferite reacții chimice.
Cum se determină un agent oxidant și reducătorPrincipala dificultate în determinarea agentului oxidant și a agentului reducător în reacțiile chimice este aceea că aceleași substanțe în cazuri diferite pot fi atât agenți oxidanți, cât și agenți reducători. Pentru a învăța cum să determinați corect rolul unui anumit element chimic într-o reacție, trebuie să înțelegeți clar următoarele concepte de bază.
- Oxidare este procesul de pierdere a electronilor din stratul exterior de electroni al unui element chimic. La randul lui agent oxidant va exista un atom, moleculă sau ion care acceptă electroni și, prin urmare, își scade starea de oxidare, care este sunt în curs de restaurare . După o reacție chimică de interacțiune cu o altă substanță, agentul oxidant capătă întotdeauna o sarcină pozitivă.
- Recuperare este procesul de adăugare de electroni la stratul exterior de electroni al unui element chimic. Restaurator va exista un atom, moleculă sau ion care își donează electronii și, prin urmare, își mărește starea de oxidare, adică oxida . După o reacție chimică de interacțiune cu o altă substanță, un agent reducător capătă întotdeauna o sarcină pozitivă.
- Mai simplu spus, un agent oxidant este o substanță care „preia” electroni, iar un agent reducător este o substanță care îi dă agentului de oxidare. Este posibil să se determine cine într-o reacție redox joacă rolul unui agent oxidant, cine este un agent reducător și în ce cazuri agentul oxidant devine agent reducător și invers, prin cunoașterea comportamentului tipic al elementelor individuale în reacțiile chimice. .
- Agenții reducători tipici sunt metalele și hidrogenul: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Cu cât sunt mai puțin ionizați, cu atât proprietățile lor reducătoare sunt mai mari. De exemplu, fierul parțial oxidat, care a cedat un electron și are o sarcină de +1, va putea să cedeze un electron mai puțin în comparație cu fierul „pur”. De asemenea, agenții reducători pot fi compuși ai elementelor chimice în starea cea mai scăzută de oxidare, în care toți orbitalii liberi sunt umpluți și care pot dona doar electroni, de exemplu, amoniacul NH 3, hidrogen sulfurat H 2 S, bromură de hidrogen HBr, iodură de hidrogen HI , acid clorhidric HCI.
- Agenții de oxidare tipici sunt multe nemetale (F, Cl, I, O, Br). De asemenea, metalele cu grad ridicat de oxidare (Fe +3, Sn +4, Mn +4), precum și unii compuși ai elementelor cu grad ridicat de oxidare: permanganat de potasiu KMnO4, acid sulfuric H2SO4, acid azotic HNO3, pot acționează ca agenți de oxidare oxid de cupru CuO, clorură de fier FeCl 3.
- Compușii chimici în stări de oxidare incomplete sau intermediare, de exemplu acidul azotic monobazic HNO 2 , peroxidul de hidrogen H 2 O 2 , acidul sulfuros H 2 SO 3 pot prezenta atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare în funcție de proprietățile redox ale celui de-al doilea reactiv implicat în interacțiune. .
După cum rezultă din acest exemplu, un atom de sodiu își dă electronul unui atom de oxigen. Prin urmare, sodiul este un agent reducător, iar oxigenul este un agent oxidant. În acest caz, sodiul va fi complet oxidat, deoarece va renunța la numărul maxim posibil de electroni, iar atomul de oxigen nu va fi complet redus, deoarece va putea accepta un alt electron de la un alt atom de oxigen.
Descriere
În timpul reacției redox, agentul reducător cedează electroni, adică oxidează; Agentul de oxidare câștigă electroni, adică este în curs de restaurare. Mai mult, orice reacție redox reprezintă unitatea a două transformări opuse - oxidarea și reducerea, care au loc simultan și fără a se separa una de cealaltă.
Oxidare
Oxidarea este procesul de pierdere a electronilor, cu o creștere a gradului de oxidare.
Când o substanță este oxidată, starea ei de oxidare crește ca urmare a pierderii de electroni. Atomii substanței care se oxidează se numesc donatori de electroni, iar atomii agentului de oxidare se numesc acceptori de electroni.
În unele cazuri, în timpul oxidării, molecula substanței părinte poate deveni instabilă și se poate descompune în părți constitutive mai stabile și mai mici (vezi Radicalii liberi). În acest caz, unii dintre atomii moleculelor rezultate au o stare de oxidare mai mare decât aceiași atomi din molecula originală.
Agentul de oxidare, care acceptă electroni, capătă proprietăți reducătoare, transformându-se într-un agent reducător conjugat:
agent oxidant + e − ↔ agent reducător conjugat.
Recuperare
În timpul reducerii, atomii sau ionii câștigă electroni. În acest caz, starea de oxidare a elementului scade. Exemple: reducerea oxizilor metalici la metale libere folosind hidrogen, carbon și alte substanțe; reducerea acizilor organici la aldehide și alcooli; hidrogenarea grăsimilor etc.
Agentul reducător, donând electroni, capătă proprietăți oxidante, transformându-se într-un agent oxidant conjugat:
agent reducător - e − ↔ oxidant conjugat.
Un electron liber, nelegat, este cel mai puternic agent reducător.
Cuplu redox
Un agent oxidant și forma sa redusă sau un agent reducător și forma sa oxidată sunt conjugate cuplu redox, iar interconversiile lor sunt semireacții redox.
În orice reacție redox iau parte două perechi redox conjugate, între care există competiție pentru electroni, în urma căreia apar două semireacții: una este asociată cu adăugarea de electroni, adică. reducerea, celălalt - cu eliberarea de electroni, adică. oxidare.
Tipuri de reacții redox
Intermoleculare - reacții în care atomii oxidanți și reducători sunt localizați în molecule de diferite substanțe, de exemplu:
H2S + CI2 → S + 2HCI
Intramoleculare - reacții în care atomii oxidanți și reducători sunt localizați în molecule ale aceleiași substanțe, de exemplu:
2H2O → 2H2 + O2
Disproporționare (auto-oxidare-auto-vindecare) - reacții în care același element acționează atât ca agent oxidant, cât și ca agent reducător, de exemplu:
CI2 + H20 → HCIO + HCI
Reproporționare (conproporționare) - reacții în care se obține o stare de oxidare din două stări de oxidare diferite ale aceluiași element, de exemplu:
NH4NO3 → N2O + 2H2O
Exemple
Reacția redox între hidrogen și fluor
Se împarte în două semireacții:
1) Oxidare:
2) Recuperare:
Reducerea de oxidare
În reacțiile redox, electronii sunt transferați de la un atom, moleculă sau ion la altul. Procesul de pierdere a electronilor este oxidarea. În timpul oxidării, starea de oxidare crește: