Pojem oksidanta in reducenta. Atomi ali ioni, ki v določeni reakciji pridobijo elektrone, so oksidanti, tisti, ki oddajo elektrone, pa so reducenti, ki dajejo ali sprejemajo elektrone

Redoks reakcije – reakcije, ki nastanejo s spremembo oksidacijskega stanja elementov.

Oksidacija- proces oddajanja elektronov atomu

Obnovitev- proces sprejemanja elektronov s strani atoma

Reducent- element, ki oddaja elektrone

Oksidator– element, ki sprejema elektrone

Za vizualno, a poenostavljeno predstavo o razlogih za spremembo nabojev elementov se obrnemo na številke:

Atom je električno nevtralen delec. Zato je število protonov enako številu elektronov

Če element odda elektron, se njegov naboj spremeni. Postane pozitivno nabit (če sprejme, nasprotno, negativno)

to. Na naboj elementa vpliva število danih ali prejetih elektronov

I. Sestavljanje enačb za redoks reakcije

1. Zapiši reakcijsko shemo

Na + Cl 2 -> NaCl

2. Uredimo oksidacijska stanja elementov:

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

3. Zapišemo elemente, ki so spremenili oksidacijsko stanje in določimo število oddanih/prejetih elektronov:

Na 0 -1e -> Na +

Cl 2 +2e ->2Cl -

4. Poiščite najmanjši skupni večkratnik števila oddanih in pripetih elektronov:

to. dobili smo potrebne koeficiente

5. Postavimo koeficiente:

2Na 0 + Cl 2 0 -> 2Na + Cl —

8. Razvrstitev kemijskih reakcij. OVR. elektroliza

8.3. Redoks reakcije: splošna načela

Redoks reakcije(ORR) so reakcije, ki se pojavijo s spremembo oksidacijskega stanja atomov elementov. Zaradi teh reakcij nekateri atomi oddajo elektrone, drugi pa jih sprejmejo.

Reducent je atom, ion, molekula ali PU, ki oddaja elektrone, oksidant je atom, ion, molekula ali PU, ki sprejema elektrone:

Proces oddajanja elektronov imenujemo oksidacija, proces sprejemanja elektronov pa imenujemo obnova. OVR mora vsebovati redukcijsko snov in oksidantno snov. Ni procesa oksidacije brez procesa redukcije in ni procesa redukcije brez procesa oksidacije.

Reducent odda elektrone in se oksidira, oksidant pa sprejme elektrone in se reducira

Proces redukcije spremlja zmanjšanje oksidacijskega stanja atomov, oksidacijski proces pa spremlja povečanje oksidacijskega stanja atomov elementov. Zgornje je priročno ponazoriti z diagramom (CO - oksidacijsko stanje):

Konkretni primeri procesov oksidacije in redukcije (diagrami elektronske bilance) so podani v tabeli. 8.1.

Tabela 8.1

Primeri shem elektronske bilance

Shema elektronske bilance	Značilnosti procesa
Postopek oksidacije
	Atom kalcija oddaja elektrone, povečuje oksidacijsko stanje in je redukcijsko sredstvo.
	Ion Cr +2 oddaja elektrone, poveča oksidacijsko stanje in je redukcijsko sredstvo
	Molekula klora odda elektrone, atomi klora povečajo oksidacijsko stanje od 0 do +1, klor je redukcijsko sredstvo
Postopek okrevanja
	Ogljikov atom sprejema elektrone, znižuje oksidacijsko število, je oksidant
	Molekula kisika sprejema elektrone, atomi kisika znižajo oksidacijsko stanje z 0 na −2, molekula kisika je oksidant
	Ion sprejema elektrone, znižuje oksidacijsko število, je oksidant

Najpomembnejši reducenti: enostavne snovi kovine; vodik; ogljik v obliki koksa; ogljikov(II) monoksid; spojine, ki vsebujejo atome v najnižjem oksidacijskem stanju (kovinski hidridi, sulfidi, jodidi, amoniak); Najmočnejši reducent je električni tok na katodi.

Najpomembnejša oksidacijska sredstva: enostavne snovi - halogeni, kisik, ozon; koncentrirana žveplova kislina; dušikova kislina; številne soli (KClO 3, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7); vodikov peroksid H 2 O 2; najmočnejši oksidant je električni tok na anodi.

Glede na obdobje se povečajo oksidacijske lastnosti atomov in preprostih snovi: fluor - najmočnejši oksidant vseh enostavnih snovi. V vsakem obdobju halogeni tvorijo preproste snovi z najbolj izrazitimi oksidacijskimi lastnostmi.

V skupinah A od zgoraj navzdol oslabijo oksidacijske lastnosti atomov in enostavnih snovi, povečajo redukcijske lastnosti.

Za atome iste vrste se redukcijske lastnosti povečujejo z naraščanjem polmera; na primer redukcijske lastnosti aniona
I − so bolj izraziti kot anion Cl −.

Za kovine so redoks lastnosti preprostih snovi in ​​ionov v vodni raztopini določene s položajem kovine v elektrokemični seriji: od leve proti desni (od zgoraj navzdol) redukcijske lastnosti preprostih kovin oslabijo: najmočnejše redukcijsko sredstvo- litij.

Za kovinske ione v vodni raztopini od leve proti desni v isti vrsti se ustrezno povečajo oksidacijske lastnosti: najmočnejši oksidant- ioni Au 3+.

Za dodelitev koeficientov v ORR lahko uporabite metodo, ki temelji na pripravi diagramov procesov oksidacije in redukcije. Ta metoda se imenuje metoda elektronske tehtnice.

Bistvo metode elektronske bilance je naslednje.

1. Sestavite reakcijsko shemo in določite elemente, ki so spremenili oksidacijsko stanje.

2. Sestavite elektronske enačbe za polovične reakcije redukcije in oksidacije.

3. Ker mora biti število elektronov, ki jih odda reducent, enako številu elektronov, ki jih sprejme oksidant, se dodatni faktorji najdejo z metodo najmanjšega skupnega večkratnika (LCM).

4. Dodatni faktorji so postavljeni pred formulami ustreznih snovi (koeficient 1 je izpuščen).

5. Število atomov tistih elementov, ki niso spremenili oksidacijskega stanja, se izenači (najprej - vodik v vodi, nato pa - število atomov kisika).

Primer sestavljanja enačbe za redoks reakcijo

metoda elektronske tehtnice.

Ugotovimo, da so atomi ogljika in žvepla spremenili svoje oksidacijsko stanje. Sestavimo enačbi za polovične reakcije redukcije in oksidacije:

V tem primeru je LOC 4, dodatna faktorja pa sta 1 (za ogljik) in 2 (za žveplovo kislino).

Dodatne faktorje, ki jih najdemo, postavimo na levo in desno stran reakcijskega diagrama pred formule snovi, ki vsebujejo ogljik in žveplo:

C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2SO 2 + H 2 O

Število atomov vodika izenačimo tako, da pred formulo vode postavimo faktor 2 in poskrbimo, da je število atomov kisika na obeh straneh enačbe enako. Zato enačba ORR

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

Postavlja se vprašanje: v kateri del vezja OVR naj se postavijo najdeni dodatni množitelji - na levi ali na desni?

Za preproste reakcije to ni pomembno. Vendar je treba upoštevati: če so na levi strani enačbe definirani dodatni faktorji, potem so koeficienti postavljeni tudi pred formulami snovi na levi strani; če so bili izračuni izvedeni za desno stran, potem so koeficienti postavljeni na desno stran enačbe. Na primer:

Glede na število atomov Al na levi strani:

Glede na število atomov Al na desni strani:

V splošnem primeru, če so v reakcijo vključene snovi molekularne strukture (O 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , N 2 ), potem pri izbiri koeficientov temelji na številu atomov v molekuli:

Če N 2 O nastane v reakciji, ki vključuje HNO 3, potem je tudi bolje napisati diagram elektronske bilance za dušik na podlagi dveh atomov dušika .

Pri nekaterih redoks reakcijah lahko ena od snovi deluje kot oksidant (reducent) in tvorec soli (tj. sodeluje pri nastajanju soli).

Takšne reakcije so značilne zlasti za interakcijo kovin z oksidacijskimi kislinami (HNO 3, H 2 SO 4 (konc)), pa tudi oksidacijskimi solmi (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, KClO 3, Ca( OCl) 2) s klorovodikovo kislino (zaradi anionov Cl ima klorovodikova kislina redukcijske lastnosti) in drugimi kislinami, katerih anion je redukcijsko sredstvo.

Ustvarimo enačbo za reakcijo bakra z razredčeno dušikovo kislino:

Vidimo, da se del molekul dušikove kisline porabi za oksidacijo bakra, ki se reducira v dušikov oksid (II), del pa se porabi za vezavo nastalih ionov Cu 2+ v sol Cu(NO 3) 2 (v sestava soli je oksidacijsko stanje atoma dušika enako kot v kislini, tj. ne spremeni se). Pri takšnih reakcijah je dodatni faktor za oksidacijski element vedno postavljen na desno stran pred formulo redukcijskega produkta, v tem primeru pred formulo NO, in ne HNO 3 ali Cu(NO 3) 2.

Pred formulo HNO 3 postavimo koeficient 8 (dve molekuli HNO 3 porabimo za oksidacijo bakra in šest za vezavo treh ionov Cu 2+ v sol), izenačimo število atomov H in O in dobimo

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

V drugih primerih je lahko kislina, na primer klorovodikova kislina, hkrati redukcijsko sredstvo in sodeluje pri tvorbi soli:

Primer 8.5. Izračunajte, kolikšna masa HNO 3 se porabi za tvorbo soli pri reakciji, katere enačba je

vstopi cink z maso 1,4 g.

rešitev. Iz reakcijske enačbe vidimo, da sta od 8 molov dušikove kisline samo 2 mola šla za oksidacijo 3 molov cinka (pred formulo produkta redukcije kisline, NO, je koeficient 2). Za tvorbo soli je bilo porabljenih 6 molov kisline, kar enostavno ugotovimo tako, da koeficient 3 pred solno formulo Zn(HNO 3) 2 pomnožimo s številom kislinskih ostankov v eni formulski enoti 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.

V nekaterih ORR oksidacijsko stanje spremenijo atomi ne dveh, ampak treh elementov.

Primer 8.6. Razporedite koeficiente v ORR, ki tečejo po shemi FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 z uporabo metode elektronske tehtnice.

rešitev. Vidimo, da oksidacijsko stanje spremenijo atomi treh elementov: Fe, S in O. V takih primerih se števila elektronov, ki jih oddajo atomi različnih elementov, seštejejo:

Če uredimo stehiometrične koeficiente, dobimo:

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

Oglejmo si primere reševanja drugih vrst izpitnih nalog na to temo.

Primer 8.7. Navedite število elektronov, ki preidejo z reducenta na oksidant pri popolni razgradnji bakrovega(II) nitrata, ki tehta 28,2 g.

rešitev. Zapišemo enačbo za reakcijo razgradnje soli in diagram elektronskega ravnovesja ORR; M = 188 g/mol.

Vidimo, da 2 mola O 2 nastaneta pri razgradnji 4 molov soli. V tem primeru preide 4 mol elektronov od atomov reducenta (v tem primeru ionov) do oksidanta (tj. ionov): . Ker je kemična količina soli n = 28,2/188 = 0,15 (mol), imamo:

2 mola soli - 4 mol elektronov

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 (elektronov).

Odgovor: 1,806 ⋅ 10 23.

Primer 8.8. Ko je žveplova kislina reagirala s kemično količino 0,02 mola z magnezijem, so atomi žvepla dodali 7,224 ⋅ 10 22 elektronov. Poiščite formulo produkta redukcije kisline.

rešitev. Na splošno so lahko sheme redukcije žveplovih atomov v žveplovi kislini naslednje:

tiste. 1 mol atomov žvepla lahko sprejme 2, 6 ali 8 molov elektronov. Če upoštevamo, da 1 mol kisline vsebuje 1 mol žveplovih atomov, 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).

Izračunamo število elektronov, ki jih sprejme 1 mol kisline:

0,02 mol kisline sprejme 0,12 mol elektronov

1 mol - x

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

Ta rezultat ustreza procesu redukcije žveplove kisline v žveplo:

Odgovor: žveplo.

Primer 8.9. Reakcija ogljika s koncentrirano dušikovo kislino proizvaja vodo in dva oksida, ki tvorita sol. Poiščite maso ogljika, ki je reagiral, če so oksidacijski atomi v tem procesu prejeli 0,2 mol elektronov.

rešitev. Interakcija snovi poteka po reakcijski shemi

Sestavimo enačbe za polovične reakcije oksidacije in redukcije:

Iz diagramov elektronskega ravnotežja vidimo, da če oksidacijski atomi () sprejmejo 4 mol elektronov, potem v reakcijo vstopi 1 mol (12 g) ogljika. Sestavimo in rešimo delež:

4 mol elektronov - 12 g ogljika

0,2 - x

x = 0,2 ⋅ 12 4 = 0,6 (g).

Odgovor: 0,6 g.

Razvrstitev redoks reakcij

Obstajajo intermolekularne in intramolekularne redoks reakcije.

Kdaj intermolekularni ORR oksidacijski in redukcijski atomi so del različnih snovi in ​​so atomi različnih kemičnih elementov.

Kdaj intramolekularni ORR oksidacijski in redukcijski atomi so del iste snovi. Intramolekularne reakcije vključujejo nesorazmernost, pri katerem sta oksidant in reducent atoma istega kemičnega elementa v sestavi iste snovi. Takšne reakcije so možne za snovi, ki vsebujejo atome z vmesnim oksidacijskim stanjem.

Primer 8.10. Določite shemo nesorazmernosti OVR:

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

rešitev Reakcije 1)–3) so medmolekularne ORR:

Reakcija disproporcioniranja je reakcija 4), saj je v njej atom klora hkrati oksidant in reducent:

Odgovor: 4).

Redoks lastnosti snovi lahko kvalitativno ocenimo na podlagi analize oksidacijskih stanj atomov v sestavi snovi:

1) če je atom, odgovoren za redoks lastnosti, v najvišjem oksidacijskem stanju, potem ta atom ne more več oddati elektronov, ampak jih lahko samo sprejema. Zato bo v OVR ta snov prikazana samo oksidativne lastnosti. Primeri takih snovi (formule kažejo oksidacijsko stanje atoma, ki je odgovoren za redoks lastnosti):

2) če je atom, odgovoren za redoks lastnosti, v najnižjem oksidacijskem stanju, potem bo ta snov pokazala samo obnovitvene lastnosti(ta atom ne more več sprejemati elektronov, lahko jih le oddaja). Primeri takih snovi: , . Zato imajo v ORR samo redukcijske lastnosti vsi halogenski anioni (z izjemo F−, za oksidacijo katerega se uporablja električni tok na anodi), sulfidni ion S2−, atom dušika v molekuli amoniaka in hidridni ion H−. Kovine (Na, K, Fe) imajo samo redukcijske lastnosti;

3) če je atom elementa v vmesnem oksidacijskem stanju (oksidacijsko stanje je večje od minimuma, a manjše od maksimuma), bo ustrezna snov (ion) glede na pogoje pokazala dvojno oksidativno-obnovitvene lastnosti: močnejši oksidanti bodo te snovi (ione) oksidirali, močnejši reducenti pa reducirali. Primeri takšnih snovi: žveplo, saj je najvišja oksidacijska stopnja žveplovega atoma +6, najnižja pa -2, žveplov oksid (IV), dušikov oksid (III) (najvišja oksidacijska stopnja dušikovega atoma je +5 , najnižja pa je –3), vodikov peroksid ( najvišja stopnja oksidacije atoma kisika je +2, najnižja pa –2). Kovinski ioni v vmesnih oksidacijskih stanjih kažejo dvojne redoks lastnosti: Fe 2+, Mn +4, Cr +3 itd.

Primer 8.11. Ne more priti do oksidacijsko-redukcijske reakcije, katere shema je:

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

rešitev. Reakcija, katere shema je navedena pod številko 3), se ne more zgoditi, ker vsebuje redukcijsko sredstvo, ne pa tudi oksidanta:

Odgovor: 3).

Pri nekaterih snoveh je redoks dvojnost posledica prisotnosti različnih atomov v najnižji in najvišji oksidacijski stopnji v njihovi sestavi; na primer klorovodikova kislina (HCl) je zaradi vodikovega atoma (najvišje oksidacijsko stanje enako +1) oksidant, zaradi Cl − aniona pa reducent (najnižje oksidacijsko stanje).

ORR ni mogoč med snovmi, ki imajo le oksidacijske (HNO 3 in H 2 SO 4, KMnO 4 in K 2 CrO 7) ali samo redukcijske lastnosti (HCl in HBr, HI in H 2 S)

OVR so v naravi izredno pogosti (metabolizem v živih organizmih, fotosinteza, dihanje, razpad, zgorevanje), ljudje pa jih pogosto uporabljajo za različne namene (pridobivanje kovin iz rud, kislin, alkalij, amoniaka in halogenov, ustvarjanje kemičnih virov toka, pridobivanje toplota in energija pri gorenju različnih snovi). Naj opozorimo, da nam OVR pogosto zapletejo življenje (kvar hrane, sadja in zelenjave, korozija kovin – vse to je povezano s pojavom različnih redoks procesov).

V organski in anorganski kemiji se za oblikovanje reakcije uporabljata oksidant in reducent. Oglejmo si glavne značilnosti takšnih interakcij, določimo algoritem za sestavo enačbe in razporeditev koeficientov.

Definicije

Oksidant je atom ali ion, ki pri interakciji z drugimi elementi sprejema elektrone. Proces sprejemanja elektronov imenujemo redukcija in je povezan z znižanjem oksidacijskega stanja.

V tečaju anorganske kemije obravnavamo dve glavni metodi razporejanja koeficientov. Reducent in oksidant v reakcijah se določita z izdelavo elektronske tehtnice ali z metodo polovičnih reakcij. Oglejmo si podrobneje prvi način urejanja koeficientov v OVR.

Oksidacijska stanja

Preden določimo oksidant v reakciji, je treba določiti oksidacijska stanja vseh elementov v snoveh, ki sodelujejo pri pretvorbi. Predstavlja naboj atoma elementa, izračunan po določenih pravilih. V kompleksnih snoveh mora biti vsota vseh pozitivnih in negativnih oksidacijskih stanj enaka nič. Za kovine glavnih podskupin ustreza valenci in ima pozitivno vrednost.

Pri nekovinah, ki se nahajajo na koncu formule, se stopnja določi tako, da se številka skupine odšteje od osem in ima negativno vrednost.

Za enostavne snovi je nič, ker ni procesa sprejemanja ali oddajanja elektronov.

Za kompleksne spojine, sestavljene iz več kemičnih elementov, se za določanje oksidacijskih stanj uporabljajo matematični izračuni.

Torej, oksidant je atom, ki v procesu interakcije zniža svojo oksidacijsko stopnjo, redukcijsko sredstvo pa, nasprotno, poveča njegovo vrednost.

Primeri OVR

Glavna značilnost nalog, povezanih z razporeditvijo koeficientov v redoks reakcijah, je prepoznavanje manjkajočih snovi in ​​priprava njihovih formul. Oksidant je element, ki bo sprejemal elektrone, vendar mora poleg njega pri reakciji sodelovati in jih oddajati tudi reducent.

Naj vam predstavimo splošen algoritem, s katerim lahko opravite naloge, ki so ponujene maturantom na enotnem državnem izpitu. Oglejmo si nekaj konkretnih primerov, da bomo razumeli, da oksidant ni le element v kompleksni snovi, temveč tudi preprosta snov.

Najprej morate vsakemu elementu dodeliti oksidacijska stanja z uporabo določenih pravil.

Nato morate analizirati elemente, ki niso sodelovali pri tvorbi snovi, in ustvariti formule zanje. Ko so vse vrzeli odpravljene, lahko nadaljujete s postopkom sestavljanja elektronskega ravnovesja med oksidantom in reducentom. Dobljene koeficiente vnesemo v enačbo in jih po potrebi dodamo pred tiste snovi, ki niso vključene v bilanco.

Na primer, z uporabo metode elektronskega ravnotežja je potrebno izpolniti predlagano enačbo in pred formulami postaviti potrebne koeficiente.

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

Za začetek določimo vrednosti oksidacijskih stanj za vsako, ki jih dobimo

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 predlagani shemi se spremenijo za kisik, pa tudi za mangan v kalijevem permanganatu. Tako smo našli redukcijsko sredstvo in oksidacijsko sredstvo. Na desni strani ni snovi, ki bi vsebovala kalij, zato bomo namesto vrzeli ustvarili formulo za njegov sulfat.

Zadnje dejanje v tej nalogi bo postavitev koeficientov.

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

Kisline, kalijev permanganat in vodikov peroksid lahko štejemo za močna oksidanta. Vse kovine imajo redukcijske lastnosti in se med reakcijami pretvarjajo v katione s pozitivnim nabojem.

Zaključek

Procesi, ki vključujejo sprejemanje in darovanje negativnih elektronov, se ne pojavljajo le v anorganski kemiji. Presnova, ki se pojavlja v živih organizmih, je jasen primer pojava redoks reakcij v organski kemiji. To potrjuje pomen obravnavanih procesov, njihov pomen za živo in neživo naravo.

Oksidacijsko-redukcijske reakcije ali krajše ORR so ena od osnov predmeta kemija, saj opisujejo interakcijo posameznih kemijskih elementov med seboj. Kot pove ime teh reakcij, vključujejo vsaj dve različni kemikaliji, od katerih ena deluje kot oksidant, druga pa kot reducent. Očitno je zelo pomembno, da jih lahko razlikujemo in identificiramo v različnih kemijskih reakcijah.

Kako določiti oksidant in reducent
Glavna težava pri določanju oksidanta in reducenta v kemijskih reakcijah je, da so iste snovi v različnih primerih lahko tako oksidanti kot reducenti. Če želite izvedeti, kako pravilno določiti vlogo določenega kemičnega elementa v reakciji, morate jasno razumeti naslednje osnovne koncepte.

1. Oksidacija je proces izgube elektronov iz zunanje elektronske plasti kemičnega elementa. Po svoje oksidacijsko sredstvo bo obstajal atom, molekula ali ion, ki sprejme elektrone in s tem zniža svoje oksidacijsko stanje, kar je se obnavljajo . Po kemijski reakciji interakcije z drugo snovjo oksidant vedno pridobi pozitiven naboj.
2. Obnovitev je proces dodajanja elektronov zunanji elektronski plasti kemičnega elementa. Restavrator obstaja atom, molekula ali ion, ki odda svoje elektrone in s tem poveča svoje oksidacijsko stanje, tj. oksidirajo . Po kemijski reakciji interakcije z drugo snovjo redukcijsko sredstvo vedno pridobi pozitiven naboj.
3. Preprosto povedano, oksidant je snov, ki "vzame" elektrone, reducent pa je snov, ki jih preda oksidantu. Kdo ima v redoks reakciji vlogo oksidanta, kdo reducent in v katerih primerih oksidant postane reducent in obratno, je mogoče ugotoviti s poznavanjem značilnega obnašanja posameznih elementov v kemijskih reakcijah. .
4. Tipični reducenti so kovine in vodik: Fe, K, Ca, Cu, Mg, Na, Zn, H). Manj ko so ionizirani, večje so njihove redukcijske lastnosti. Na primer, delno oksidirano železo, ki je oddalo en elektron in ima naboj +1, bo lahko oddalo en elektron manj v primerjavi s »čistim« železom. Tudi reducenti so lahko spojine kemičnih elementov v najnižjem oksidacijskem stanju, v katerih so zapolnjene vse proste orbitale in ki lahko samo oddajajo elektrone, na primer amoniak NH 3, vodikov sulfid H 2 S, vodikov bromid HBr, vodikov jodid HI , vodikov klorid HCl.
5. Tipični oksidanti so številne nekovine (F, Cl, I, O, Br). Tudi kovine z visoko stopnjo oksidacije (Fe +3, Sn +4, Mn +4), pa tudi nekatere spojine elementov z visoko stopnjo oksidacije: kalijev permanganat KMnO4, žveplova kislina H2SO4, dušikova kislina HNO3, lahko delujejo kot oksidanti bakrov oksid CuO, železov klorid FeCl 3.
6. Kemične spojine v nepopolni ali vmesni oksidacijski stopnji, na primer monobazična dušikova kislina HNO 2, vodikov peroksid H 2 O 2, žveplova kislina H 2 SO 3, lahko kažejo tako oksidacijske kot redukcijske lastnosti, odvisno od redoks lastnosti drugega reagenta, vključenega v interakcijo. .

Na primeru preproste reakcije med natrijem in kisikom definirajmo oksidant in reducent.

Kot sledi iz tega primera, en atom natrija odda svoj elektron enemu atomu kisika. Zato je natrij redukcijsko sredstvo, kisik pa oksidant. V tem primeru bo natrij popolnoma oksidiran, saj bo oddal največje možno število elektronov, atom kisika pa ne bo popolnoma reduciran, saj bo lahko sprejel še en elektron od drugega atoma kisika.

Opis

Med redoks reakcijo redukcijsko sredstvo odda elektrone, tj. oksidira; Oksidant pridobi elektrone, tj. se obnavlja. Poleg tega vsaka redoks reakcija predstavlja enotnost dveh nasprotnih transformacij - oksidacije in redukcije, ki potekata hkrati in brez ločevanja ene od druge.

Oksidacija

Oksidacija je proces izgube elektronov, s povečanjem stopnje oksidacije.

Ko snov oksidira, se njeno oksidacijsko stanje poveča zaradi izgube elektronov. Atome snovi, ki se oksidira, imenujemo donorji elektronov, atome oksidanta pa akceptorje elektronov.

V nekaterih primerih lahko med oksidacijo molekula matične snovi postane nestabilna in razpade na bolj stabilne in manjše sestavne dele (glej Prosti radikali). V tem primeru imajo nekateri atomi nastalih molekul višje oksidacijsko stanje kot isti atomi v prvotni molekuli.

Oksidacijsko sredstvo, ki sprejema elektrone, pridobi redukcijske lastnosti in se spremeni v konjugirano redukcijsko sredstvo:

oksidant + e − ↔ konjugirano redukcijsko sredstvo.

Obnovitev

Med redukcijo atomi ali ioni pridobijo elektrone. V tem primeru se oksidacijsko stanje elementa zmanjša. Primeri: redukcija kovinskih oksidov v proste kovine z uporabo vodika, ogljika in drugih snovi; redukcija organskih kislin v aldehide in alkohole; hidrogeniranje maščob itd.

Reducent, ki daje elektrone, pridobi oksidacijske lastnosti in se spremeni v konjugirano oksidacijsko sredstvo:

reducent - e − ↔ konjugirani oksidant.

Nevezan, prosti elektron je najmočnejši reducent.

Redoks par

Oksidacijsko sredstvo in njegova reducirana oblika ali redukcijsko sredstvo in njegova oksidirana oblika sta konjugirana redoks par, njihove medsebojne pretvorbe pa so redoks polovične reakcije.

V kateri koli redoks reakciji sodelujeta dva konjugirana redoks para, med katerima obstaja konkurenca za elektrone, zaradi česar pride do dveh polovičnih reakcij: ena je povezana z dodatkom elektronov, tj. zmanjšanje, drugo - s sproščanjem elektronov, tj. oksidacijo.

Vrste redoks reakcij

Medmolekularne - reakcije, pri katerih se oksidacijski in redukcijski atomi nahajajo v molekulah različnih snovi, na primer:

H 2 S + Cl 2 → S + 2HCl

Intramolekularne - reakcije, pri katerih se oksidacijski in redukcijski atomi nahajajo v molekulah iste snovi, na primer:

2H 2 O → 2H 2 + O 2

Disproporcionacija (avtooksidacija-samozdravljenje) - reakcije, pri katerih isti element deluje kot oksidant in reducent, na primer:

Cl 2 + H 2 O → HClO + HCl

Reproporcioniranje (sorazmerje) - reakcije, pri katerih eno oksidacijsko stanje dobimo iz dveh različnih oksidacijskih stanj istega elementa, na primer:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

Primeri

Redoks reakcija med vodikom in fluorom

Razdeli se na dve polovični reakciji:

1) Oksidacija:

2) Obnova:

Oksidacija, redukcija

Pri redoks reakcijah se elektroni prenesejo z enega atoma, molekule ali iona na drugega. Proces izgube elektronov je oksidacija. Med oksidacijo se stopnja oksidacije poveča: