وتشمل هذه التفاعلات التي تقوم فيها المواد المتفاعلة بتبادل الإلكترونات، وبالتالي تغيير حالات الأكسدة لذرات العناصر التي تشكل المواد المتفاعلة.

على سبيل المثال:

الزنك + 2H + → الزنك 2+ + H 2 ,

FeS 2 + 8HNO 3 (conc) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H2SO4 + 2H2O,

الغالبية العظمى من التفاعلات الكيميائية هي تفاعلات الأكسدة والاختزال، فهي تلعب دورًا مهمًا للغاية.

الأكسدة هي عملية فقدان الإلكترونات بواسطة ذرة أو جزيء أو أيون.

إذا تخلت الذرة عن إلكتروناتها فإنها تكتسب شحنة موجبة:

على سبيل المثال:

آل - 3ه - = آل 3+

ح 2 - 2ه - = 2 ح +

أثناء الأكسدة، تزداد حالة الأكسدة.

إذا تخلى أيون سالب الشحنة (الشحنة -1)، على سبيل المثال Cl -، عن إلكترون واحد، فإنه يصبح ذرة متعادلة:

2Cl - - 2e - = Cl 2

إذا تخلى أيون أو ذرة موجبة الشحنة عن إلكترونات، فإن حجم شحنتها الموجبة يزداد وفقًا لعدد الإلكترونات المتحررة:

الحديد 2+ - ه - = الحديد 3+

الاختزال هو عملية اكتساب الإلكترونات بواسطة ذرة أو جزيء أو أيون.

إذا اكتسبت الذرة إلكترونات فإنها تصبح أيونًا سالب الشحنة:

على سبيل المثال:

سل 2 + 2е- = 2 سل -

ق + 2е - = ق 2-

إذا استقبل أيون موجب الشحنة الإلكترونات، فإن شحنته تنخفض:

الحديد 3+ + ه- = الحديد 2+

أو يمكن أن تدخل في ذرة محايدة:

الحديد 2+ + 2ه- = الحديد 0

العامل المؤكسد هو ذرة أو جزيء أو أيون يقبل الإلكترونات. عامل الاختزال هو ذرة أو جزيء أو أيون يتبرع بالإلكترونات.

يتم تقليل العامل المؤكسد أثناء التفاعل، ويتم أكسدة عامل الاختزال.

الأكسدة تكون دائما مصحوبة بالاختزال، والعكس صحيح، التخفيض يرتبط دائما بالأكسدة، ويمكن التعبير عنه بالمعادلات:

عامل اختزال - ه - ↔ عامل مؤكسد

عامل مؤكسد + ه - ↔ عامل اختزال

لذلك، تمثل تفاعلات الأكسدة والاختزال وحدة عمليتين متعارضتين - الأكسدة والاختزال

أهم عوامل الاختزال والأكسدة

المرممون

عامل مؤكسد

المعادن، الهيدروجين، الفحم أول أكسيد الكربون (II) CO كبريتيد الهيدروجين H2S وأكسيد الكبريت (IV) SO2 وحمض الكبريت H2SO3 وأملاحه حمض الهيدروديك HI، حمض الهيدروبروميك HBr، حمض الهيدروكلوريك HCl كلوريد القصدير (II) SnCl2، كبريتات الحديد (II) FeSO4، كبريتات المنغنيز (II) MnSO4، كبريتات الكروم (III) Cr2 (SO4) 3 حمض النيتروز HNO 2، الأمونيا NH 3، هيدرازين N 2 H 4، أكسيد النيتريك (II) NO حمض الفوسفور H3PO3 الألدهيدات والكحولات وأحماض الفورميك والأكساليك والجلوكوز الكاثود أثناء التحليل الكهربائي

الهالوجينات برمنجنات البوتاسيوم KMnO 4، منجنات البوتاسيوم K 2 MnO 4، أكسيد المنغنيز (IV) MnO 2 ثنائي كرومات البوتاسيوم K 2 Cr 2 O 7، كرومات البوتاسيوم K 2 CrO 4 حمض النيتريك HNO3 الأكسجين O2، الأوزون O3، بيروكسيد الهيدروجين H2O2 حامض الكبريتيك H 2 SO 4 (محدد)، وحمض السيلينيك H 2 SeO 4 أكسيد النحاس (II) CuO، أكسيد الفضة (I) Ag 2 O، أكسيد الرصاص (IV) PbO 2 أيونات المعادن النبيلة (Ag +، Au 3+، إلخ.) كلوريد الحديد (III) FeCl 3 هيبوكلوريت وكلورات وبيركلورات الماء الملكي، خليط من أحماض النيتريك والهيدروفلوريك المركزة الأنود أثناء التحليل الكهربائي

طريقة التوازن الالكتروني.

لتحقيق التعادل OVR، يتم استخدام عدة طرق، والتي سننظر فيها الآن إلى طريقة واحدة - طريقة التوازن الإلكتروني.

لنكتب معادلة التفاعل بين الألومنيوم والأكسجين:

آل + يا 2 = آل 2 يا 3

لا تنخدع ببساطة هذه المعادلة. مهمتنا هي فهم الطريقة التي ستسمح لك في المستقبل بمساواة التفاعلات الأكثر تعقيدًا.

إذن ما هي طريقة التوازن الإلكتروني؟ التوازن هو المساواة. ولذلك، فإن عدد الإلكترونات التي يتخلى عنها أحد العناصر ويقبلها العنصر الآخر في تفاعل معين يجب أن يكون متساويًا. في البداية، تبدو هذه الكمية مختلفة، كما يمكن رؤيته من حالات الأكسدة المختلفة للألمنيوم والأكسجين:

آل 0 + يا 2 0 = آل 2 +3 يا 3 -2

يتخلى الألومنيوم عن الإلكترونات (يكتسب حالة أكسدة موجبة)، ويستقبل الأكسجين الإلكترونات (يكتسب حالة أكسدة سلبية). للحصول على حالة الأكسدة +3، يجب أن تتخلى ذرة الألومنيوم عن 3 إلكترونات. لكي يتحول جزيء الأكسجين إلى ذرات أكسجين بحالة أكسدة -2، يجب أن يقبل 4 إلكترونات:

آل 0 - 3هـ- = آل +3

O 2 0 + 4e- = 2O -2

لكي يكون عدد الإلكترونات المعطاة والمستقبلة متساويا، يجب ضرب المعادلة الأولى في 4، والثانية في 3. وللقيام بذلك، يكفي تحريك أعداد الإلكترونات المعطاة والمستقبلة في اتجاه الأعلى والأسفل الخطوط كما هو موضح في الرسم البياني أعلاه.

إذا وضعنا الآن في المعادلة المعامل 4 الذي وجدناه أمام عامل الاختزال (Al)، والمعامل 3 الذي وجدناه أمام عامل المؤكسد (O 2)، فإن عدد الإلكترونات المعطاة والمستقبلة يتساوى و يصبح يساوي 12. تم تحقيق التوازن الإلكتروني. يمكن ملاحظة أن المعامل 2 مطلوب قبل منتج التفاعل Al 2 O 3. الآن تمت تسوية معادلة تفاعل الأكسدة:

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3

وتظهر جميع مزايا طريقة التوازن الإلكتروني في حالات أكثر تعقيدا من أكسدة الألومنيوم بالأكسجين.

على سبيل المثال، "برمنجنات البوتاسيوم" المعروفة - برمنجنات البوتاسيوم KMnO 4 - هي عامل مؤكسد قوي بسبب ذرة المنغنيز في حالة الأكسدة +7. حتى أنيون الكلور Cl – يعطيه إلكترونًا، ويتحول إلى ذرة الكلور. يستخدم هذا أحيانًا لإنتاج غاز الكلور في المختبر:

K + Mn +7 O 4 -2 + K + Cl - + H 2 SO 4 = Cl 2 0 + Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

لنقم بإنشاء مخطط التوازن الإلكتروني:

من +7 + 5هـ- = من +2

2Cl - - 2e- = Cl 2 0

اثنان وخمسة هما المعاملان الرئيسيان للمعادلة، وبفضلهما يمكن بسهولة تحديد جميع المعاملات الأخرى. قبل Cl 2 يجب عليك وضع معامل 5 (أو 2 × 5 = 10 قبل KСl)، وقبل KMnO 4 - معامل 2. وترتبط جميع المعاملات الأخرى بهذين المعاملين. وهذا أسهل بكثير من التصرف بمجرد تحليل الأرقام.

2 KMnO 4 + 10KCl + 8H 2 SO 4 = 5 Cl 2 + 2MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O

لتعادل عدد ذرات K (12 ذرة على اليسار)، من الضروري وضع معامل 6 أمام K 2 SO 4 على الجانب الأيمن من المعادلة، وأخيرا، لتعادل الأكسجين والهيدروجين، يكفي لوضع معامل 8 أمام H 2 SO 4 و H 2 O. نحصل على المعادلة في صورتها النهائية.

طريقة التوازن الإلكتروني، كما نرى، لا تستبعد الاختيار المعتاد للمعاملات في معادلات تفاعلات الأكسدة والاختزال، ولكنها يمكن أن تسهل هذا الاختيار بشكل كبير.

وضع معادلة تفاعل النحاس مع محلول نترات البلاديوم (II). دعونا نكتب صيغ المواد الأولية والنهائية للتفاعل ونوضح التغيرات في حالات الأكسدة:

ويترتب على ذلك أنه مع عامل اختزال وعامل مؤكسد، تكون المعاملات تساوي 1. معادلة التفاعل النهائية هي:

النحاس + الرصاص (NO 3) 2 = النحاس (NO 3) 2 + الرصاص

كما ترون، لا تظهر الإلكترونات في معادلة التفاعل الشاملة.

وللتحقق من صحة المعادلة نحسب عدد ذرات كل عنصر في طرفيه الأيمن والأيسر. على سبيل المثال، يوجد على الجانب الأيمن 6 ذرات أكسجين، وعلى اليسار أيضًا 6 ذرات؛ البلاديوم 1 و 1؛ النحاس أيضًا 1 و1. وهذا يعني أن المعادلة مكتوبة بشكل صحيح.

دعونا نعيد كتابة هذه المعادلة في الصورة الأيونية:

النحاس + الرصاص 2+ + 2NO 3 - = النحاس 2+ + 2NO 3 - + الرصاص

وبعد اختزال الأيونات المتماثلة نحصل عليها

النحاس + الرصاص 2+ = النحاس 2+ + الرصاص

إعداد معادلة تفاعل لتفاعل أكسيد المنغنيز (IV) مع حمض الهيدروكلوريك المركز

(يتم إنتاج الكلور باستخدام هذا التفاعل في المختبر).

دعنا نكتب صيغ المواد الأولية والنهائية للتفاعل:

حمض الهيدروكلوريك + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

دعونا نبين التغير في حالات الأكسدة للذرات قبل التفاعل وبعده:

هذا التفاعل هو الأكسدة والاختزال، حيث تتغير حالات الأكسدة لذرات الكلور والمنغنيز. حمض الهيدروكلوريك هو عامل اختزال، MnO 2 هو عامل مؤكسد. نؤلف المعادلات الإلكترونية:

وأوجد معاملات العامل المختزل والعامل المؤكسد. إنهما يساويان 2 و 1 على التوالي. يتم تعيين المعامل 2 (وليس 1) لأن ذرتين من الكلور بحالة أكسدة -1 تتخلى عن إلكترونين. هذا المعامل موجود بالفعل في المعادلة الإلكترونية:

2HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

نجد معاملات للمواد المتفاعلة الأخرى. يتضح من المعادلات الإلكترونية أنه بالنسبة إلى 2 مول من حمض الهيدروكلوريك يوجد 1 مول من MnO 2. ومع ذلك، مع الأخذ في الاعتبار أن هناك حاجة إلى 2 مول آخر من الحمض لربط أيون المنغنيز المشحون بشكل مضاعف الناتج، يجب وضع معامل 4 أمام عامل الاختزال ثم سيتم الحصول على 2 مول من الماء. المعادلة النهائية هي

4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O

التحقق من صحة كتابة المعادلة يمكن أن يقتصر على حساب عدد ذرات العنصر الواحد، على سبيل المثال الكلور: في الجانب الأيسر هناك 4 وفي الجانب الأيمن 2 + 2 = 4.

وبما أن طريقة التوازن الإلكتروني تصور معادلات التفاعل في شكل جزيئي، فإنه بعد تجميعها والتحقق منها ينبغي كتابتها في شكل أيوني.

دعونا نعيد كتابة المعادلة المجمعة في شكل أيوني:

4Н + + 4Сl - + МnО 2 = Сl 2 + Мn 2 + + 2Сl - + 2Н 2О

وبعد إلغاء الأيونات المتماثلة في طرفي المعادلة نحصل على

4H + + 2Cl - + MnO 2 = Cl 2 + Mn 2 + + 2H 2 O

وضع معادلة تفاعل لتفاعل كبريتيد الهيدروجين مع محلول محمض من برمنجنات البوتاسيوم.

لنكتب مخطط التفاعل - صيغ المواد البادئة والناتجة:

H 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 → S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

ثم نبين التغير في حالات الأكسدة للذرات قبل التفاعل وبعده:

تتغير حالات الأكسدة لذرات الكبريت والمنجنيز (H 2 S هو عامل اختزال، KMnO 4 هو عامل مؤكسد). نحن نؤلف المعادلات الإلكترونية، أي. نحن نصور عمليات فقدان الإلكترون واكتسابه:

وأخيرًا، نوجد معاملات عامل المؤكسد وعامل الاختزال، ثم المتفاعلات الأخرى. يتضح من المعادلات الإلكترونية أننا نحتاج إلى أخذ 5 mol H 2 S و 2 mol KMnO 4، ثم نحصل على 5 mol S من ذرات و 2 mol MnSO 4. بالإضافة إلى ذلك، من مقارنة الذرات على الجانبين الأيسر والأيمن للمعادلة، نجد أنه يتم أيضًا تكوين 1 mol من K 2 SO 4 و 8 mol من الماء. ستكون معادلة التفاعل النهائية

5Н 2 S + 2KМnО 4 + ЗН 2 SO 4 = 5S + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8Н 2 O

ويتم التأكد من صحة كتابة المعادلة من خلال حساب ذرات عنصر واحد، مثلاً الأكسجين؛ على الجانب الأيسر يوجد 2 4 + 3 4 = 20 وعلى الجانب الأيمن يوجد 2 4 + 4 + 8 = 20.

نعيد كتابة المعادلة على الصورة الأيونية:

5H2S + 2MnO4 - + 6H + = 5S + 2Mn2+ + 8H2O

من المعروف أن معادلة التفاعل المكتوبة بشكل صحيح هي تعبير عن قانون حفظ كتلة المواد. لذلك، يجب أن يكون عدد الذرات نفسها في المواد الأولية ومنتجات التفاعل هو نفسه. ويجب أيضًا الحفاظ على الرسوم. يجب أن يكون مجموع شحنات المواد الأولية مساويًا دائمًا لمجموع شحنات منتجات التفاعل.

تعد طريقة توازن الإلكترون والأيون أكثر عالمية مقارنة بطريقة التوازن الإلكتروني ولها ميزة لا يمكن إنكارها في اختيار المعاملات في العديد من تفاعلات الأكسدة والاختزال، على وجه الخصوص، التي تنطوي على مركبات عضوية، حيث يكون حتى إجراء تحديد حالات الأكسدة معقدًا للغاية.

التصنيف الإجمالي

هناك ثلاثة أنواع رئيسية من تفاعلات الأكسدة والاختزال:

1) تفاعلات الأكسدة والاختزال بين الجزيئات
(عندما يكون العامل المؤكسد وعامل الاختزال مادتين مختلفتين)؛

2) تفاعلات عدم التناسب
(عندما يمكن أن تكون نفس المادة بمثابة عامل مؤكسد وعامل اختزال)؛

3) تفاعلات الأكسدة والاختزال داخل الجزيئات
(عندما يعمل جزء من الجزيء كعامل مؤكسد والآخر كعامل اختزال).>

دعونا نلقي نظرة على أمثلة لثلاثة أنواع من ردود الفعل.

1. تفاعلات الأكسدة والاختزال بين الجزيئات هي جميع التفاعلات التي ناقشناها بالفعل في هذه الفقرة.
دعونا نفكر في حالة أكثر تعقيدًا بعض الشيء، عندما لا يمكن استهلاك العامل المؤكسد بالكامل في التفاعل، نظرًا لأن جزءًا منه يشارك في تفاعل تبادل عادي غير الأكسدة:

النحاس 0 + H + N +5 O 3 -2 = النحاس +2 (N +5 O 3 -2) 2 + N +2 O -2 + H 2 O

تشارك بعض جزيئات NO 3 في التفاعل كعامل مؤكسد، منتجة أكسيد النيتريك NO، وبعض أيونات NO 3 تمر دون تغيير إلى مركب النحاس Cu(NO 3) 2. لنقم بإنشاء ميزان إلكتروني:

النحاس 0 - 2e- = النحاس +2

ن +5 + 3هـ- = ن +2

دعونا نضع المعامل 3 الموجود للنحاس أمام Cu وCu(NO 3) 2. ولكن يجب وضع المعامل 2 أمام NO فقط، لأن كل النيتروجين الموجود فيه شارك في تفاعل الأكسدة والاختزال. سيكون من الخطأ وضع عامل 2 أمام HNO 3، لأن هذه المادة تتضمن أيضًا ذرات النيتروجين التي لا تشارك في عملية الأكسدة والاختزال وهي جزء من المنتج Cu(NO 3) 2 (جسيمات NO 3 - هنا يُطلق عليه أحيانًا "أيون" -المراقب").

يمكن تحديد المعاملات المتبقية بسهولة باستخدام تلك الموجودة بالفعل:

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

2. تحدث تفاعلات عدم التناسب عندما تكون جزيئات نفس المادة قادرة على أكسدة واختزال بعضها البعض. يصبح هذا ممكنًا إذا كانت المادة تحتوي على ذرات أي عنصر في حالة أكسدة متوسطة.

ونتيجة لذلك، فإن حالة الأكسدة يمكن أن تنخفض أو تزيد. على سبيل المثال:

HN +3 O 2 = HN +5 O 3 + N +2 O + H 2 O

يمكن اعتبار هذا التفاعل بمثابة تفاعل بين HNO2 وHNO2 كعامل مؤكسد وعامل اختزال وباستخدام طريقة التوازن الإلكتروني:

HN +3 O 2 + HN +3 O 2 = HN +5 O3 + N +2 O + H 2 O

ن +3 - 2هـ- = ن +5

ن +3 + ه- = ن +2

نحصل على المعادلة:

2HNO 2 + 1HNO 2 = 1 HNO 3 + 2 NO + H 2 O

أو بإضافة مولات HNO 2 معًا:

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

تحدث تفاعلات الأكسدة والاختزال داخل الجزيئات عندما تكون الذرات المؤكسدة وذرات الاختزال متجاورة في الجزيء. دعونا نفكر في تحلل ملح Berthollet KClO 3 عند تسخينه:

بوكل +5 O 3 -2 = بوكل - + O 2 0

تخضع هذه المعادلة أيضًا لمتطلبات التوازن الإلكتروني:

Cl +5 + 6e- = Cl -

2O -2 - 2e- = O 2 0

هنا تنشأ صعوبة - أي من المعاملين الموجودين يجب وضعه أمام KClO 3 - بعد كل شيء، يحتوي هذا الجزيء على عامل مؤكسد وعامل اختزال؟

في مثل هذه الحالات، يتم وضع المعاملات الموجودة أمام المنتجات:

KClO 3 = 2KCl + 3O2

أصبح من الواضح الآن أن KClO 3 يجب أن يسبقه عامل 2.

2KClO3 = 2KCl + 3O2

يستخدم التفاعل الجزيئي لتحلل ملح البرثوليت عند تسخينه في إنتاج الأكسجين في المختبر.

طريقة نصف رد الفعل

وكما يوحي اسمها، تعتمد هذه الطريقة على رسم المعادلات الأيونية لعملية الأكسدة وعملية الاختزال ومن ثم جمعها في معادلة شاملة.
على سبيل المثال، لنقم بإنشاء معادلة لنفس التفاعل الذي تم استخدامه لشرح طريقة التوازن الإلكتروني.
عند تمرير كبريتيد الهيدروجين H 2 S عبر محلول محمض من برمنجنات البوتاسيوم KMnO 4، يختفي اللون القرمزي ويصبح المحلول غائما.
تظهر التجربة أن تعكر المحلول يحدث نتيجة لتكوين عنصر الكبريت، أي. عملية تدفق:

ح 2 ق → ق + 2 ح +

يتم معادلة هذا المخطط بعدد الذرات. لتحقيق التعادل بعدد الشحنات، تحتاج إلى طرح إلكترونين من الجانب الأيسر من المخطط، وبعد ذلك يمكنك استبدال السهم بعلامة يساوي:

ح 2 ق - 2ه - = ق + 2 ح +

هذا هو نصف التفاعل الأول - عملية أكسدة عامل الاختزال H 2 S.

يرتبط تغير لون المحلول بانتقال أيون MnO 4 (له لون قرمزي) إلى أيون Mn 2+ (عديم اللون تقريبًا وفقط عند التركيزات العالية يكون له لون وردي باهت)، والذي يمكن التعبير عنه بواسطة رسم بياني

منو 4 - → من 2+

في المحلول الحمضي، يشكل الأكسجين، وهو جزء من أيونات MnO 4، مع أيونات الهيدروجين الماء في النهاية. ولذلك نكتب عملية الانتقال على النحو التالي:

MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O

لاستبدال السهم بعلامة يساوي، يجب أيضًا أن تكون الشحنات متساوية. بما أن المواد الأولية لها سبع شحنات موجبة (7+)، والمواد النهائية لها شحنتان موجبتان (2+)، ولتحقيق شرط حفظ الشحنات، يجب إضافة خمسة إلكترونات إلى الجانب الأيسر من المخطط:

MnO 4 - + 8H + + 5e - = Mn 2+ + 4H 2 O

هذا هو نصف التفاعل الثاني - عملية اختزال العامل المؤكسد، أي. أيون برمنجنات

لتجميع معادلة التفاعل العامة، من الضروري إضافة معادلات نصف التفاعل حدًا تلو الآخر، بعد أن تعادل مسبقًا عدد الإلكترونات المعطاة والمستقبلة. في هذه الحالة، وفقا لقواعد العثور على أصغر مضاعف، يتم تحديد العوامل المقابلة التي يتم من خلالها ضرب معادلات نصف التفاعل. النموذج المختصر هو كما يلي:

وبتقليل بمقدار 10H +، وصلنا أخيرًا

5H2S + 2MnO4 - + 6H + = 5S + 2Mn2+ + 8H2O

نتحقق من صحة المعادلة المترجمة بالشكل الأيوني: عدد ذرات الأكسجين على الجانب الأيسر 8، على الجانب الأيمن 8؛ عدد الشحنات: على الجانب الأيسر (2-)+(6+) = 4+، على الجانب الأيمن 2(2+) = 4+. المعادلة مكتوبة بشكل صحيح، لأن الذرات والشحنات متساوية.

باستخدام طريقة نصف التفاعل، يتم تجميع معادلة التفاعل في شكل أيوني. للانتقال منها إلى المعادلة في الشكل الجزيئي، نقوم بذلك: على الجانب الأيسر من المعادلة الأيونية، نختار الكاتيون المقابل لكل أنيون، ولكل كاتيون - أنيون. ثم نكتب نفس الأيونات بنفس العدد على الجانب الأيمن من المعادلة، وبعد ذلك نجمع الأيونات إلى جزيئات:

وبالتالي فإن تجميع معادلات تفاعلات الأكسدة والاختزال باستخدام طريقة نصف التفاعل يؤدي إلى نفس نتيجة طريقة توازن الإلكترون.

دعونا نقارن كلا الطريقتين. تتمثل ميزة طريقة نصف التفاعل مقارنة بطريقة التوازن الإلكتروني في ذلك. أنها لا تستخدم أيونات افتراضية، بل أيونات موجودة بالفعل. في الواقع، لا توجد أيونات في المحلول، ولكن هناك أيونات.

مع طريقة التفاعل النصفي، ليس من الضروري معرفة حالة أكسدة الذرات.

تعد كتابة معادلات نصف التفاعل الأيونية الفردية أمرًا ضروريًا لفهم العمليات الكيميائية في الخلية الجلفانية وفي التحليل الكهربائي. باستخدام هذه الطريقة، يظهر دور البيئة كمشارك نشط في العملية برمتها. وأخيرا، عند استخدام طريقة التفاعل النصفي، لا تحتاج إلى معرفة جميع المواد الناتجة؛ فهي تظهر في معادلة التفاعل عند استخلاصها. لذلك، ينبغي إعطاء الأفضلية لطريقة التفاعلات النصفية واستخدامها عند رسم المعادلات لجميع تفاعلات الأكسدة والاختزال التي تحدث في المحاليل المائية.

تفاعلات الأكسدة والاختزال – التفاعلات التي تحدث مع تغير حالة أكسدة العناصر.

أكسدة- عملية تخلي الذرة عن الإلكترونات

استعادة- عملية استقبال الذرة للإلكترونات

الحد من وكيل- عنصر يتبرع بالإلكترونات

مؤكسد– العنصر الذي يقبل الإلكترونات

للحصول على فكرة مرئية ولكن مبسطة عن أسباب تغير شحنات العناصر، دعونا ننتقل إلى الأشكال:

الذرة هي جسيم متعادل كهربائيا. وبالتالي فإن عدد البروتونات يساوي عدد الإلكترونات

إذا تخلى العنصر عن إلكترون، تتغير شحنته. تصبح مشحونة إيجابيا (إذا قبلت، على العكس من ذلك، سلبا)

الذي - التي. تتأثر شحنة العنصر بعدد الإلكترونات المقدمة أو المستقبلة

I. وضع معادلات لتفاعلات الأكسدة والاختزال

1. اكتب مخطط التفاعل

نا + الكلور 2 -> كلوريد الصوديوم

2. نقوم بترتيب حالات الأكسدة للعناصر:

نا 0 + Cl 2 0 -> نا + Cl -

3. نكتب العناصر التي غيرت حالة الأكسدة ونحدد عدد الإلكترونات المعطاة/المستقبلة:

نا 0 -1e -> نا +

Cl 2 +2e ->2Cl -

4. أوجد المضاعف المشترك الأصغر لأعداد الإلكترونات الممنوحة والمرتبطة:

الذي - التي. لقد حصلنا على المعاملات اللازمة

5. قمنا بتعيين المعاملات:

2Na 0 + Cl 2 0 -> 2Na + Cl —

عامل مؤكسدهي جسيمات (ذرات أو جزيئات أو أيونات). تقبل الإلكتروناتأثناء التفاعل الكيميائي. في هذه الحالة، حالة الأكسدة للعامل المؤكسد يذهب للأسفل. عامل مؤكسد يتم استعادتها.

المرممون هي جسيمات (ذرات أو جزيئات أو أيونات). التبرع بالإلكتروناتأثناء التفاعل الكيميائي. في هذه الحالة، حالة الأكسدة لعامل الاختزال يرتفع. التخفيضات في هذه الحالة أكسد.

يمكن تقسيم المواد الكيميائية إلى عوامل مؤكسدة نموذجية, عوامل التخفيض النموذجيةوالمواد التي قد تظهر كل من خصائص الأكسدة والاختزال. بعض المواد لا تظهر فعليًا أي نشاط الأكسدة والاختزال.

ل عوامل مؤكسدة نموذجية يشمل:

• مواد بسيطة - غير المعادن مع أقوى خصائص الأكسدة (الفلور F 2، الأكسجين O 2، الكلور Cl 2)؛
• الأيوناتالمعادن أو غير المعادنمع حالات الأكسدة الإيجابية العالية (عادة أعلى). : الأحماض (HN +5 O 3، HCl +7 O 4)، الأملاح (KN +5 O 3، KMn +7 O 4)، الأكاسيد (S +6 O 3، Cr +6 O 3)
• مركبات تحتوي على بعض الكاتيونات المعدنيةنأخذ حالات الأكسدة العالية: الرصاص 4+، الحديد 3+، الاتحاد الأفريقي 3+، الخ.

عوامل التخفيض النموذجية - وهذا كقاعدة عامة:

• مواد بسيطة - المعادن(يتم تحديد قدرات الاختزال للمعادن من خلال عدد من الأنشطة الكهروكيميائية)؛
• المواد المعقدة التي تحتوي على ذرات أو أيونات من اللافلزات ذات حالة أكسدة سلبية (عادةً ما تكون الأدنى).: مركبات الهيدروجين الثنائية (H 2 S، HBr)، أملاح الأحماض الخالية من الأكسجين (K 2 S، NaI)؛
• تحتوي على بعض المركبات الكاتيونات مع الحد الأدنى من حالة الأكسدة الإيجابية(Sn 2+، Fe 2+، Cr 2+)، والتي تتخلى عن الإلكترونات، يمكن أن تزيد من حالة الأكسدة الخاصة بهم;
• مركبات تحتوي على أيونات معقدة تتكون من اللافلزات مع حالة الأكسدة الإيجابية المتوسطة(S +4 O 3) 2–، (НР +3 O 3) 2–، حيث يمكن للعناصر عن طريق التبرع بالإلكترونات، زيادة حالة الأكسدة الإيجابية.

قد تظهر معظم المواد الأخرى كل من خصائص الأكسدة والاختزال.

يتم عرض عوامل الأكسدة والاختزال النموذجية في الجدول.

في الممارسة المختبرية الأكثر استخدامًا هي التالية عامل مؤكسد :

برمنجنات البوتاسيوم (KMnO 4)؛

ثاني كرومات البوتاسيوم (K 2 Cr 2 O 7)؛

حمض النيتريك (HNO3)؛

حامض الكبريتيك المركز (H 2 SO 4) ؛

بيروكسيد الهيدروجين (H 2 O 2)؛

أكاسيد المنغنيز (IV) والرصاص (IV) (MnO 2، PbO 2)؛

نترات البوتاسيوم المنصهرة (KNO3) ويذوب بعض النترات الأخرى.

ل عمال الترميم ، والتي تنطبق الخامس الممارسة المخبرية يتصل:

• المغنيسيوم (Mg)، الألومنيوم (Al)، الزنك (Zn) والمعادن النشطة الأخرى؛
• الهيدروجين (H 2) والكربون (C)؛
• يوديد البوتاسيوم (KI)؛
• كبريتيد الصوديوم (Na 2 S) وكبريتيد الهيدروجين (H 2 S)؛
• كبريتيت الصوديوم (Na 2 SO 3)؛
• كلوريد القصدير (SnCl2).

تصنيف تفاعلات الأكسدة والاختزال

تنقسم تفاعلات الأكسدة والاختزال عادةً إلى أربعة أنواع: تفاعلات بين الجزيئات، وداخل الجزيئات، وتفاعلات عدم التناسب (الأكسدة الذاتية-الاختزال الذاتي)، وتفاعلات عدم التناسب المضاد.

ردود الفعل بين الجزيئات تحدث مع تغير في حالة الأكسدة عناصر مختلفةمن الكواشف المختلفة. في هذه الحالة، منتجات الأكسدة والاختزال المختلفة .

2Al 0 + الحديد +3 2 يا 3 → آل +3 2 يا 3 + 2Fe 0,

C 0 + 4HN +5 O 3 (conc) = C +4 O 2 + 4N +4 O 2 + 2H 2 O.

ردود الفعل داخل الجزيئات - دي ردود أفعال فيها عناصر مختلفةمن كاشف واحداذهب إلى منتجات مختلفة، على سبيل المثال:

( ن -3 ح 4 ) 2 الكروم +6 2 يا 7 → ن 2 0 + كروم +3 2 يا 3 + 4 ح 2 يا,

2 NaN +5 O -2 3 → 2 NaN +3 O 2 + O 0 2 .

تفاعلات عدم التناسب (الأكسدة الذاتية – الشفاء الذاتي) هي تفاعلات يكون فيها العامل المؤكسد والعامل المختزل نفس العنصر من نفس الكاشف،والذي يتحول بعد ذلك إلى منتجات مختلفة:

3Br 2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO 3 + 3 H 2 O،

التناسب (التناسب، عدم التناسب المضاد ) هي التفاعلات التي يوجد فيها العامل المؤكسد والعامل المختزل نفس العنصر، أي واحد من الكواشف المختلفةيدخل واحد منتج. رد الفعل هو عكس عدم التناسب.

2H 2 ق -2 + ق +4 يا 2 = 3س + 2 ح 2 يا

القواعد الأساسية لتكوين تفاعلات الأكسدة والاختزال

تفاعلات الأكسدة والاختزال مصحوبة بعمليات الأكسدة والاختزال:

أكسدةهي عملية التبرع بالإلكترونات بواسطة عامل اختزال.

استعادة هي عملية اكتساب الإلكترونات بواسطة عامل مؤكسد.

مؤكسد يتم استعادته، وعامل الاختزال يتأكسد .

في تفاعلات الأكسدة والاختزال لوحظ توازن إلكتروني: عدد الإلكترونات التي يتخلى عنها العامل المختزل يساوي عدد الإلكترونات التي يكتسبها العامل المؤكسد. إذا تم إعداد الميزانية العمومية بشكل غير صحيح، فلن تتمكن من إنشاء إجماليات إجمالية معقدة.

يتم استخدام عدة طرق لتكوين تفاعلات الأكسدة والاختزال (ORR): طريقة توازن الإلكترون، وطريقة توازن الإلكترون والأيون (طريقة نصف التفاعل) وغيرها.

دعونا نلقي نظرة فاحصة طريقة التوازن الالكتروني .

من السهل جدًا "تحديد" ORR - يكفي ترتيب حالات الأكسدة في جميع المركبات وتحديد أن الذرات تغير حالة الأكسدة:

ك + 2 ق -2 + 2 ك + من +7 يا -2 4 = 2 ك + 2 من +6 يا -2 4 + ق 0

نكتب بشكل منفصل ذرات العناصر التي تغير حالة الأكسدة، في الحالة قبل التفاعل وبعد التفاعل.

تتغير حالة الأكسدة بواسطة ذرات المنغنيز والكبريت:

ق -2 -2ه = ق 0

من +7 + 1ه = من +6

يمتص المنغنيز إلكترونًا واحدًا، ويعطي الكبريت إلكترونين. في هذه الحالة، من الضروري الامتثال توازن إلكتروني. ولذلك فمن الضروري مضاعفة عدد ذرات المنجنيز، وترك عدد ذرات الكبريت دون تغيير. نشير إلى معاملات التوازن قبل الكواشف وقبل المنتجات!

مخطط لتجميع معادلات OVR باستخدام طريقة التوازن الإلكتروني:

انتباه!قد يكون هناك العديد من العوامل المؤكسدة أو المختزلة في التفاعل. يجب أن يتم وضع الرصيد بحيث يكون إجمالي عدد الإلكترونات المقدمة والمستقبلة هو نفسه.

الأنماط العامة لتفاعلات الأكسدة والاختزال

غالبًا ما تعتمد منتجات تفاعلات الأكسدة والاختزال على شروط العملية. دعونا نفكر العوامل الرئيسية التي تؤثر على مسار تفاعلات الأكسدة والاختزال.

العامل الحاسم الأكثر وضوحا هو بيئة حل التفاعل — . عادة (ولكن ليس بالضرورة)، يتم إدراج المادة التي تحدد الوسط ضمن الكواشف. الخيارات التالية ممكنة:

• النشاط التأكسدي يتم تعزيزه في بيئة أكثر حمضية ويتم تقليل العامل المؤكسد بشكل أعمق(على سبيل المثال، برمنجنات البوتاسيوم، KMnO 4، حيث يتم تقليل Mn +7 في بيئة حمضية إلى Mn +2، وفي بيئة قلوية - إلى Mn +6)؛
• النشاط التأكسدي يزداد في بيئة أكثر قلوية، ويتم تقليل العامل المؤكسد بشكل أعمق (على سبيل المثال، نترات البوتاسيوم KNO 3، حيث يتم تقليل N +5، عند التفاعل مع عامل اختزال في بيئة قلوية، إلى N -3)؛
• أو أن العامل المؤكسد لا يخضع عمليا للتغيرات في البيئة.

تتيح بيئة التفاعل إمكانية تحديد تكوين وشكل وجود منتجات OVR المتبقية. المبدأ الأساسي هو أن المنتجات تتكون التي لا تتفاعل مع الكواشف!

ملحوظة! هإذا كان وسط المحلول حمضيًا، فلا يمكن أن تكون القواعد والأكاسيد الأساسية موجودة بين منتجات التفاعل، لأن تتفاعل مع الحمض. وعلى العكس من ذلك، في بيئة قلوية يتم استبعاد تكوين الحمض وأكسيد الحمض. وهذا من أكثر الأخطاء شيوعاً وأخطرها.

يتأثر أيضًا اتجاه تدفق OVR طبيعة المواد المتفاعلة . على سبيل المثال، عندما يتفاعل حمض النيتريك HNO 3 مع عوامل الاختزال، يتم ملاحظة نمط - كلما زاد نشاط عامل الاختزال، كلما انخفض عدد النيتروجين N +5.

عند الزيادة درجة حرارة تميل معظم حالات ODD إلى أن تكون أكثر كثافة وأعمق.

في التفاعلات غير المتجانسة، غالبا ما يتأثر تكوين المنتجات درجة طحن المواد الصلبة . على سبيل المثال، يشكل مسحوق الزنك مع حامض النيتريك بعض المنتجات، بينما يشكل الزنك المحبب منتجات مختلفة تمامًا. كلما زادت درجة طحن الكاشف، زاد نشاطه. عادة.

دعونا نلقي نظرة على العوامل المؤكسدة المختبرية الأكثر شيوعًا.

المخططات الأساسية لتفاعلات الأكسدة والاختزال

مخطط استعادة البرمنجنات

تحتوي البرمنجنات على عامل مؤكسد قوي - المنغنيزفي حالة الأكسدة +7. أملاح المنغنيز +7 تلون المحلول البنفسجيلون.

يتم اختزال البرمنجنات، اعتمادًا على بيئة محلول التفاعل، بطرق مختلفة.

في البيئة الحمضية يحدث التعافي بشكل أعمق من 2+. يُظهر أكسيد المنغنيز في حالة الأكسدة +2 خصائص أساسية، وبالتالي البيئة الحمضية يتكون الملح . أملاح المنغنيز +2 عديم اللون. في حل محايد يتم تقليل المنغنيز إلى حالة الأكسدة +4 ، مع التعليم أكسيد الأمفوتريك MnO2 — بني يترسب غير قابل للذوبان في الأحماض والقلويات. في قلويةالبيئة، يتم استعادة المنغنيز إلى الحد الأدنى - إلى الأقرب الأكسدة +6 . تظهر مركبات المنغنيز +6 خواصًا حمضية وتشكل أملاحًا في بيئة قلوية - المنجنات. المنغنيز نقل إلى الحل اللون الاخضر .

دعونا نفكر في تفاعل برمنجنات البوتاسيوم KMnO 4 مع كبريتيد البوتاسيوم في الوسائط الحمضية والمحايدة والقلوية. في هذه التفاعلات، يكون ناتج أكسدة أيون الكبريتيد هو S0.

5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O،

3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O = 2 MnO 2 ↓ + 3 S↓ + 8 KOH،

من الأخطاء الشائعة في هذا التفاعل الإشارة إلى تفاعل الكبريت والقلويات في منتجات التفاعل. ومع ذلك، يتفاعل الكبريت مع القلويات في ظل ظروف قاسية إلى حد ما (درجة حرارة مرتفعة)، والتي لا تتوافق مع ظروف هذا التفاعل. في ظل الظروف العادية، سيكون من الصحيح الإشارة إلى الكبريت الجزيئي والقلويات بشكل منفصل، وليس منتجات تفاعلهما.

K 2 S + 2 KMnO 4 –(KOH)= 2 K 2 MnO 4 + S↓

تنشأ أيضًا صعوبات عند تكوين رد الفعل هذا. والحقيقة هي أنه في هذه الحالة، ليس من الضروري كتابة جزيء من الوسط (KOH أو قلوي آخر) في الكواشف لمعادلة التفاعل. تشارك القلويات في التفاعل وتحدد ناتج اختزال برمنجنات البوتاسيوم، ولكن يتم تعادل الكواشف والمنتجات دون مشاركتها. يمكن حل هذه المفارقة بسهولة إذا تذكرنا أن التفاعل الكيميائي هو مجرد تدوين تقليدي لا يشير إلى كل عملية تحدث، ولكنه مجرد انعكاس لمجموع كل العمليات. كيف تحدد هذا بنفسك؟ إذا اتبعت المخطط الكلاسيكي - التوازن - معاملات التوازن - معادلة المعادن، فسترى أن المعادن تتساوى بمعاملات التوازن، وسيكون وجود القلويات على الجانب الأيسر من معادلة التفاعل غير ضروري.

برمنجناتأكسد:

• اللافلزاتمع حالة الأكسدة السلبية إلى مواد بسيطة (مع حالة الأكسدة 0)، استثناءات — الفوسفور والزرنيخ - حتى +5 ;
• اللافلزاتمع حالة الأكسدة المتوسطة إلى أعلى درجة من الأكسدة.
• المعادن النشطة إيجابية مستقرة درجة أكسدة المعدن.

KMnO 4 + neMe (أدنى d.o.) = neMe 0 + منتجات أخرى

KMnO 4 + neMe (d.o. متوسط) = neMe (d.o. أعلى) + منتجات أخرى

KMnO 4 + Me 0 = Me (مستقر) + منتجات أخرى

KMnO 4 + P -3، As -3 = P +5، As +5 + منتجات أخرى

مخطط استعادة الكرومات/ثنائي الكرومات

من السمات الخاصة للكروم ذو التكافؤ السادس أنه يشكل نوعين من الأملاح في المحاليل المائية: الكرومات وثنائي الكرومات، اعتمادًا على بيئة المحلول. كرومات معدنية نشطة (على سبيل المثال، K 2 CrO 4) هي أملاح مستقرة في قلويةبيئة. ثنائي كرومات (ثنائي كرومات) من المعادن النشطة (على سبيل المثال، K 2 Cr 2 O 7) - أملاح مستقرة في بيئة حمضية .

يتم تقليل مركبات الكروم (VI) إلى مركبات الكروم (III). . مركبات الكروم Cr +3 هي مركبات مذبذبة، وحسب بيئة المحلول، فهي تتواجد في المحلول بأشكال مختلفة: في بيئة حمضية على شكل أملاح(تشكل المركبات المذبذبة أملاحًا عند تفاعلها مع الأحماض) غير قابلة للذوبان في بيئة محايدة هيدروكسيد الكروم (III) المذبذب الكروم (OH) 3 ، وفي البيئة القلوية تتشكل مركبات الكروم (III). ملح معقد, على سبيل المثال، هيكساهيدروكسيكرومات البوتاسيوم (III) K 3 .

مركبات الكروم السادسأكسد:

• اللافلزاتفي حالة الأكسدة السلبية إلى مواد بسيطة (مع حالة الأكسدة 0)، استثناءات — الفوسفور والزرنيخ - ما يصل إلى +5;
• اللافلزاتفي حالة الأكسدة المتوسطة إلى أعلى درجة من الأكسدة.
• المعادن النشطة من المواد البسيطة (مرحلة الأكسدة 0) إلى المركبات ذات إيجابية مستقرة درجة أكسدة المعدن.

كرومات/ثنائي كرومات + NeMe (سالب d.o.) = NeMe 0 + منتجات أخرى

كرومات/ثنائي كرومات + neMe (d.o.موجب متوسط) = neMe (d.o. أعلى) + منتجات أخرى

كرومات/ثنائي كرومات + Me 0 = Me (d.o. مستقر) + منتجات أخرى

كرومات/ثنائي كرومات + P، As (سلبي d.o.) = P، As +5 + منتجات أخرى

تحلل النترات

تحتوي على أملاح النترات النيتروجين في حالة الأكسدة +5 - قوي مؤكسد. يمكن لهذا النيتروجين أكسدة الأكسجين (O -2). يحدث هذا عند تسخين النترات. في معظم الحالات، يتأكسد الأكسجين إلى حالة الأكسدة 0، أي. قبل جزيئي الأكسجين O2 .

اعتمادًا على نوع المعدن الذي يشكل الملح، تتشكل منتجات مختلفة أثناء التحلل الحراري (درجة الحرارة) للنترات: إذا المعدن النشط(في سلسلة النشاط الكهروكيميائي هناك إلى المغنيسيوم)، ثم يتم اختزال النيتروجين إلى حالة الأكسدة +3، وأثناء التحلل تتشكل أملاح النتريت والأكسجين الجزيئي .

على سبيل المثال:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2 .

توجد المعادن النشطة في الطبيعة على شكل أملاح (KCl، NaCl).

إذا كان المعدن في سلسلة النشاط الكهروكيميائي على يمين المغنيسيوم وعلى يسار النحاس (بما في ذلك المغنيسيوم والنحاس) ثم بعد التحلل يتكون أكسيد المعادنفي حالة أكسدة مستقرة، أكسيد النيتريك (الرابع)(الغاز البني) و الأكسجين. يتشكل أكسيد المعدن أيضًا أثناء التحلل نترات الليثيوم .

على سبيل المثال، تقسيم نترات الزنك:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2 .

غالبًا ما توجد المعادن ذات النشاط المتوسط ​​​​في الطبيعة على شكل أكاسيد (Fe 2 O 3، Al 2 O 3، إلخ).

الأيونات المعادن، وتقع في سلسلة النشاط الكهروكيميائي على يمين النحاسهي عوامل مؤكسدة قوية. في تحلل النتراتهم، مثل N +5، يشاركون في أكسدة الأكسجين ويتم تحويلهم إلى مواد بسيطة، أي. يتكون المعدن ويتم إطلاق الغازات - أكسيد النيتريك (IV) والأكسجين .

على سبيل المثال، تقسيم نترات الفضة:

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2.

توجد المعادن غير النشطة في الطبيعة كمواد بسيطة.

بعض الاستثناءات!

تقسيم نترات الأمونيوم :

يحتوي جزيء نترات الأمونيوم على عامل مؤكسد وعامل اختزال: يظهر النيتروجين في حالة الأكسدة -3 خصائص مختزلة فقط، بينما يُظهر النيتروجين في حالة الأكسدة +5 خصائص مؤكسدة فقط.

عند تسخينها، نترات الأمونيوم يتحلل. عند درجات حرارة تصل إلى 270 درجة مئوية، يتم تشكيلها أكسيد النيتريك (I)("الغاز الضاحك") والماء:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

وهذا مثال على رد الفعل عدم التناسب المضاد .

حالة أكسدة النيتروجين الناتجة هي المتوسط ​​الحسابي لحالة أكسدة ذرات النيتروجين في الجزيء الأصلي.

عند درجات الحرارة المرتفعة، يتحلل أكسيد النيتروجين (I) إلى مواد بسيطة - نتروجينو الأكسجين:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O

في تقسيم نتريت الأمونيوم NH4NO2يحدث أيضًا عدم التناسب المضاد.

حالة الأكسدة الناتجة للنيتروجين تساوي أيضًا المتوسط ​​الحسابي لحالات الأكسدة لذرات النيتروجين الأولية - العامل المؤكسد N +3 وعامل الاختزال N -3

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

التحلل الحراري نترات المنغنيز (II). يرافقه أكسدة المعادن:

المنغنيز (NO 3) 2 = MnO 2 + 2NO 2

نترات الحديد (II). عند درجات حرارة منخفضة يتحلل إلى أكسيد الحديد (II) عند تسخينه، يتأكسد الحديد إلى حالة الأكسدة +3:

2Fe(NO 3) 2 → 2FeO + 4NO 2 + O 2 عند 60 درجة مئوية
4Fe(NO 3) 2 → 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 عند > 60 درجة مئوية

نترات النيكل (II). يتحلل إلى النتريت عند تسخينه.

الخصائص التأكسدية لحمض النيتريك

حمض النيتريك HNO 3 عند التفاعل مع المعادن يكون عملياً لا ينتج الهيدروجين أبدًا على عكس معظم الأحماض المعدنية.

ويرجع ذلك إلى حقيقة أن الحمض يحتوي على عامل مؤكسد قوي جدًا - النيتروجين في حالة الأكسدة +5. عند التفاعل مع عوامل الاختزال - المعادن، يتم تشكيل منتجات اختزال النيتروجين المختلفة.

حمض النيتريك + فلز = ملح فلز + ناتج اختزال النتروجين + H2O

يمكن أن يتحول حمض النيتريك عند التخفيض إلى أكسيد النيتروجين (IV) NO 2 (N +4)؛ أكسيد النيتريك (II) NO (N +2)؛ أكسيد النيتريك (I) N 2 O ("غاز الضحك")؛ النيتروجين الجزيئي ن 2؛ نترات الأمونيوم NH4 NO3. وكقاعدة عامة، يتم تشكيل خليط من المنتجات مع غلبة واحد منهم. يتم تقليل النيتروجين إلى حالات الأكسدة من +4 إلى −3. عمق الترميم يعتمد في المقام الأول بحكم طبيعة عامل الاختزالو على تركيز حمض النيتريك . تعمل القاعدة: كلما انخفض تركيز الحمض وزاد نشاط المعدن، زاد عدد الإلكترونات التي يستقبلها النيتروجين، وتشكل المنتجات المختزلة أكثر.

ستسمح لك بعض الانتظامات بتحديد المنتج الرئيسي لاختزال حمض النيتريك بالمعادن بشكل صحيح في التفاعل:

• عند العمل حمض النيتريك المخفف جدا على المعادنعادة ما يتم تشكيلها نترات الأمونيوم نه 4 نو 3؛

على سبيل المثالتفاعل الزنك مع حمض النيتريك المخفف جداً :

4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

• حمض النيتريك المركزفي البرد سلبيات بعض المعادن - الكروم Cr والألمنيوم Al والحديد Fe . عندما يتم تسخين المحلول أو تخفيفه، يحدث التفاعل؛

التخميل المعدني - هذا هو نقل سطح المعدن إلى حالة غير نشطة بسبب تكوين طبقات رقيقة من المركبات الخاملة على سطح المعدن، وفي هذه الحالة بشكل رئيسي أكاسيد المعادن التي لا تتفاعل مع حمض النيتريك المركز

• حمض النيتريك لا يتفاعل مع معادن المجموعة الفرعية البلاتينية — ذهبالاتحاد الأفريقي، البلاتينحزب العمال، و البلاديومالمشتريات.

• عند التفاعل حمض مركز مع معادن غير نشطة و معادن متوسطة النشاطنتروجينيتم تقليل الحمض إلى أكسيد النيتريك (الرابع) لا 2 ;

على سبيل المثالأكسدة النحاس بحمض النيتريك المركز:

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

• عند التفاعل حمض النيتريك المركز مع المعادن النشطة لقد تكون أكسيد النيتريك (ط) N2O ;

على سبيل المثالالأكسدة صوديوممركزة حمض النيتريك:

Na+ 10HNO3 = 8NaNO3 + N2O + 5H2O

• عند التفاعل تمييع حمض النيتريك مع المعادن غير النشطة (في سلسلة النشاط على يمين الهيدروجين) يتم اختزال الحمض إلى أكسيد النيتريك (II) NO ;
• عند التفاعل تمييع حمض النيتريك مع معادن متوسطة النشاط يتم تشكيل سواء أكسيد النيتريك (II) NO، أو أكسيد النيتريك N 2 O، أو النيتروجين الجزيئي N 2 - اعتمادًا على عوامل إضافية (نشاط المعدن، درجة طحن المعدن، درجة التخفيف الحمضي، درجة الحرارة).
• عند التفاعل تمييع حمض النيتريك مع المعادن النشطة لقد تكون النيتروجين الجزيئي ن2 .

لتحديد منتجات الاختزال لحمض النيتريك تقريبًا عند التفاعل مع معادن مختلفة، أقترح استخدام مبدأ البندول. العوامل الرئيسية التي تغير موضع البندول هي: تركيز الحمض والنشاط المعدني. للتبسيط، نستخدم 3 أنواع من تركيزات الأحماض: المركزة (أكثر من 30%)، والمخففة (30% أو أقل)، والمخففة جدًا (أقل من 5%). نقسم المعادن حسب نشاطها إلى نشطة (قبل الألومنيوم) ومتوسطة النشاط (من الألومنيوم إلى الهيدروجين) وغير نشطة (بعد الهيدروجين). نقوم بترتيب منتجات اختزال حمض النيتريك ترتيبًا تنازليًا لحالة الأكسدة:

NO2؛ لا؛ أكسيد النيتروز؛ ن 2؛ NH4NO3

كلما كان المعدن أكثر نشاطا، كلما انتقلنا إلى اليمين. كلما زاد تركيز الحمض أو انخفضت درجة تخفيفه، كلما تحولنا إلى اليسار.

على سبيل المثال , يتفاعل الحمض المركز مع معدن النحاس غير النشط. ونتيجة لذلك، ننتقل إلى أقصى اليسار، ويتكون أكسيد النيتروجين (IV)، ونترات النحاس والماء.

تفاعل المعادن مع حامض الكبريتيك

تمييع حمض الكبريتيك يتفاعل مع المعادن مثل حمض معدني عادي. أولئك. يتفاعل مع المعادن الموجودة في سلسلة الفولتية الكهروكيميائية حتى الهيدروجين. العامل المؤكسد هنا هو أيونات H +، والتي يتم اختزالها إلى هيدروجين جزيئي H 2 . في هذه الحالة، تتم أكسدة المعادن، كقاعدة عامة، إلى الحد الأدنى درجة الأكسدة.

على سبيل المثال:

الحديد + H 2 SO 4 (ديل) = FeSO 4 + H 2

يتفاعل مع المعادن في نطاق الجهد قبل وبعد الهيدروجين.

H 2 SO 4 (conc) + فلز = ملح فلز + منتج اختزال الكبريت (SO 2، S، H 2 S) + ماء

عندما يتفاعل حمض الكبريتيك المركز مع المعادن، يتكون ملح معدني (في حالة أكسدة مستقرة)، وماء ومنتج اختزال الكبريت - ثاني أكسيد الكبريت S +4 O 2 أو الكبريت الجزيئي S أو كبريتيد الهيدروجين H 2 S -2اعتمادًا على درجة التركيز ونشاط المعدن ودرجة طحنه ودرجة الحرارة وما إلى ذلك. عندما يتفاعل حمض الكبريتيك المركز مع المعادن، لا يتكون الهيدروجين الجزيئي!

المبادئ الأساسية لتفاعل حامض الكبريتيك المركز مع المعادن:

1. حمض الكبريتيك المركز سلبيات الألومنيوم والكروم والحديد في درجة حرارة الغرفة أو في البرد.

2. حمض الكبريتيك المركز لا يتفاعل مع الذهب والبلاتين والبلاديوم ;

3. مع المعادن غير النشطةحامض الكبريتيك المركزاستعادة ل أكسيد الكبريت (IV).

على سبيل المثال، يتأكسد النحاس بحمض الكبريتيك المركز:

Cu 0 + 2H 2 S +6 O 4 (conc) = Cu +2 SO 4 + S +4 O 2 + 2H 2 O

4. عند التفاعل مع المعادن النشطة والزنكأشكال حمض الكبريتيك المركزالكبريت S أو كبريتيد الهيدروجين H2S2- (حسب درجة الحرارة ودرجة الطحن ونشاط المعدن).

على سبيل المثال تفاعل حامض الكبريتيك المركز مع الزنك:

8Na 0 + 5H 2 S +6 O 4 (conc) → 4Na 2 + SO 4 + H 2 S — 2 + 4 ح 2 س

بيروكسيد الهيدروجين

يحتوي بيروكسيد الهيدروجين H 2 O 2 على الأكسجين في حالة الأكسدة -1. يمكن لمثل هذا الأكسجين أن يزيد أو يقلل من حالة الأكسدة. وهكذا يظهر بيروكسيد الهيدروجين كل من خصائص الأكسدة والاختزال.

عند التفاعل مع عوامل الاختزال، يُظهر بيروكسيد الهيدروجين خصائص عامل مؤكسد ويتم تقليله إلى حالة أكسدة تبلغ -2. عادةً، يكون ناتج اختزال بيروكسيد الهيدروجين هو الماء أو أيون الهيدروكسيد، اعتمادًا على ظروف التفاعل. على سبيل المثال:

S +4 O 2 + H 2 O 2 -1 → H 2 S +6 O 4 -2

عند التفاعل مع العوامل المؤكسدة، يتأكسد البيروكسيد إلى الأكسجين الجزيئي (حالة الأكسدة 0): O 2 . على سبيل المثال :

2KMn +7 O 4 + 5H 2 O 2 -1 + 3H 2 SO 4 → 5O 2 0 + 2Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

تعد تفاعلات الأكسدة والاختزال، أو اختصارًا ORR، أحد أساسيات موضوع الكيمياء، حيث أنها تصف تفاعل العناصر الكيميائية الفردية مع بعضها البعض. وكما يوحي اسم هذه التفاعلات، فإنها تشتمل على ما لا يقل عن مادتين كيميائيتين مختلفتين، تعمل إحداهما كعامل مؤكسد، والأخرى كعامل اختزال. من الواضح أنه من المهم جدًا أن تكون قادرًا على التمييز بينها والتعرف عليها في التفاعلات الكيميائية المختلفة.

كيفية تحديد عامل مؤكسد وعامل اختزال
تكمن الصعوبة الرئيسية في تحديد العامل المؤكسد وعامل الاختزال في التفاعلات الكيميائية في أن نفس المواد في حالات مختلفة يمكن أن تكون عوامل مؤكسدة وعوامل اختزال. لمعرفة كيفية تحديد دور عنصر كيميائي معين بشكل صحيح في التفاعل، عليك أن تفهم بوضوح المفاهيم الأساسية التالية.

1. أكسدة هي عملية فقدان الإلكترونات من الطبقة الإلكترونية الخارجية للعنصر الكيميائي. في دورها عامل مؤكسد سيكون هناك ذرة أو جزيء أو أيون يقبل الإلكترونات وبالتالي يخفض حالة الأكسدة الخاصة به، وهي يتم استعادتها . بعد التفاعل الكيميائي مع مادة أخرى، يكتسب العامل المؤكسد دائما شحنة موجبة.
2. استعادة هي عملية إضافة إلكترونات إلى الطبقة الإلكترونية الخارجية للعنصر الكيميائي. مرمم سيكون هناك ذرة أو جزيء أو أيون يتبرع بإلكتروناته وبالتالي تزيد من حالة الأكسدة الخاصة به، أي أكسد . بعد التفاعل الكيميائي مع مادة أخرى، يكتسب العامل المختزل دائمًا شحنة موجبة.
3. ببساطة، العامل المؤكسد هو المادة التي "تأخذ" الإلكترونات، والعامل المختزل هو المادة التي تعطيها للعامل المؤكسد. من الممكن تحديد من يلعب دور العامل المؤكسد في تفاعل الأكسدة، ومن هو العامل المختزل، وفي أي الحالات يصبح العامل المؤكسد عامل اختزال والعكس صحيح، من خلال معرفة السلوك النموذجي للعناصر الفردية في التفاعلات الكيميائية .
4. عوامل الاختزال النموذجية هي المعادن والهيدروجين: Fe، K، Ca، Cu، Mg، Na، Zn، H). كلما كانت أقل تأينًا، زادت خصائصها المختزلة. على سبيل المثال، الحديد المؤكسد جزئيًا، الذي تخلى عن إلكترون واحد وله شحنة +1، سيكون قادرًا على التخلي عن إلكترون واحد أقل مقارنة بالحديد "النقي". أيضًا، يمكن أن تكون عوامل الاختزال عبارة عن مركبات لعناصر كيميائية في حالة الأكسدة الأدنى، حيث تمتلئ جميع المدارات الحرة والتي يمكنها منح الإلكترونات فقط، على سبيل المثال، الأمونيا NH 3، كبريتيد الهيدروجين H 2 S، بروميد الهيدروجين HBr، يوديد الهيدروجين HI كلوريد الهيدروجين HCl.
5. العوامل المؤكسدة النموذجية هي العديد من اللافلزات (F، Cl، I، O، Br). كما يمكن للمعادن ذات درجة الأكسدة العالية (Fe +3، Sn +4، Mn +4)، وكذلك بعض مركبات العناصر ذات درجة الأكسدة العالية: برمنجنات البوتاسيوم KMnO4، وحمض الكبريتيك H2SO4، وحامض النيتريك HNO3، أن تكون قادرة على ذلك. بمثابة عوامل مؤكسدة أكسيد النحاس CuO، كلوريد الحديد FeCl 3.
6. يمكن للمركبات الكيميائية في حالات الأكسدة غير الكاملة أو المتوسطة، على سبيل المثال حمض النيتريك أحادي القاعدة HNO 2، وبيروكسيد الهيدروجين H 2 O 2، وحمض الكبريتيك H 2 SO 3 أن تظهر خصائص الأكسدة والاختزال اعتمادًا على خصائص الأكسدة والاختزال للكاشف الثاني المشارك في التفاعل. .

دعونا نحدد العامل المؤكسد والعامل المختزل باستخدام مثال التفاعل البسيط بين الصوديوم والأكسجين.

كما يلي من هذا المثال، تعطي ذرة صوديوم إلكترونها لذرة أكسجين واحدة. ولذلك، الصوديوم هو عامل مختزل والأكسجين هو عامل مؤكسد. في هذه الحالة، سيتم أكسدة الصوديوم بالكامل، لأنه سيتخلى عن أكبر عدد ممكن من الإلكترونات، ولن يتم تقليل ذرة الأكسجين بالكامل، لأنه سيكون قادرا على قبول إلكترون آخر من ذرة أكسجين أخرى.

8. تصنيف التفاعلات الكيميائية. الإجمالي. التحليل الكهربائي

8.3. تفاعلات الأكسدة والاختزال: المبادئ العامة

تفاعلات الأكسدة والاختزال(ORR) هي تفاعلات تحدث مع تغير في حالة أكسدة ذرات العناصر. ونتيجة لهذه التفاعلات، تتخلى بعض الذرات عن الإلكترونات، بينما تقبلها ذرات أخرى.

العامل المختزل هو ذرة أو أيون أو جزيء أو PU يتبرع بالإلكترونات، والعامل المؤكسد هو ذرة أو أيون أو جزيء أو PU الذي يقبل الإلكترونات:

وتسمى عملية التخلي عن الإلكترونات بالأكسدة، وتسمى عملية قبول الإلكترونات استعادة. يجب أن يحتوي OVR على مادة مختزلة ومادة مؤكسدة. لا توجد عملية أكسدة دون عملية اختزال ولا توجد عملية اختزال دون عملية أكسدة.

يتخلى عامل الاختزال عن الإلكترونات ويتأكسد، ويستقبل العامل المؤكسد الإلكترونات ويتم اختزاله

ويصاحب عملية الاختزال انخفاض في حالة أكسدة الذرات، ويصاحب عملية الأكسدة زيادة في حالة الأكسدة لذرات العناصر. من الملائم توضيح ما سبق باستخدام رسم تخطيطي (حالة أكسدة ثاني أكسيد الكربون):

وترد في الجدول أمثلة محددة لعمليات الأكسدة والاختزال (مخططات التوازن الإلكتروني). 8.1.

الجدول 8.1

أمثلة على أنظمة التوازن الإلكتروني

نظام التوازن الإلكتروني	خصائص العملية
عملية الأكسدة
	تتبرع ذرة الكالسيوم بالإلكترونات، وتزيد من حالة الأكسدة، وتعمل كعامل اختزال.
	يتبرع أيون Cr +2 بالإلكترونات، ويزيد من حالة الأكسدة، وهو عامل اختزال
	يتخلى جزيء الكلور عن الإلكترونات، وتزيد ذرات الكلور حالة الأكسدة من 0 إلى +1، والكلور عامل مختزل
عملية الانتعاش
	تقبل ذرة الكربون الإلكترونات، وتخفض حالة الأكسدة، وهي عامل مؤكسد
	يقبل جزيء الأكسجين الإلكترونات، وذرات الأكسجين تقلل حالة الأكسدة من 0 إلى −2، وجزيء الأكسجين عامل مؤكسد
	يقبل الأيون الإلكترونات، ويخفض عدد الأكسدة، وهو عامل مؤكسد

أهم عوامل التخفيض: معادن المواد البسيطة؛ هيدروجين؛ الكربون في شكل فحم الكوك. أول أكسيد الكربون (II)؛ المركبات التي تحتوي على ذرات في حالة الأكسدة الأدنى (هيدريدات المعادن، كبريتيدات، يوديدات، الأمونيا)؛ أقوى عامل اختزال هو التيار الكهربائي عند الكاثود.

أهم العوامل المؤكسدة: مواد بسيطة - الهالوجينات والأكسجين والأوزون؛ حمض الكبريتيك المركز حمض النيتريك؛ عدد من الأملاح (KClO 3، KMnO 4، K 2 Cr 2 O 7)؛ بيروكسيد الهيدروجين H 2 O 2؛ أقوى عامل مؤكسد هو التيار الكهربائي عند الأنود.

وبحسب الفترة تزداد الخواص المؤكسدة للذرات والمواد البسيطة: الفلور - أقوى عامل مؤكسد لجميع المواد البسيطة. في كل فترة، تشكل الهالوجينات مواد بسيطة ذات خصائص مؤكسدة أكثر وضوحا.

في المجموعة أ، من الأعلى إلى الأسفل، تضعف الخصائص المؤكسدة للذرات والمواد البسيطة، وتزداد خصائص الاختزال.

بالنسبة للذرات من نفس النوع، تزداد خصائص الاختزال مع زيادة نصف القطر؛ على سبيل المثال، خصائص الحد من أنيون
I - أكثر وضوحًا من Cl - أنيون.

بالنسبة للمعادن، يتم تحديد خصائص الأكسدة والاختزال للمواد والأيونات البسيطة في محلول مائي من خلال موضع المعدن في السلسلة الكهروكيميائية: من اليسار إلى اليمين (من الأعلى إلى الأسفل)، تضعف خصائص الاختزال للمعادن البسيطة: أقوى عامل اختزال- الليثيوم.

بالنسبة لأيونات المعادن الموجودة في محلول مائي من اليسار إلى اليمين في نفس الصف، تزداد خصائص الأكسدة وفقًا لذلك: أقوى عامل مؤكسد- أيونات Au3+.

لتعيين معاملات في ORR، يمكنك استخدام طريقة تعتمد على رسم مخططات لعمليات الأكسدة والاختزال. هذه الطريقة تسمى طريقة التوازن الالكتروني.

جوهر طريقة التوازن الإلكتروني هو كما يلي.

1. ارسم مخطط التفاعل وحدد العناصر التي غيرت حالة الأكسدة.

2. كتابة المعادلات الإلكترونية للتفاعلات النصفية للاختزال والأكسدة.

3. بما أن عدد الإلكترونات المتبرع بها بواسطة عامل الاختزال يجب أن يكون مساوياً لعدد الإلكترونات المقبولة بواسطة عامل الأكسدة، فقد تم العثور على عوامل إضافية باستخدام طريقة المضاعف المشترك الأصغر (LCM).

4. يتم وضع عوامل إضافية قبل صيغ المواد المقابلة (تم حذف المعامل 1).

5. يتم مساواة أعداد ذرات تلك العناصر التي لم تتغير حالة الأكسدة (أولاً - الهيدروجين في الماء، ثم - عدد ذرات الأكسجين).

مثال على وضع معادلة لتفاعل الأكسدة والاختزال

طريقة التوازن الالكتروني.

نجد أن ذرات الكربون والكبريت قد تغيرت حالة الأكسدة الخاصة بها. نؤلف معادلات التفاعلات النصفية للاختزال والأكسدة:

في هذه الحالة، يكون LOC هو 4، والعوامل الإضافية هي 1 (للكربون) و2 (لحمض الكبريتيك).

نضع العوامل الإضافية الموجودة على الجانبين الأيسر والأيمن من مخطط التفاعل قبل صيغ المواد المحتوية على الكربون والكبريت:

C + 2H 2 SO 4 → CO 2 + 2 SO 2 + H 2 O

نقوم بمساواة عدد ذرات الهيدروجين عن طريق وضع العامل 2 أمام صيغة الماء، والتأكد من أن عدد ذرات الأكسجين في طرفي المعادلة هو نفسه. ولذلك، فإن المعادلة OVR

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

السؤال الذي يطرح نفسه: في أي جزء من دائرة OVR يجب وضع المضاعفات الإضافية التي تم العثور عليها - على اليسار أم على اليمين؟

بالنسبة لردود الفعل البسيطة، هذا لا يهم. ومع ذلك، يجب أن يؤخذ في الاعتبار: إذا تم تحديد عوامل إضافية على الجانب الأيسر من المعادلة، فسيتم وضع المعاملات أيضًا أمام صيغ المواد على الجانب الأيسر؛ إذا تم إجراء الحسابات على الجانب الأيمن، فسيتم وضع المعاملات على الجانب الأيمن من المعادلة. على سبيل المثال:

بناءً على عدد ذرات Al الموجودة على الجانب الأيسر:

بناءً على عدد ذرات Al الموجودة على الجانب الأيمن:

في الحالة العامة، إذا كانت المواد ذات التركيب الجزيئي (O 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , N 2 ) تشارك في التفاعل، فعند اختيار المعاملات يعتمد على عدد الذرات في الجزيء:

إذا تم تكوين N 2 O في تفاعل يتضمن HNO 3، فمن الأفضل أيضًا كتابة مخطط التوازن الإلكتروني للنيتروجين استنادًا إلى ذرتي نيتروجين .

في بعض تفاعلات الأكسدة والاختزال، يمكن أن تعمل إحدى المواد كعامل مؤكسد (عامل اختزال) ومنتج ملح (أي المشاركة في تكوين الملح).

مثل هذه التفاعلات نموذجية، على وجه الخصوص، لتفاعل المعادن مع الأحماض المؤكسدة (HNO 3، H 2 SO 4 (conc))، وكذلك الأملاح المؤكسدة (KMnO 4، K 2 Cr 2 O 7، KClO 3، Ca( OCl) 2) مع حمض الهيدروكلوريك (بسبب أنيونات الكلور، حمض الهيدروكلوريك له خصائص مختزلة) والأحماض الأخرى، التي يكون أنيونها عامل اختزال.

لنقم بإنشاء معادلة لتفاعل النحاس مع حمض النيتريك المخفف:

نرى أن جزءًا من جزيئات حمض النيتريك يستهلك في أكسدة النحاس، حيث يتم اختزاله إلى أكسيد النيتروجين (II)، ويستخدم جزء آخر لربط أيونات Cu 2+ الناتجة في الملح Cu(NO 3) 2 (في في تكوين الملح، تكون حالة أكسدة ذرة النيتروجين هي نفسها كما في الحمض، أي لا تتغير). في مثل هذه التفاعلات، يتم دائمًا وضع عامل إضافي للعنصر المؤكسد على الجانب الأيمن قبل صيغة منتج الاختزال، في هذه الحالة قبل الصيغة NO، وليس HNO 3 أو Cu(NO 3) 2.

قبل الصيغة HNO 3، نضع معاملًا قدره 8 (يتم إنفاق جزيئين من HNO 3 على أكسدة النحاس وستة على ربط ثلاثة أيونات Cu 2+ في الملح)، ونعادل عدد ذرات H وO ونحصل على

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

في حالات أخرى، يمكن للحمض، على سبيل المثال حمض الهيدروكلوريك، أن يكون عامل اختزال ويشارك في تكوين الملح في نفس الوقت:

مثال 8.5. احسب كتلة HNO 3 التي تنفق في تكوين الملح عند التفاعل الذي تكون معادلته

يدخل الزنك بوزن 1.4 جرام.

حل. من معادلة التفاعل نرى أنه من أصل 8 مولات من حمض النيتريك، ذهب 2 مول فقط لأكسدة 3 مولات من الزنك (صيغة منتج اختزال الحمض، NO، مسبوقة بمعامل 2). تم استهلاك 6 مولات من الحمض لتكوين الملح، وهو أمر يسهل تحديده عن طريق ضرب المعامل 3 أمام صيغة الملح Zn(HNO 3) 2 في عدد بقايا الحمض في وحدة صيغة واحدة من الملح، أي. على 2.

ن (الزنك) = 1.4/65 = 0.0215 (مول).

س = 0.043 مول؛

م (HNO 3) = ن (HNO 3) م (HNO 3) = 0.043 ⋅ 63 = 2.71 (جم)

الجواب: 2.71 جرام.

في بعض ORRs، يتم تغيير حالة الأكسدة بواسطة ذرات ثلاثة عناصر، وليس عنصرين.

مثال 8.6. قم بترتيب المعاملات في تدفق ORR وفقًا لمخطط FeS + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 باستخدام طريقة التوازن الإلكتروني.

حل. ونلاحظ أن حالة الأكسدة تتغير بتغير ذرات العناصر الثلاثة: Fe وS وO. وفي مثل هذه الحالات يتم جمع أعداد الإلكترونات التي تمنحها ذرات العناصر المختلفة:

بترتيب المعاملات المتكافئة نحصل على:

4FeS + 7O2 = 2Fe2O3 + 4SO2.

دعونا نلقي نظرة على أمثلة لحل أنواع أخرى من مهام الاختبار حول هذا الموضوع.

مثال 8.7. وضح عدد الإلكترونات المنقولة من عامل الاختزال إلى عامل المؤكسد أثناء التحلل الكامل لنترات النحاس الثنائي وزنها 28.2 جم.

حل. نكتب معادلة تفاعل تحلل الملح ومخطط التوازن الإلكتروني لـ ORR؛ م = 188 جم / مول.

نرى أن 2 مول من O 2 يتكون من تحلل 4 مولات من الملح. في هذه الحالة، يمر 4 مولات من الإلكترونات من ذرات عامل الاختزال (في هذه الحالة، الأيونات) إلى عامل الأكسدة (أي الأيونات): . بما أن الكمية الكيميائية للملح n = 28.2/188 = 0.15 (مول)، لدينا:

2 مول من الملح - 4 مول من الإلكترونات

0.15 مول - س

ن (ه) = س = 4 ⋅ 0.15/2 = 0.3 (مول)،

N (e) = N A n (e) = 6.02 ⋅ 10 23 ⋅ 0.3 = 1.806 ⋅ 10 23 (إلكترونات).

الجواب: 1.806 ⋅ 10 23.

مثال 8.8. عند تفاعل حمض الكبريتيك مع كمية كيميائية مقدارها 0.02 mol مع المغنيسيوم، أضافت ذرات الكبريت 7.224 ⋅ 10 22 إلكترونًا. أوجد صيغة منتج اختزال الحمض.

حل. بشكل عام يمكن أن تكون مخططات اختزال ذرات الكبريت في حامض الكبريتيك كما يلي:

أولئك. 1 مول من ذرات الكبريت يمكن أن يقبل 2 أو 6 أو 8 مول من الإلكترونات. مع الأخذ في الاعتبار أن 1 مول من الحمض يحتوي على 1 مول من ذرات الكبريت، أي. ن (H 2 SO 4) = ن (S)، لدينا:

n (e) = N (e)/N A = (7.224 ⋅ 10 22)/(6.02 ⋅ 10 23) = 0.12 (مول).

نحسب عدد الإلكترونات التي يقبلها 1 مول من الحمض:

0.02 مول من الحمض يقبل 0.12 مول من الإلكترونات

1 مول - س

ن(ه) = س = 0.12/0.02 = 6 (مول).

تتوافق هذه النتيجة مع عملية اختزال حمض الكبريتيك إلى كبريت:

الجواب: الكبريت.

مثال 8.9. تفاعل الكربون مع حمض النيتريك المركز ينتج عنه ماء وأكسيدين مكونين للملح. أوجد كتلة الكربون التي تفاعلت إذا تلقت ذرات المؤكسدة 0.2 mol من الإلكترونات في هذه العملية.

حل. يستمر تفاعل المواد وفقًا لمخطط التفاعل

نؤلف معادلات التفاعلات النصفية للأكسدة والاختزال:

من مخططات التوازن الإلكتروني نرى أنه إذا قبلت الذرات المؤكسدة () 4 مولات من الإلكترونات، فإن 1 مول (12 جم) من الكربون يدخل في التفاعل. نحن نؤلف ونحل النسبة:

4 مولات من الإلكترونات - 12 جم من الكربون

0.2 - س

س = 0.2 ⋅ 12 4 = 0.6 (جم).

الجواب: 0.6 جرام.

تصنيف تفاعلات الأكسدة والاختزال

هناك تفاعلات الأكسدة والاختزال بين الجزيئات وداخل الجزيئات.

متى ORRs بين الجزيئاتتعتبر ذرات الأكسدة والاختزال جزءًا من مواد مختلفة وهي ذرات لعناصر كيميائية مختلفة.

متى ORR داخل الجزيئاتذرات الأكسدة والاختزال جزء من نفس المادة. تشمل التفاعلات داخل الجزيئات عدم التناسب، حيث يكون العامل المؤكسد وعامل الاختزال ذرات من نفس العنصر الكيميائي في تركيب نفس المادة. مثل هذه التفاعلات ممكنة بالنسبة للمواد التي تحتوي على ذرات ذات حالة أكسدة متوسطة.

مثال 8.10. حدد نظام عدم التناسب الإجمالي:

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

2) Zn + H 2 SO 4 → Zn SO 4 + H 2

3) KI + Cl 2 → بوكل + I 2

4) Cl 2 + KOH → KCl + KClO + H 2 O

حل . التفاعلات 1)-3) هي ORRs بين الجزيئات:

تفاعل عدم التناسب هو التفاعل 4)، حيث أن ذرة الكلور فيه هي عامل مؤكسد وعامل اختزال:

الجواب: 4).

يمكن تقييم خصائص الأكسدة والاختزال للمواد نوعيًا بناءً على تحليل حالات أكسدة الذرات في تركيبة المادة:

1) إذا كانت الذرة المسؤولة عن خواص الأكسدة والاختزال في أعلى حالة أكسدة، فإن هذه الذرة لم تعد قادرة على التخلي عن الإلكترونات، بل يمكنها قبولها فقط. لذلك، في OVR سوف تظهر هذه المادة خصائص مؤكسدة فقط. أمثلة على هذه المواد (تشير الصيغ إلى حالة أكسدة الذرة المسؤولة عن خصائص الأكسدة والاختزال):

2) إذا كانت الذرة المسؤولة عن خصائص الأكسدة والاختزال في أدنى حالة أكسدة، فإن هذه المادة سوف تظهر الخصائص التصالحية فقط(لم تعد هذه الذرة قادرة على قبول الإلكترونات، بل يمكنها فقط التخلص منها). أمثلة على هذه المواد : . لذلك، يتم عرض خصائص الاختزال فقط في ORR بواسطة جميع أنيونات الهالوجين (باستثناء F−، لأكسدة التي يستخدم التيار الكهربائي عند الأنود)، وأيون الكبريتيد S2−، وذرة النيتروجين في جزيء الأمونيا، و أيون الهيدريد H−. المعادن (Na، K، Fe) لها خصائص مختزلة فقط؛

3) إذا كانت ذرة العنصر في حالة أكسدة متوسطة (حالة الأكسدة أكبر من الحد الأدنى ولكن أقل من الحد الأقصى)، فإن المادة المقابلة (الأيون) سوف تظهر، حسب الظروف الأكسدة المزدوجة-الخصائص التصالحية: عوامل مؤكسدة أقوى سوف تؤكسد هذه المواد (الأيونات)، وعوامل اختزال أقوى سوف تقلل منها. ومن أمثلة هذه المواد: الكبريت، حيث أن أعلى حالة أكسدة لذرة الكبريت هي +6، وأقلها -2، وأكسيد الكبريت (IV)، وأكسيد النيتروجين (III) (أعلى حالة أكسدة لذرة النيتروجين هي +5) ، وأدنى حالة هي −3)، بيروكسيد الهيدروجين (أعلى حالة أكسدة لذرة الأكسجين هي +2، والأدنى هي −2). تظهر أيونات المعادن في حالات الأكسدة المتوسطة خصائص الأكسدة والاختزال المزدوجة: Fe 2+، Mn +4، Cr +3، إلخ.

مثال 8.11. لا يمكن أن يحدث تفاعل الأكسدة والاختزال، ومخططه هو:

1) Cl 2 + KOH → KCl + KClO 3 + H 2 O

2) S + NaOH → Na2S + Na2SO3 + H2O

3) بوكلو → بوكلو 3 + بوكلو 4

4) KBr + Cl 2 → بوكل + Br

حل. التفاعل الذي يشار إلى مخططه تحت الرقم 3) لا يمكن أن يحدث، لأنه يحتوي على عامل اختزال، ولكن لا يوجد عامل مؤكسد:

الجواب: 3).

بالنسبة لبعض المواد، ترجع ازدواجية الأكسدة والاختزال إلى وجود ذرات مختلفة في تركيبها في كل من حالات الأكسدة الأدنى والأعلى؛ على سبيل المثال، حمض الهيدروكلوريك (HCl)، بسبب ذرة الهيدروجين (أعلى حالة أكسدة تساوي +1)، هو عامل مؤكسد، وبسبب أنيون Cl -، فهو عامل اختزال (أدنى حالة أكسدة).

ORR غير ممكن بين المواد التي تظهر خصائص مؤكسدة فقط (HNO 3 وH 2 SO 4 وKMnO 4 وK 2 CrO 7) أو خواص اختزالية فقط (HCl وHBr وHI وH 2 S)

تعد OVRs شائعة للغاية في الطبيعة (التمثيل الغذائي في الكائنات الحية، والتمثيل الضوئي، والتنفس، والتحلل، والاحتراق)، ويستخدمها البشر على نطاق واسع لأغراض مختلفة (الحصول على المعادن من الخامات والأحماض والقلويات والأمونيا والهالوجينات، وإنشاء مصادر تيار كيميائي، والحصول على الحرارة والطاقة عند حرق المواد المختلفة). دعونا نلاحظ أن OVRs غالبًا ما تعقد حياتنا (تلف الأطعمة والفواكه والخضروات وتآكل المعادن - كل هذا يرتبط بحدوث عمليات الأكسدة والاختزال المختلفة).