Mida vastata inimesele, kes on huvitatud redoksreaktsioonide lahendamisest? Need on lahendamatud. Samas nagu iga teinegi. Keemikud üldjuhul reaktsioone ega nende võrrandeid ei lahenda. Oksüdatsiooni-reduktsioonireaktsiooni (ORR) jaoks saate luua võrrandi ja asetada sellesse koefitsiendid. Vaatame, kuidas seda teha.
Oksüdeeriv aine ja redutseerija
Redoksreaktsioon on reaktsioon, mille käigus muutuvad reagentide oksüdatsiooniastmed. See juhtub seetõttu, et üks osake loovutab oma elektronid (seda nimetatakse redutseerijaks) ja teine võtab need vastu (oksüdeeriv aine).
Redutseerija, kaotades elektrone, oksüdeerub, see tähendab, et see suurendab oksüdatsiooniastme väärtust. Näiteks kirje: 
tähendab, et tsink loovutas 2 elektroni ehk oksüdeerus. Ta on restauraator. Oksüdatsiooniaste, nagu ülaltoodud näitest näha, on suurenenud. 
– siin võtab väävel elektronid vastu ehk redutseerub. Ta on oksüdeerija. Selle oksüdatsioonitase langes.
Keegi võib küsida, miks elektronide lisamisel oksüdatsiooniaste väheneb, aga nende kadumise korral see vastupidi suureneb? Kõik on loogiline. Elektron on osake, mille laeng on -1, seetõttu tuleks matemaatilisest vaatepunktist kirje lugeda järgmiselt: 0 – (-1) = +1, kus (-1) on elektron. Siis tähendab see: 0 + (-2) = -2, kus (-2) on kaks elektroni, mille väävliaatom vastu võttis.
Mõelge nüüd reaktsioonile, milles toimuvad mõlemad protsessid:
Naatrium reageerib väävliga, moodustades naatriumsulfiidi. Naatriumi aatomid oksüdeeritakse, andes ära ühe elektroni korraga, samas kui väävliaatomid redutseeritakse, saades kaks. Seda saab aga teha ainult paberil. Tegelikult peab oksüdeerija lisama endale täpselt nii palju elektrone, kui redutseerija neile andis. Looduses säilib tasakaal kõiges, ka redoksprotsessides. Näitame selle reaktsiooni elektroonilist tasakaalu:
Antud ja vastuvõetud elektronide arvu kogukordaja on 2. Jagades selle naatriumi (2:1=1) ja väävli (2:2=1) poolt ära antud elektronide arvuga, saame selles võrrandis olevad koefitsiendid. See tähendab, et võrrandi paremal ja vasakul küljel peaks olema üks väävliaatom (väärtus, mis saadakse ühiskordse väävli poolt vastuvõetud elektronide arvu jagamisel) ja kaks naatriumiaatomit. Vasakpoolsel kirjutatud diagrammil on endiselt ainult üks naatriumi aatom. Kahekordistame selle, pannes naatriumi valemi ette koefitsiendi 2. Naatriumi aatomite parem pool sisaldab juba 2 (Na2S).
Oleme koostanud kõige lihtsama redoksreaktsiooni võrrandi ja paigutanud sellesse koefitsiendid elektroonilise tasakaalu meetodil.
Vaatame, kuidas "lahendada" keerukamaid redoksreaktsioone. Näiteks kui kontsentreeritud väävelhape reageerib sama naatriumiga, moodustub vesiniksulfiid, naatriumsulfaat ja vesi. Kirjutame diagrammi üles:
Määrame kõigi elementide aatomite oksüdatsiooniastmed:
Muutunud kunst. ainult naatrium ja väävel. Kirjutame oksüdatsiooni ja redutseerimise poolreaktsioonid:
Leiame vähima ühiskordse 1 (mitu elektroni naatrium loobus) ja 8 (väävli poolt vastuvõetud negatiivsete laengute arv) vahel, jagame selle 1-ga, seejärel 8-ga. Tulemuseks on Na- ja S-aatomite arv mõlemal. paremale ja vasakule.
Kirjutame need võrrandisse:
Me ei pane veel bilansist koefitsiente väävelhappe valemi ette. Loendame teisi metalle, kui neid on, siis happejääke, siis H ja lõpuks kontrollime hapnikku.
Selles võrrandis peaks paremal ja vasakul olema 8 naatriumi aatomit Väävelhappe jääke kasutatakse kaks korda. Neist 4 muutub soolamoodustajaks (osa Na2SO4-st) ja üks muutub H2S-ks ehk kokku tuleb ära tarbida 5 väävliaatomit. Väävelhappe valemi ette panime 5.
Kontrollime H: vasakul pool on 5×2=10 H aatomit, paremal ainult 4, mis tähendab, et paneme vee ette koefitsiendi 4 (vesiniksulfiidi ette seda panna ei saa, kuna tasakaalust järeldub, et paremal ja vasakul peaks olema 1 H2S molekuli.Kontrollime hapnikku.Vasakul on 20 O aatomit,paremal on 4x4 väävelhappest ja veel 4 veest.Kõik klapib,mis tähendab, et toimingud tehti õigesti.
See on üks tüüpi tegevus, mida keegi, kes küsis, kuidas redoksreaktsioone lahendada, võib silmas pidada. Kui see küsimus tähendas "ORR võrrandi lõpetamist" või "reaktsiooniproduktide lisamist", siis sellise ülesande täitmiseks ei piisa elektroonilise bilansi koostamise oskusest. Mõnel juhul peate teadma, millised on oksüdatsiooni-/redutseerimisproduktid, kuidas neid mõjutab keskkonna happesus ja mitmesugused tegurid, millest räägitakse teistes artiklites.
Redoksreaktsioonid - video
Kõiki keemilisi reaktsioone saab taandada kahte tüüpi. Kui reaktsiooni tulemusena elementide oksüdatsiooniastmed ei muutu, siis selliseid reaktsioone nimetatakse vahetada, muidu - redoks reaktsioonid.
Keemiliste reaktsioonide esinemine on tingitud osakeste vahetusest reageerivate ainete vahel. Näiteks neutraliseerimisreaktsioonis toimub vahetus happe ja aluse katioonide ja anioonide vahel, mille tulemusena moodustub nõrk elektrolüüt - vesi:
Tihti kaasneb vahetusega elektronide ülekandumine ühelt osakeselt teisele. Seega, kui tsink asendab vase (II) sulfaadi lahuses
tsingi aatomite elektronid lähevad vaseoonideks:
Osakeste elektronide kaotamise protsessi nimetatakse oksüdatsioon, ja elektronide omandamise protsess on taastamine. Oksüdatsioon ja redutseerimine toimuvad samaaegselt, seetõttu nimetatakse interaktsioone, millega kaasneb elektronide ülekandumine ühelt osakeselt teisele. redoksreaktsioonid.
Elektronide ülekanne võib olla puudulik. Näiteks reaktsioonis
Madala polaarsuse C-H sidemete asemel tekivad väga polaarsed H-Cl sidemed. Redoksreaktsioonide kirjutamise mugavuse huvides kasutatakse oksüdatsiooniastme mõistet, mis iseloomustab elemendi olekut keemilises ühendis ja selle käitumist reaktsioonides.
Oksüdatsiooni olek- elemendile omistatava formaalse laenguga arvuliselt võrdne väärtus, mis põhineb eeldusel, et selle iga sideme kõik elektronid on üle läinud antud ühendi elektronegatiivsemale aatomile.
Kasutades oksüdatsiooniastme mõistet, saame anda oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsesside üldisema definitsiooni. Redoks nimetatakse keemilisteks reaktsioonideks, millega kaasneb reaktsioonis osalevate ainete elementide oksüdatsiooniastmete muutus. Redutseerimisel elemendi oksüdatsiooniaste väheneb, oksüdatsiooni ajal see suureneb. Ainet, mis sisaldab selle oksüdatsiooniastet vähendavat elementi, nimetatakse oksüdeeriv aine; nimetatakse ainet, mis sisaldab oksüdatsiooniastet suurendavat elementi redutseerija.
Ühendis sisalduva elemendi oksüdatsiooniaste määratakse vastavalt järgmistele reeglitele:
· elemendi oksüdatsiooniaste lihtaines on null;
· molekulis olevate aatomite kõigi oksüdatsiooniastmete algebraline summa on võrdne nulliga;
· kompleksioonis olevate aatomite kõigi oksüdatsiooniastmete algebraline summa, samuti lihtsas monoatomilises ioonis elemendi oksüdatsiooniaste on võrdne iooni laenguga;
· negatiivset oksüdatsiooniastet avaldavad ühendis elemendi suurima elektronegatiivsusega aatomid;
· elemendi maksimaalne võimalik (positiivne) oksüdatsiooniaste vastab selle rühma arvule, milles element D.I perioodilises tabelis asub. Mendelejev.
Ühendis olevate elementide aatomite oksüdatsiooniaste kirjutatakse antud elemendi sümboli kohale, näidates esmalt oksüdatsiooniastme märki ja seejärel näiteks selle numbrilist väärtust.
Paljudel ühendites sisalduvatel elementidel on konstantne oksüdatsiooniaste, mida kasutatakse teiste elementide oksüdatsiooniastmete määramisel:
Erinevate elementide aatomite redoksomadused avalduvad sõltuvalt paljudest teguritest, millest olulisemad on elemendi elektrooniline struktuur, selle oksüdatsiooniaste aines ja teiste reaktsioonis osalejate omaduste iseloom. Näiteks ühendeid, mis sisaldavad maksimaalse (positiivse) oksüdatsiooniastmega elementide aatomeid, saab redutseerida ainult oksüdeerivate ainetena. Minimaalsete oksüdatsiooniastmetega elemente sisaldavad ühendid, nt. 
võib ainult oksüdeeruda ja toimida redutseerivate ainetena.
Ained, mis sisaldavad vahepealse oksüdatsiooniastmega elemente, nt. 
on redoksduaalsus. Olenevalt reaktsioonipartnerist on sellised ained võimelised nii vastu võtma (koostoimes tugevamate redutseerivate ainetega) kui ka loovutama (koostoimel tugevamate oksüdeerivate ainetega) elektrone.
Redutseerimis- ja oksüdatsiooniproduktide koostis sõltub ka paljudest teguritest, sealhulgas keskkonnast, milles keemiline reaktsioon toimub, reaktiivide kontsentratsioonist ja redoksprotsessi partneri aktiivsusest.
Redoksreaktsiooni võrrandi üleskirjutamiseks peate teadma, kuidas muutuvad elementide oksüdatsiooniastmed ja millistesse muudesse olekutesse oksüdeerija ja redutseerija lähevad. Vaatame lühidalt kõige sagedamini kasutatavate oksüdeerivate ja redutseerivate ainete omadusi.
Olulisemad oksüdeerivad ained. Lihtsatest ainetest on oksüdeerivad omadused tüüpilised mittemetallidele: fluor F 2, kloor Cl 2, broom Br 2, jood I 2, hapnik O 2.
Halogeenid redutseerimisel omandavad nad oksüdatsiooniastme -1 ja fluorist joodiks nõrgenevad nende oksüdeerivad omadused (F 2 on selle suure agressiivsuse tõttu piiratud):
Hapnik redutseerituna omandab oksüdatsiooniastme -2:
Olulisemad oksüdeerivad ained hapnikku sisaldavate hapete ja nende soolade hulgas on lämmastikhape HNO 3 ja selle soolad, kontsentreeritud väävelhape H 2 SO 4, hapnikku sisaldavad halogeenhapped HHalO x ja nende soolad, kaaliumpermanganaat KMnO 4 ja kaaliumdikromaat K 2 Cr 2 O 7.
Lämmastikhape sellel on oksüdeerivad omadused tänu lämmastikule oksüdatsiooniastmes +5. Sel juhul on võimalik mitmesuguste redutseerimistoodete moodustumine:
Lämmastiku redutseerimise sügavus sõltub happe kontsentratsioonist, samuti redutseerija aktiivsusest, mille määrab selle redokspotentsiaal:
Joonis 1. Lämmastiku redutseerimise sügavus sõltuvalt happe kontsentratsioonist.
Näiteks tsingi (aktiivse metalli) oksüdeerimisega lämmastikhappega kaasneb erinevate redutseerimisproduktide moodustumine; HNO 3 kontsentratsioonil ligikaudu 2% (massi järgi) moodustub valdavalt NH 4 NO 3:
HNO 3 kontsentratsioonil ligikaudu 5% (massi järgi) – N 2 O:
HNO3 kontsentratsioonil umbes 30% (massi järgi) – NO:
ja HNO 3 kontsentratsioonil ligikaudu 60% (massi järgi) moodustub valdavalt NO 2:
Lämmastikhappe oksüdatiivne aktiivsus suureneb kontsentratsiooni suurenedes, nii et kontsentreeritud HNO 3 oksüdeerib mitte ainult aktiivseid, vaid ka väheaktiivseid metalle, nagu vask ja hõbe, moodustades valdavalt lämmastikoksiidi (IV):
samuti mittemetallid, nagu väävel ja fosfor, oksüdeerides need kõrgematele oksüdatsiooniastmetele vastavateks hapeteks:
Lämmastikhappe soolad ( nitraadid) võib redutseerida happelistes ja aktiivsete metallidega koostoimel ja leeliselises keskkonnas, samuti sulamites:
Aqua regia– kontsentreeritud ja lämmastikhappe segu, mis on segatud vahekorras 1:3 mahu järgi. Selle segu nimi on tingitud asjaolust, et see lahustab isegi selliseid väärismetalle nagu kuld ja plaatina:
Selle reaktsiooni ilmnemine on tingitud asjaolust, et Aqua Regia vabastab nitrosüülkloriidi NOCl ja vaba kloori Cl2:
mille mõjul muutuvad metallid kloriidideks.
Väävelhape sellel on kontsentreeritud lahuses oksüdeerivad omadused väävli tõttu oksüdatsiooniastmes +6:
Redutseerimisproduktide koostise määrab peamiselt redutseerija aktiivsus ja happe kontsentratsioon:
Joonis 2. Väävli aktiivsuse vähendamine sõltuvalt
happe kontsentratsioon.
Seega põhjustab kontsentreeritud H 2 SO 4 interaktsioon madala aktiivsusega metallide, mõnede mittemetallide ja nende ühenditega vääveloksiidi (IV) moodustumist:
Aktiivsed metallid redutseerivad kontsentreeritud väävelhappe väävliks või vesiniksulfiidiks:
sel juhul moodustuvad H 2 S, S ja SO 2 samaaegselt erinevates vahekordades. Kuid sel juhul on H 2 SO 4 redutseerimise põhiproduktiks SO 2, kuna vabanenud S ja H 2 S saab kontsentreeritud väävelhappega oksüdeerida:
ja nende sooli (vt tabel A.1.1) kasutatakse sageli oksüdeerivate ainetena, kuigi paljudel neist on kahesugused omadused. Reeglina on nende ühendite redutseerimisproduktideks kloriidid ja bromiidid (oksüdatsiooniaste -1), samuti jood (oksüdatsiooniaste 0);
Kuid isegi sel juhul sõltub redutseerimisproduktide koostis reaktsioonitingimustest, oksüdeeriva aine kontsentratsioonist ja redutseerija aktiivsusest:
Kaaliumpermanganaat avaldab oksüdeerivaid omadusi mangaani tõttu oksüdatsiooniastmes +7. Sõltuvalt keskkonnast, kus reaktsioon toimub, redutseeritakse see erinevateks produktideks: happelises keskkonnas - mangaani (II) sooladeks, neutraalses keskkonnas - mangaan (IV) oksiidiks hüdraatunud kujul MnO(O) 2 , leeliselises keskkonnas - manganaadiks -ja ta
happeline keskkond
neutraalne keskkond
aluseline keskkond
Kaaliumdikromaat, mille molekul sisaldab kroomi oksüdatsiooniastmes +6, on paagutamisel ja happelahuses tugev oksüdeerija
avaldab neutraalses keskkonnas oksüdeerivaid omadusi
Leeliselises keskkonnas tasakaal kromaadi ja dikromaadi ioonide vahel
on nihkunud moodustumise suunas, seetõttu on leeliselises keskkonnas oksüdeerija kaaliumkromaat K 2 СrO 4:
aga K 2 CrO 4 on nõrgem oksüdeerija võrreldes K 2 Cr 2 O 7 -ga.
Ioonidest on oksüdeerivate omadustega vesinikioon H + ja metalliioonid kõrgeimas oksüdatsiooniastmes. Vesiniku ioon H + toimib oksüdeeriva ainena, kui aktiivsed metallid interakteeruvad lahjendatud happelahustega (välja arvatud HNO 3)
Metalliioonid suhteliselt kõrges oksüdatsiooniastmes, nagu Fe 3+, Cu 2+, Hg 2+, redutseeritakse, muutudes madalama oksüdatsiooniastmega ioonideks
või isoleeritakse nende soolade lahustest metallide kujul
Olulisemad redutseerijad. Tüüpilised taandajad lihtainete hulgas on aktiivsed metallid, nagu leelis- ja leelismuldmetallid, tsink, alumiinium, raud ja teised, aga ka mõned mittemetallid (vesinik, süsinik, fosfor, räni).
Metallid happelises keskkonnas oksüdeeritakse need positiivselt laetud ioonideks:
Aluselises keskkonnas oksüdeeritakse amfoteersete omadustega metallid; sel juhul moodustuvad negatiivselt laetud anioonid või hüdroksokomponendid:
Mittemetallid, oksüdeerivad, moodustavad oksiide või vastavaid happeid:
Redutseerivad funktsioonid on hapnikuvabadel anioonidel, näiteks Cl -, Br -, I -, S 2-, H - ja metalli katioonidel kõrgeimas oksüdatsiooniastmes.
Järjest halogeniidi ioonid, mis oksüdeerumisel moodustavad tavaliselt halogeene:
redutseerivad omadused suurenevad Cl-lt I-le.
Hüdriidid metallidel on redutseerivad omadused, mis on tingitud seotud vesiniku oksüdeerumisest (oksüdatsiooniaste -1) vabaks vesinikuks:
Metalli katioonid madalaimas oksüdatsiooniastmes, nagu Sn 2+, Fe 2+, Cu +, Hg 2 2+ ja teised, oksüdeerivate ainetega suhtlemisel suureneb oksüdatsiooniaste:
Redoks duaalsus. Lihtainetest on redoksduaalsus iseloomulik elementide VIIA, VIA ja VA alarühmadele, mis võivad nende oksüdatsiooniastet kas suurendada või vähendada.
Kasutatakse sageli oksüdeeriva ainena halogeenid tugevamate oksüdeerivate ainete mõjul on neil redutseerivad omadused (välja arvatud fluor). Nende oksüdatsioonivõime väheneb ja redutseerivad omadused suurenevad Cl 2-lt I 2-le:
Joonis 3. Halogeenide redoksvõime.
Seda omadust illustreerib joodi oksüdatsiooni reaktsioon klooriga vesilahuses:
Redoksreaktsioonides kahetise käitumisega hapnikku sisaldavate ühendite koostis sisaldab ka vahepealses oksüdatsiooniastmes elemente. Halogeenide hapnikku sisaldavad happed ja nende soolad, mille molekulid sisaldavad vahepealses oksüdatsiooniastmes halogeeni, võivad toimida oksüdeerivate ainetena
ja redutseerivad ained
Vesinikperoksiidi, mis sisaldab hapnikku oksüdatsiooniastmes -1, omab tüüpiliste redutseerivate ainete juuresolekul oksüdeerivaid omadusi, kuna hapniku oksüdatsiooniaste võib langeda kuni -2:
Viimast reaktsiooni kasutatakse vanameistrite maalide restaureerimisel, mille pliivalget sisaldavad värvid muutuvad mustaks vastasmõjul õhus leiduva vesiniksulfiidiga.
Tugevate oksüdeerivate ainetega suhtlemisel tõuseb vesinikperoksiidis sisalduva hapniku oksüdatsiooniaste 0-ni, H 2 O 2 avaldab redutseeriva aine omadusi:
Lämmastikhape Ja nitritid, mis sisaldavad lämmastikku oksüdatsiooniastmes +3 ja võivad toimida ka oksüdeerivate ainetena
kui ka restauraatorite rollis
Klassifikatsioon. Redoksreaktsioone on nelja tüüpi.
1. Kui oksüdeerija ja redutseerija on erinevad ained, siis sellised reaktsioonid kuuluvad molekulidevaheline. Kõik eespool käsitletud reaktsioonid on näited.
2. Kompleksühendite termilisel lagunemisel, mis sisaldavad oksüdeerivat ainet ja redutseerijat erinevate elementide aatomite kujul, toimuvad redoksreaktsioonid, nn. intramolekulaarne:
3. Reaktsioonid ebaproportsionaalsus (dismutatsioon või vananenud terminoloogia järgi iseoksüdeerumine – iseparanemine) võib toimuda, kui vahepealses oksüdatsiooniastmes elemente sisaldavad ühendid puutuvad kokku tingimustes, kus need on ebastabiilsed (näiteks kõrgendatud temperatuuridel). Selle elemendi oksüdatsiooniaste nii suureneb kui ka väheneb:
4. Reaktsioonid vastuproportsioon (ümberlülitamine) on oksüdeeriva aine ja redutseerija vastastikmõju protsessid, mis hõlmavad sama elementi erinevate oksüdatsiooniastmetega. Selle tulemusena on oksüdatsiooni ja redutseerimise saadus aine, mille elemendi aatomite oksüdatsiooniaste on vahepealne:
Samuti on vastakaid reaktsioone. Näiteks molekulisisene vastuproportsioneerimise reaktsioon hõlmab ammooniumnitraadi lagunemisreaktsiooni
Võrrandite koostamine.
Redoksreaktsioonide võrrandid koostatakse lähtudes samade aatomite arvu võrdsuse põhimõtetest enne ja pärast reaktsiooni, samuti võttes arvesse redutseerija poolt ära antud elektronide arvu ja vastuvõetud elektronide arvu võrdsust. oksüdeeriva aine poolt, st. molekulide elektriline neutraalsus. Reaktsiooni kujutatakse kahe poolreaktsiooni - oksüdatsiooni ja redutseerimise - süsteemina, mille summeerimine, võttes arvesse näidatud põhimõtteid, viib protsessi üldvõrrandi koostamiseni.
Redoksreaktsioonide võrrandite koostamiseks kasutatakse kõige sagedamini elektronioonide poolreaktsioonide meetodit ja elektronide tasakaalu meetodit.
Elektronioonide poolreaktsiooni meetod kasutatakse võrrandite koostamisel vesilahuses toimuvatele reaktsioonidele, samuti reaktsioonidele, mis hõlmavad aineid, mille elementide oksüdatsiooniastet on raske määrata (näiteks KNCS, CH 3 CH 2 OH).
Selle meetodi järgi eristatakse reaktsioonivõrrandi koostamisel järgmisi põhietappe.
a) kirjutage üles protsessi üldine molekulaardiagramm, märkides redutseerija, oksüdeerija ja reaktsiooni toimumise keskkonna (happeline, neutraalne või aluseline). Näiteks
b) võttes arvesse elektrolüütide dissotsiatsiooni vesilahuses, on see skeem esitatud molekulaarsete ioonide interaktsiooni kujul. Diagrammil ei ole näidatud ioone, mille aatomite oksüdatsiooniaste ei muutu, välja arvatud keskkonnaioonid (H +, OH -):
c) määrab redutseerija ja oksüdeeriva aine oksüdatsiooniastmed, samuti nende koostoime produktid:
f) lisada ioonid, mis ei osalenud oksüdatsiooni-redutseerimise protsessis, võrdsustada nende kogused vasakul ja paremal ning kirjutada üles reaktsiooni molekulaarvõrrand
Suurimad raskused tekivad oksüdatsiooni ja redutseerimise poolreaktsioonide materjalibilansi koostamisel, kui oksüdeerija ja redutseerija osakesi moodustavate hapnikuaatomite arv muutub. Tuleb arvestada, et vesilahustes toimub hapniku sidumine või lisamine keskkonna veemolekulide ja ioonide osalusel.
Oksüdatsiooniprotsessi käigus kulub ühe hapnikuaatomi kohta, mis kinnitub redutseeriva aine osakesele, happelises ja neutraalses keskkonnas üks veemolekul ja moodustub kaks H + iooni; aluselises keskkonnas kulub ära kaks hüdroksiidiooni OH - ja moodustub üks veemolekul (tabel 1.1).
Oksüdeeriva aine ühe hapnikuaatomi sidumiseks happelises keskkonnas kulub redutseerimisprotsessi käigus kaks H + iooni ja moodustub üks veemolekul; neutraalses ja aluselises keskkonnas kulub üks H 2 O molekul ja tekib kaks OH - iooni (tabelid 1, 2).
Tabel 1
Hapnikuaatomite lisamine redutseerijale oksüdatsiooni käigus
tabel 2
Oksüdeeriva aine hapnikuaatomite sidumine redutseerimisprotsessi käigus
Elektron-ioonsete poolreaktsioonide meetodi eelisteks on see, et redoksreaktsioonide võrrandite koostamisel arvestatakse osakeste tegelikke olekuid lahuses ja keskkonna rolli protsesside käigus, ei ole vaja kasutada. oksüdatsiooni oleku formaalne mõiste.
Elektroonilise tasakaalu meetod, mis põhineb oksüdatsiooniastme muutuste arvestamisel ja molekuli elektrilise neutraalsuse põhimõttel, on universaalne. Seda kasutatakse tavaliselt gaaside, tahkete ainete ja sulandite vahel toimuvate redoksreaktsioonide võrrandite koostamiseks.
Toimingute jada vastavalt meetodile on järgmine:
1) kirjutage üles reaktiivide ja reaktsioonisaaduste valemid molekulaarsel kujul:
2) määrake aatomite oksüdatsiooniaste, mis seda reaktsiooni käigus muudavad:
3) oksüdatsiooniastmete muutumise põhjal määratakse redutseerija poolt üles antud elektronide arv ja oksüdeerija poolt vastuvõetud elektronide arv ning koostatakse elektrooniline kaal, võttes arvesse taandarengu võrdsuse põhimõtet. ära antud ja vastu võetud elektronide arv:
4) elektroonilised tasakaalutegurid kirjutatakse redoksreaktsiooni võrrandisse peamiste stöhhiomeetriliste koefitsientidena:
5) valige ülejäänud reaktsioonis osalejate stöhhiomeetrilised koefitsiendid:
Võrrandite koostamisel tuleb arvestada, et oksüdeerijat (või redutseerijat) saab tarbida mitte ainult peamises redoksreaktsioonis, vaid ka tekkivate reaktsioonisaaduste sidumisel, see tähendab, et see võib toimida keskkonna ja soola moodustaja.
Näiteks, kui keskkonna rolli mängib oksüdeeriv aine, on metalli oksüdatsioonireaktsioon lämmastikhappes, mis koosneb elektronioonsete poolreaktsioonide meetodist:
Näiteks, kui redutseerija on keskkond, milles reaktsioon toimub, on vesinikkloriidhappe oksüdeerimine kaaliumdikromaadiga, mis on koostatud elektroonilise tasakaalu meetodil:
Redoksreaktsioonides osalejate kvantitatiivsete, massi- ja ruumalasuhete arvutamisel kasutatakse keemia põhilisi stöhhiomeetrilisi seadusi ja eelkõige ekvivalentide seadust. Redoksprotsesside suuna ja täielikkuse määramiseks kasutatakse nende süsteemide termodünaamiliste parameetrite väärtusi ja kui reaktsioonid toimuvad vesilahustes, kasutatakse vastavate elektroodide potentsiaalide väärtusi.
Tunnis uurime teemat “Oksüdatsiooni-redutseerimisreaktsioonid”. Saate teada nende reaktsioonide määratlused, nende erinevused teist tüüpi reaktsioonidest. Pidage meeles, mis on oksüdatsiooniarv, oksüdeeriv aine ja redutseerija. Õppige koostama redoksreaktsioonide elektroonilisi tasakaaluskeeme, tutvuge redoksreaktsioonide klassifikatsiooniga.
Teema: Redoksreaktsioonid
Õppetund: Redoksreaktsioonid
Reaktsioone, mis toimuvad koos reageerivaid aineid moodustavate aatomite oksüdatsiooniastmete muutumisega, nimetatakse redoks . Oksüdatsiooniastmete muutumine toimub elektronide ülekande tõttu redutseerijalt oksüdeerivale ainele. on aatomi formaalne laeng, eeldades, et kõik ühendis olevad sidemed on ioonsed.
Oksüdeerija - See on aine, mille molekulid või ioonid võtavad vastu elektrone. Kui element on oksüdeeriv aine, väheneb selle oksüdatsiooniaste.
О 0 2 +4е - → 2О -2 (oksüdeeriv aine, redutseerimisprotsess)
Protsess vastuvõtt elektrone nimetatakse aineteks taastamine. Protsessi käigus oksüdeerija redutseeritakse.
Redutseerija - on aine, mille molekulid või ioonid loobuvad elektronidest. Redutseerija suurendab selle oksüdatsiooniastet.
S 0 -4e - →S +4 (redutseerija, oksüdatsiooniprotsess)
Protsess naaseb elektrone nimetatakse . Redutseerija oksüdeeritakse protsessi käigus.
Näide nr 1. Kloori tootmine laboris
Laboris saadakse kloori kaaliumpermanganaadist ja kontsentreeritud vesinikkloriidhappest. Kaaliumpermanganaadi kristallid asetatakse Wurtzi kolbi. Kolb suletakse tilklehtriga korgiga. Lehtrisse valatakse vesinikkloriidhape. Vesinikkloriidhape valatakse tilklehtrist. Kohe algab jõuline kloori eraldumine. Gaasi väljalasketoru kaudu täidab kloor silindri järk-järgult, tõrjudes sealt välja õhu. Riis. 1.
Riis. 1
Selle reaktsiooni näitel vaatame, kuidas luua elektroonilist tasakaalu.
KMnO4 + HCI = KCI + MnCI2 + CI2 + H2O
K + Mn +7 O -2 4 + H + CI - = K + CI - + Mn + 2 CI - 2 + CI 0 2 + H + 2 O -2
Mangaani ja kloori oksüdatsiooniastmed muutusid.
Mn +7 +5е - = Mn +2 oksüdeeriv aine, redutseerimisprotsess
2 CI - -2е - = CI 0 2 redutseerija, oksüdatsiooniprotsess
4. Võrdlustame antud ja vastuvõetud elektronide arvu. Selleks leiame arvude 5 ja 2 vähima ühiskordse. See on 10. Väikseima ühiskordse jagamisel antud ja vastuvõetud elektronide arvuga leiame oksüdeeriva aine ja redutseerija koefitsiendid. agent.
Mn +7 +5e - = Mn +2 2
2 CI - -2е - = CI 0 2 5
2KMnO4+? HCI = ?KCI + 2MnCI2 + 5CI2+? H2O
Kuid vesinikkloriidhappe valemi ees pole koefitsienti, kuna kõik kloriidiioonid ei osalenud redoksprotsessis. Elektronide tasakaalu meetod võimaldab tasakaalustada ainult redoksprotsessis osalevaid ioone. Seetõttu on vaja võrdsustada ioonide arvu, mis ei osale . Nimelt kaaliumi katioonid, vesiniku ja kloriidi anioonid. Tulemuseks on järgmine võrrand:
2KMnO4 + 16 HCI = 2KCI + 2MnCI2 + 5CI2 + 8H2O
Näide nr 2. Vase koostoime kontsentreeritud lämmastikhappega. Riis. 2.
10 ml happega klaasi asetati “vask” münt. Kiiresti algas pruuni gaasi eraldumine (eriti muljetavaldavad nägid pruunid mullid veel värvitus vedelikus). Kogu vedeliku kohal olev ruum muutus pruuniks ja klaasist voolasid välja pruunid aurud. Lahus muutus roheliseks. Reaktsioon kiirenes pidevalt. Umbes poole minuti pärast muutus lahus siniseks ja kahe minuti pärast hakkas reaktsioon aeglustuma. Münt ei lahustunud täielikult, kuid kaotas paksuses palju (seda sai sõrmedega painutada). Lahuse roheline värvus reaktsiooni algfaasis on tingitud lämmastikhappe redutseerimisproduktidest.
Riis. 2
1. Kirjutame üles selle reaktsiooni skeemi:
Cu + HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O
2. Järjestame kõigi reaktsioonis osalevate ainete elementide oksüdatsiooniastmed:
Cu 0 + H + N + 5 O-2 3 = Cu + 2 (N + 5 O -2 3) 2 + N + 4 O -2 2 + H + 2 O -2
Vase ja lämmastiku oksüdatsiooniastmed muutusid.
3. Koostame diagrammi, mis kajastab elektronide ülemineku protsessi:
N +5 +е - = N +4 oksüdeeriv aine, redutseerimisprotsess
Cu 0 -2е - = Cu +2 redutseerija, oksüdatsiooniprotsess
4. Võrdlustame antud ja vastuvõetud elektronide arvu. Selleks leiame arvude 1 ja 2 vähima ühiskordse. See on 2. Väikseima ühiskordse jagamise tulemusena antud ja vastuvõetud elektronide arvuga leiame oksüdeeriva aine ja redutseerija koefitsiendid. agent.
N +5 +e - = N +4 2
Cu 0 -2e - = Cu +2 1
5. Kanname koefitsiendid üle algsesse diagrammi ja teisendame reaktsioonivõrrandi.
Cu + ?HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Lämmastikhape ei osale mitte ainult redoksreaktsioonis, seega koefitsienti esialgu ei kirjutata. Selle tulemusena saadakse lõpuks järgmine võrrand:
Cu + 4HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Redoksreaktsioonide klassifikatsioon
1. Molekulidevahelised redoksreaktsioonid .
Need on reaktsioonid, milles oksüdeerivad ja redutseerivad ained on erinevad ained.
H 2S -2 + Cl 0 2 → S 0 + 2HCl -
2. Intramolekulaarsed reaktsioonid, mille käigus oksüdeerivad ja peatuvad aatomid paiknevad sama aine molekulides, näiteks:
2H + 2O-2 → 2H 0 2 + O 0 2
3. Disproportsioon (iseoksüdatsioon-iseparanemine) - reaktsioonid, milles sama element toimib nii oksüdeeriva ainena kui ka redutseerijana, näiteks:
Cl 0 2 + H 2 O → HCl + O + HCl -
4. Proportsioneerimine (Reproportionation) - reaktsioonid, mille käigus saadakse üks oksüdatsiooniaste sama elemendi kahest erinevast oksüdatsiooniastmest
Kodutöö
1. Nr 1-3 (lk 162) Gabrielyan O.S. Keemia. 11. klass. Põhitase. 2. väljaanne, kustutatud. - M.: Bustard, 2007. - 220 lk.
2. Miks on ammoniaagil ainult redutseerivad ja lämmastikhappel ainult oksüdeerivad omadused?
3. Paigutage koefitsiendid reaktsioonivõrrandis lämmastikhappe tootmiseks elektroonilise tasakaalu meetodil: ?NO 2 + ?H 2 O + O 2 = ?HNO 3
Tunni tüüp. Uute teadmiste omandamine.
Tunni eesmärgid.Hariduslik. Tutvustada õpilastele uut keemiliste reaktsioonide klassifikatsiooni, mis põhineb elementide oksüdatsiooniastmete muutumisel – oksüdatsiooni-reduktsiooni reaktsioonid (ORR); õpetada õpilasi järjestama koefitsiente elektroonilise bilansi meetodil.
Arendav. Jätkata loogilise mõtlemise, analüüsi- ja võrdlemisoskuse arendamist ning huvi arendamist aine vastu.
Hariduslik. Kujundada õpilaste teaduslikku maailmapilti; parandada tööoskusi.
Meetodid ja metoodilised võtted. Jutt, vestlus, visuaalsete vahendite demonstreerimine, õpilaste iseseisev töö.
Seadmed ja reaktiivid. Rhodose kolossi kujutisega reprodutseerimine, koefitsientide paigutamise algoritm elektroonilise tasakaalu meetodil, tüüpiliste oksüdeerivate ja redutseerivate ainete tabel, ristsõna; Fe (nael), NaOH, CuSO 4 lahused.
TUNNIDE AJAL
Sissejuhatav osa
(motivatsioon ja eesmärkide seadmine)
Õpetaja. 3. sajandil. eKr. Rhodose saarele ehitati monument Heliose (Kreeka päikesejumala) tohutu kuju kujul. Rhodose kolossi – ühe maailmaime – suurejooneline disain ja täiuslik teostus hämmastasid kõiki, kes seda nägid.
Me ei tea täpselt, milline kuju välja nägi, kuid on teada, et see oli valmistatud pronksist ja ulatus umbes 33 m kõrgusele Kuju lõi skulptor Haret ja selle ehitamine võttis aega 12 aastat.
Pronkskest kinnitati raudraami külge. Õõneskuju hakati ehitama altpoolt ja selle kasvades täideti kividega, et see stabiilsem oleks. Umbes 50 aastat pärast selle valmimist varises Colossus kokku. Maavärina ajal purunes see põlvede kõrgusel.
Teadlased usuvad, et selle ime hapruse tegelik põhjus oli metallide korrosioon. Ja korrosiooniprotsess põhineb redoksreaktsioonidel.
Tänases tunnis õpid tundma redoksreaktsioone; õppida tundma "redutseerija" ja "oksüdeerija" mõisteid, tundma redutseerimis- ja oksüdatsiooniprotsesse; õppida koefitsiente paigutama redoksreaktsioonide võrranditesse. Kirjutage oma töövihikutesse tunni kuupäev ja teema.
Uue materjali õppimine
Õpetaja teeb kaks näidiskatset: vask(II)sulfaadi koostoime leelisega ja sama soola koosmõju rauaga.
Õpetaja. Kirjutage üles läbiviidud reaktsioonide molekulaarvõrrandid. Korraldage igas võrrandis elementide oksüdatsiooniastmed lähteainete ja reaktsioonisaaduste valemites.
Õpilane kirjutab tahvlile reaktsioonivõrrandid ja määrab oksüdatsiooniastmed:
Õpetaja. Kas nendes reaktsioonides muutusid elementide oksüdatsiooniastmed?
Üliõpilane. Esimeses võrrandis elementide oksüdatsiooniastmed ei muutunud, teises aga muutusid - vase ja raua puhul.
Õpetaja. Teine reaktsioon on redoksreaktsioon. Proovige defineerida redoksreaktsioone.
Üliõpilane. Reaktsioone, mille tulemusena muutuvad reagendid ja reaktsiooniproduktid moodustavate elementide oksüdatsiooniaste, nimetatakse redoksreaktsioonideks.
Õpilased kirjutavad õpetaja dikteerimisel oma vihikusse redoksreaktsioonide definitsiooni.
Õpetaja. Mis juhtus redoksreaktsiooni tulemusena? Enne reaktsiooni oli raua oksüdatsiooniaste 0, pärast reaktsiooni muutus +2. Nagu näeme, on oksüdatsiooniaste suurenenud, seetõttu annab raud ära 2 elektroni.
Vase oksüdatsiooniaste on enne reaktsiooni +2, pärast reaktsiooni 0. Nagu näeme, on oksüdatsiooniaste langenud. Seetõttu võtab vask vastu 2 elektroni.
Raud loovutab elektrone, see on redutseerija ja elektronide ülekandmise protsessi nimetatakse oksüdatsiooniks.
Vask võtab vastu elektrone, see on oksüdeeriv aine ja elektronide lisamise protsessi nimetatakse redutseerimiseks.
Kirjutame üles nende protsesside diagrammid:
Niisiis, määratlege mõisted "redutseeriv aine" ja "oksüdeeriv aine".
Üliõpilane. Aatomeid, molekule või ioone, mis loovutavad elektrone, nimetatakse redutseerivateks aineteks.
Aatomeid, molekule või ioone, mis omandavad elektrone, nimetatakse oksüdeerivateks aineteks.
Õpetaja. Kuidas me saame määratleda redutseerimise ja oksüdatsiooni protsesse?
Üliõpilane. Redutseerimine on protsess, mille käigus aatom, molekul või ioon omandab elektrone.
Oksüdatsioon on elektronide ülekandeprotsess aatomi, molekuli või iooni kaudu.
Õpilased panevad vihikusse dikteerimisest definitsioonid üles ja joonistavad.
Pea meeles!
Annetage elektrone ja oksüdeerige.
Võtke elektronid - taastuge.
Õpetaja. Oksüdatsiooniga kaasneb alati redutseerimine ja vastupidi, redutseerimine on alati seotud oksüdatsiooniga. Redutseerija poolt ära antud elektronide arv on võrdne oksüdeeriva aine poolt saadud elektronide arvuga.
Redoksreaktsioonide võrrandites koefitsientide valimiseks kasutatakse kahte meetodit - elektronbilanssi ja elektronioonide tasakaalu (poolreaktsiooni meetod).
Vaatleme ainult elektroonilise bilansi meetodit. Selleks kasutame koefitsientide järjestamise algoritmi elektroonilise tasakaalu meetodil (mis on kujundatud Whatmani paberile).
NÄIDE Korraldage koefitsiendid selles reaktsiooniskeemis, kasutades elektroonilise tasakaalu meetodit, määrake oksüdeerija ja redutseerija, märkige oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsessid:
Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2.
Kasutame koefitsientide järjestamise algoritmi elektroonilise bilansi meetodil.
3. Paneme kirja elemendid, mis muudavad oksüdatsiooniastet:
4. Loome elektroonilised võrrandid, määrates antud ja vastuvõetud elektronide arvu:
5. Antud ja vastuvõetud elektronide arv peab olema sama, sest Ei lähteaineid ega reaktsiooniprodukte laetud. Võrdlustame antud ja vastuvõetud elektronide arvu, valides vähima ühiskordaja (LCM) ja lisategurid:
6. Saadud kordajad on koefitsiendid. Kanname koefitsiendid üle reaktsiooniskeemi:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Aineid, mis on paljudes reaktsioonides oksüdeerivad või redutseerivad ained, nimetatakse tüüpilisteks.
Ripputakse Whatmani paberile tehtud laud.
Õpetaja. Redoksreaktsioonid on väga levinud. Neid seostatakse mitte ainult korrosiooniprotsessidega, vaid ka elusorganismis toimuvate fermentatsiooni, lagunemise, fotosünteesi ja ainevahetusprotsessidega. Neid saab jälgida kütuse põlemisel. Looduses toimuvate ainete tsüklitega kaasnevad redoksprotsessid.
Kas teadsite, et iga päev tekib atmosfääris ligikaudu 2 miljonit tonni lämmastikhapet või
700 miljonit tonni aastas ja nõrga lahuse kujul langeb vihmaga maapinnale (inimene toodab vaid 30 miljonit tonni lämmastikhapet aastas).
Mis toimub atmosfääris?
Õhk sisaldab 78 mahuprotsenti lämmastikku, 21% hapnikku ja 1% muid gaase. Välklahenduste mõjul ja Maal toimub igas sekundis keskmiselt 100 välku, lämmastiku molekulid interakteeruvad hapniku molekulidega, moodustades lämmastikoksiidi (II):
Lämmastikoksiid (II) oksüdeerub õhuhapniku toimel kergesti lämmastikoksiidiks (IV):
NO + O 2 NO 2 .
Saadud lämmastikoksiid (IV) reageerib hapniku juuresolekul atmosfääri niiskusega, muutudes lämmastikhappeks:
NO 2 + H 2 O + O 2 HNO 3.
Kõik need reaktsioonid on redoksreaktsioonid.
Harjutus . Järjesta koefitsiendid etteantud reaktsiooniskeemides elektroonilise tasakaalu meetodil, märgi oksüdeerija, redutseerija, oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsessid.
Lahendus
1. Määrame elementide oksüdatsiooniastmed:
2. Rõhutagem nende elementide sümboleid, mille oksüdatsiooniaste muutub:
3. Paneme kirja elemendid, mis on muutnud oma oksüdatsiooni:
4. Loome elektroonilised võrrandid (määrame antud ja vastuvõetud elektronide arvu):
5. Antud ja vastuvõetud elektronide arv on sama.
6. Kanname koefitsiendid elektroonikaahelatest reaktsiooniskeemile:
Järgnevalt palutakse õpilastel iseseisvalt elektroonilise tasakaalu meetodil järjestada koefitsiendid, määrata oksüdeerija, redutseerija ning näidata oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsessid teistes looduses toimuvates protsessides.
Ülejäänud kahel reaktsioonivõrrandil (koos koefitsientidega) on vorm:
Ülesannete õigsust kontrollitakse grafoprojektori abil.
Lõpuosa
Õpetaja palub õpilastel lahendada õpitud materjali põhjal ristsõna. Töö tulemus esitatakse kontrollimiseks.
Olles lahendanud ristsõna, saate teada, et ained KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, O 3 on tugevad ... (vertikaalne (2)).
Horisontaalselt:
1. Millist protsessi diagramm kajastab?
3. Reaktsioon
N2 (g.) + 3H2 (g.) 2NH3 (g.) + K
on redoks-, pöörduv, homogeenne, ....
4. ... süsinik(II) on tüüpiline redutseerija.
5. Millist protsessi diagramm kajastab?
6. Redoksreaktsioonide võrrandites koefitsientide valimiseks kasutage elektroonilist... meetodit.
7. Skeemi järgi loobus alumiinium ... elektronist.
8. Vastuseks:
H2 + Cl2 = 2HCl
vesinik H 2 – ... .
9. Mis tüüpi reaktsioonid on alati ainult redoksreaktsioonid?
10. Lihtainete oksüdatsiooniaste on….
11. Vastuseks:
redutseerija –….
Kodutöö ülesanne. Vastavalt O. S. Gabrielyani õpikule “Keemia-8” § 43, lk. 178–179, eks. 1, 7 kirjalikult.
Ülesanne (kodu jaoks). Esimeste kosmoselaevade ja allveelaevade disainerid seisid silmitsi probleemiga: kuidas hoida laeval ja kosmosejaamades pidevat õhukoostist? Vabaneda liigsest süsihappegaasist ja täiendada hapnikku? Lahendus on leitud.
Kaaliumsuperoksiid KO 2 moodustab süsinikdioksiidiga interaktsiooni tulemusena hapnikku:
Nagu näete, on see redoksreaktsioon. Selles reaktsioonis olev hapnik on nii oksüdeerija kui ka redutseerija.
Kosmosemissioonil loeb iga lastigramm. Arvutage kaalium-superoksiidi varu, mis tuleb kosmoselennule kaasa võtta, kui lend kestab 10 päeva ja kui meeskond koosneb kahest inimesest. Teadaolevalt hingab inimene päevas välja 1 kg süsihappegaasi.
(Vastus: 64,5 kg KO 2. )
Ülesanne (kõrgenenud raskusaste). Kirjutage üles redoksreaktsioonide võrrandid, mis võivad viia Rhodose kolossi hävimiseni. Pidage meeles, et see hiiglaslik kuju seisis tänapäeva Türgi ranniku lähedal Egeuse mere saarel asuvas sadamalinnas, kus niiske Vahemere õhk on sooladega koormatud. See oli valmistatud pronksist (vase ja tina sulam) ning paigaldatud raudraamile.
Kirjandus
Gabrielyan O.S.. Keemia-8. M.: Bustard, 2002;
Gabrielyan O.S., Voskoboynikova N.P., Yashukova A.V.Õpetaja käsiraamat. 8. klass. M.: Bustard, 2002;
Cox R., Morris N. Seitse maailmaimet. Vanamaailm, keskaeg, meie aeg. M.: BMM AO, 1997;
Väikelaste entsüklopeedia. Keemia. M.: Vene entsüklopeediline partnerlus, 2001; Entsüklopeedia lastele "Avanta+". Keemia. T. 17. M.: Avanta+, 2001;
Khomchenko G.P., Sevastyanova K.I. Redoksreaktsioonid. M.: Haridus, 1989.
Kuidas sa tead, kus keemilises reaktsioonis on oksüdeerija ja kus redutseerija? ja sain parima vastuse
Vastus ul-ilt.[aktiivne]
kui pärast reaktsiooni (pärast võrdusmärki) omandab aine positiivse laengu, tähendab see, et tegemist on redutseerijaga
ja kui see omandab negatiivse laengu, tähendab see, et see on oksüdeeriv aine
Näiteks
H2 + O2 = H2O
Enne reaktsiooni on nii vesinikul kui ka hapnikul nulllaeng
pärast reaktsiooni
vesinik omandab laengu +1 ja hapnik -2 tähendab, et vesinik on redutseerija
ja hapnik on oksüdeerija!!
Allikas: =)) kui midagi jääb arusaamatuks, kirjutage)
Vastus alates 2 vastust[guru]
Tere! Siin on valik teemasid, mis sisaldavad vastuseid teie küsimusele: Kuidas teate, kus keemilises reaktsioonis on oksüdeerija ja kus redutseerija?
Vastus alates BeardMax[guru]
Selleks peate teadma, mis on oksüdatsiooninumber.
Õppige määrama keemilise ühendi mis tahes aatomi oksüdatsiooniastet.
Järgmisena vaadake, millised CO aatomid reaktsioonis suurenevad ja millised vähenevad. Esimesed on redutseerivad ained, teised oksüdeerivad ained.
Üldiselt polnud vaja keemiat vahele jätta.
Vastus alates OOO[algaja]
Redutseerija on aine, mis loovutab elektrone. Näiteks Ca (2+) - 2e = Ca (0)
Oksüdeeriv aine on aine, mis võtab vastu elektrone.
Vastus alates Mariska[algaja]
Selle väljaselgitamiseks tuleb vaadata, mis on reaktiivid ja mida söötmena lisatakse. Näiteks kui lähteained sisaldavad Mn (+4) ja vett, siis Mn muudab oksüdatsiooniastme (+6), kui ma ei eksi. Lisaks on näha, millises oksüdatsiooniastmes on elemendid (äkki kuskil on see minimaalne või, vastupidi, maksimaalne).
