რედოქსის რეაქციების სახეები. რედოქსის რეაქციების მაგალითები ხსნარით

სანამ ხსნარებით რედოქს რეაქციების მაგალითებს მოვიყვანთ, ჩვენ გამოვყოფთ ამ გარდაქმნებთან დაკავშირებულ მთავარ განმარტებებს.

იმ ატომებს ან იონებს, რომლებიც ურთიერთქმედების დროს ცვლის ჟანგვის მდგომარეობას შემცირებით (მიიღებენ ელექტრონებს), ეწოდება ჟანგვის აგენტები. ასეთი თვისებების მქონე ნივთიერებებს შორის არის ძლიერი არაორგანული მჟავები: გოგირდის, მარილმჟავას, აზოტის.

ოქსიდიზატორი

ტუტე ლითონის პერმანგანატები და ქრომატები ასევე ძლიერი ჟანგვის აგენტებია.

ოქსიდიზატორი რეაქციის დროს იღებს იმას, რაც მას სჭირდება ენერგიის დონის დასრულებამდე (დასრულებული კონფიგურაციის დადგენა).

შემცირების აგენტი

რედოქსის რეაქციის ნებისმიერი სქემა მოიცავს შემამცირებელი აგენტის იდენტიფიცირებას. იგი მოიცავს იონებს ან ნეიტრალურ ატომებს, რომლებსაც შეუძლიათ გაზარდონ მათი დაჟანგვის მდგომარეობა ურთიერთქმედების დროს (ისინი ელექტრონებს აძლევენ სხვა ატომებს).

ტიპიური შემცირების აგენტები მოიცავს ლითონის ატომებს.

პროცესები OVR-ში

კიდევ რა ახასიათებთ მათ საწყისი ნივთიერებების ჟანგვის მდგომარეობის ცვლილება.

ოქსიდაცია გულისხმობს უარყოფითი ნაწილაკების გათავისუფლების პროცესს. რედუქცია გულისხმობს მათ მიღებას სხვა ატომებიდან (იონებიდან).

ანალიზების ალგორითმი

ხსნარებით რედოქს რეაქციების მაგალითები შემოთავაზებულია სხვადასხვა საცნობარო მასალებში, რომლებიც შექმნილია საშუალო სკოლის მოსწავლეების მოსამზადებლად საბოლოო ქიმიის ტესტებისთვის.

იმისათვის, რომ წარმატებით გაუმკლავდეთ OGE-სა და ერთიან სახელმწიფო გამოცდაში შემოთავაზებულ ამოცანებს, მნიშვნელოვანია დაეუფლონ რედოქს პროცესების შედგენისა და ანალიზის ალგორითმს.

1. უპირველეს ყოვლისა, დატენვის მნიშვნელობები ენიჭება დიაგრამაში შემოთავაზებულ ნივთიერებების ყველა ელემენტს.
2. რეაქციის მარცხენა მხრიდან ატომები (იონები) იწერება, რომლებმაც ურთიერთქმედების დროს შეცვალეს ინდიკატორები.
3. როდესაც ჟანგვის მდგომარეობა იზრდება, გამოიყენება ნიშანი "-", ხოლო როდესაც ჟანგვის მდგომარეობა მცირდება, "+".
4. უმცირესი საერთო ჯერადი (რიცხვი, რომლითაც ისინი იყოფა ნაშთების გარეშე) განისაზღვრება მოცემულ და მიღებულ ელექტრონებს შორის.
5. NOC ელექტრონებზე გაყოფისას ვიღებთ სტერეოქიმიურ კოეფიციენტებს.
6. ჩვენ განვათავსებთ მათ განტოლების ფორმულების წინ.

პირველი მაგალითი OGE-დან

მეცხრე კლასში ყველა მოსწავლემ არ იცის როგორ ამოხსნას რედოქსური რეაქციები. ამიტომაც უშვებენ ბევრ შეცდომას და არ იღებენ მაღალ ქულებს OGE-ში. მოქმედებების ალგორითმი მოცემულია ზემოთ, ახლა ვცადოთ მისი დამუშავება კონკრეტული მაგალითების გამოყენებით.

დავალებების თავისებურება, რომელიც ეხება კოეფიციენტების მოწყობას შემოთავაზებულ რეაქციაში, რომელიც მოცემულია განათლების საბაზისო საფეხურის კურსდამთავრებულებისთვის, არის ის, რომ მოცემულია განტოლების მარცხენა და მარჯვენა მხარეები.

ეს მნიშვნელოვნად ამარტივებს ამოცანას, რადგან თქვენ არ გჭირდებათ დამოუკიდებლად გამოიგონოთ ურთიერთქმედების პროდუქტები ან შეარჩიოთ დაკარგული საწყისი ნივთიერებები.

მაგალითად, შემოთავაზებულია ელექტრონული ბალანსის გამოყენება რეაქციაში კოეფიციენტების დასადგენად:

ერთი შეხედვით, ეს რეაქცია არ საჭიროებს სტერეოქიმიურ კოეფიციენტებს. მაგრამ თქვენი თვალსაზრისის დასადასტურებლად აუცილებელია ყველა ელემენტს ჰქონდეს დატენვის ნომრები.

ბინარულ ნაერთებში, რომლებშიც შედის სპილენძის ოქსიდი (2) და რკინის ოქსიდი (2), ჟანგვის მდგომარეობების ჯამი არის ნულოვანი, იმის გათვალისწინებით, რომ ჟანგბადისთვის ეს არის -2, სპილენძისა და რკინისთვის ეს მაჩვენებელია +2. მარტივი ნივთიერებები არ თმობენ (არ იღებენ) ელექტრონებს, ამიტომ მათ ახასიათებთ ნულოვანი ჟანგვის მდგომარეობა.

შევადგინოთ ელექტრონული ბალანსი, "+" და "-" ნიშნით ვაჩვენებთ ურთიერთქმედების დროს მიღებული და მოცემული ელექტრონების რაოდენობას.

Fe 0 -2e=Fe 2+.

ვინაიდან ურთიერთქმედების დროს მიღებული და შემოწირული ელექტრონების რაოდენობა იგივეა, აზრი არ აქვს უმცირესი საერთო ჯერადის პოვნას, სტერეოქიმიური კოეფიციენტების განსაზღვრას და მათ შემოთავაზებულ ურთიერთქმედების სქემაში ჩასმას.

ამოცანისთვის მაქსიმალური ქულის მისაღებად საჭიროა არა მხოლოდ ხსნარებით რედოქსული რეაქციების მაგალითების ჩაწერა, არამედ ცალკე დაწეროთ ჟანგვის აგენტის (CuO) და შემცირების აგენტის (Fe) ფორმულა.

მეორე მაგალითი OGE-სთან ერთად

მოდით მოვიყვანოთ რედოქსული რეაქციების მეტი მაგალითები ამონახსნებით, რომლებიც შეიძლება შეხვდნენ მეცხრეკლასელებს, რომლებმაც აირჩიეს ქიმია, როგორც საბოლოო გამოცდა.

დავუშვათ, რომ შემოთავაზებულია კოეფიციენტების განთავსება განტოლებაში:

Na+HCl=NaCl+H2.

იმისათვის, რომ გაუმკლავდეთ ამოცანას, პირველ რიგში მნიშვნელოვანია თითოეული მარტივი და რთული ნივთიერების ჟანგვის მდგომარეობის დადგენა. ნატრიუმისთვის და წყალბადისთვის ისინი ნულის ტოლი იქნება, რადგან ისინი მარტივი ნივთიერებებია.

მარილმჟავაში წყალბადს აქვს დადებითი დაჟანგვის მდგომარეობა, ხოლო ქლორს აქვს უარყოფითი ჟანგვის მდგომარეობა. კოეფიციენტების დალაგების შემდეგ ვიღებთ რეაქციას კოეფიციენტებით.

პირველი ერთიანი სახელმწიფო გამოცდიდან

როგორ შევავსოთ რედოქსის რეაქციები? ერთიან სახელმწიფო გამოცდაზე (მე-11 კლასი) ნაპოვნი ამონახსნების მაგალითები მოითხოვს ხარვეზების შევსებას, ასევე კოეფიციენტების განთავსებას.

მაგალითად, თქვენ უნდა შეავსოთ რეაქცია ელექტრონული ბალანსით:

H 2 S + HMnO 4 = S + MnO 2 +…

შემოთავაზებულ სქემაში აღმდგენი და ჟანგვითი აგენტის იდენტიფიცირება.

როგორ ვისწავლოთ რედოქსის რეაქციების დაწერა? ნიმუში ითვალისწინებს კონკრეტული ალგორითმის გამოყენებას.

უპირველეს ყოვლისა, პრობლემის პირობების მიხედვით მოცემულ ყველა ნივთიერებაში აუცილებელია ჟანგვის მდგომარეობების დაყენება.

შემდეგი, თქვენ უნდა გაანალიზოთ, რომელი ნივთიერება შეიძლება გახდეს უცნობი პროდუქტი ამ პროცესში. ვინაიდან არსებობს ჟანგვის აგენტი (მანგანუმი თავის როლს ასრულებს) და აღმდგენი აგენტი (გოგირდი არის მისი როლი), სასურველ პროდუქტში ჟანგვის მდგომარეობები არ იცვლება, შესაბამისად, ეს არის წყალი.

განხილვისას, თუ როგორ უნდა გადაჭრას რედოქს რეაქციები, ჩვენ აღვნიშნავთ, რომ შემდეგი ნაბიჯი იქნება ელექტრონული ურთიერთობის შედგენა:

Mn +7 იღებს 3 e= Mn +4 ;

S -2 იძლევა 2e= S 0 .

მანგანუმის კატიონი არის შემამცირებელი აგენტი, ხოლო გოგირდის ანიონი არის ტიპიური ჟანგვის აგენტი. ვინაიდან მიღებულ და შემოწირულ ელექტრონებს შორის უმცირესი ჯერადი იქნება 6, მივიღებთ კოეფიციენტებს: 2, 3.

ბოლო ნაბიჯი იქნება კოეფიციენტების ჩასმა თავდაპირველ განტოლებაში.

3H 2 S+ 2HMnO 4 = 3S+ 2MnO 2 + 4H 2 O.

OVR-ის მეორე ნიმუში ერთიან სახელმწიფო გამოცდაში

როგორ სწორად ჩამოვაყალიბოთ რედოქსის რეაქციები? გადაწყვეტილებების მაგალითები დაგეხმარებათ მოქმედებების ალგორითმის შემუშავებაში.

შემოთავაზებულია ელექტრონული ბალანსის მეთოდის გამოყენება რეაქციაში არსებული ხარვეზების შესავსებად:

PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…

ჩვენ ვაწყობთ ყველა ელემენტის ჟანგვის მდგომარეობას. ამ პროცესში ჟანგვის თვისებებს ავლენს მანგანუმი, რომელიც შემადგენლობის ნაწილია და აღმდგენი საშუალება უნდა იყოს ფოსფორი, ცვლის მის დაჟანგვის მდგომარეობას დადებითად ფოსფორის მჟავაში.

გაკეთებული დაშვების მიხედვით ვიღებთ რეაქციის სქემას, შემდეგ ვადგენთ ელექტრონების ბალანსის განტოლებას.

P -3 იძლევა 8 e-ს და იქცევა P +5-ად;

Mn +7 იღებს 3e, ხდება Mn +4.

LOC იქნება 24, ამიტომ ფოსფორს უნდა ჰქონდეს სტერეომეტრიული კოეფიციენტი 3, ხოლო მანგანუმს -8.

ჩვენ კოეფიციენტებს ვდებთ შედეგად პროცესში, ვიღებთ:

3 PH 3 + 8 HMnO 4 = 8 MnO 2 + 4H 2 O+ 3 H 3 PO 4.

მესამე მაგალითი ერთიანი სახელმწიფო გამოცდიდან

ელექტრონ-იონის ბალანსის გამოყენებით, თქვენ უნდა შექმნათ რეაქცია, მიუთითოთ შემცირების აგენტი და ჟანგვის აგენტი.

KMnO 4 + MnSO 4 +…= MnO 2 +…+ H2SO 4.

ალგორითმის მიხედვით ვაწყობთ თითოეული ელემენტის ჟანგვის მდგომარეობებს. შემდეგი, ჩვენ განვსაზღვრავთ იმ ნივთიერებებს, რომლებიც გამოტოვებულია პროცესის მარჯვენა და მარცხენა ნაწილებში. აქ მოცემულია შემამცირებელი და ჟანგვის აგენტი, ამიტომ დაკარგული ნაერთების ჟანგვის მდგომარეობა არ იცვლება. დაკარგული პროდუქტი იქნება წყალი, ხოლო საწყისი ნაერთი იქნება კალიუმის სულფატი. ვიღებთ რეაქციის სქემას, რისთვისაც შევადგენთ ელექტრონულ ბალანსს.

Mn +2 -2 e= Mn +4 3 შემცირების საშუალება;

Mn +7 +3e= Mn +4 2 ჟანგვის აგენტი.

ჩვენ ვწერთ კოეფიციენტებს განტოლებაში, ვაჯამებთ მანგანუმის ატომებს პროცესის მარჯვენა მხარეს, რადგან ეს ეხება დისპროპორციულ პროცესს.

2KMnO 4 + 3MnSO 4 + 2H 2 O= 5MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4.

დასკვნა

რედოქს რეაქციებს განსაკუთრებული მნიშვნელობა აქვს ცოცხალი ორგანიზმების ფუნქციონირებისთვის. OVR-ის მაგალითებია გახრწნის, დუღილის, ნერვული აქტივობის, სუნთქვის და მეტაბოლიზმის პროცესები.

დაჟანგვა და რედუქცია აქტუალურია მეტალურგიული და ქიმიური მრეწველობისთვის, ასეთი პროცესების წყალობით შესაძლებელია ლითონების აღდგენა მათი ნაერთებისგან, მათი დაცვა ქიმიური კოროზიისგან და მათი დამუშავება.

ორგანულ ნივთიერებებში რედოქს პროცესის შესადგენად აუცილებელია მოქმედებების გარკვეული ალგორითმის გამოყენება. ჯერ შემოთავაზებულ სქემაში დაყენებულია ჟანგვის მდგომარეობები, შემდეგ განისაზღვრება ის ელემენტები, რომლებმაც გაზარდეს (შეამცირეს) მაჩვენებელი და ჩაიწერება ელექტრონული ბალანსი.

თუ დაიცავთ ზემოთ შემოთავაზებულ მოქმედებების თანმიმდევრობას, ადვილად გაუმკლავდებით ტესტებში შემოთავაზებულ ამოცანებს.

ელექტრონული ბალანსის მეთოდის გარდა, კოეფიციენტების განლაგება შესაძლებელია ნახევარრეაქციის შედგენითაც.

რეაქციები, რომლებსაც რედოქს რეაქციებს უწოდებენ (ORR), წარმოიქმნება რეაგენტის მოლეკულებში შემავალი ატომების ჟანგვის მდგომარეობების ცვლილებით. ეს ცვლილებები ხდება ელექტრონების გადაცემის გამო ერთი ელემენტის ატომებიდან მეორეზე.

ბუნებაში მიმდინარე და ადამიანების მიერ განხორციელებული პროცესები ძირითადად წარმოადგენს OVR-ს. ისეთი მნიშვნელოვანი პროცესები, როგორიცაა სუნთქვა, მეტაბოლიზმი, ფოტოსინთეზი (6CO2 + H2O = C6H12O6 + 6O2) არის ყველა OVR.

ინდუსტრიაში ORR-ის დახმარებით იწარმოება გოგირდის მჟავა, მარილმჟავა და მრავალი სხვა.

ლითონების გამომუშავება მადნებიდან - ფაქტობრივად, მთელი მეტალურგიული მრეწველობის საფუძველი - ასევე ჟანგვა-აღდგენითი პროცესია. მაგალითად, ჰემატიტიდან რკინის წარმოქმნის რეაქცია: 2Fe2O3 + 3C = 4Fe+3CO2.

ჟანგვის აგენტები და შემცირების აგენტები: მახასიათებლები

ატომებს, რომლებიც აძლევენ ელექტრონებს ქიმიური ტრანსფორმაციის დროს, ეწოდება შემცირების აგენტები და შედეგად მათი დაჟანგვის მდგომარეობა (CO) იზრდება. ატომებს, რომლებიც იღებენ ელექტრონებს, უწოდებენ ჟანგვის აგენტებს და მათი CO მცირდება.

ისინი ამბობენ, რომ ჟანგვის აგენტები მცირდება ელექტრონების მიღებით, ხოლო აღმდგენი აგენტები იჟანგება ელექტრონების დაკარგვით.

ჟანგვის და შემცირების აგენტების ყველაზე მნიშვნელოვანი წარმომადგენლები წარმოდგენილია შემდეგ ცხრილში:

ტიპიური ჟანგვის აგენტები	ტიპიური შემცირების აგენტები
მარტივი ნივთიერებები, რომლებიც შედგება მაღალი ელექტრონეგატიურობის ელემენტებისაგან (არამეტალები): იოდი, ფტორი, ქლორი, ბრომი, ჟანგბადი, ოზონი, გოგირდი და ა.შ.	მარტივი ნივთიერებები, რომლებიც შედგება დაბალი ელექტროუარყოფითობის ელემენტების ატომებისგან (ლითონები ან არამეტალები): წყალბადი H2, ნახშირბადი C ( გრაფიტი), თუთია Zn, ალუმინი Al, კალციუმი Ca, ბარიუმი Ba, რკინა Fe, ქრომი Cr და ა.შ.
მოლეკულები ან იონები, რომლებიც შეიცავს მეტალის ან არამეტალის ატომებს მაღალი დაჟანგვის მდგომარეობით: ოქსიდები (SO3, CrO3, CuO, Ag2O და სხვ.); მჟავები (HClO4, HNO3, HMnO4 და სხვ.); მარილები (KMnO4, KNO3, K2Cr2O4, Na2Cr2O7, KClO3, FeCl3 და სხვ.).	მოლეკულები ან იონები, რომლებიც შეიცავს მეტალების ან არამეტალების ატომებს დაბალი ჟანგვის მდგომარეობით: წყალბადის ნაერთები (HBr, HI, HF, NH3 და სხვ.); მარილები (უჟანგბადო მჟავები - K2S, NaI, გოგირდმჟავას მარილები, MnSO4 და სხვ.); ოქსიდები (CO, NO და სხვ.); მჟავები (HNO2, H2SO3, H3PO3 და სხვ.).
იონური ნაერთები, რომლებიც შეიცავს ზოგიერთი მეტალის კათიონებს მაღალი CO მაღალი შემცველობით: Pb3+, Au3+, Ag+, Fe3+ და სხვა.	ორგანული ნაერთები: ალკოჰოლები, მჟავები, ალდეჰიდები, შაქარი.

ქიმიური ელემენტების პერიოდული კანონის საფუძველზე, ყველაზე ხშირად შეიძლება ვივარაუდოთ კონკრეტული ელემენტის ატომების რედოქსური შესაძლებლობები. რეაქციის განტოლებიდან ასევე ადვილია იმის გაგება, თუ რომელი ატომებია ჟანგვის აგენტი და შემცირების აგენტი.

როგორ განვსაზღვროთ ატომი ჟანგვითი აგენტია თუ შემამცირებელი: საკმარისია ჩავწეროთ CO და გავიგოთ, რომელმა ატომებმა გაზარდეს იგი რეაქციის დროს (შემცირების აგენტები) და რომელმა შეამცირეს (ჟანგვის აგენტები).

ორმაგი ბუნების მქონე ნივთიერებები

შუალედური CO-ების მქონე ატომებს შეუძლიათ ელექტრონების მიღებაც და დონაციაც; შედეგად, მათ შემადგენლობაში ასეთი ატომების შემცველ ნივთიერებებს ექნებათ შესაძლებლობა იმოქმედონ როგორც ჟანგვის აგენტად, ასევე შემცირების აგენტად.

მაგალითი იქნება წყალბადის ზეჟანგი. CO-1-ში შემავალ ჟანგბადს შეუძლია ან მიიღოს ელექტრონი ან გასცეს იგი.

აღმდგენი აგენტთან ურთიერთობისას პეროქსიდი ავლენს ჟანგვის თვისებებს, ხოლო ჟანგვის აგენტთან ურთიერთობისას – აღმდგენი თვისებებს.

შეგიძლიათ უფრო დეტალურად დაათვალიეროთ შემდეგი მაგალითები:

• შემცირება (პეროქსიდი მოქმედებს როგორც ჟანგვის აგენტი) შემამცირებელ აგენტთან ურთიერთობისას;

SO2 + H2O2 = H2SO4

O -1 +1e = O -2

• დაჟანგვა (ამ შემთხვევაში პეროქსიდი არის შემამცირებელი საშუალება) ჟანგვის აგენტთან ურთიერთობისას.

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O

2О -1 -2е = О2 0

OVR კლასიფიკაცია: მაგალითები

განასხვავებენ რედოქს რეაქციების შემდეგ ტიპებს:

• ინტერმოლეკულური დაჟანგვა-აღდგენითი (ჟანგვის აგენტი და აღმდგენი აგენტი შეიცავს სხვადასხვა მოლეკულებს);
• ინტრამოლეკულური დაჟანგვა-აღდგენითი (ჟანგვის აგენტი არის იგივე მოლეკულის ნაწილი, როგორც აღმდგენი აგენტი);
• დისპროპორციულობა (ჟანგვის აგენტი და აღმდგენი აგენტი ერთი და იგივე ელემენტის ატომია);
• რეპროპორციაცია (ჟანგვის აგენტი და შემცირების აგენტი ქმნიან ერთ პროდუქტს რეაქციის შედეგად).

სხვადასხვა სახის ORR-თან დაკავშირებული ქიმიური გარდაქმნების მაგალითები:

• ინტრამოლეკულური ORRs ყველაზე ხშირად არის ნივთიერების თერმული დაშლის რეაქციები:

2KCLO3 = 2KCl + 3O2

(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

• ინტერმოლეკულური OVR:

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

2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe

• არაპროპორციული რეაქციები:

3Br2 + 6KOH = 5KBr + KBrO3 + 6H2O

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

4KClO3 = KCl + 3KClO4

• რეპროპორციული რეაქციები:

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

HOCl + HCl = H2O + Cl2

მიმდინარე და არამიმდინარე OVR

რედოქსის რეაქციები ასევე იყოფა მიმდინარე და არამიმდინარედ.

პირველი შემთხვევა არის ელექტროენერგიის წარმოება ქიმიური რეაქციის გზით (ასეთი ენერგიის წყაროები შეიძლება გამოყენებულ იქნას მანქანურ ძრავებში, რადიო მოწყობილობები, საკონტროლო მოწყობილობები), ანუ ელექტროლიზი, ანუ ქიმიური რეაქცია, პირიქით, ხდება ელექტროენერგიის გამო (ელექტროლიზის დახმარებით შეგიძლიათ მიიღოთ სხვადასხვა ნივთიერებები, დაამუშავოთ ლითონების ზედაპირები და მათგან დამზადებული პროდუქტები).

მაგალითები უდინარი OVRშეგვიძლია დავასახელოთ წვის, ლითონების კოროზიის, სუნთქვის და ფოტოსინთეზის პროცესები და ა.შ.

ORR-ის ელექტრონული ბალანსის მეთოდი ქიმიაში

უმრავლესობის ქიმიური რეაქციების განტოლებები შეიძლება გათანაბრდეს მარტივი შერჩევით სტექიომეტრიული კოეფიციენტები. ამასთან, ORR-სთვის კოეფიციენტების არჩევისას შეიძლება შეგხვდეთ სიტუაცია, როდესაც ზოგიერთი ელემენტის ატომების რაოდენობა არ შეიძლება გათანაბრდეს სხვათა ატომების რაოდენობის ტოლობის დარღვევის გარეშე. ასეთი რეაქციების განტოლებებში კოეფიციენტები შეირჩევა ელექტრონული ბალანსის მეთოდით.

მეთოდი ეფუძნება იმ ფაქტს, რომ ჟანგვის აგენტის მიერ მიღებული ელექტრონების ჯამი და შემცირების აგენტის მიერ გამოყოფილი რიცხვი წონასწორობამდე მიდის.

მეთოდი შედგება რამდენიმე ეტაპისგან:

1. რეაქციის განტოლება იწერება.
2. განისაზღვრება ელემენტების საცნობარო მნიშვნელობები.
3. განისაზღვრება ელემენტები, რომლებმაც შეცვალეს ჟანგვის მდგომარეობა რეაქციის შედეგად. ჟანგვის და შემცირების ნახევარრეაქციები აღირიცხება ცალკე.
4. ნახევარრეაქციის განტოლებების ფაქტორები შეირჩევა ისე, რომ გაათანაბროს შემცირების ნახევარრეაქციაში მიღებული ელექტრონები და დაჟანგვის ნახევარრეაქციაში შემოწირული ელექტრონები.
5. შერჩეული კოეფიციენტები შედის რეაქციის განტოლებაში.
6. შეირჩევა დანარჩენი რეაქციის კოეფიციენტები.

მარტივი მაგალითის გამოყენებით ალუმინის ურთიერთქმედებაჟანგბადით მოსახერხებელია განტოლების ეტაპობრივად დაწერა:

• განტოლება: Al + O2 = Al2O3
• ატომების COs მარტივი ნივთიერებების ალუმინის და ჟანგბადის ტოლია 0-ის.

Al 0 + O2 0 = Al +3 2O -2 3

• მოდით შევადგინოთ ნახევრად რეაქციები:

Al 0 -3e = Al +3;

O2 0 +4e = 2O -2

• ჩვენ ვირჩევთ კოეფიციენტებს, რომლებზეც გამრავლებისას მიღებული ელექტრონების რაოდენობა და მოცემული ელექტრონების რაოდენობა ტოლი იქნება:

Al 0 -3е = Al +3 კოეფიციენტი 4;

O2 0 +4e = 2O -2 კოეფიციენტი 3.

• რეაქციის დიაგრამაში ვათავსებთ კოეფიციენტებს:

4 ალ+ 3 O2 = Al2O3

• ჩანს, რომ მთელი რეაქციის გასათანაბრებლად, საკმარისია რეაქციის პროდუქტის წინ დავაყენოთ კოეფიციენტი:

4Al + 3O2 = 2 Al2O3

ელექტრონული ბალანსის მომზადების ამოცანების მაგალითები

შეიძლება მოხდეს შემდეგი კორექტირების ამოცანები OVR:

• კალიუმის პერმანგანატის ურთიერთქმედება კალიუმის ქლორიდთან მჟავე გარემოში ქლორის გაზის გამოყოფით.

კალიუმის პერმანგანატი KMnO4 (კალიუმის პერმანგანატი, "კალიუმის პერმანგანატი") არის ძლიერი ჟანგვის აგენტი იმის გამო, რომ KMnO4-ში Mn-ის დაჟანგვის მდგომარეობაა +7. იგი ხშირად გამოიყენება ლაბორატორიაში ქლორის გაზის წარმოებისთვის შემდეგი რეაქციის გამოყენებით:

KCl + KMnO4 + H2SO4 = Cl2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

K +1 Cl -1 + K +1 Mn +7 O4 -2 + H2 +1 S +6 O4 -2 = Cl2 0 + Mn +2 S +6 O4 -2 + K2 +1 S +6 O4 -2 + H2 +1 O -2

ელექტრონული ბალანსი:

როგორც ჩანს CO-ს განლაგების შემდეგ, ქლორის ატომები ტოვებენ ელექტრონებს, გაზრდის მათ CO 0-მდე, ხოლო მანგანუმის ატომები იღებენ ელექტრონებს:

Mn +7 +5e = Mn +2 ფაქტორი ორი;

2Cl -1 -2е = Cl2 0 მამრავლი ხუთი.

ჩვენ შევიყვანთ კოეფიციენტებს განტოლებაში შერჩეული ფაქტორების შესაბამისად:

10 K +1 Cl -1 + 2 K +1 Mn +7 O4 -2 +H2SO4 = 5 Cl2 0 + 2 Mn +2 S +6 O4 -2 + K2SO4 + H2O

ჩვენ ვატოლებთ დარჩენილი ელემენტების რაოდენობას:

10KCl + 2KMnO4 + 8 H2SO4 = 5Cl2 + 2MnSO4 + 6 K2SO4+ 8 H2O

• სპილენძის (Cu) ურთიერთქმედება კონცენტრირებულ აზოტის მჟავასთან (HNO3) აირისებრი აზოტის ოქსიდის (NO2) გამოყოფით:

Cu + HNO3(კონს.) = NO2 + Cu(NO3)2 + 2H2O

Cu 0 + H +1 N +5 O3 -2 = N +4 O2 + Cu +2 (N +5 O3 -2)2 + H2 +1 O -2

ელექტრონული ბალანსი:

როგორც ხედავთ, სპილენძის ატომები ზრდის CO-ს ნულიდან ორამდე, ხოლო აზოტის ატომები მცირდება +5-დან +4-მდე.

Cu 0 -2e = Cu +2 ფაქტორი ერთი;

N +5 +1e = N +4 ფაქტორი ორი.

კოეფიციენტებს ვსვამთ განტოლებაში:

Cu 0 + 4 H +1 N +5 O3 -2 = 2 N +4 O2 + Cu +2 (N +5 O3 -2)2 + H2 +1 O -2

Cu+ 4 HNO3 (კონს.) = 2 NO2 + Cu (NO3)2 + 2 H2O

• კალიუმის დიქრომატის ურთიერთქმედება H2S-თან მჟავე გარემოში:

მოდით ჩამოვწეროთ რეაქციის სქემა და მოვაწყოთ CO-ები:

K2 +1 Cr2 +6 O7 -2 + H2 +1 S -2 + H2 +1 S +6 O4 -2 = S 0 + Cr2 +3 (S +6 O4 -2)3 + K2 +1 S +6 O4 -2 + H2O

S -2 –2e = S 0 კოეფიციენტი 3;

2Cr +6 +6e = 2Cr +3 კოეფიციენტი 1.

ჩავანაცვლოთ:

К2Сr2О7 + 3Н2S + Н2SO4 = 3S + Сr2(SO4)3 + K2SO4 + Н2О

გავათანაბროთ დარჩენილი ელემენტები:

К2Сr2О7 + 3Н2S + 4Н2SO4 = 3S + Сr2(SO4)3 + K2SO4 + 7Н2О

რეაქციის გარემოს გავლენა

გარემოს ბუნება გავლენას ახდენს გარკვეული OVR-ების მიმდინარეობაზე. რეაქციის გარემოს როლი ჩანს კალიუმის პერმანგანატის (KMnO4) და ნატრიუმის სულფიტის (Na2SO3) ურთიერთქმედების მაგალითის გამოყენებით სხვადასხვა pH მნიშვნელობებზე:

1. Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 (pH<7 кислая среда);
2. Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnO2 + KOH (pH = 7 ნეიტრალური გარემო);
3. Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + K2MnO4 + H2O (pH >7 ტუტე გარემო).

ჩანს, რომ საშუალო მჟავიანობის ცვლილება იწვევს ერთი და იგივე ნივთიერებების ურთიერთქმედების სხვადასხვა პროდუქტების წარმოქმნას. როდესაც იცვლება საშუალო მჟავიანობა, ისინი ასევე ჩნდება ORR-ში შემავალი სხვა რეაგენტებისთვის. ზემოთ ნაჩვენები მაგალითების მსგავსად, რეაქციები, რომლებიც მოიცავს დიქრომატ იონს Cr2O7 2-ს, მოხდება სხვადასხვა რეაქციის პროდუქტების წარმოქმნით სხვადასხვა გარემოში:

მჟავე გარემოში პროდუქტი იქნება Cr 3+;

ტუტეში - CrO2 -, CrO3 3+;

ნეიტრალურში - Cr2O3.

ჟანგვის მდგომარეობის გაზრდითხდება ჟანგვის პროცესი და თავად ნივთიერება არის შემცირების აგენტი. როდესაც ჟანგვის მდგომარეობა მცირდება, ხდება შემცირების პროცესი და თავად ნივთიერება არის ჟანგვის აგენტი.

ORR-ის გათანაბრების აღწერილ მეთოდს ეწოდება "დაჟანგვის მდგომარეობების ბალანსის მეთოდი".

წარმოდგენილია ქიმიის უმეტეს სახელმძღვანელოებში და ფართოდ გამოიყენება პრაქტიკაში ელექტრონული ბალანსის მეთოდი ORR-ის გასათანაბრებლად შეიძლება გამოყენებულ იქნას გაფრთხილებები, რომ ჟანგვის მდგომარეობა არ არის მუხტის ტოლი.

2. ნახევარრეაქციის მეთოდი.

იმ შემთხვევებშიროდესაც რეაქცია ხდება წყალხსნარში (დნობა), განტოლებების შედგენისას ისინი წარმოიქმნება არა იმ ატომების ჟანგვის მდგომარეობის ცვლილებით, რომლებიც ქმნიან რეაქციაში მყოფ ნივთიერებებს, არამედ რეალური ნაწილაკების მუხტების ცვლილებით, ე.ი. , ისინი ითვალისწინებენ ხსნარში ნივთიერებების არსებობის ფორმას (მარტივი ან რთული იონი, ატომი ან წყალში გაუხსნელი ან სუსტად დაშლილი ნივთიერების მოლეკულა).

Ამ შემთხვევაშირედოქსული რეაქციების იონური განტოლებების შედგენისას უნდა დაიცვან ჩაწერის იგივე ფორმა, რომელიც მიღებულია გაცვლითი ხასიათის იონური განტოლებისთვის, კერძოდ: ცუდად ხსნადი, ოდნავ დისოცირებული და აირისებრი ნაერთები უნდა დაიწეროს მოლეკულური ფორმით, ხოლო იონები, რომლებიც არ შეიცვალოს მათი მდგომარეობა უნდა გამოირიცხოს განტოლებიდან. ამ შემთხვევაში, ჟანგვის და შემცირების პროცესები აღირიცხება ცალკეული ნახევარრეაქციის სახით. მათი გათანაბრების შემდეგ თითოეული ტიპის ატომების რაოდენობის მიხედვით, ნახევრად რეაქცია ემატება, თითოეულს ამრავლებენ კოეფიციენტზე, რომელიც ატოლებს ჟანგვის აგენტისა და შემცირების აგენტის პასუხისმგებლობის ცვლილებას.

ნახევრადრეაქციის მეთოდი უფრო ზუსტად ასახავს ნივთიერებების ნამდვილ ცვლილებებს რედოქსის რეაქციების დროს და ხელს უწყობს ამ პროცესების განტოლებების შედგენას იონ-მოლეკულური ფორმით.

Იმიტომ რომიმავედან რეაგენტებისხვადასხვა პროდუქტის მიღება შესაძლებელია გარემოს ბუნებიდან გამომდინარე (მჟავა, ტუტე, ნეიტრალური); იონური სქემით ასეთი რეაქციებისთვის, ნაწილაკების გარდა, რომლებიც ასრულებენ ჟანგვის აგენტის და შემცირების ფუნქციებს, რეაქციის დამახასიათებელი ნაწილაკი. უნდა იყოს მითითებული საშუალო (ანუ H + იონი ან OH იონი - , ან H 2 O მოლეკულა).

მაგალითი 5.ნახევრადრეაქციის მეთოდის გამოყენებით დაალაგეთ კოეფიციენტები რეაქციაში:

KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

გამოსავალი.ჩვენ ვწერთ რეაქციას იონური ფორმით, იმის გათვალისწინებით, რომ წყლის გარდა ყველა ნივთიერება იშლება იონებად:

MnO 4 - + NO 2 - + 2H + ® Mn 2+ + NO 3 - + H 2 O

(K + და SO 4 2 - რჩება უცვლელი, ამიტომ ისინი არ არის მითითებული იონურ სქემაში). იონური დიაგრამიდან ირკვევა, რომ ჟანგვის აგენტი პერმანგანატის იონი(MnO 4 -) იქცევა Mn 2+ იონად და გამოიყოფა ჟანგბადის ოთხი ატომი.

მჟავე გარემოშიჟანგბადის თითოეული ატომი, რომელიც გამოთავისუფლებულია ჟანგვის აგენტის მიერ, უკავშირდება 2H +-ს, რათა წარმოქმნას წყლის მოლეკულა.

ეს გულისხმობს: MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O.

ჩვენ ვპოულობთ განსხვავებას პროდუქტებისა და რეაგენტების მუხტებში: Dq = +2-7 = -5 („-“ ნიშანი მიუთითებს, რომ მიმდინარეობს შემცირების პროცესი და ემატება 5 რეაგენტებს). მეორე პროცესისთვის, NO 2 - NO 3-ად გადაქცევა -, დაკარგული ჟანგბადი წყლიდან მიდის აღმდგენი აგენტამდე და შედეგად წარმოიქმნება H + იონების ჭარბი რაოდენობა.ამ შემთხვევაში რეაგენტები კარგავენ 2-ს :

NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H +.

ამრიგად, ჩვენ ვიღებთ:

2 | MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O (შემცირება),

5 | NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + (დაჟანგვა).

პირველი განტოლების წევრების გამრავლებით 2-ზე, ხოლო მეორის 5-ზე და მათი მიმატებით, მივიღებთ ამ რეაქციის იონურ-მოლეკულურ განტოლებას:

2MnO 4 - + 16H + + 5NO 2 - + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5NO 3 - + 10H +.

განტოლების მარცხენა და მარჯვენა მხარეს იდენტური ნაწილაკების გაუქმებით, საბოლოოდ მივიღებთ იონურ-მოლეკულურ განტოლებას:

2MnO 4 - + 5NO 2 - + 6H + = 2Mn 2+ + 5NO 3 - + 3H 2 O.

იონური განტოლების გამოყენებით, ჩვენ ვქმნით მოლეკულურ განტოლებას:

2KMnO 4 + 5KNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5KNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.

ტუტე და ნეიტრალურ გარემოშითქვენ შეგიძლიათ იხელმძღვანელოთ შემდეგი წესებით: ტუტე და ნეიტრალურ გარემოში, ჟანგბადის თითოეული ატომი, რომელიც გამოთავისუფლებულია ჟანგვის აგენტის მიერ, ერწყმის წყლის ერთ მოლეკულას, წარმოქმნის ორ ჰიდროქსიდის იონს (2OH -) და თითოეული დაკარგული მიდის აღმდგენი აგენტთან. 2 OH - იონები ტუტე გარემოში წყლის ერთი მოლეკულის შესაქმნელად, ხოლო ნეიტრალურ გარემოში ის წყლიდან მოდის 2 H + იონების გამოყოფით.

თუმონაწილეობს რედოქს რეაქციაში წყალბადის ზეჟანგი(H 2 O 2), გასათვალისწინებელია H 2 O 2-ის როლი კონკრეტულ რეაქციაში. H 2 O 2-ში ჟანგბადი შუალედური ჟანგვის მდგომარეობაშია (-1), ამიტომ წყალბადის ზეჟანგი ავლენს რედოქს ორმაგობას რედოქს რეაქციებში. იმ შემთხვევებში, როდესაც H 2 O 2 არის ჟანგვის აგენტინახევარრეაქციებს აქვს შემდეგი ფორმა:

H 2 O 2 + 2H + + 2? ® 2H 2 O (მჟავე გარემო);

H 2 O 2 +2? ® 2OH - (ნეიტრალური და ტუტე გარემო).

თუ წყალბადის ზეჟანგი არის შემცირების აგენტი:

H 2 O 2 - 2? ® O 2 + 2H + (მჟავე გარემო);

H 2 O 2 + 2OH - - 2? ® O 2 + 2H 2 O (ტუტე და ნეიტრალური).

მაგალითი 6.გაათანაბრეს რეაქცია: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.

გამოსავალი.რეაქციას ვწერთ იონური ფორმით:

I - + H 2 O 2 + 2H + ® I 2 + SO 4 2 - + H 2 O.

ჩვენ ვადგენთ ნახევრად რეაქციებს, იმის გათვალისწინებით, რომ H2O2 ამ რეაქციაში არის ჟანგვის აგენტი და რეაქცია მიმდინარეობს მჟავე გარემოში:

1 2I - - 2= I 2,

1 H 2 O 2 + 2H + + 2® 2H 2 O.

საბოლოო განტოლებაა: 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.

რედოქსის რეაქციების ოთხი ტიპი არსებობს:

1 . ინტერმოლეკულურირედოქსული რეაქციები, რომლებშიც იცვლება სხვადასხვა ნივთიერებების შემადგენელი ელემენტების ატომების დაჟანგვის მდგომარეობა. 2-6 მაგალითებში განხილული რეაქციები ამ ტიპს მიეკუთვნება.

2 . ინტრამოლეკულურირედოქსული რეაქციები, რომლებშიც ჟანგვის მდგომარეობა ცვლის ერთი და იგივე ნივთიერების სხვადასხვა ელემენტების ატომებს. ნაერთების თერმული დაშლის რეაქციები ამ მექანიზმით მიმდინარეობს. მაგალითად, რეაქციაში

Pb(NO 3) 2 ® PbO + NO 2 + O 2

ცვლის აზოტის (N +5 ® N +4) და ჟანგბადის ატომის (O - 2 ® O 2 0) დაჟანგვის მდგომარეობას, რომელიც მდებარეობს Pb(NO 3) 2 მოლეკულაში.

3. თვითდაჟანგვა-თვითშეხორცების რეაქციები(დისპროპორციულობა, დისმუტაცია). ამ შემთხვევაში, ერთი და იგივე ელემენტის ჟანგვის მდგომარეობა იზრდება და მცირდება. დისპროპორციული რეაქციები დამახასიათებელია ნივთიერებების ნაერთებისთვის ან ელემენტებისთვის, რომლებიც შეესაბამება ელემენტის ერთ-ერთ შუალედურ ჟანგვის მდგომარეობას.

მაგალითი 7.ყველა ზემოთ ჩამოთვლილი მეთოდის გამოყენებით გაათანაბრე რეაქცია:

გამოსავალი.

ა) ჟანგვის მდგომარეობის ბალანსის მეთოდი.

მოდით განვსაზღვროთ რედოქს პროცესში ჩართული ელემენტების დაჟანგვის ხარისხი რეაქციამდე და მის შემდეგ:

K 2 MnO 4 + H 2 O ® KMnO 4 + MnO 2 + KOH.

ჟანგვის მდგომარეობების შედარებიდან გამომდინარეობს, რომ მანგანუმი ერთდროულად მონაწილეობს ჟანგვის პროცესში, ზრდის ჟანგვის მდგომარეობას +6-დან +7-მდე, ხოლო შემცირების პროცესში ამცირებს ჟანგვის მდგომარეობას +6-დან +4.2 Mn +6 ® Mn-მდე. +7; Dw = 7-6 = +1 (დაჟანგვის პროცესი, შემცირების აგენტი),

1 Mn +6 ® Mn +4; Dw = 4-6 = -2 (აღდგენის პროცესი, ჟანგვის აგენტი).

ვინაიდან ამ რეაქციაში ჟანგვის აგენტი და შემცირების აგენტი ერთი და იგივე ნივთიერებაა (K 2 MnO 4), მის წინ კოეფიციენტები ჯამდება. ჩვენ ვწერთ განტოლებას:

3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.

ბ) ნახევარრეაქციის მეთოდი.

რეაქცია ხდება ნეიტრალურ გარემოში. ჩვენ ვადგენთ იონური რეაქციის სქემას, იმის გათვალისწინებით, რომ H 2 O არის სუსტი ელექტროლიტი, ხოლო MnO 2 არის წყალში ცუდად ხსნადი ოქსიდი:

MnO 4 2 - + H 2 O ® MnO 4 - + ¯MnO 2 + OH - .

ჩვენ ვწერთ ნახევრად რეაქციებს:

2 MnO 4 2 - - ? ® MnO 4 - (დაჟანგვა),

1 MnO 4 2 - + 2H 2 O + 2? ® MnO 2 + 4OH - (შემცირება).

ვამრავლებთ კოეფიციენტებზე და ვამატებთ ორივე ნახევრად რეაქციას, ვიღებთ ჯამურ იონურ განტოლებას:

3MnO 4 2 - + 2H 2 O = 2MnO 4 - + MnO 2 + 4OH -.

მოლეკულური განტოლება: 3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.

ამ შემთხვევაში, K 2 MnO 4 არის როგორც ჟანგვის აგენტი, ასევე შემცირების აგენტი.

4. ინტრამოლეკულური დაჟანგვა-აღდგენითი რეაქციები, რომლებშიც ერთი და იგივე ელემენტის ატომების ჟანგვის მდგომარეობები გათანაბრებულია (ანუ წინა განხილულის საპირისპირო), არის პროცესები. საწინააღმდეგო არაპროპორციულობა(გადართვა), მაგალითად

NH 4 NO 2 ® N 2 + 2H 2 O.

1 2N - 3 - 6? ® N 2 0 (ჟანგვის პროცესი, აღმდგენი საშუალება),

1 2N +3 + 6?® N 2 0 (აღდგენის პროცესი, ჟანგვის აგენტი).

ყველაზე რთულები არიანრედოქსული რეაქციები, რომლებშიც არა ერთი, არამედ ორი ან მეტი ელემენტის ატომები ან იონები ერთდროულად იჟანგება ან მცირდება.

მაგალითი 8.ზემოაღნიშნული მეთოდების გამოყენებით გაათანაბრეთ რეაქცია:

3 -2 +5 +5 +6 +2

როგორც 2 S 3 + HNO 3 ® H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO.

18. რედოქსის რეაქციები (გაგრძელება 1)

18.5. წყალბადის ზეჟანგის ORR

წყალბადის ზეჟანგის H 2 O 2 მოლეკულებში ჟანგბადის ატომები ჟანგვის მდგომარეობაშია – I. ეს არის ამ ელემენტის ატომების შუალედური და არა ყველაზე სტაბილური დაჟანგვის მდგომარეობა, ამიტომ წყალბადის ზეჟანგი ავლენს როგორც ჟანგვის, ასევე შემცირების თვისებებს.

ამ ნივთიერების რედოქს აქტივობა დამოკიდებულია კონცენტრაციაზე. ჩვეულებრივ გამოყენებულ ხსნარებში 20% მასობრივი ფრაქციის მქონე წყალბადის ზეჟანგი საკმაოდ ძლიერი ჟანგვის აგენტია; განზავებულ ხსნარებში მისი ჟანგვის აქტივობა მცირდება. წყალბადის ზეჟანგის შემცირების თვისებები ნაკლებად დამახასიათებელია, ვიდრე ჟანგვის თვისებები და ასევე დამოკიდებულია კონცენტრაციაზე.

წყალბადის ზეჟანგი ძალიან სუსტი მჟავაა (იხ. დანართი 13), შესაბამისად, ძლიერ ტუტე ხსნარებში მისი მოლეკულები გარდაიქმნება ჰიდროპეროქსიდის იონებად.

დამოკიდებულია გარემოს რეაქციაზე და არის თუ არა წყალბადის ზეჟანგი ჟანგვის ან შემცირების აგენტი ამ რეაქციაში, რედოქსის ურთიერთქმედების პროდუქტები განსხვავებული იქნება. ყველა ამ შემთხვევისთვის ნახევრადრეაქციის განტოლებები მოცემულია ცხრილში 1.

ცხრილი 1

H 2 O 2-ის რედოქსის ნახევარრეაქციის განტოლებები ხსნარებში

გარემოს რეაქცია	H 2 O 2 ჟანგვის აგენტი	H 2 O 2 შემცირების საშუალება
მჟავე
ნეიტრალური	H 2 O 2 + 2e – = 2OH	H 2 O 2 + 2H 2 O – 2e – = O 2 + 2H 3 O
ტუტე	HO 2 + H 2 O + 2e – = 3OH

მოდით განვიხილოთ ORR-ის მაგალითები წყალბადის ზეჟანგით.

მაგალითი 1. დაწერეთ განტოლება იმ რეაქციისთვის, რომელიც წარმოიქმნება გოგირდის მჟავით გამჟავებულ წყალბადის ზეჟანგის ხსნარს კალიუმის იოდიდის ხსნარის დამატებისას.

1	H 2 O 2 + 2H 3 O + 2e – = 4H 2 O
1	2I – 2e – = I 2

H 2 O 2 + 2H 3 O +2I = 4H 2 O + I 2
H 2 O 2 + H 2 SO 4 + 2KI = 2H 2 O + I 2 + K 2 SO 4

მაგალითი 2. დაწერეთ განტოლება კალიუმის პერმანგანატსა და წყალბადის ზეჟანგს შორის რეაქციის შესახებ გოგირდის მჟავით გამჟავებულ წყალხსნარში.

2	MnO 4 + 8H 3 O + 5e – = Mn 2 + 12H 2 O
5	H 2 O 2 + 2H 2 O – 2e – = O 2 + 2H 3 O

2MnO 4 + 6H 3 O+ + 5H 2 O 2 = 2Mn 2 + 14H 2 O + 5O 2
2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 + 5H 2 O 2 = 2MnSO 4 + 8H 2 O + 5O 2 + K 2 SO 4

მაგალითი 3. დაწერეთ წყალბადის ზეჟანგის რეაქციის განტოლება ნატრიუმის იოდიდთან ხსნარში ნატრიუმის ჰიდროქსიდის თანდასწრებით.

3	6	HO 2 + H 2 O + 2e – = 3OH
1	2	I + 6OH – 6e – = IO 3 + 3H 2 O

3HO 2 + I = 3OH + IO 3
3NaHO 2 + NaI = 3NaOH + NaIO 3

ნატრიუმის ჰიდროქსიდსა და წყალბადის ზეჟანგს შორის ნეიტრალიზაციის რეაქციის გათვალისწინების გარეშე, ეს განტოლება ხშირად იწერება შემდეგნაირად:

3H 2 O 2 + NaI = 3H 2 O + NaIO 3 (NaOH-ის თანდასწრებით)

იგივე განტოლება მიიღება, თუ დაუყოვნებლივ (ბალანსის შედგენის ეტაპზე) არ გავითვალისწინებთ ჰიდროპეროქსიდის იონების წარმოქმნას.

მაგალითი 4. დაწერეთ განტოლება რეაქციისთვის, რომელიც წარმოიქმნება, როდესაც ტყვიის დიოქსიდი ემატება წყალბადის ზეჟანგის ხსნარს კალიუმის ჰიდროქსიდის თანდასწრებით.

ტყვიის დიოქსიდი PbO 2 არის ძალიან ძლიერი ჟანგვის აგენტი, განსაკუთრებით მჟავე გარემოში. ამ პირობებში შემცირებით, იგი წარმოქმნის Pb 2 იონებს. ტუტე გარემოში, როდესაც PbO 2 მცირდება, წარმოიქმნება იონები.

1	PbO 2 + 2H 2 O + 2e – = + OH
1	HO 2 + OH – 2e – = O 2 + H 2 O

PbO 2 + H 2 O + HO 2 = + O 2

ჰიდროპეროქსიდის იონების წარმოქმნის გათვალისწინების გარეშე, განტოლება იწერება შემდეგნაირად:

PbO 2 + H 2 O 2 + OH = + O 2 + 2H 2 O

თუ დავალების პირობების მიხედვით, წყალბადის ზეჟანგის დამატებული ხსნარი ტუტე იყო, მაშინ მოლეკულური განტოლება უნდა დაიწეროს შემდეგნაირად:

PbO 2 + H 2 O + KHO 2 = K + O 2

თუ წყალბადის ზეჟანგის ნეიტრალური ხსნარი ემატება სარეაქციო ნარევს, რომელიც შეიცავს ტუტეს, მაშინ მოლეკულური განტოლება შეიძლება დაიწეროს კალიუმის ჰიდროპეროქსიდის წარმოქმნის გათვალისწინების გარეშე:

PbO 2 + KOH + H 2 O 2 = K + O 2

18.6. ORR დისმუტაცია და ინტრამოლეკულური ORR

რედოქს რეაქციებს შორის არის დისმუტაციური რეაქციები (დისპროპორციულობა, თვითოქსიდაცია-თვითშემცირება).

თქვენთვის ცნობილი დისმუტაციური რეაქციის მაგალითია ქლორის რეაქცია წყალთან:

Cl 2 + H 2 O HCl + HClO

ამ რეაქციაში ქლორის(0) ატომების ნახევარი იჟანგება +I დაჟანგვის მდგომარეობამდე, ხოლო მეორე ნახევარი ქვეითდება –I ჟანგვის მდგომარეობამდე:

ელექტრონ-იონური ბალანსის მეთოდის გამოყენებით, მოდით შევადგინოთ განტოლება მსგავსი რეაქციისთვის, რომელიც ხდება, როდესაც ქლორი გადადის ცივ ტუტე ხსნარში, მაგალითად KOH:

1	Cl 2 + 2e – = 2Cl
1	Cl 2 + 4OH – 2e – = 2ClO + 2H 2 O

2Cl 2 + 4OH = 2Cl + 2ClO + 2H 2 O

ამ განტოლების ყველა კოეფიციენტს აქვს საერთო გამყოფი, ამიტომ:

Cl 2 + 2OH = Cl + ClO + H 2 O
Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O

ქლორის დისმუტაცია ცხელ ხსნარში გარკვეულწილად განსხვავებულად მიმდინარეობს:

5		Cl 2 + 2e – = 2Cl
1		Cl 2 + 12OH – 10e – = 2ClO 3 + 6H 2 O

3Cl 2 + 6OH = 5Cl + ClO 3 + 3H 2 O
3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

დიდი პრაქტიკული მნიშვნელობა აქვს აზოტის დიოქსიდის დისმუტაციას წყალთან მისი რეაქციის დროს ( ა) და ტუტე ხსნარებით ( ბ):

ა)		NO 2 + 3H 2 O – e – = NO 3 + 2H 3 O			NO 2 + 2OH – e – = NO 3 + H 2 O
		NO 2 + H 2 O + e – = HNO 2 + OH			NO 2 + e – = NO 2
	2NO 2 + 2H 2 O = NO 3 + H 3 O + HNO 2			2NO 2 + 2OH = NO 3 + NO 2 + H 2 O
	2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2			2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O

დისმუტაციური რეაქციები ხდება არა მხოლოდ ხსნარებში, არამედ მყარი ნივთიერებების გაცხელებისას, მაგალითად, კალიუმის ქლორატის:

4KClO 3 = KCl + 3KClO 4

ინტრამოლეკულური ORR-ის ტიპიური და ძალიან ეფექტური მაგალითია ამონიუმის დიქრომატის (NH 4) 2 Cr 2 O 7 თერმული დაშლის რეაქცია. ამ ნივთიერებაში აზოტის ატომები ყველაზე დაბალ ჟანგვის მდგომარეობაშია (–III), ხოლო ქრომის ატომები ყველაზე მაღალი (+VI). ოთახის ტემპერატურაზე ეს ნაერთი საკმაოდ სტაბილურია, მაგრამ გაცხელებისას ის ინტენსიურად იშლება. ამ შემთხვევაში ქრომი(VI) გარდაიქმნება ქრომის(III) - ქრომის ყველაზე სტაბილურ მდგომარეობად, ხოლო აზოტი(–III) - აზოტად(0) - ასევე ყველაზე სტაბილურ მდგომარეობაში. ელექტრონული ბალანსის განტოლების ფორმულის ერთეულში ატომების რაოდენობის გათვალისწინებით:

	2Cr +VI + 6e – = 2Cr +III
	2N –III – 6e – = N 2,

და თავად რეაქციის განტოლება:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.

ინტრამოლეკულური ORR-ის კიდევ ერთი მნიშვნელოვანი მაგალითია კალიუმის პერქლორატის KClO4 თერმული დაშლა. ამ რეაქციაში ქლორი (VII), როგორც ყოველთვის, როდესაც ის მოქმედებს როგორც ჟანგვის აგენტი, გადაიქცევა ქლორში (–I), ჟანგბადის (–II) დაჟანგვა მარტივ ნივთიერებამდე:

1		Cl +VII + 8e – = Cl –I
2		2O –II – 4e – = O 2

და შესაბამისად რეაქციის განტოლება

KClO 4 = KCl + 2O 2

კალიუმის ქლორატი KClO 3 გაცხელებისას ანალოგიურად იშლება, თუ დაშლა ხდება კატალიზატორის (MnO 2) თანდასწრებით: 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2

კატალიზატორის არარსებობის შემთხვევაში ხდება დისმუტაციის რეაქცია.
ინტრამოლეკულური რედოქს რეაქციების ჯგუფში შედის აგრეთვე ნიტრატების თერმული დაშლის რეაქციები.
როგორც წესი, პროცესები, რომლებიც ხდება ნიტრატების გაცხელებისას, საკმაოდ რთულია, განსაკუთრებით კრისტალური ჰიდრატების შემთხვევაში. თუ წყლის მოლეკულები სუსტად ინახება კრისტალურ ჰიდრატში, მაშინ დაბალი გაცხელებით ნიტრატი დეჰიდრატდება [მაგალითად, LiNO 3. 3H 2 O და Ca(NO 3) 2 4H 2 O დეჰიდრატირებულია LiNO 3-მდე და Ca(NO 3) 2 ]-მდე, მაგრამ თუ წყალი უფრო მჭიდროდ არის შეკრული [როგორც, მაგალითად, Mg(NO 3) 2-ში. 6H 2 O და Bi(NO 3) 3. 5H 2 O], შემდეგ ხდება ერთგვარი „ინტრამოლეკულური ჰიდროლიზის“ რეაქცია ძირითადი მარილების - ჰიდროქსიდის ნიტრატების წარმოქმნით, რომლებიც შემდგომი გახურებისას შეიძლება გადაიზარდოს ოქსიდის ნიტრატებად (და (NO 3) 6), ეს უკანასკნელი იშლება ოქსიდებად. უფრო მაღალი ტემპერატურა.

გაცხელებისას უწყლო ნიტრატები შეიძლება დაიშალოს ნიტრიტებად (თუ ისინი არსებობენ და ჯერ კიდევ სტაბილურია ამ ტემპერატურაზე), ხოლო ნიტრიტები შეიძლება დაიშალა ოქსიდებად. თუ გათბობა ხორციელდება საკმარისად მაღალ ტემპერატურაზე, ან შესაბამისი ოქსიდი არასტაბილურია (Ag 2 O, HgO), მაშინ თერმული დაშლის პროდუქტი ასევე შეიძლება იყოს ლითონი (Cu, Cd, Ag, Hg).

ნიტრატების თერმული დაშლის გარკვეულწილად გამარტივებული დიაგრამა ნაჩვენებია ნახ. 5.

თანმიმდევრული გარდაქმნების მაგალითები, რომლებიც ხდება გარკვეული ნიტრატების გაცხელებისას (ტემპერატურა მოცემულია გრადუს ცელსიუსში):

KNO 3 KNO 2 K 2 O;

Ca(NO3)2. 4H 2 O Ca(NO 3) 2 Ca(NO 2) 2 CaO;

Mg(NO3)2. 6H2O Mg(NO3)(OH) MgO;

Cu(NO3)2. 6H 2 O Cu(NO 3) 2 CuO Cu 2 O Cu;

Bi(NO 3) 3 . 5H 2 O Bi(NO 3) 2 (OH) Bi(NO 3) (OH) 2 (NO 3) 6 Bi 2 O 3.

მიმდინარე პროცესების სირთულის მიუხედავად, კითხვაზე რა ხდება, როდესაც შესაბამისი უწყლო ნიტრატი "კალცინდება" (ანუ 400 - 500 o C ტემპერატურაზე), პასუხის გაცემისას, ჩვეულებრივ, ხელმძღვანელობენ შემდეგი უკიდურესად გამარტივებული წესებით. :

1) ყველაზე აქტიური ლითონების ნიტრატები (ძაბვის სერიაში - მაგნიუმის მარცხნივ) იშლება ნიტრიტებად;
2) ნაკლებად აქტიური ლითონების ნიტრატები (ძაბვის დიაპაზონში - მაგნიუმიდან სპილენძამდე) იშლება ოქსიდებამდე;
3) ყველაზე ნაკლებად აქტიური ლითონების ნიტრატები (ძაბვის სერიაში - სპილენძის მარჯვნივ) იშლება ლითონად.

ამ წესების გამოყენებისას უნდა გვახსოვდეს, რომ ასეთ პირობებში
LiNO 3 იშლება ოქსიდად,
Be(NO 3) 2 იშლება ოქსიდად მაღალ ტემპერატურაზე,
Ni(NO 3) 2-დან, NiO-ს გარდა, Ni(NO 2) 2-ის მიღებაც შეიძლება,
Mn(NO 3) 2 იშლება Mn 2 O 3-მდე,
Fe(NO 3) 2 იშლება Fe 2 O 3-მდე;
Hg(NO 3) 2-დან, ვერცხლისწყლის გარდა, მისი ოქსიდის მიღებაც შეიძლება.

მოდით შევხედოთ ამ სამი ტიპის რეაქციების ტიპურ მაგალითებს:

KNO 3 KNO 2 + O 2 2 N +V +2e– = N +III 1 2O– II – 4e– = O 2 2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

Zn(NO 3) 2 ZnO + NO 2 + O 2 4½ N +V + e– = N +IV 1½ 2O– II – 4e– = O 2 2Zn(NO 3) 2 = 2ZnO + 4NO 2 + O 2

AgNO 3 Ag + NO 2 + O 2 18.7. რედოქსის კომუტაციის რეაქციები ეს რეაქციები შეიძლება იყოს ინტერმოლეკულური ან ინტრამოლეკულური. მაგალითად, ინტრამოლეკულური ORR-ები, რომლებიც წარმოიქმნება ამონიუმის ნიტრატის და ნიტრიტის თერმული დაშლის დროს, მიეკუთვნება კომუტაციის რეაქციებს, რადგან აქ აზოტის ატომების ჟანგვის მდგომარეობა გათანაბრდება: NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O (დაახლოებით 200 o C) NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O (60 - 70 o C) მაღალ ტემპერატურაზე (250 - 300 o C) ამონიუმის ნიტრატი იშლება N 2-მდე და NO-მდე, ხოლო კიდევ უფრო მაღალ ტემპერატურაზე (300 o C-ზე ზემოთ) - აზოტამდე და ჟანგბადამდე და ორივე შემთხვევაში წარმოიქმნება წყალი. ინტერმოლეკულური კომუტაციის რეაქციის მაგალითია რეაქცია, რომელიც ხდება კალიუმის ნიტრიტისა და ამონიუმის ქლორიდის ცხელი ხსნარების შერწყმისას: NH 4 + NO 2 = N 2 + 2H 2 O NH 4 Cl + KNO 2 = KCl + N 2 + 2H 2 O თუ მსგავსი რეაქცია ხორციელდება კრისტალური ამონიუმის სულფატისა და კალციუმის ნიტრატის ნარევის გაცხელებით, მაშინ, პირობებიდან გამომდინარე, რეაქცია შეიძლება განვითარდეს სხვადასხვა გზით: (NH 4) 2 SO 4 + Ca(NO 3) 2 = 2N 2 O + 4H 2 O + CaSO 4 (t< 250 o C) (NH 4) 2 SO 4 + Ca(NO 3) 2 = 2N 2 + O 2 + 4H 2 O + CaSO 4 (t > 250 o C) 7(NH 4) 2 SO 4 + 3Ca(NO 3) 2 = 8N 2 + 18H 2 O + 3CaSO 4 + 4NH 4 HSO 4 (t > 250 o C) ამ რეაქციებიდან პირველი და მესამე არის კომუტაციური რეაქციები, მეორე არის უფრო რთული რეაქცია, რომელიც მოიცავს როგორც აზოტის ატომების კომუტაციას, ასევე ჟანგბადის ატომების დაჟანგვას. რომელი რეაქცია მოხდება 250 o C-ზე მაღალ ტემპერატურაზე, დამოკიდებულია რეაგენტების თანაფარდობაზე. კონვერტაციის რეაქციები, რომლებიც იწვევს ქლორის წარმოქმნას, ხდება მაშინ, როდესაც ჟანგბადის შემცველი ქლორის მჟავების მარილები მკურნალობენ მარილმჟავით, მაგალითად: 6HCl + KClO 3 = KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O ასევე, კომუტაციის რეაქციით, გოგირდი წარმოიქმნება აირისებრი წყალბადის სულფიდისა და გოგირდის დიოქსიდისგან: 2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O OVR კომუტაციები საკმაოდ მრავალრიცხოვანი და მრავალფეროვანია - ისინი მოიცავს ზოგიერთ მჟავა-ტუტოვან რეაქციას, მაგალითად: NaH + H 2 O = NaOH + H 2. ORR კომუტაციის განტოლებების შესადგენად გამოიყენება როგორც ელექტრონ-იონის, ასევე ელექტრონის ნაშთები, იმისდა მიხედვით, რეაქცია ხდება ხსნარში თუ არა. 18.8. ელექტროლიზი IX თავის შესწავლისას თქვენ გაეცანით სხვადასხვა ნივთიერების დნობის ელექტროლიზს. ვინაიდან მობილური იონები ასევე გვხვდება ხსნარებში, სხვადასხვა ელექტროლიტების ხსნარები ასევე შეიძლება დაექვემდებაროს ელექტროლიზს. როგორც დნობის ელექტროლიზში, ასევე ხსნარების ელექტროლიზისას, ჩვეულებრივ გამოიყენება არარეაქტიული მასალისგან (გრაფიტი, პლატინა და ა.შ.) დამზადებული ელექტროდები, მაგრამ ზოგჯერ ელექტროლიზი ტარდება „ხსნადი“ ანოდით. "ხსნადი" ანოდი გამოიყენება იმ შემთხვევებში, როდესაც აუცილებელია იმ ელემენტის ელექტროქიმიური კავშირის მიღება, საიდანაც ანოდი მზადდება. ელექტროლიზის დროს დიდი მნიშვნელობა აქვს ანოდისა და კათოდური სივრცეების გამოყოფას, თუ რეაქციის დროს ელექტროლიტის შერევას - ამ შემთხვევაში რეაქციის პროდუქტები შეიძლება განსხვავებული აღმოჩნდეს. განვიხილოთ ელექტროლიზის ყველაზე მნიშვნელოვანი შემთხვევები. 1. NaCl დნობის ელექტროლიზი. ელექტროდები ინერტულია (გრაფიტი), ანოდური და კათოდური სივრცეები გამოყოფილია. როგორც უკვე იცით, ამ შემთხვევაში კათოდსა და ანოდზე შემდეგი რეაქციები ხდება: K: Na + e – = Na A: 2Cl – 2e – = Cl 2 ელექტროდებზე მომხდარი რეაქციების განტოლებების დაწერის შემდეგ, ვიღებთ ნახევრად რეაქციებს, რომლებსაც შეგვიძლია გავუმკლავდეთ ზუსტად ისევე, როგორც ელექტრონ-იონური ბალანსის მეთოდის გამოყენების შემთხვევაში: 2 Na + e – = Na 1 2Cl – 2e – = Cl 2 ამ ნახევრადრეაქციის განტოლებების დამატებით მივიღებთ ელექტროლიზის იონურ განტოლებას 2Na + 2Cl 2Na + Cl 2 შემდეგ კი მოლეკულური 2NaCl 2Na + Cl 2 ამ შემთხვევაში კათოდური და ანოდური სივრცეები უნდა იყოს გამიჯნული ისე, რომ რეაქციის პროდუქტები არ რეაგირებენ ერთმანეთთან. ინდუსტრიაში, ეს რეაქცია გამოიყენება ნატრიუმის ლითონის წარმოებისთვის. 2. K 2 CO 3 დნობის ელექტროლიზი. ელექტროდები ინერტულია (პლატინი). კათოდური და ანოდური სივრცეები გამოყოფილია. 4 K + e – = K 1 2CO 3 2 – 4e – = 2CO 2 + O 2 4K+ + 2CO 3 2 4K + 2CO 2 + O 2 2K 2 CO 3 4K + 2CO 2 + O 2 3. წყლის ელექტროლიზი (H 2 O). ელექტროდები ინერტულია. 2 2H 3 O + 2e – = H 2 + 2H 2 O 1 4OH – 4e – = O 2 + 2H 2 O 4H 3 O + 4OH 2H 2 + O 2 + 6H 2 O 2H 2 O 2H 2 + O 2 წყალი ძალიან სუსტი ელექტროლიტია, ის შეიცავს ძალიან ცოტა იონებს, ამიტომ სუფთა წყლის ელექტროლიზი ძალიან ნელა მიმდინარეობს. 4. CuCl 2 ხსნარის ელექტროლიზი. გრაფიტის ელექტროდები. სისტემა შეიცავს Cu 2 და H 3 O კატიონებს, ასევე Cl და OH ანიონებს. Cu 2 იონები უფრო ძლიერი ოქსიდიზატორებია, ვიდრე H 3 O იონები (იხ. ძაბვის სერია), ამიტომ სპილენძის იონები ჯერ კათოდში გამოიყოფა და მხოლოდ მაშინ, როცა მათგან ძალიან ცოტა რჩება, ოქსონიუმის იონები გამოიყოფა. ანიონებისთვის შეგიძლიათ დაიცვას შემდეგი წესი: