Bir çözeltiyle yapılan redoks reaksiyonlarının örneklerini vermeden önce, bu dönüşümlerle ilgili ana tanımları vurgulayalım.
Etkileşim sırasında oksidasyon durumlarını azaltarak değiştiren (elektronları kabul eden) atomlara veya iyonlara oksitleyici maddeler denir. Bu özelliklere sahip maddeler arasında güçlü inorganik asitler bulunur: sülfürik, hidroklorik, nitrik.
Oksitleyici
Alkali metal permanganatlar ve kromatlar da güçlü oksitleyici maddelerdir.
Oksitleyici, reaksiyon sırasında enerji seviyesini tamamlamadan önce ihtiyaç duyduğu şeyi kabul eder (tamamlanmış konfigürasyonu oluşturur).
İndirgen madde
Herhangi bir redoks reaksiyon şeması, bir indirgeyici maddenin tanımlanmasını içerir. Etkileşim sırasında oksidasyon durumlarını artırabilen iyonları veya nötr atomları içerir (diğer atomlara elektron bağışlarlar).
Tipik indirgeme maddeleri metal atomlarını içerir.
OVR'deki süreçler
Başlangıç maddelerinin oksidasyon durumlarındaki bir değişiklikle başka ne karakterize edilir?
Oksidasyon, negatif parçacıkların serbest bırakılması sürecini içerir. İndirgeme, onları diğer atomlardan (iyonlardan) almayı içerir.
Ayrıştırma algoritması
Lise öğrencilerini final kimya testlerine hazırlamak için tasarlanmış çeşitli referans materyallerinde çözeltilerle redoks reaksiyonlarının örnekleri sunulmaktadır.
OGE ve Birleşik Devlet Sınavında önerilen görevlerle başarılı bir şekilde başa çıkabilmek için redoks süreçlerini derlemek ve analiz etmek için algoritmaya hakim olmak önemlidir.
- Öncelikle diyagramda önerilen maddelerdeki tüm elementlere yük değerleri atanır.
- Reaksiyonun sol tarafındaki atomlar (iyonlar) yazılır ve etkileşim sırasında göstergeleri değişir.
- Oksidasyon durumu arttığında “-” işareti, oksidasyon durumu azaldığında ise “+” işareti kullanılır.
- Verilen ve kabul edilen elektronlar arasında en küçük ortak kat (kalansız bölünen sayı) belirlenir.
- NOC'yi elektronlara böldüğümüzde stereokimyasal katsayılar elde ederiz.
- Bunları denklemdeki formüllerin önüne yerleştiriyoruz.
OGE'den ilk örnek
Dokuzuncu sınıfta tüm öğrenciler redoks reaksiyonlarını nasıl çözeceklerini bilmiyor. Bu yüzden çok fazla hata yapıyorlar ve OGE'den yüksek puan alamıyorlar. Eylemlerin algoritması yukarıda verilmiştir, şimdi belirli örnekleri kullanarak bunu çözmeye çalışalım.
Eğitimin temel kademesi mezunlarına verilen önerilen reaksiyonda katsayıların düzenlenmesine ilişkin görevlerin özelliği, denklemin hem sol hem de sağ tarafının verilmiş olmasıdır.
Bu, görevi büyük ölçüde basitleştirir, çünkü etkileşim ürünlerini bağımsız olarak icat etmenize veya eksik başlangıç maddelerini seçmenize gerek yoktur.
Örneğin, reaksiyondaki katsayıları belirlemek için bir elektronik terazi kullanılması önerilmektedir:
İlk bakışta bu reaksiyon stereokimyasal katsayılara ihtiyaç duymaz. Ancak bakış açınızı doğrulamak için tüm elemanların ücret numaralarının olması gerekir.
Bakır oksit (2) ve demir oksit (2) içeren ikili bileşiklerde, oksidasyon durumlarının toplamı sıfırdır, oksijen için -2, bakır ve demir için bu gösterge +2'dir. Basit maddeler elektronlardan vazgeçmezler (kabul etmezler), bu nedenle sıfır oksidasyon durumuyla karakterize edilirler.
Etkileşim sırasında alınan ve verilen elektron sayısını "+" ve "-" işaretiyle gösteren bir elektronik terazi çizelim.
Fe 0 -2e=Fe 2+.
Etkileşim sırasında kabul edilen ve verilen elektron sayısı aynı olduğundan en küçük ortak katı bulmanın, stereokimyasal katsayıları belirlemenin ve bunları önerilen etkileşim şemasına koymanın bir anlamı yoktur.
Görevden maksimum puanı almak için, yalnızca çözeltilerle redoks reaksiyonlarının örneklerini yazmak değil, aynı zamanda oksitleyici maddenin (CuO) ve indirgeyici maddenin (Fe) formülünü de ayrı ayrı yazmak gerekir.
OGE ile ikinci örnek
Final sınavı olarak kimyayı seçen dokuzuncu sınıf öğrencilerinin karşılaşabileceği çözümlerle redoks reaksiyonlarına daha fazla örnek verelim.
Katsayıların denkleme yerleştirilmesinin önerildiğini varsayalım:
Na+HCl=NaCl+H2.
Görevin üstesinden gelebilmek için öncelikle her basit ve karmaşık maddenin oksidasyon durumlarını belirlemek önemlidir. Sodyum ve hidrojen basit maddeler olduğundan sıfıra eşit olacaktır.
Hidroklorik asitte hidrojen pozitif oksidasyon durumuna, klor ise negatif oksidasyon durumuna sahiptir. Katsayıları düzenledikten sonra katsayılı bir reaksiyon elde ederiz.
Birleşik Devlet Sınavından ilki
Redoks reaksiyonları nasıl tamamlanır? Birleşik Devlet Sınavında (11. sınıf) bulunan çözüm örnekleri, boşlukların tamamlanmasının yanı sıra katsayıların yerleştirilmesini gerektirir.
Örneğin reaksiyonu elektronik bir teraziyle tamamlamanız gerekir:
H 2 S+ HMnO 4 = S+ MnO 2 +…
Önerilen şemadaki indirgeyici maddeyi ve oksitleyici maddeyi tanımlayın.
Redoks reaksiyonlarını yazmayı nasıl öğrenebilirim? Örnek belirli bir algoritmanın kullanıldığını varsayar.
Öncelikle problemin koşullarına göre verilen tüm maddelerde oksidasyon durumlarının ayarlanması gerekir.
Daha sonra bu süreçte hangi maddenin bilinmeyen ürün haline gelebileceğini analiz etmeniz gerekiyor. Bir oksitleyici madde (manganez rolünü oynar) ve bir indirgeyici madde (kükürt onun rolüdür) bulunduğundan, istenen üründeki oksidasyon durumları değişmez, bu nedenle sudur.
Redoks reaksiyonlarının nasıl doğru şekilde çözüleceğini tartışırken, bir sonraki adımın elektronik oranı derlemek olacağını not ediyoruz:
Mn +7, 3 e= Mn +4 alır;
S-2, 2e= S0'ı verir.
Manganez katyonu bir indirgeyici maddedir ve kükürt anyonu tipik bir oksitleyici maddedir. Alınan ve verilen elektronlar arasındaki en küçük kat 6 olacağından katsayıları elde ederiz: 2, 3.
Son adım katsayıları orijinal denkleme eklemek olacaktır.
3H2S+ 2HMnO4 = 3S+ 2MnO2 + 4H20.
Birleşik Devlet Sınavında ikinci OVR örneği
Redoks reaksiyonları nasıl doğru şekilde formüle edilir? Çözümlü örnekler, eylemlerin algoritmasını çözmenize yardımcı olacaktır.
Reaksiyondaki boşlukları doldurmak için elektronik denge yönteminin kullanılması önerilmektedir:
PH 3 + HMnO 4 = MnO 2 +…+…
Tüm elementlerin oksidasyon durumlarını düzenliyoruz. Bu süreçte, oksitleyici özellikler, bileşimin bir parçası olan manganez tarafından ortaya çıkar ve indirgeyici maddenin fosfor olması gerekir, fosforik asitte oksidasyon durumunu pozitife çevirir.
Yapılan varsayıma göre reaksiyon şemasını elde ediyoruz, ardından elektron dengesi denklemini oluşturuyoruz.
P -3 8 e verir ve P +5'e dönüşür;
Mn +7, 3e'yi alır ve Mn +4 olur.
LOC 24 olacaktır, dolayısıyla fosforun stereometrik katsayısı 3, manganez ise -8 olmalıdır.
Katsayıları ortaya çıkan sürece koyarsak şunu elde ederiz:
3 PH 3 + 8 HMnO 4 = 8 MnO 2 + 4H 2 O+ 3 H 3 PO 4.
Birleşik Devlet Sınavından üçüncü örnek
Elektron-iyon dengesini kullanarak bir reaksiyon oluşturmanız, indirgeyici maddeyi ve oksitleyici maddeyi belirtmeniz gerekir.
KMnO 4 + MnSO 4 +…= MnO 2 +…+ H2SO 4.
Algoritmaya göre her elementin oksidasyon durumlarını düzenliyoruz. Daha sonra sürecin sağ ve sol kısımlarında gözden kaçırılan maddeleri belirliyoruz. Burada bir indirgeyici madde ve bir oksitleyici madde verilmiştir, böylece eksik bileşiklerin oksidasyon durumları değişmez. Kayıp ürün su olacak ve başlangıç bileşiği potasyum sülfat olacaktır. Elektronik dengeyi oluşturacağımız bir reaksiyon şeması elde ediyoruz.
Mn +2 -2 e= Mn +4 3 indirgeyici ajan;
Mn +7 +3e= Mn +4 2 oksitleyici madde.
Orantısızlık süreciyle ilgili olduğundan, sürecin sağ tarafındaki manganez atomlarını toplayarak katsayıları denklemin içine yazıyoruz.
2KMnO4 + 3MnS04 + 2H20= 5MnO2 + K2S04 + 2H2S04.
Çözüm
Redoks reaksiyonları canlı organizmaların işleyişi için özellikle önemlidir. OVR'ye örnek olarak çürüme, fermantasyon, sinirsel aktivite, solunum ve metabolizma süreçleri verilebilir.
Oksidasyon ve indirgeme metalurji ve kimya endüstrileri için geçerlidir; bu tür işlemler sayesinde metalleri bileşiklerinden geri kazanmak, kimyasal korozyondan korumak ve işlemek mümkündür.
Redoks sürecini organik maddede derlemek için belirli bir eylem algoritmasının kullanılması gerekir. Öncelikle önerilen şemada oksidasyon durumları ayarlanır, ardından göstergeyi artıran (azaltan) unsurlar belirlenir ve elektronik denge kaydedilir.
Yukarıda önerilen eylem sırasını takip ederseniz, testlerde sunulan görevlerle kolayca başa çıkabilirsiniz.
Elektronik denge yönteminin yanı sıra yarı reaksiyonlar oluşturularak katsayıların düzenlenmesi de mümkündür.
Redoks reaksiyonları (ORR) olarak adlandırılan reaksiyonlar, reaktif moleküllerinin içerdiği atomların oksidasyon durumlarının değişmesiyle meydana gelir. Bu değişiklikler, elektronların bir elementin atomlarından diğerine aktarılması nedeniyle meydana gelir.
Doğada meydana gelen ve insanlar tarafından gerçekleştirilen işlemler çoğunlukla OVR'yi temsil etmektedir. Solunum, metabolizma, fotosentez (6CO2 + H2O = C6H12O6 + 6O2) gibi önemli süreçlerin tümü OVR'dir.
Endüstride ORR'nin yardımıyla sülfürik asit, hidroklorik asit ve çok daha fazlası üretilir.
Metallerin cevherlerden geri kazanılması - aslında tüm metalurji endüstrisinin temeli - aynı zamanda bir oksidasyon-indirgeme işlemidir. Örneğin hematitten demir elde etme reaksiyonu: 2Fe2O3 + 3C = 4Fe+3CO2.
Oksitleyici maddeler ve indirgeyici maddeler: özellikler
Kimyasal dönüşüm sırasında elektron veren atomlara indirgeyici maddeler adı verilir ve bunun sonucunda oksidasyon durumları (CO) artar. Elektron kabul eden atomlara oksitleyici ajanlar denir ve CO2'leri azalır.
Oksitleyici ajanların elektron kabul ederek indirgendiğini, indirgeyici ajanların ise elektron kaybederek oksitlendiğini söylüyorlar.
Oksitleyici ve indirgeyici maddelerin en önemli temsilcileri aşağıdaki tabloda sunulmaktadır:
| Tipik oksitleyici maddeler | Tipik indirgeyici ajanlar |
| Elektronegatifliği yüksek elementlerden (metal olmayanlar) oluşan basit maddeler: iyot, flor, klor, brom, oksijen, ozon, kükürt vb. | Düşük elektronegatifliğe sahip elementlerin atomlarından (metaller veya metal olmayanlar) oluşan basit maddeler: hidrojen H2, karbon C ( grafit), çinko Zn, alüminyum Al, kalsiyum Ca, baryum Ba, demir Fe, krom Cr vb. |
Yüksek oksidasyon durumlarına sahip metal veya metal olmayan atomlar içeren moleküller veya iyonlar:
|
Düşük oksidasyon durumlarına sahip metal veya metal olmayan atomları içeren moleküller veya iyonlar:
|
| Yüksek CO içeren bazı metallerin katyonlarını içeren iyonik bileşikler: Pb3+, Au3+, Ag+, Fe3+ ve diğerleri. | Organik bileşikler: alkoller, asitler, aldehitler, şekerler. |
Kimyasal elementlerin periyodik yasasına dayanarak, çoğu zaman belirli bir elementin atomlarının redoks yeteneklerini varsayabiliriz. Reaksiyon denkleminden hangi atomların oksitleyici madde ve indirgeyici madde olduğunu anlamak da kolaydır.
Bir atomun oksitleyici bir madde mi yoksa indirgeyici bir madde mi olduğu nasıl belirlenir: CO'yu yazmak ve reaksiyon sırasında hangi atomların onu arttırdığını (indirgeyici maddeler) ve hangilerinin azalttığını (oksitleyici maddeler) anlamak yeterlidir.
İkili doğaya sahip maddeler
Ara CO'lara sahip atomlar, elektronları hem kabul etme hem de verme yeteneğine sahiptir; sonuç olarak, bileşimlerinde bu tür atomları içeren maddeler, hem oksitleyici madde hem de indirgeyici madde olarak hareket etme fırsatına sahip olacaktır.
Bir örnek hidrojen peroksit olacaktır. CO-1'in içerdiği oksijen bir elektronu kabul edebilir veya verebilir.
Bir indirgeyici madde ile etkileşime girdiğinde peroksit oksitleyici özellikler sergiler ve bir oksitleyici madde ile etkileşime girdiğinde indirgeyici özellikler sergiler.
Aşağıdaki örnekleri kullanarak daha yakından inceleyebilirsiniz:
- bir indirgeyici madde ile etkileşime girdiğinde indirgeme (peroksit bir oksitleyici madde görevi görür);
SO2 + H2O2 = H2SO4
O -1 +1e = O -2
- bir oksitleyici madde ile etkileşime girdiğinde oksidasyon (peroksit bu durumda bir indirgeyici maddedir).
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O
2О -1 -2е = О2 0
OVR sınıflandırması: örnekler
Aşağıdaki redoks reaksiyonları türleri ayırt edilir:
- moleküller arası oksidasyon-redüksiyon (oksitleyici madde ve indirgeyici madde farklı moleküllerde bulunur);
- molekül içi oksidasyon-redüksiyon (oksitleyici madde, indirgeyici madde ile aynı molekülün bir parçasıdır);
- orantısızlık (oksitleyici madde ve indirgeyici madde aynı elementin bir atomudur);
- yeniden oranlama (oksitleyici madde ve indirgeyici madde, reaksiyonun sonucunda bir ürün oluşturur).
Çeşitli ORR türleriyle ilgili kimyasal dönüşüm örnekleri:
- Molekül içi ORR'ler çoğunlukla bir maddenin termal ayrışmasının reaksiyonlarıdır:
2KCLO3 = 2KCl + 3O2
(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O
2NaNO3 = 2NaNO2 + O2
- Moleküller arası OVR:
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe
- Orantısızlık reaksiyonları:
3Br2 + 6KOH = 5KBr + KBrO3 + 6H2O
3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
4KClO3 = KCl + 3KClO4
- Yeniden oranlama reaksiyonları:
2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
HOCl + HCl = H2O + Cl2
Güncel ve güncel olmayan OVR
Redoks reaksiyonları ayrıca akım ve akım olmayan olarak ikiye ayrılır.
İlk durum kimyasal reaksiyon yoluyla elektrik enerjisi üretilmesidir (bu tür enerji kaynakları makine motorlarında, radyo cihazları, kontrol cihazları) veya elektroliz, yani kimyasal bir reaksiyon, aksine elektrikten dolayı meydana gelir (elektroliz yardımıyla çeşitli maddeler elde edebilir, metallerin yüzeylerini ve bunlardan yapılan ürünleri işleyebilirsiniz).
Örnekler akımsız OVR Yanma, metallerin korozyonu, solunum ve fotosentez vb. süreçlerini adlandırabiliriz.
Kimyada ORR'nin elektron dengesi yöntemi
Çoğu kimyasal reaksiyonun denklemleri basit seçimle eşitlenebilir stokiyometrik katsayılar. Ancak ORR için katsayıları seçerken bazı elementlerin atom sayılarının eşitliğini bozmadan diğer elementlerin atom sayılarının eşitlenemeyeceği bir durumla karşılaşabilirsiniz. Bu tür reaksiyonların denklemlerinde katsayılar elektronik denge yöntemi kullanılarak seçilir.
Yöntem, oksitleyici ajan tarafından kabul edilen elektronların toplamı ile indirgeyici ajan tarafından verilen elektron sayısının dengeye getirilmesine dayanmaktadır.
Yöntem birkaç aşamadan oluşur:
- Reaksiyon denklemi yazılmıştır.
- Elemanların referans değerleri belirlenir.
- Reaksiyon sonucunda oksidasyon durumları değişen elementler belirlenir. Yükseltgenme ve indirgeme yarı reaksiyonları ayrı ayrı kaydedilir.
- Yarı reaksiyon denklemlerinin faktörleri, indirgeme yarı reaksiyonunda kabul edilen elektronları ve oksidasyon yarı reaksiyonunda bağışlanan elektronları eşitleyecek şekilde seçilir.
- Seçilen katsayılar reaksiyon denklemine girilir.
- Geriye kalan reaksiyon katsayıları seçilir.
Basit bir örnek kullanma alüminyum etkileşimleri oksijen ile denklemi adım adım yazmak uygundur:
- Denklem: Al + O2 = Al2O3
- Basit maddeler alüminyum ve oksijendeki atomların CO'ları 0'a eşittir.
Al 0 + O2 0 = Al +3 2O -2 3
- Yarı reaksiyonları oluşturalım:
Al 0 -3e = Al +3;
O2 0 +4e = 2O -2
- Alınan elektron sayısı ile verilen elektron sayısının eşit olacağı katsayıları çarptığımızda seçiyoruz:
Al 0 -3е = Al +3 katsayısı 4;
O2 0 +4e = 2O -2 katsayısı 3.
- Katsayıları reaksiyon diyagramına yerleştirdik:
4 Al+ 3 O2 = Al2O3
- Tüm reaksiyonu eşitlemek için reaksiyon ürününün önüne bir katsayı koymanın yeterli olduğu görülebilir:
4Al + 3O2 = 2 Al2O3
Elektronik terazi hazırlamak için görev örnekleri
Aşağıdakiler meydana gelebilir ayarlama görevleri Genel değerlendirme:
- Potasyum permanganatın asidik bir ortamda potasyum klorür ile klor gazı salınımı ile etkileşimi.
Potasyum permanganat KMnO4 (potasyum permanganat, “potasyum permanganat”), KMnO4'te Mn'nin oksidasyon durumunun +7 olması nedeniyle güçlü bir oksitleyici maddedir. Aşağıdaki reaksiyonu kullanarak laboratuvarda genellikle klor gazı üretmek için kullanılır:
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 Ç -2
Elektronik Denge:
CO'nun düzenlenmesinden sonra görülebileceği gibi, klor atomları elektron vererek CO'larını 0'a çıkarır ve manganez atomları elektron kabul eder:
Mn +7 +5е = Mn +2 faktör iki;
2Cl -1 -2е = Cl2 0 çarpanı beş.
Katsayıları seçilen faktörlere göre denklemin içine giriyoruz:
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
Kalan elemanların sayısını eşitliyoruz:
10KCl + 2KMnO4 + 8 H2SO4 = 5Cl2 + 2MnSO4 + 6 K2SO4+ 8 H2O
- Bakırın (Cu) konsantre nitrik asit (HNO3) ile gaz halinde nitrik oksit (NO2) salınımı ile etkileşimi:
Cu + HNO3(kons.) = 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
Elektronik Denge:
Gördüğünüz gibi bakır atomları CO'yu sıfırdan ikiye çıkarır, nitrojen atomları ise +5'ten +4'e düşer.
Cu 0 -2e = Cu +2 faktör bir;
N +5 +1e = N +4 faktör iki.
Katsayıları denkleme koyarız:
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(kons.) = 2 NO2 + Cu (NO3)2 + 2 H2O
- Asidik bir ortamda potasyum dikromatın H2S ile etkileşimi:
Reaksiyon şemasını yazalım ve CO'ları düzenleyelim:
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 katsayısı 3;
2Cr +6 +6e = 2Cr +3 katsayısı 1.
yerine koyalım:
К2Сr2О7 + 3Н2S + Н2SO4 = 3S + Сr2(SO4)3 + K2SO4 + Н2О
Kalan elemanları eşitleyelim:
К2Сr2О7 + 3Н2S + 4Н2SO4 = 3S + Сr2(SO4)3 + K2SO4 + 7Н2О
Reaksiyon ortamının etkisi
Çevrenin doğası belirli OVR'lerin seyrini etkiler. Reaksiyon ortamının rolü, potasyum permanganatın (KMnO4) ve sodyum sülfitin (Na2SO3) farklı pH değerlerinde etkileşimi örneği kullanılarak görülebilir:
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 (pH<7 кислая среда);
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + MnO2 + KOH (pH = 7 nötr ortam);
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + K2MnO4 + H2O (pH >7 alkali ortam).
Ortamın asitliğindeki bir değişikliğin, aynı maddelerin etkileşiminin farklı ürünlerinin oluşmasına yol açtığı görülebilir. Ortamın asitliği değiştiğinde, ORR'ye giren diğer reaktifler için de aynı durum meydana gelir. Yukarıda gösterilen örneklere benzer şekilde, dikromat iyonu Cr2O7 2-'yi içeren reaksiyonlar, farklı ortamlarda farklı reaksiyon ürünlerinin oluşmasıyla meydana gelecektir:
asidik ortamda ürün Cr3+ olacaktır;
alkalin - CrO2-, CrO3 3+;
nötr - Cr2O3.
Artan oksidasyon durumuyla bir oksidasyon süreci meydana gelir ve maddenin kendisi bir indirgeyici maddedir. Oksidasyon durumu azaldığında, bir indirgeme işlemi meydana gelir ve maddenin kendisi bir oksitleyici maddedir.
ORR'yi eşitlemek için açıklanan yönteme "oksidasyon durumlarına göre dengeleme yöntemi" denir.
Çoğu kimya ders kitabında yer alır ve pratikte yaygın olarak kullanılır. elektronik denge yöntemi ORR'yi eşitlemek için oksidasyon durumunun yüke eşit olmadığı uyarısıyla birlikte kullanılabilir.
2. Yarı reaksiyon yöntemi.
Bu durumlarda sulu bir çözeltide (eriyik) bir reaksiyon meydana geldiğinde, denklemler hazırlanırken, reaksiyona giren maddeleri oluşturan atomların oksidasyon durumundaki değişikliklerden değil, gerçek parçacıkların yüklerindeki değişikliklerden kaynaklanırlar, yani çözeltideki maddelerin varoluş biçimini dikkate alırlar (basit veya karmaşık iyon, atom veya suda çözünmemiş veya zayıf ayrışan bir maddenin molekülü).
Bu durumda Redoks reaksiyonlarının iyonik denklemlerini hazırlarken, değişim niteliğindeki iyonik denklemler için kabul edilen aynı yazı biçimine uyulmalıdır, yani: az çözünen, hafif ayrışmış ve gaz halindeki bileşikler moleküler formda yazılmalıdır ve iyonlar durumlarını değiştirmemeleri denklemin dışında bırakılmalıdır. Bu durumda oksidasyon ve indirgeme işlemleri ayrı yarı reaksiyonlar şeklinde kaydedilir. Bunları her türden atom sayısına göre eşitledikten sonra, yarı reaksiyonlar eklenir ve her biri oksitleyici madde ve indirgeyici maddenin yükündeki değişimi eşitleyen bir katsayı ile çarpılır.
Yarı reaksiyon yöntemi, redoks reaksiyonları sırasında maddelerdeki gerçek değişiklikleri daha doğru bir şekilde yansıtır ve bu işlemler için denklemlerin iyon moleküler formda derlenmesini kolaylaştırır.
Çünkü aynısından reaktifler ortamın doğasına (asidik, alkalin, nötr) bağlı olarak farklı ürünler elde edilebilir; iyonik şemadaki bu tür reaksiyonlar için, bir oksitleyici madde ve bir indirgeyici maddenin işlevlerini yerine getiren parçacıklara ek olarak, reaksiyonu karakterize eden bir parçacık ortamın belirtilmesi gerekir (yani H + iyonu veya OH iyonu - veya H20 molekülü).
Örnek 5. Yarı reaksiyon yöntemini kullanarak reaksiyondaki katsayıları düzenleyin:
KMnO 4 + KNO 2 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + KNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Çözüm. Su dışındaki tüm maddelerin iyonlara ayrıştığını dikkate alarak reaksiyonu iyonik formda yazıyoruz:
MnO 4 - + NO 2 - + 2H + ® Mn 2+ + NO 3 - + H 2 O
(K + ve SO4 2 - değişmeden kalır, bu nedenle iyonik şemada belirtilmemiştir). İyonik diyagramdan oksitleyici maddenin olduğu açıktır. permanganat iyonu(MnO 4 -) Mn 2+ iyonuna dönüşür ve dört oksijen atomu açığa çıkar.
Asidik bir ortamda Oksitleyici madde tarafından salınan her oksijen atomu, bir su molekülü oluşturmak üzere 2H +'ya bağlanır.
bu şunu ima ediyor: MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O.
Ürünlerin ve reaktiflerin yüklerindeki farkı buluyoruz: Dq = +2-7 = -5 (“-” işareti indirgeme işleminin gerçekleştiğini ve reaktiflere 5 eklendiğini gösterir). İkinci işlem için NO 2'nin NO 3'e dönüşümü, eksik oksijen sudan indirgeyici maddeye gelir ve bunun sonucunda fazla miktarda H + iyonu oluşur, bu durumda reaktifler 2 kaybeder :
NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + .
Böylece şunu elde ederiz:
2 | MnO 4 - + 8H + + 5® Mn 2+ + 4H 2 O (indirgeme),
5 | NO 2 - + H 2 O - 2® NO 3 - + 2H + (oksidasyon).
İlk denklemin şartlarını 2, ikincisini 5 ile çarpıp ekleyerek, bu reaksiyonun iyonik-moleküler denklemini elde ederiz:
2MnO4 - + 16H + + 5NO2 - + 5H20 = 2Mn2+ + 8H20 + 5NO3 - + 10H +.
Denklemin sol ve sağ taraflarındaki özdeş parçacıkları iptal ederek nihayet iyonik-moleküler denklemi elde ederiz:
2MnO4 - + 5NO2 - + 6H + = 2Mn2+ + 5NO3 - + 3H2O.
İyonik denklemi kullanarak moleküler bir denklem yaratırız:
2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2S04 = 2MnS04 + 5KNO3 + K2S04 + 3H2O.
Alkali ve nötr ortamlarda aşağıdaki kurallara göre yönlendirilebilirsiniz: alkalin ve nötr bir ortamda, oksitleyici madde tarafından salınan her oksijen atomu, bir su molekülü ile birleşerek iki hidroksit iyonu (2OH -) oluşturur ve eksik olan her biri, indirgeyici maddeye gider. Alkali ortamda 2 OH – iyonunun bir molekül su oluşturması, nötr ortamda ise 2 H+ iyonunun salınmasıyla sudan gelir.
Eğer redoks reaksiyonuna katılır hidrojen peroksit(H 2 O 2), H 2 O 2'nin belirli bir reaksiyondaki rolü dikkate alınmalıdır. H 2 O 2'de oksijen bir ara oksidasyon durumundadır (-1), bu nedenle hidrojen peroksit, redoks reaksiyonlarında redoks ikiliği sergiler. H 2 O 2'nin olduğu durumlarda oksitleyici ajan yarı reaksiyonlar aşağıdaki forma sahiptir:
H 2 O 2 + 2H + + 2? ® 2H20 (asidik ortam);
H 2 O 2 +2? ® 2OH - (nötr ve alkalin ortamlar).
Hidrojen peroksit ise indirgen madde:
H 2 O 2 - 2? ® O 2 + 2H + (asidik ortam);
H 2 O 2 + 2OH - - 2? ® O2 + 2H2O (alkalin ve nötr).
Örnek 6. Reaksiyonu eşitleyin: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Çözüm. Reaksiyonu iyonik formda yazıyoruz:
I - + H 2 O 2 + 2H + ® I 2 + SO 4 2 - + H 2 O.
Bu reaksiyondaki H2O2'nin oksitleyici bir madde olduğunu ve reaksiyonun asidik bir ortamda ilerlediğini dikkate alarak yarı reaksiyonlar oluşturuyoruz:
1 2I - - 2= ben 2,
1 H 2 O 2 + 2H + + 2® 2H 2 O.
Son denklem şu şekildedir: 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.
Dört tür redoks reaksiyonu vardır:
1 . Moleküller arası Farklı maddeleri oluşturan elementlerin atomlarının oksidasyon durumlarının değiştiği redoks reaksiyonları. Örnek 2-6'da tartışılan reaksiyonlar bu tipe aittir.
2 . Moleküliçi oksidasyon durumunun aynı maddenin farklı elementlerinin atomlarını değiştirdiği redoks reaksiyonları. Bileşiklerin termal ayrışma reaksiyonları bu mekanizma yoluyla ilerler. Örneğin reaksiyonda
Pb(NO 3) 2 ® PbO + NO 2 + O 2
nitrojenin (N +5 ® N +4) ve Pb(NO 3) 2 molekülünün içinde bulunan oksijen atomunun (O - 2 ® O 2 0) oksidasyon durumunu değiştirir.
3. Kendiliğinden oksidasyon-kendini iyileştirme reaksiyonları(orantısızlık, dismutasyon). Bu durumda aynı elementin oksidasyon durumu hem artar hem de azalır. Orantısızlık reaksiyonları, elementin ara oksidasyon durumlarından birine karşılık gelen bileşiklerin veya madde elementlerinin karakteristiğidir.
Örnek 7. Yukarıdaki yöntemlerin tümünü kullanarak reaksiyonu eşitleyin:
Çözüm.
A) Oksidasyon durumu dengesi yöntemi.
Redoks işleminde yer alan elementlerin reaksiyon öncesi ve sonrası oksidasyon derecelerini belirleyelim:
K 2 MnO 4 + H 2 O ® KMnO 4 + MnO 2 + KOH.
Oksidasyon durumlarının karşılaştırılmasından, manganezin eş zamanlı olarak oksidasyon sürecine katıldığı, oksidasyon durumunu +6'dan +7'ye çıkardığı ve indirgeme sürecinde oksidasyon durumunu +6'dan +4,2 Mn +6 ® Mn'ye düşürdüğü anlaşılmaktadır. +7; Dw = 7-6 = +1 (oksidasyon işlemi, indirgeyici madde),
1 Mn +6® Mn +4; Dw = 4-6 = -2 (indirgeme işlemi, oksitleyici madde).
Bu reaksiyonda oksitleyici madde ve indirgeyici madde aynı madde (K 2 MnO 4) olduğundan, önündeki katsayılar toplanır. Denklemi yazıyoruz:
3K2MnO4 + 2H20 = 2KMnO4 + Mn02 + 4KOH.
b) Yarı reaksiyon yöntemi.
Reaksiyon nötr bir ortamda gerçekleşir. H20'nin zayıf bir elektrolit olduğunu ve MnO2'nin suda az çözünen bir oksit olduğunu dikkate alarak iyonik bir reaksiyon şeması hazırlıyoruz:
MnO 4 2 - + H 2 O ® MnO 4 - + ¯MnO 2 + OH - .
Yarı reaksiyonları yazıyoruz:
2 MnO 4 2 - - ? ® MnO 4 - (oksidasyon),
1 MnO 4 2 - + 2H 2 O + 2? ® MnO2 + 4OH - (indirgeme).
Katsayılarla çarparız ve her iki yarı reaksiyonu da toplarız, toplam iyonik denklemi elde ederiz:
3MnO42 - + 2H20 = 2MnO4 - + Mn02 + 4OH -.
Moleküler denklem: 3K 2 MnO 4 + 2H 2 O = 2KMnO 4 + MnO 2 + 4KOH.
Bu durumda K2MnO4 hem oksitleyici hem de indirgeyici bir maddedir.
4. Aynı elementin atomlarının oksidasyon durumlarının eşitlendiği (yani daha önce tartışılanların tersi) molekül içi oksidasyon-redüksiyon reaksiyonları süreçlerdir. orantısızlaştırma(geçiş), örneğin
NH4NO2® N2 + 2H2O.
1 2N - 3 - 6? ® N 2 0 (oksidasyon işlemi, indirgeyici madde),
1 2N +3 + 6a® N 2 0 (indirgeme işlemi, oksitleyici madde).
En zor olanları Bir değil iki veya daha fazla elementin atom veya iyonlarının aynı anda oksitlendiği veya indirgendiği redoks reaksiyonları.
Örnek 8. Yukarıdaki yöntemleri kullanarak reaksiyonu eşitleyin:
3 -2 +5 +5 +6 +2
As 2 S 3 + HNO 3 ® H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO.
18. Redoks reaksiyonları (devam 1)
18.5. Hidrojen peroksitin ORR'si
Hidrojen peroksit H2O2 moleküllerinde oksijen atomları –I oksidasyon durumundadır. Bu, bu elementin atomlarının bir ara oksidasyon durumudur ve en kararlı oksidasyon durumu değildir, bu nedenle hidrojen peroksit hem oksitleyici hem de indirgeyici özellikler sergiler.
Bu maddenin redoks aktivitesi konsantrasyona bağlıdır. Kütle oranı% 20 olan yaygın olarak kullanılan çözeltilerde, hidrojen peroksit oldukça güçlü bir oksitleyici maddedir, seyreltik çözeltilerde oksitleyici aktivitesi azalır. Hidrojen peroksitin indirgeyici özellikleri oksitleyici özelliklerinden daha az karakteristiktir ve aynı zamanda konsantrasyona da bağlıdır.
Hidrojen peroksit çok zayıf bir asittir (bkz. Ek 13), bu nedenle güçlü alkali çözeltilerde molekülleri hidroperoksit iyonlarına dönüşür.
Ortamın reaksiyonuna ve bu reaksiyonda hidrojen peroksitin oksitleyici veya indirgeyici madde olmasına bağlı olarak redoks etkileşiminin ürünleri farklı olacaktır. Tüm bu durumlar için yarı reaksiyon denklemleri Tablo 1'de verilmiştir.
tablo 1
Çözeltilerde H 2 O 2'nin redoks yarı reaksiyonlarının denklemleri
Çevre reaksiyonu |
H 2 O 2 oksitleyici madde |
H 2 O 2 indirgeyici ajan |
| Asidik | ||
| Doğal | H 2 O 2 + 2e – = 2OH | H 2 O 2 + 2H 2 O – 2e – = O 2 + 2H 3 O |
| Alkali | HO 2 + H 2 O + 2e – = 3OH |
Hidrojen peroksit içeren ORR örneklerini ele alalım.
Örnek 1. Sülfürik asitle asitleştirilmiş bir hidrojen peroksit çözeltisine bir potasyum iyodür çözeltisi eklendiğinde meydana gelen reaksiyon için bir denklem yazın.
| 1 | H 2 O 2 + 2H 3 O + 2e – = 4H 2 O |
| 1 | 2I – 2e – = ben 2 |
H 2 Ö 2 + 2H 3 Ö +2I = 4H 2 Ö + I 2
H 2 Ö 2 + H 2 SO 4 + 2KI = 2H 2 Ö + I 2 + K 2 SO 4
Örnek 2. Sülfürik asitle asitlendirilmiş sulu bir çözeltide potasyum permanganat ile hidrojen peroksit arasındaki reaksiyon için bir denklem yazın.
| 2 | MnO4 + 8H3O + 5e – = Mn2 + 12H2O |
| 5 | H 2 O 2 + 2H 2 O – 2e – = O 2 + 2H 3 O |
2MnO4 + 6H3 O+ + 5H202 = 2Mn2 + 14H2O + 5O2
2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 + 5H 2 O 2 = 2MnS04 + 8H 2 O + 5O 2 + K 2 SO 4
Örnek 3. Hidrojen peroksitin, sodyum hidroksit varlığında çözeltideki sodyum iyodür ile reaksiyonu için bir denklem yazın.
| 3 | 6 | HO 2 + H 2 O + 2e – = 3OH |
| 1 | 2 | ben + 6OH – 6e – = IO3 + 3H2O |
3H2O2 + I = 3OH + IO3
3NaH2O2 + NaI = 3NaOH + NaIO3
Sodyum hidroksit ile hidrojen peroksit arasındaki nötrleştirme reaksiyonu dikkate alınmadan bu denklem genellikle şu şekilde yazılır:
3H202 + NaI = 3H20 + NaIO3 (NaOH varlığında)
Hidroperoksit iyonlarının oluşumunu hemen (dengeyi oluşturma aşamasında) dikkate almazsak aynı denklem elde edilecektir.
Örnek 4. Potasyum hidroksit varlığında hidrojen peroksit çözeltisine kurşun dioksit eklendiğinde meydana gelen reaksiyon için bir denklem yazın.
Kurşun dioksit PbO 2, özellikle asidik ortamda çok güçlü bir oksitleyici maddedir. Bu koşullar altında indirgenerek Pb 2 iyonlarını oluşturur. Alkali bir ortamda PbO2 indirgendiğinde iyonlar oluşur.
| 1 | PbO 2 + 2H 2 O + 2e – = + OH |
| 1 | HO 2 + OH – 2e – = O 2 + H 2 O |
PbO 2 + H 2 O + H O 2 = + O 2
Hidroperoksit iyonlarının oluşumu dikkate alınmadan denklem şu şekilde yazılır:
PbO2 + H202 + OH = + O2 + 2H20
Görevin koşullarına göre eklenen hidrojen peroksit çözeltisi alkali ise, moleküler denklem şu şekilde yazılmalıdır:
PbO2 + H2O + KHO2 = K + O2
Alkali içeren bir reaksiyon karışımına nötr bir hidrojen peroksit çözeltisi eklenirse, moleküler denklem, potasyum hidroperoksit oluşumu dikkate alınmadan yazılabilir:
PbO2 + KOH + H202 = K + Ö2
18.6. ORR dismutasyonu ve molekül içi ORR
Redoks reaksiyonları arasında şunlar vardır: dismutasyon reaksiyonları (orantısızlık, kendi kendine oksidasyon-kendi kendine indirgeme).
Bildiğiniz dismutasyon reaksiyonunun bir örneği, klorun su ile reaksiyonudur:
Cl2 + H20 HCl + HClO
Bu reaksiyonda, klor(0) atomlarının yarısı +I oksidasyon durumuna oksitlenir, diğer yarısı ise –I oksidasyon durumuna indirgenir:
Elektron-iyon dengesi yöntemini kullanarak, klorun soğuk bir alkali çözeltiden (örneğin KOH) geçirilmesi sırasında meydana gelen benzer bir reaksiyon için bir denklem oluşturalım:
| 1 | Cl 2 + 2e – = 2Cl |
| 1 | Cl2 + 4OH – 2e – = 2ClO + 2H2O |
2Cl2 + 4OH = 2Cl + 2ClO + 2H20
Bu denklemdeki tüm katsayıların ortak bir böleni vardır, dolayısıyla:
Cl2 + 2OH = Cl + ClO + H20
Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H20
Sıcak bir çözeltide klorun dismutasyonu biraz farklı şekilde ilerler:
| 5 | Cl 2 + 2e – = 2Cl | |
| 1 | Cl2 + 12OH – 10e – = 2ClO3 + 6H2O |
3Cl2 + 6OH = 5Cl + ClO3 + 3H20
3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H20
Nitrojen dioksitin suyla reaksiyonu sırasında dismutasyonu büyük pratik öneme sahiptir ( A) ve alkali çözeltilerle ( B):
| A) | 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 | HAYIR 2 + e – = HAYIR 2 | ||||
2NO2 + 2H2Ö = NO3 + H3O + HNO2 |
2NO2 + 2OH = NO3 + NO2 + H2O |
||||
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2 |
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H20 |
||||
Dismutasyon reaksiyonları yalnızca çözeltilerde değil aynı zamanda potasyum klorat gibi katıların ısıtılmasında da meydana gelir:
4KClO3 = KCl + 3KClO4
Molekül içi ORR'nin tipik ve çok etkili bir örneği, amonyum dikromatın (NH4)2Cr207'nin termal ayrışmasının reaksiyonudur. Bu maddede nitrojen atomları en düşük oksidasyon durumunda (-III), krom atomları ise en yüksek oksidasyon durumundadır (+VI). Oda sıcaklığında bu bileşik oldukça stabildir, ancak ısıtıldığında yoğun bir şekilde ayrışır. Bu durumda, krom(VI), kromun en kararlı durumu olan krom(III)'e ve nitrojen(-III) de yine en kararlı durumu olan nitrojen(0)'a dönüşür. Elektron dengesi denkleminin formül birimindeki atom sayısı dikkate alındığında:
| 2Cr +VI + 6e – = 2Cr +III | |
| 2N –III – 6e – = N2, |
ve reaksiyon denkleminin kendisi:
(NH4)2Cr207 = Cr203 + N2 + 4H20.
Molekül içi ORR'nin bir diğer önemli örneği, potasyum perklorat KClO4'ün termal ayrışmasıdır. Bu reaksiyonda, klor(VII), her zaman olduğu gibi, oksitleyici bir madde olarak görev yaptığında, klora (–I) dönüşür ve oksijeni (–II) basit bir maddeye oksitler:
| 1 | Cl +VII + 8e – = Cl –I | |
| 2 | 2O –II – 4e – = O2 |
ve dolayısıyla reaksiyon denklemi
KClO4 = KCl + 2O2
Potasyum klorat KClO3, ayrışma bir katalizör (MnO2) varlığında gerçekleştirilirse ısıtıldığında benzer şekilde ayrışır: 2KClO3 = 2KCl + 3O2
Katalizörün yokluğunda dismutasyon reaksiyonu meydana gelir.
Molekül içi redoks reaksiyonları grubu aynı zamanda nitratların termal ayrışma reaksiyonlarını da içerir.
Tipik olarak nitratlar ısıtıldığında meydana gelen işlemler, özellikle kristalin hidratlar durumunda oldukça karmaşıktır. Su molekülleri kristalin hidratta zayıf bir şekilde tutulursa, düşük ısıtma ile nitrat dehidratları [örneğin, LiNO 3. 3H 2 O ve Ca(NO 3) 2 4H 2 O, LiNO 3 ve Ca(NO 3) 2'ye dehidre edilir, ancak su daha sıkı bağlanırsa [örneğin, Mg(NO 3) 2'de olduğu gibi. 6H20 ve Bi(NO3)3. 5H 2 O], daha sonra bazik tuzların - hidroksit nitratların oluşumu ile bir tür "molekül içi hidroliz" reaksiyonu meydana gelir; bu, daha fazla ısıtıldığında oksit nitratlara (ve (NO 3) 6'ya dönüşebilir), ikincisi, belirli bir sıcaklıkta oksitlere ayrışır. daha yüksek sıcaklık.
Isıtıldığında, susuz nitratlar nitritlere ayrışabilir (varsa ve bu sıcaklıkta hala stabilse) ve nitritler de oksitlere ayrışabilir. Yeterince yüksek bir sıcaklığa ısıtma yapılırsa veya karşılık gelen oksit kararsızsa (Ag20, HgO), termal ayrışma ürünü ayrıca bir metal (Cu, Cd, Ag, Hg) olabilir.
Nitratların termal ayrışmasının biraz basitleştirilmiş bir diyagramı Şekil 2'de gösterilmektedir. 5.
Belirli nitratlar ısıtıldığında meydana gelen sıralı dönüşümlere örnekler (sıcaklıklar Celsius derece cinsinden verilmiştir):
KNO 3 KNO 2 K 2 O;
Ca(NO3)2. 4H20 Ca(NO3)2Ca(NO2)2CaO;
Mg(NO3)2. 6H20 Mg(N03)(OH)MgO;
Cu(NO3)2. 6H20 Cu(NO3)2 CuO Cu20 Cu;
Bi(NO 3)3 . 5H20 Bi(NO3)2(OH)Bi(NO3)(OH)2(NO3)6Bi203.
Gerçekleşen süreçlerin karmaşıklığına rağmen, karşılık gelen susuz nitrat "kalsine edildiğinde" (yani 400 - 500 o C sıcaklıkta) ne olacağı sorusuna yanıt verirken, genellikle aşağıdaki son derece basitleştirilmiş kurallara göre hareket edilir. :
1) en aktif metallerin nitratları (voltaj serisinde - magnezyumun solunda) nitritlere ayrışır;
2) daha az aktif metallerin nitratları (voltaj aralığında - magnezyumdan bakıra) oksitlere ayrışır;
3) en az aktif metallerin nitratları (voltaj serisinde - bakırın sağında) metale ayrışır.
Bu kuralları kullanırken, bu gibi durumlarda unutulmamalıdır.
LiNO 3 okside ayrışır,
Be(NO 3) 2 daha yüksek bir sıcaklıkta okside ayrışır,
Ni(NO 3) 2'den NiO'ya ek olarak Ni(NO 2) 2 de elde edilebilir,
Mn(NO 3) 2, Mn 2 O 3'e ayrışır,
Fe(NO3)2, Fe203'e ayrışır;
Hg(NO3)2'den civanın yanı sıra oksidi de elde edilebilir.
Bu üç türe ait tipik reaksiyon örneklerine bakalım:
KNO 3 KNO 2 + Ç 2
2KNO3 = 2KNO2 + Ö2 |
Zn(NO 3) 2 ZnO + NO 2 + O 2
2Zn(NO 3) 2 = 2ZnO + 4NO2 + O2 |
AgNO 3 Ag + NO 2 + O 2 18.7. Redoks komütasyon reaksiyonları Bu reaksiyonlar moleküller arası veya molekül içi olabilir. Örneğin, amonyum nitrat ve nitritin termal ayrışması sırasında meydana gelen molekül içi ORR'ler, burada nitrojen atomlarının oksidasyon durumu eşitlendiğinden, komütasyon reaksiyonlarına aittir: NH4NO3 = N2O + 2H2O (yaklaşık 200 o C) Daha yüksek bir sıcaklıkta (250 - 300 o C) amonyum nitrat, N2 ve NO'ya ve daha da yüksek bir sıcaklıkta (300 o C'nin üzerinde) nitrojen ve oksijene ayrışır ve her iki durumda da su oluşur. Moleküller arası komütasyon reaksiyonunun bir örneği, potasyum nitrit ve amonyum klorürün sıcak çözeltileri birleştirildiğinde meydana gelen reaksiyondur: NH4 + NO2 = N2 + 2H20 NH4Cl + KNO2 = KCl + N2 + 2H20 Benzer bir reaksiyon, bir kristal amonyum sülfat ve kalsiyum nitrat karışımının ısıtılmasıyla gerçekleştirilirse, o zaman koşullara bağlı olarak reaksiyon farklı şekillerde ilerleyebilir: (NH 4) 2 SO 4 + Ca(NO 3) 2 = 2N 2 O + 4H 2 O + CaS04 (t< 250 o C) Bu reaksiyonların birincisi ve üçüncüsü komütasyon reaksiyonları, ikincisi ise hem nitrojen atomlarının komütasyonunu hem de oksijen atomlarının oksidasyonunu içeren daha karmaşık bir reaksiyondur. 250 o C'nin üzerindeki sıcaklıklarda hangi reaksiyonun gerçekleşeceği reaktiflerin oranına bağlıdır. Klor oluşumuna yol açan dönüşüm reaksiyonları, oksijen içeren klor asitlerinin tuzları hidroklorik asitle işlendiğinde meydana gelir, örneğin: 6HCl + KClO3 = KCl + 3Cl2 + 3H20 Ayrıca, komütasyon reaksiyonu ile gaz halindeki hidrojen sülfür ve kükürt dioksitten kükürt oluşur: 2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 Ö OVR değişimleri oldukça fazla sayıda ve çeşitlidir; hatta bazı asit-baz reaksiyonlarını bile içerirler, örneğin: NaH + H20 = NaOH + H2. ORR komütasyon denklemlerini derlemek için reaksiyonun çözeltide oluşup oluşmamasına bağlı olarak hem elektron-iyon hem de elektron dengeleri kullanılır. 18.8. Elektroliz Bölüm IX'u incelerken çeşitli maddelerin eriyiklerinin elektrolizi ile tanıştınız. Çözeltilerde hareketli iyonlar da mevcut olduğundan, çeşitli elektrolitlerin çözeltileri de elektrolize tabi tutulabilir. Hem eriyiklerin elektrolizinde hem de çözeltilerin elektrolizinde genellikle reaktif olmayan malzemeden (grafit, platin vb.) yapılan elektrotlar kullanılır, ancak bazen elektroliz "çözünür" bir anotla gerçekleştirilir. Anodun yapıldığı elemanın elektrokimyasal bağlantısını elde etmenin gerekli olduğu durumlarda "çözünür" bir anot kullanılır. Elektroliz sırasında anot ve katot boşluklarının ayrılması veya reaksiyon sırasında elektrolitin karıştırılması büyük önem taşır - bu durumlarda reaksiyon ürünleri farklı olabilir. En önemli elektroliz vakalarını ele alalım. 1. NaCl eriyiğinin elektrolizi. Elektrotlar inerttir (grafit), anot ve katot boşlukları ayrılmıştır. Bildiğiniz gibi bu durumda katot ve anotta aşağıdaki reaksiyonlar meydana gelir: K: Na + e – = Na Elektrotlarda meydana gelen reaksiyonların denklemlerini bu şekilde yazdıktan sonra, elektron-iyon dengesi yöntemini kullandığımızda olduğu gibi tamamen aynı şekilde ele alabileceğimiz yarı reaksiyonlar elde ederiz:
Bu yarı reaksiyon denklemlerini ekleyerek elektrolizin iyonik denklemini elde ederiz. 2Na + 2Cl 2Na + Cl 2 ve daha sonra moleküler 2NaCl 2Na + Cl 2 Bu durumda reaksiyon ürünlerinin birbiriyle reaksiyona girmemesi için katot ve anot boşluklarının ayrılması gerekir. Endüstriyel olarak bu reaksiyon sodyum metali üretmek için kullanılır. 2. K2C03 eriyiğinin elektrolizi. Elektrotlar inerttir (platin). Katot ve anot boşlukları ayrılmıştır.
4K+ + 2CO3 2 4K + 2CO2 + O2 3. Suyun elektrolizi (H2O). Elektrotlar etkisizdir.
4H30 + 4OH 2H2 + O2 + 6H20 2H202H2+02 Su çok zayıf bir elektrolittir, çok az iyon içerir, dolayısıyla saf suyun elektrolizi son derece yavaş ilerler. 4. CuCl2 çözeltisinin elektrolizi. Grafit elektrotlar. Sistem Cu 2 ve H 3 O katyonlarının yanı sıra Cl ve OH anyonlarını da içerir. Cu2 iyonları, H3O iyonlarından daha güçlü oksitleyicilerdir (voltaj serisine bakın), bu nedenle önce bakır iyonları katotta boşaltılacak ve yalnızca çok az sayıda kaldığında oksonyum iyonları boşaltılacaktır. Anyonlar için aşağıdaki kuralı takip edebilirsiniz: |
