Agenții tipici de reducere și agenți oxidanți - studopediya
Reacțiile redox - o reacție care merge cu o schimbare în stări de oxidare a elementelor. Gradul de oxidare - taxa este condiționată atomi în moleculă, în care se presupune că toate legăturile ionice polare.
Oxidarea - procesul de impact de electroni.
Recuperarea - este procesul de atașament de electroni.
Agentul de oxidare - este atom, molecula sau ion care acceptă electroni și scade gradul de oxidare, adică restaurat.
agent reducător - este atom, molecula sau ionul, care dă electroni și mărește gradul de oxidare, adică oxidat.
Recuperare: a) metale - mai puțin decât potențialul de ionizare, proprietățile de reducere mai puternice; b) combinarea elementelor în stările de oxidare inferioare (NH3. H2S, HBr, HI și colab.), ale cărei orbital umplut și poate da doar electroni.
.... Oxidantii: a) nemetale (F2 Cl2 Br2 O2, etc.) - mai mare afinitate de electroni, cu atât proprietățile oxidante; b) ioni metalici în stare ridicată de oxidare (Fe 3+ Mn 4+ 4+ Sn, etc) ....; c) compuși de elemente în cele mai înalte stări de oxidare (KMnO4. K2 Cr2 O7. NaBiO3. HNO3. H2 SO4 (conc.), etc.), care a dat toți electronii de valență, și pot fi doar oxidanți.
Compușii cu elemente în stările de oxidare intermediare (HNO2. H2 SO3. H2 O2 și colab.) Poate prezintă proprietăți oxidante și reducătoare, în funcție de proprietățile redox ale doilea reactant.
Oxidanti, luând electroni, de exemplu, recuperarea, se deplasează într-o formă redusă:
Recuperare, dând electroni, adică oxidat, transforma într-o formă oxidată:
Astfel, ca oxidanți și reductori există în oxidat său (cu un grad mai ridicat de oxidare a elementului) și reconstituit (cu un grad mai mic de oxidare a elementului) forme. În acest caz, pentru oxidarea tranziție caracteristică de oxidată la forma redusă, precum și pentru reducerea caracteristică a tranziției de la redus la forma oxidată. procese inverse nu sunt tipice, și noi nu credem, de exemplu, că F - este un agent de reducere, și Na + - oxidant.
Echilibrul între formele oxidate și reduse caracterizate prin utilizarea potențialului redox, care depinde de concentrațiile formelor oxidate și reduse, mediul de reacție, temperatura, etc. Acesta poate fi calculat prin ecuația Nernst:
unde [. Ok] - concentrația molară a formei oxidate;
[. Restaurarea] - concentrația molară a formei reduse;
n - numărul de electroni implicați în reacție pe jumătate;
E 0 - valoarea standard a potențialului redox; E = E 0 dacă [. Restore] = [OK] = 1 mol / l;
Valorile standard de potențiale de electrod E 0 sunt prezentate în Tabelele caracterizează oxidative și proprietăți reductive ale compușilor: Cu cât este mai pozitiv valoarea mai multe E 0. proprietăți oxidative și mai negativă valoarea E mai multe 0. proprietăți reducătoare.
F2 + 2e ® 2F - E 0 = 2,87 în - oxidant puternic
Na + + 1e ® Na 0 E 0 = -2.71 la - reducerea puternică
(Procesul este întotdeauna înregistrat pentru reacții de reducere).
Deoarece reacția redox este o combinație a două jumătăți de reacții, de oxidare și de reducere, este caracterizat prin valoarea diferenței de potențiale de electrod standard de oxidant (E 0) și agentul de reducere (E 0 Restore) - forța electromotoare (emf) DE 0:
emf DE 0 Reacțiile asociate cu schimbarea direcției generale libere de energie Gibbs. -nFDE DG = 0. Pe de altă parte, DG este legată de echilibru K constant al ecuației reacției DG = -2,3RTlnK.
Din ultimele două ecuații rezultă relația dintre FME și constanta de echilibru a reacției:
emf Reacția la concentrații altele decât cele standard (adică, nu este egal cu 1 mol / l) DE este:
DE DE = 0 - (2,3RT / nF) LGK sau DE DE = 0 - (0059 / n) LGK.
În cazul echilibrului DG = 0 și, în consecință, DE = 0. Din DE = (0,059 / n) LGK și K = 10 n D E / 0.059.
Pentru o reacție spontană este necesară: DG <0 или К>> 1, care corespunde stării DE 0> 0. Prin urmare, pentru a determina posibila scurgere a reacției redox trebuie să calculeze valoarea 0. Dacă DE DE 0> 0, reacția se desfășoară. Dacă DE 0 <0, реакция не идет.
Exemplul 1. Pentru a determina posibilitatea reacției
Soluție: Considerăm că oxidantul ion este Fe +3. redus la Fe +2. și reducerea - I -. oxidat la I2. Citirea valorilor de masă ale potențialelor de electrod standard: E 0 (Fe + 3 / Fe + 2) = 0,77, și în 0 E (I2 / 2I -) = 0,54 in. DE calcula 0:
DE = 0 E 0 c - Recuperează E 0 = 0.77-0.54 = 0,23> 0.
Reacție este posibil, ca și DE 0> 0.
Exemplul 2. Pentru a determina posibilitatea reacției
Decizie. Considerăm că oxidantul este MnO4 de ioni permanganat -. rulare în Mn + 2. și reducerea - ionul clorură trece în Cl2 clor gazos. Determinate de masa potențialelor: E 0 (MnO4 - / Mn + 2) = 1,51, și în 0 E (Cl2 / 2CI -) = 1,36 in. calcula
DE 0 = E 0 c - E 0 = Restaurează 1.51-1.36 = 0,15> 0.
Reacție este posibil, ca și DE 0> 0.