Ühendi keemiline element, mis arvutatakse eeldusel, et kõik sidemed on ioonsed.

Oksüdatsiooniolekutel võib olla positiivne, negatiivne või nullväärtus, seetõttu on molekulis olevate elementide oksüdatsiooniastmete algebraline summa, võttes arvesse nende aatomite arvu, 0 ja ioonis - iooni laeng. .

1. Metallide oksüdatsiooniaste ühendites on alati positiivne.

2. Kõrgeim oksüdatsiooniaste vastab rühma numbrile perioodilisustabel, kus see element asub (erandid on: Au +3(I rühm), Cu +2(II), VIII rühmast võib oksüdatsiooniastet +8 leida ainult osmiumis Os ja ruteenium Ru.

3. Mittemetallide oksüdatsiooniastmed sõltuvad sellest, millise aatomiga need on ühendatud:

• kui metalliaatomiga, siis oksüdatsiooniaste on negatiivne;
• kui mittemetalli aatomiga, siis oksüdatsiooniaste võib olla kas positiivne või negatiivne. See sõltub elementide aatomite elektronegatiivsusest.

4. Mittemetallide kõrgeima negatiivse oksüdatsiooniastme saab määrata, lahutades 8-st selle rühma arvu, milles element asub, s.o. kõrgeim positiivne oksüdatsiooniaste on võrdne elektronide arvuga väliskihis, mis vastab rühma numbrile.

5. Lihtainete oksüdatsiooniaste on 0, olenemata sellest, kas tegemist on metalli või mittemetalliga.

Konstantse oksüdatsiooniastmega elemendid.

Element	Iseloomulik oksüdatsiooniaste	Erandid
		Metallhüdriidid: LIH -1
		Oksüdatsiooni olek nimetatakse osakese tingimuslikuks laenguks eeldusel, et side on täielikult katkenud (on ioonse iseloomuga). H- Cl = H + + Cl - , Side vesinikkloriidhappes on polaarne kovalentne. Elektronpaar on rohkem nihkunud aatomi poole Cl - , sest see on elektronegatiivsem element. Kuidas määrata oksüdatsiooniastet? Elektronegatiivsus on aatomite võime meelitada elektrone teistest elementidest. Oksüdatsiooniarv on näidatud elemendi kohal: Br 2 0 , Na 0 , O +2 F 2 -1 ,K + Cl - jne. See võib olla negatiivne ja positiivne. Lihtaine oksüdatsiooniaste (seotud, vaba olek) on null. Enamiku ühendite hapniku oksüdatsiooniaste on -2 (erandiks on peroksiidid H2O2, kus see on võrdne -1 ja ühendid fluoriga - O +2 F 2 -1 , O 2 +1 F 2 -1 ). - Oksüdatsiooni olek lihtsa monatoomilise iooni laenguga: Na + , Ca +2 . Selle ühendites sisalduva vesiniku oksüdatsiooniaste on +1 (erandiks on hüdriidid - Na + H - ja tüüpi ühendused C +4 H 4 -1 ). Metall-mittemetall sidemetes on negatiivne oksüdatsiooniaste see aatom, millel on suurem elektronegatiivsus (andmed elektronegatiivsuse kohta on antud Paulingi skaalal): H + F - , Cu + Br - , Ca +2 (EI 3 ) - jne. Keemiliste ühendite oksüdatsiooniastme määramise reeglid. Võtame ühenduse KMnO 4 , on vaja määrata mangaani aatomi oksüdatsiooniaste. Põhjendus: Kaalium on perioodilisuse tabeli I rühma leelismetall ja seetõttu on sellel ainult positiivne oksüdatsiooniaste +1. Teatavasti on hapniku oksüdatsiooniaste enamikus selle ühendites -2. See aine ei ole peroksiid, mis tähendab, et see pole erand. Moodustab võrrandi: K+Mn X O 4 -2 Lase X- meile teadmata mangaani oksüdatsiooniaste. Kaaliumi aatomite arv on 1, mangaani - 1, hapniku - 4. On tõestatud, et molekul tervikuna on elektriliselt neutraalne, seega peab selle kogulaeng olema null. 1*(+1) + 1*(X) + 4(-2) = 0, X = +7, See tähendab, et mangaani oksüdatsiooniaste kaaliumpermanganaadis = +7. Võtame veel ühe näite oksiidist Fe2O3. On vaja määrata raua aatomi oksüdatsiooniaste. Põhjendus: Raud on metall, hapnik on mittemetall, mis tähendab, et hapnik on oksüdeeriv aine ja sellel on negatiivne laeng. Teame, et hapniku oksüdatsiooniaste on -2. Loendame aatomite arvu: raud - 2 aatomit, hapnik - 3. Loome võrrandi kus X- raua aatomi oksüdatsiooniaste: 2*(X) + 3*(-2) = 0, Järeldus: raua oksüdatsiooniaste selles oksiidis on +3. Näited. Määrake molekuli kõigi aatomite oksüdatsiooniaste. 1. K2Cr2O7. Oksüdatsiooni olek K +1, hapnik O-2. Antud indeksid: O=(-2)×7=(-14), K=(+1)×2=(+2). Sest elementide oksüdatsiooniastmete algebraline summa molekulis, arvestades nende aatomite arvu, võrdub 0-ga, siis positiivsete oksüdatsiooniastmete arv on võrdne negatiivsete arvuga. Oksüdatsiooniseisundid K+O=(-14)+(+2)=(-12). Sellest järeldub, et kroomi aatomil on 12 positiivset võimsust, kuid molekulis on 2 aatomit, mis tähendab, et iga aatomi kohta on (+12): 2 = (+6). Vastus: K 2 + Cr 2 + 6 O 7 -2. 2.(As04) 3-. IN sel juhul oksüdatsiooniastmete summa ei võrdu enam nulliga, vaid iooni laenguga, s.t. - 3. Koostame võrrandi: x+4×(- 2)= - 3 . Vastus: (As +5 O 4-2) 3-.

Keemias viitavad terminid "oksüdatsioon" ja "redutseerimine" reaktsioonidele, mille käigus aatom või aatomite rühm kaotab või omandab vastavalt elektrone. Oksüdatsiooniaste on ühele või mitmele aatomile omistatud arvväärtus, mis iseloomustab ümberjaotatud elektronide arvu ja näitab, kuidas need elektronid reaktsiooni käigus aatomite vahel jagunevad. Selle väärtuse määramine võib olenevalt aatomitest ja nendest koosnevatest molekulidest olla kas lihtne või üsna keeruline protseduur. Lisaks võib mõne elemendi aatomitel olla mitu oksüdatsiooniastet. Õnneks on oksüdatsiooniastme määramiseks olemas lihtsad üheselt mõistetavad reeglid, et neid enesekindlalt kasutada, piisab keemia ja algebra aluste tundmisest.

Sammud

1. osa

Oksüdatsiooniastme määramine keemiaseaduste järgi

Tehke kindlaks, kas kõnealune aine on elementaarne. Aatomite oksüdatsiooniaste väljaspool keemilist ühendit on null. See reegel kehtib nii üksikutest vabadest aatomitest moodustunud ainete kui ka nende ainete kohta, mis koosnevad ühe elemendi kahest või mitmeaatomilisest molekulist.

• Näiteks Al(s) ja Cl2 oksüdatsiooniaste on 0, kuna mõlemad on keemiliselt sidumata elementaarses olekus.
• Pange tähele, et väävli S8 ehk oktaväävli allotroopset vormi iseloomustab vaatamata selle ebatüüpilisele struktuurile ka oksüdatsiooniaste null.

1. Tehke kindlaks, kas kõnealune aine koosneb ioonidest. Ioonide oksüdatsiooniaste on võrdne nende laenguga. See kehtib nii vabade ioonide kui ka keemiliste ühendite osade kohta.

   • Näiteks Cl - iooni oksüdatsiooniaste on -1.
   • Keemilises ühendis NaCl oleva Cl-iooni oksüdatsiooniaste on samuti -1. Kuna Na-iooni laeng on definitsiooni järgi +1, järeldame, et Cl-iooni laeng on -1 ja seega on tema oksüdatsiooniaste -1.

2. Pange tähele, et metalliioonidel võib olla mitu oksüdatsiooniastet. Paljude metalliliste elementide aatomeid saab ioniseerida erineval määral. Näiteks metalli, näiteks raua (Fe) ioonide laeng on +2 või +3. Metalliioonide laengut (ja nende oksüdatsiooniastet) saab määrata teiste elementide ioonide laengute järgi, millega metall on keemilise ühendi osa; tekstis on seda laengut tähistatud rooma numbritega: näiteks raua (III) oksüdatsiooniaste on +3.

   • Vaatleme näiteks alumiiniumiooni sisaldavat ühendit. AlCl3 ühendi kogulaeng on null. Kuna me teame, et Cl - ioonide laeng on -1 ja ühendis on 3 sellist iooni, siis selleks, et kõnealune aine oleks üldiselt neutraalne, peab Al iooni laeng olema +3. Seega on alumiiniumi oksüdatsiooniaste sel juhul +3.

3. Hapniku oksüdatsiooniaste on -2 (mõnede eranditega). Peaaegu kõigil juhtudel on hapnikuaatomite oksüdatsiooniaste -2. Sellest reeglist on mõned erandid:

   • Kui hapnik on elementaarses olekus (O2), on tema oksüdatsiooniaste 0, nagu ka teiste elementaarsete ainete puhul.
   • Kui kaasas on hapnik peroksiid, selle oksüdatsiooniaste on -1. Peroksiidid on ühendite rühm, mis sisaldab lihtsat hapnik-hapnik sidet (st peroksiidi aniooni O 2 -2). Näiteks H 2 O 2 (vesinikperoksiidi) molekuli koostises on hapniku laeng ja oksüdatsiooniaste -1.
   • Fluoriga kombineerituna on hapniku oksüdatsiooniaste +2, lugege fluori reeglit allpool.

4. Vesiniku oksüdatsiooniaste on mõne erandiga +1. Nagu hapniku puhul, on ka siin erandeid. Tavaliselt on vesiniku oksüdatsiooniaste +1 (välja arvatud juhul, kui see on elementaarses olekus H2). Hüdriidideks nimetatud ühendites on vesiniku oksüdatsiooniaste aga -1.

   • Näiteks H2O-s on vesiniku oksüdatsiooniaste +1, kuna hapnikuaatomil on -2 laeng ja üldise neutraalsuse tagamiseks on vaja kahte +1 laengut. Naatriumhüdriidi koostises on aga vesiniku oksüdatsiooniaste juba -1, kuna Na-ioon kannab laengut +1 ja üldise elektrilise neutraalsuse tagamiseks peab vesinikuaatomi laeng (ja seega ka selle oksüdatsiooniaste) olema olema võrdne -1.

5. Fluor Alati oksüdatsiooniaste on -1. Nagu juba märgitud, võib mõne elemendi (metalliioonid, hapnikuaatomid peroksiidides jne) oksüdatsiooniaste varieeruda sõltuvalt mitmest tegurist. Fluori oksüdatsiooniaste on aga alati -1. Seda seletatakse asjaoluga, et sellel elemendil on kõrgeim elektronegatiivsus - teisisõnu on fluori aatomid kõige vähem valmis oma elektronidest lahku minema ja tõmbavad kõige aktiivsemalt võõrelektrone. Seega jääb nende tasu muutumatuks.

6. Ühendi oksüdatsiooniastmete summa on võrdne selle laenguga. Kõikide aatomite oksüdatsiooniastmed keemiline ühend, kokku peaks andma selle ühendi laengu. Näiteks kui ühend on neutraalne, peab kõigi selle aatomite oksüdatsiooniastmete summa olema null; kui ühend on polüaatomiline ioon laenguga -1, on oksüdatsiooniastmete summa -1 jne.

   • See hea meetod kontrollid - kui oksüdatsiooniastmete summa ei võrdu ühendi kogulaenguga, siis tegite kuskil vea.

   2. osa

   Oksüdatsiooniastme määramine ilma keemiaseadusi kasutamata

   1. Leidke aatomid, millel pole oksüdatsiooniarvude suhtes rangeid reegleid. Mõne elemendi puhul pole oksüdatsiooniastme leidmiseks kindlaid reegleid. Kui aatom ei kuulu ühegi ülalloetletud reegli alla ja te ei tea selle laengut (näiteks on aatom osa kompleksist ja selle laeng pole täpsustatud), saate sellise aatomi oksüdatsiooninumbri määrata järgmiselt. kõrvaldamine. Esmalt määrake ühendi kõigi teiste aatomite laeng ja seejärel arvutage ühendi teadaoleva kogulaengu põhjal antud aatomi oksüdatsiooniaste.

      • Näiteks ühendis Na 2 SO 4 on väävliaatomi (S) laeng teadmata – me teame ainult, et see ei ole null, kuna väävel ei ole elementaarses olekus. See seos on hea näide illustreerimiseks algebraline meetod oksüdatsiooniastme määramine.

   2. Leia ülejäänud elementide oksüdatsiooniastmed ühendis. Määrake ülalkirjeldatud reeglite abil ühendi ülejäänud aatomite oksüdatsiooniastmed. Ärge unustage reeglite erandeid O-, H-aatomite jms puhul.

      • Na 2 SO 4 puhul leiame meie reegleid kasutades, et Na-iooni laeng (ja seega ka oksüdatsiooniaste) on +1 ja iga hapnikuaatomi puhul -2.
   3. Ühendites peab kõigi oksüdatsiooniastmete summa võrduma laenguga. Näiteks kui ühend on kaheaatomiline ioon, peab aatomite oksüdatsiooniastmete summa võrduma kogu ioonlaenguga.
   4. Väga kasulik on osata kasutada perioodilisustabelit ja teada, kus metallilised ja mittemetallilised elemendid selles asuvad.
   5. Elementaarsel kujul olevate aatomite oksüdatsiooniaste on alati null. Ühe iooni oksüdatsiooniaste on võrdne selle laenguga. Perioodilise tabeli rühma 1A elementide, nagu vesinik, liitium, naatrium, nende elementaarsel kujul on oksüdatsiooniaste +1; 2A rühma metallidel, nagu magneesium ja kaltsium, on nende elementaarsel kujul oksüdatsiooniaste +2. Hapnik ja vesinik, olenevalt tüübist keemiline side, võib olla 2 erinevaid tähendusi oksüdatsiooniaste.

M.A.AKHMETOV

Loengukonspektid
üldises keemias

Jätkamine. Vaata algust sisse№ 8, 12, 13, 20, 23, 25-26, 40/2004

5. peatükk.
Redoks
reaktsioonid

5.1. Oksüdatsiooniastme määramine

Redoksreaktsioonid on reaktsioonid, millega kaasneb elektronide ülekandumine ühelt aatomilt teisele. Elektronide ülekannet hinnatakse aatomite oksüdatsiooniastmete muutuste järgi. Kui aatomi oksüdatsiooniaste muutub, siis muutub ka elektrooniline keskkond. Aatomite oksüdatsiooniastmete määramiseks on kaks võimalust: esiteks– bruto valemi järgi , teiseks– struktuurivalemi järgi .
Aatomite oksüdatsiooniastmete määramisel esimesel viisil kasutatakse järgmist reeglit: kõigi osakest moodustavate aatomite oksüdatsiooniastmete summa on võrdne osakese laenguga . Molekuli puhul on see summa võrdne nulliga ja iooni puhul selle laenguga.
Näitena määrame aatomite oksüdatsiooniastme naatriumtiosulfaadis Na 2 S 2 O 3, kasutades esimest meetodit. Osakest moodustavate elementide hulgas on hapnik kõige elektronegatiivsem - see võtab elektrone vastu. Kuna hapnik on VI rühma peamises alarühmas, puudub tal elektronkihi täielikuks täitmiseks kaks elektroni. Seetõttu võtab hapnikuaatom kaks elektroni ja omandab oksüdatsiooniastme –2. Kõige elektropositiivsem aatom on naatrium, mille välisel elektroonilisel tasemel on ainult üks elektron (naatrium annab selle ära). Need kaalutlused, võttes arvesse naatriumtiosulfaadi valemit, võimaldavad meil luua võrrandi:

2 (+1) + 2X + 3 (–2) = 0,

mille lahus annab väävliaatomi oksüdatsiooniastme väärtuse (+2).
Saate määrata kompleksioonide aatomite oksüdatsiooniastmeid. Vaatleme näiteks aniooni. Selles võtab kõige elektronegatiivsem hapnikuaatom vastu kaks elektroni ja selle oksüdatsiooniaste on –2. Kroomiaatomi oksüdatsiooniaste määratakse võrrandist:

2X + 7 (–2) = –2

ja võrdub +6.
Teine viis aatomite oksüdatsiooniastmete leidmiseks - kasutades struktuurivalemit - põhineb määratlusel: oksüdatsiooni olek – See on tavaline täisarvuline laeng, mis oleks aatomil, kui kõik selle polaarsed kovalentsed sidemed muutuksid ioonseks. Naatriumtiosulfaadi struktuurivalemi joonistamine

Määrame selle aatomite oksüdatsiooniastme.
Naatriumi aatomid, mis on ühendatud üksiksidemetega elektronegatiivsemate hapnikuaatomitega, loovutavad neile loomulikult oma välised elektronid, millest igaüks omandab oksüdatsiooniastme +1. Hapnikuaatomid, millel on kaks sidet rohkemate elektropositiivsete aatomitega, võtavad tingimuslikult vastu kaks elektroni ja nende oksüdatsiooniaste on –2. Struktuurivalemist selgub, et ühend sisaldab kahte väävliaatomit erinevates keskkondades. Üks S-aatomitest on ainult kaksiksideme kaudu seotud teise S-aatomiga ja selle oksüdatsiooniaste on null. Teisel väävliaatomil on neli sidet veel kolme elektronegatiivse hapnikuaatomiga ja seetõttu on selle oksüdatsiooniaste +4.
Väävliaatomite keskmine oksüdatsiooniaste, nagu ka esimesel viisil määrates, on +2 ((+4+0)/2).
Hapnikuaatomi oksüdatsiooniaste ei ole alati –2. Näiteks kombinatsioonis fluori aatomitega on sellel positiivne oksüdatsiooniaste. Peroksiidides on iga hapnikuaatomi oksüdatsiooniaste võrdne , superoksiidides ainult ja osoniidides paaris. Samuti võib väävliaatomi oksüdatsiooniaste olla –1, näiteks disulfiidides. Mõnes oksiidis, näiteks Fe 3 O 4 ja Pb 3 O 4, määratakse aatomite oksüdatsiooniaste selle põhjal, et need oksiidid on segunenud: vastavalt Fe 2 O 3 FeO ja PbO 2 2PbO.

5.2. Võrrandite kirjutamine
redoksreaktsioonid

Koefitsientide valimine redoksreaktsioonide võrrandites toimub elektroonilise kaalu koostamise teel. Valikumeetod, mis taandub võrrandi paremal ja vasakul küljel olevate aatomite arvu lugemisele, ei taga alati õige määratlus koefitsiendid Seega sisaldavad kolm alltoodud võrrandit trietüülamiini lämmastikhappega oksüdeerimiseks vasakul ja paremal võrdsel arvul süsiniku, vesiniku, hapniku ja lämmastiku aatomeid, kuid realiseerub ainult üks neist:

4(C2H5)3N + 36HNO3 = 24CO2 + 48H2O + 6NO2 + 17N2,

2(C2H5)3N + 78HNO3 = 12CO2 + 54H2O + 78NO2 + N2,

(C2H5)3N + 11HNO3 = 6CO2 + 13H2O + 4NO2 + 4N2.

Redoksprotsessi teooria hõlmab elektronide ülekandmist redutseeriva aine aatomitelt oksüdeeriva aine aatomitele. Aine jäävuse seaduse kohaselt on redutseerija poolt ära antud elektronide koguarv võrdne oksüdeerija poolt vastuvõetud elektronide koguarvuga. See lihtne idee juhib redoksreaktsioonide võrrandite koostamist. Ülesanne on valida proportsionaalsuse koefitsiendid, mille juures elektrooniline tasakaal saavutatakse.
Vaatame näidet etüülbenseeni molekuli oksüdeerumisest kaaliumpermanganaadiga happelises keskkonnas kuumutamisel. Kirjutame üles reaktsioonivõrrandi ja näitame ära nende aatomite oksüdatsiooniastmed, mis seda muutsid, ning määrame nende oksüdatsiooniastmed etüülbenseeni ja bensoehappe molekulides vastavate struktuurivalemite abil:

Benseenitsükliga otseselt seotud süsinikuaatom muudab oma oksüdatsiooniastet –2-lt +3-le (loobub 5 elektroni). Metüülrühma süsinikuaatom muudab süsinikdioksiidis oma oksüdatsiooniastme –3-lt +4-le (loobudes 7 elektroni). Kokku loovutab etüülbenseeni molekul 12 elektroni. Mangaani aatom muudab oma oksüdatsiooniastet +7-lt +2-le (võtab endasse 5 elektroni). Sel juhul saame võrrandi:

12X = 5y,

mille minimaalse positiivse täisarvuga lahendid on võrdsed X = 5, juures = 12.
Koefitsientide valimine võrrandites disproportsioonireaktsiooniga elektroonilise tasakaalu meetodil peab toimuma nende paremal küljel. Näitena vaatame Berthollet' soola (ilma katalüsaatorita) ebaproportsionaalsust:

Aatomite oksüdatsiooniastmete muutustest reaktsiooni käigus järeldub, et ta võttis vastu 6 elektroni, kuid loovutas väidetavalt 2 elektroni.
Siis

(КCl) = 3 (КClО 4).

Seetõttu on vaja kaaliumperkloraadi KClO 4 ette panna koefitsient 3:

4KClO 3 = KCl + 3KClO 4.

5.3. Elektrolüüs

Elektrolüüdi lagunemine (lahuses või sulatis) selle läbimisel elektrivool helistas elektrolüüs .
Elektrolüüsiprotsessi instrumentaarium taandub sellele, et kaks vooluallikaga ühendatud elektroodi lastakse lahuse või sulatatud elektrolüüdiga anumasse (joonis 5.1).

Negatiivse laenguga elektroodi nimetatakse katood (selle poole tõmbavad katioonid) ja positiivselt laetud elektrood - anood (see tõmbab anioone ligi). Elektriahel on suletud elektroodidel toimuvate redoksprotsesside tõttu. Katoodil toimub katioonide redutseerimine ja anoodil anioonide oksüdatsioon.
Alustame protsessi kaalumist kõige lihtsama juhtumiga - sulandite elektrolüüs. Sulandite elektrolüüsi ajal katoodil metalli katioonid redutseeritakse puhtaks metalliks ja anoodi juures lihtsad anioonid oksüdeeritakse lihtsaks aineks, näiteks:

2Сl – ​​2 e= Cl 2,

S 2--2 e= S.

Kui anioon on keerulise struktuuriga, siis sel juhul toimub protsess, mis nõuab kõige vähem energiat. Kui sool on kuumuskindel ja anioonis olev elemendi aatom on kõrgeimas oksüdatsiooniastmes, oksüdeeritakse hapnik tavaliselt lihtsaks aineks:

– 2e= SO 3 + 1/2O 2.

Kui elemendi aatom on vahepealses oksüdatsiooniseisundis, siis on kõige tõenäolisem, et sel juhul ei oksüdeeru hapnik, vaid anioonis oleva mõne muu elemendi aatom, näiteks:

– e= NO 2.

Elektrolüüs lahustes on toodete määramisel keerulisem. Selle põhjuseks on teise komponendi - vee - välimus. Metallid, mille elektroodide standardpotentsiaal on –1,67 V (Al) ja alla selle (mis asuvad metalli pingereas mangaanist vasakul), vesilahustest reeglina ei redutseerita. Sellistes süsteemides eraldub katoodil vesinik. Selle põhjuseks on eelkõige asjaolu, et need metallid (sh magneesium ja alumiinium ilma kaitsva oksiidkilega) reageerivad veega. Kuid see ei tähenda, et elektroodprotsessid nagu

Na++ e= Na

ei esine vesilahustes. Üks metalli naatriumi tootmise meetoditest on NaCl (soolvee) vesilahuse elektrolüüs. Selle protsessi saladus peitub elavhõbekatoodi kasutamises. Redutseeritud naatriumi aatomeid neelab elavhõbedakiht, mis kaitseb neid kokkupuute eest veega. Saadud naatriumamalgaami (amalgaam on sulam, mille üheks komponendiks on elavhõbe) järgnev eraldamine komponentideks saavutatakse rektifikatsiooni teel. Vabanenud elavhõbe suunatakse seejärel tagasi töötsüklisse.
Vastavate elektrolüütide vesilahuste elektrolüüsi teel veega interakteeruvate metallide saamise võimatust tõendab ka järgmine arutluskäik. Laske kaltsiumi redutseerida vesilahuse elektrolüüsi ajal katoodil:

Ca 2+ + 2 e= Ca.

Pärast taastumist reageerib metall veega:

Ca + 2H 2O = Ca(OH)2 + H2.

Järelikult eraldub katoodil metalli asemel vesinik.
Metallid, mille elektroodide standardpotentsiaal on vahemikus –1,05 V kuni 0 V (mis paiknevad alumiiniumi ja vesiniku vahelises elektrokeemilises jadas), redutseeritakse vesilahustest paralleelselt vesinikuga. Toodete (metall ja vesinik) suhte määrab lahuse kontsentratsioon, selle happesus ja mõned muud tegurid (teiste, eriti komplekssoolade olemasolu lahuses; materjal, millest elektrood on valmistatud). Mida suurem on soola kontsentratsioon, seda suurem on vabaneva metalli osakaal. Mida happelisem on keskkond, seda tõenäolisem on vesiniku eraldumine positiivse standardelektroodiga
potentsiaalid (asuvad metallide pingete jadas vesinikust paremal) vabanevad ennekõike lahuste elektrolüüsi käigus. Näiteks:

Ag + + e= Ag.

Anoodil oksüdeeritakse vesilahuste elektrolüüsi käigus kõik lihtanioonid, välja arvatud fluoriid. Näiteks:

2I--2 e= I 2 .

Fluori ei saa vesilahuste elektrolüüsil, sest see reageerib veega:

F2 + H2O = 2HF + 1/2O2.

Kui elektrolüüsitav sool sisaldab kompleksaniooni, milles heteroaatom (mitte hapnik) on kõrgeimas oksüdatsiooniastmes, siis tekib anoodil hapnik, s.t. toimub vee lagunemine:

H2O – 2 e= 2H+ + 1/2O2.

Kompleks anioon ise võib olla ka hapnikuallikas:

– 2e= SO 3 + 1/2O 2.

Saadud happeanhüdriid reageerib kohe veega:

SO3 + H2O = H2SO4.

Kui heteroaatom on vahepealses oksüdatsiooniolekus, oksüdeerub heteroaatom, mitte hapnikuaatom. Sellise protsessi näide on sulfitioonide oksüdeerimine elektrivoolu mõjul:

Saadud väävelanhüdriid SO 3 reageerib koheselt veega.
Karboksüülhapete anioonid dekarboksüülitakse elektrolüüsi tulemusena, moodustades süsivesinikke:

2R–COO – – 2 e= R-R + 2CO2.

5.4. Oksüdatiivse toime suund
taastumisprotsessid
ja keskkonna happesuse mõju sellele

Vesilahustes olevate ainete redoksvõime mõõtmiseks on redoks- või standardsed elektroodipotentsiaalid. Teeme näiteks kindlaks, kas raudkatioon Fe 3+ suudab oksüdeerida halogeenianioone KCl-s, KBr-s ja KI-s. Teades standardseid elektroodide potentsiaale ( 0), saame arvutada protsessi elektromotoorjõu (EMF). Seda määratletakse kui erinevust oksüdeeriva aine ja redutseerija potentsiaalide vahel ning reaktsioon toimub positiivse EMF väärtuse korral:

Tabel 5.1

Lekke võimaluse kindlaksmääramine
redoksprotsessid
põhineb elektroodide standardpotentsiaalidel

Tabel 5.1 näitab, et ainult üks uuritavatest protsessidest on võimalik. Tõepoolest, kõigist ülaltoodud kaaliumhalogeniididest reageerib raudtrikloriidiga ainult KI:

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I 2 + 2KCl.

Protsessi suuna määramiseks on veel üks lihtne viis. Kui kirjutada kaks protsessi poolreaktsiooni võrrandit üksteise alla nii, et ülemise poolreaktsiooni elektroodi standardpotentsiaal on väiksem kui alumise, siis näitab nende vahele kirjutatud täht Z (joon. 5.2). selle otstega lubatud protsessi etappide suunad (reegel Z).

Samadest ainetest saab söötme pH-d muutes erinevaid tooteid. Näiteks happelises keskkonnas redutseeritakse permanganaadi anioon mangaan(II) ühendiks:

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5Na2SO4 + 3H2O.

Neutraalses keskkonnas moodustub mangaandioksiid MnO 2:

2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O = 2KOH + 2MnO2 + 3Na2SO4.

Aluselises keskkonnas redutseeritakse permanganaadi anioon manganaadi aniooniks:

2КМnО 4 + Na 2 SO 3 + 2KOH = 2К 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O.

5.5. Harjutused

1. Määrake aatomite oksüdatsiooniastmed järgmistes ühendites: BaO 2, CsO 2, RbO 3, F 2 O 2, LiH, F 2, C 2 H 5 OH, tolueen, bensaldehüüd, äädikhape.

Üks keemia põhimõisteid, mida kasutatakse laialdaselt redoksreaktsioonide võrrandite koostamisel, on oksüdatsiooni olek aatomid.

Praktilistel eesmärkidel (redoksreaktsioonide võrrandite koostamisel) on mugav esitada polaarsete sidemetega molekulides aatomite laenguid täisarvudena, mis on võrdsed laengutega, mis tekiksid aatomitel, kui valentselektronid viidaks täielikult üle elektronegatiivsematele aatomitele. ehk e. kui sidemed oleksid täielikult ioonsed. Neid laengu väärtusi nimetatakse oksüdatsiooniolekuteks. Lihtaine mis tahes elemendi oksüdatsiooniaste on alati 0.

Keeruliste ainete molekulides on mõnel elemendil alati konstantne oksüdatsiooniaste. Enamikku elemente iseloomustavad varieeruvad oksüdatsiooniastmed, mis erinevad nii märgi kui ka suuruse poolest, olenevalt molekuli koostisest.

Sageli on oksüdatsiooniaste võrdne valentsiga ja erineb sellest ainult märgi poolest. Kuid on ühendeid, milles elemendi oksüdatsiooniaste ei ole võrdne selle valentsiga. Nagu juba märgitud, sisse lihtsad ained Elemendi oksüdatsiooniaste on alati null, olenemata selle valentsusest. Tabelis võrreldakse mõne elemendi valentsi ja oksüdatsiooniastet erinevates ühendites.

Aatomi (elemendi) oksüdatsiooniaste ühendis on tingimuslik laeng, mis arvutatakse eeldusel, et ühend koosneb ainult ioonidest. Oksüdatsiooniastme määramisel eeldatakse tinglikult, et ühendis olevad valentselektronid kanduvad üle elektronegatiivsematele aatomitele ja seetõttu koosnevad ühendid positiivselt ja negatiivselt laetud ioonidest. Tegelikkuses ei toimu enamikul juhtudel täielikku elektronide loovutamist, vaid ainult elektronpaari nihkumist ühelt aatomilt teisele. Siis saame anda teise definitsiooni: Oksüdatsiooniaste on üks elektrilaeng, mis tekiks aatomil, kui elektronpaarid, millega ta on ühenduses teiste aatomitega ühenduses, viidaks üle elektronegatiivsematele aatomitele ja identseid aatomeid ühendavad elektronpaarid nende vahel ära jagada.

Oksüdatsiooniastmete arvutamisel kasutatakse seeriat lihtsad reeglid:

1 . Elementide oksüdatsiooniaste lihtainetes, nii ühe- kui ka molekulaarsetes, on null (Fe 0, O 2 0).

2 . Üheaatomilise iooni kujul oleva elemendi oksüdatsiooniaste on võrdne selle iooni laenguga (Na +1, Ca +2, S –2).

3 . Kovalentse polaarse sidemega ühendites viitab negatiivne laeng elektronegatiivsemale aatomile ja positiivne laeng vähem elektronegatiivsele aatomile ning elementide oksüdatsiooniastmed on järgmised:

Fluori oksüdatsiooniaste ühendites on alati -1;

Hapniku oksüdatsiooniaste ühendites on -2 (); välja arvatud peroksiidid, kus see on formaalselt võrdne -1 (), hapniku fluoriid, kus see on võrdne +2 (), samuti superoksiidid ja osoniidid, milles hapniku oksüdatsiooniaste on -1/2;

Vesiniku oksüdatsiooniaste ühendites on +1 (), välja arvatud metallhüdriidid, kus see on -1 ( );

Leelis- ja leelismuldelementide oksüdatsiooniastmed on vastavalt +1 ja +2.

Enamikul elementidel võib olla muutuv oksüdatsiooniaste.

4 . Oksüdatsiooniastmete algebraline summa neutraalses molekulis võrdub nulliga, kompleksioonis on see võrdne iooni laenguga.

Muutuva oksüdatsiooniastmega elementide puhul on selle väärtust lihtne arvutada, teades ühendi valemit ja kasutades reeglit nr 4. Näiteks on vaja määrata fosfori oksüdatsiooniaste fosforhappes H 3 PO 4. Kuna hapniku CO = –2 ja vesiniku CO = +1, siis selleks, et fosfori summa oleks null, peab oksüdatsiooniaste olema +5:

Näiteks NH 4 Cl-s on kõigi vesinikuaatomite oksüdatsiooniastmete summa 4×(+1) ja kloori oksüdatsiooniaste on -1, seetõttu peab lämmastiku oksüdatsiooniaste olema võrdne -3-ga. SO 4 2– sulfaadioonis on nelja hapnikuaatomi oksüdatsiooniastmete summa -8, seega peab väävli oksüdatsiooniaste olema +6, et iooni kogulaeng oleks -2.

Enamiku ühendite oksüdatsiooniastme mõiste on tingimuslik, kuna ei peegelda aatomi tegelikku efektiivset laengut, kuid seda mõistet kasutatakse keemias väga laialdaselt.

Maksimaalne ja mittemetallide puhul minimaalne oksüdatsiooniaste sõltub perioodiliselt D.I. seerianumbrist. Mendelejev, mis on tingitud aatomi elektroonilisest struktuurist.

Element	Oksüdatsiooniastme väärtused ja ühendite näited
F	–1 (HF, KF)
O	–2 (H20, CaO, CO2); –1 (H202); +2 (2-st)
N	–3 (NH3); –2(N2H4); –1 (NH20H); +1 (N2O); +2 (EI); +3 (N2O3, HNO2); +4 (NO 2); +5 (N 2 O 5, HNO 3)
Cl	–1 (HCl, NaCl); +1 (NaClO); +3 (NaClO2); +5 (NaClO3); +7 (Cl 2 O 7, NaClO 4)
Br	–1 (KBr); +1 (BrF); +3 (BrF 3); +5 (KBrO 3)
I	–1 (HI); +1 (ICl); +3 (IC13); +5 (1205); +7 (IO 3 F, K 5 IO 6)
C	-4 (CH4); +2 (CO); +4 (CO 2, CCl 4)
Si	–4 (Ca 2 Si); +2 (SiO); +4 (SiO 2, H 2 SiO 3, SiF 4)
H	–1 (LiH); +1 (H2O, HCl)
S	–2 (H2S, FeS); +2 (Na2S2O3); +3 (Na2S2O4); +4 (SO 2, Na 2SO 3, SF 4); +6 (SO 3, H 2 SO 4, SF 6)
Vaata, Te	–2 (H2Se, H2Te); +2 (SeCl2, TeCl2); +4 (SeO 2, TeO 2); +6 (H 2 SeO 4, H 2 TeO 4)
P	–3 (PH 3); +1 (H3PO2); +3 (H3PO3); +5 (P 2 O 5, H 3 PO 4)
Nagu, Sb	–3 (GaAs, Zn 3 Sb 2); +3 (AsCl3, Sb2O3); +5 (H 3 AsO 4, SbCl 5)
Li, Na, K	+1 (NaCl)
Ole, Mg, Ca	+2 (MgO, CaCO 3)
Al	+3 (Al 2 O 3, AlCl 3)
Kr	+2 (CrCl2); +3 (Cr2O3, Cr2(SO4)3); +4 (Cr02); +6 (K 2 CrO 4, K 2 Cr 2 O 7)
Mn	+2 (MnS04); +3 (Mn2(SO4)3); +4 (MnO2); +6 (K2MnO4); +7 (KMnO 4)
Fe	+2 (FeO, FeSO 4); +3 (Fe203, FeCl3); +4 (Na2FeO3)
Cu	+1 (Cu20); +2 (CuO, CuSO 4, Cu 2 (OH) 2 CO 3)
Ag	+1 (AgNO 3)
Au	+1 (AuCl); +3 (AuCl 3, KAuCl 4)
Zn	+2 (ZnO, ZnSO 4)
Hg	+1 (Hg2Cl2); +2 (HgO, HgCl 2)
Sn	+2 (SnO); +4 (SnO 2, SnCl 4)
Pb	+2 (PbO, PbS04); +4 (PbO 2)

Keemilistes reaktsioonides peab olema täidetud kõigi aatomite oksüdatsiooniastmete algebralise summa säilimise reegel. Täisvõrrandis keemiline reaktsioon oksüdatsiooni- ja redutseerimisprotsessid peavad üksteist täpselt kompenseerima. Kuigi oksüdatsiooniaste, nagu eespool märgitud, on üsna formaalne mõiste, kasutatakse seda keemias järgmistel eesmärkidel: esiteks redoksreaktsioonide võrrandite koostamiseks ja teiseks ennustamiseks. Ühenduses olevate elementide redoksreaktsioonide omadused.

Paljusid elemente iseloomustavad mitmed oksüdatsiooniastmete väärtused ja selle oksüdatsiooniastme arvutamisel saab ennustada redoksomadusi: kõrgeima negatiivse oksüdatsiooniastmega element saab loovutada ainult elektrone (oksüdeeruda) ja olla redutseerija kõige kõrgemal. positiivses oksüdatsiooniastmes võib see vastu võtta ainult elektrone (redutseerida) ja olla oksüdeeriv aine, vahepealsetes oksüdatsiooniastmetes - nii oksüdeerida kui ka redutseerida.

Oksüdatsioon-redutseerimine on üks, omavahel seotud protsess. Oksüdatsioon vastab elemendi oksüdatsiooniastme tõusule ja taastumine - selle vähendamine.

Paljudes õpikutes peetakse kinni oksüdatsiooni tõlgendamisest elektronide kadumisena ja redutseerimisest kui nende juurdekasvust. See vene teadlase Pisarževski (1916) välja pakutud lähenemine on rakendatav elektroodidel toimuvate elektrokeemiliste protsesside puhul ning on seotud ioonide ja molekulide tühjendamisega (laadimisega).

Oksüdatsiooniastmete muutuste seletus elektronide eemaldamise ja lisamise protsessidena on aga üldiselt vale. Seda saab rakendada mõnele lihtsale ioonile, näiteks

Cl - -®Cl 0.

Aatomite oksüdatsiooniastme muutmiseks keerulistes ioonides nagu

CrO 4 2 - ®Cr +3

kroomi positiivse oksüdatsiooniastme langus +6-lt +3-le vastab positiivse laengu väiksemale tegelikule suurenemisele (Cr-l CrO 4 2-l - reaalne laeng "+0,2 elektronlaengut ja Cr-l +3 - +2-lt kuni +1,5 erinevates ühendustes).

Laengu ülekandmine redutseerijalt oksüdeerivale ainele, mis on võrdne oksüdatsiooniastme muutumisega, toimub teiste osakeste, näiteks H + ioonide, osalusel:

CrO42 - + 8H + + 3®Cr +3 + 4H2O.

Esitatud kirje on nn poolreaktsioonid .

Seotud Informatsioon.