Типични редуктори и окислители - studopediya
Redox реакции - реакция, която върви с промяна в окисление на елементи. Степента на окисление - заряда се обуславя атома в молекулата, където се предполага, че всички полярни йонни връзки.
Окисляването - процесът на електронен удар.
Възстановяване - е процесът на свързване на електрони.
Окислителят - е атом, молекула или йон, който приема електрони и намалява неговата степен на окисление, т.е. възстановено.
Редуциращ агент - е атом, молекула или йон, което дава електрони и увеличава неговата степен на окисление, т.е. окислява.
Recovery: а) метали - по-малко от потенциала на йонизация, по-силни редуциращи свойства; б) комбиниране на елементите в долните окислителни състояния (NH3. Н2 S, HBr, HI и др.), всички от чиито орбитален попълнено и може само да се откажат от електрони.
.... оксиданти: а) неметали (F2 Cl2 Br2 O2 и т.н.) - колкото по-голям афинитет електрон, толкова свойствата на окисляващ; б) метални йони в състояние високо окисляване (Fe3 + Mn 4+ 4+ Sn и т.н.) .... в) съединения с елементи в най-високи окислителни състояния (KMnO4. К2 CR2 О7. NaBiO3. HNO3. H 2SO 4 (конц.) и т.н.), който е дал всички валентните електрони, и може да бъде само оксиданти.
Съединения с елементи в междинни окислителни състояния (HNO2. Н2 SO3. Н 2О 2 и др.) Могат да проявяват окислители и редуктори свойства в зависимост от редокс свойства на втори реагент.
Оксиданти, като електрони, т.е. възстановяване, които се движат в редуцирана форма:
Recovery, като електрони, т.е., окислява се превърне в окислена форма:
По този начин, тъй като съществуват окислители и редуктори в нейната окислена (с по-висока степен на окисление на елемент) и разтворения (с по-ниска степен на окисление на елемент) форми. В този случай, за окисляване на характеристика преход от окислен до редуцирана форма, и за намаляване на характеристика на прехода от редуцира до окислена форма. Обратните процеси, които не са типични и не вярваме, например, че F - е редуциращ агент, и Na + - окислител.
Равновесието между окислени и намалени форми се характеризират с помощта на потенциала редокси, което зависи от концентрациите на окислени и намалени форми, реакционната среда, температурата и т.н. Тя може да бъде изчислена по уравнението на Нернст:
където [. Добре] - моларна концентрация на окислена форма;
[. Възстановяване] - моларна концентрация на редуцираната форма;
п - номер на електрони, участващи в реакцията на половината;
E 0 - стандартна стойност на потенциала на редокси; Е = E 0, ако [. Възстановяване] = [OK] = 1 мол / л;
Стойностите на стандартната електродни потенциали E 0 са показани в Таблици характеризират окислително и редукционни свойства на съединенията: Колкото по-положителна стойност повече E 0. окислителни свойства, и по-отрицателна стойност на Е повече 0. редуциращи свойства.
F2 + 2е ® 2F - E 0 = 2.87 в - силен окислител
Na + + 1е ® Na 0 E 0 = -2.71 до - силно намаляване
(Метод винаги се записва за редукционни реакции).
Тъй като реакцията на редокси е комбинация от две половинки реакции, окисление и редукция, се характеризира със стойност на разликата на стандартни електродни потенциали на окислител (Е 0 и) и редуктор (Е 0 Възстановяване) - електродвижеща сила (EMF) DE 0:
EMF DE 0 реакции, свързани с промяната на свободна енергия на Gibbs ГД. -nFDE DG = 0. От друга страна, DG е свързана с равновесната константа К на реакционната уравнение DG = -2,3RTlnK.
От последните две уравнения следва връзката между едн и равновесната константа на реакцията:
EMF Реакцията в концентрации, различни от стандарт (т.е., не е равно на 1 мол / л) DE е:
DE DE = 0 - (2,3RT / NF) LGK или DE DE = 0 - (0059 / п) LGK.
В случай на равновесие DG = 0 и следователно DE = 0. От DE = (0059 / п) LGK и К = 10 п D E / 0.059.
За спонтанна реакция се изисква: DG <0 или К>> 1, която съответства на състоянието DE 0> 0. Ето защо, за да се определи възможно изтичане на редукционната реакция се, трябва да се изчисли стойността 0. Ако DE DE 0> 0, реакцията продължава. Ако DE 0 <0, реакция не идет.
Пример 1. За определяне на възможността на реакцията
Решение: Ние откриваме, че йонна окислител е Fe 3. намалява до Fe 2. и намаляване - I -. окислява до I2. Четене на стойностите на масата на стандартни електродни потенциали: E 0 (Fe 3 / Fe + 2) = 0,77, и в 0 E (I2 / 2I -) = 0,54 инча DE изчисли 0:
DE = 0 E 0 ° С - Възстановяване E 0 = 0,77 - 0,54 = 0,23> 0.
Реакцията е възможно, DE 0> 0.
Пример 2. За да се определи възможността на реакцията
Решение. Ние считаме, че е окислителят перманганат йонни MnO4 -. подвижен в Mn 2. и намаляване - хлоридния йон преминава в CL2 хлорен газ. Определена от масата на потенциали: E 0 (MnO4 - / Mn + 2) = 1,51, и в 0 E (Cl2 / 2Cl -) = 1,36 инча пресмятам
DE = 0 E 0 ° С - Е 0 Възстановяване = 1.51 - 1.36 = 0.15> 0.
Реакцията е възможно, DE 0> 0.