Typ lekcie. Získavanie nových vedomostí.

Ciele lekcie.Vzdelávacie. Oboznámiť študentov s novou klasifikáciou chemických reakcií na základe zmien oxidačných stavov prvkov - s redoxnými reakciami (ORD); naučiť študentov usporiadať koeficienty pomocou metódy elektronickej rovnováhy.

Rozvíjanie. Pokračovať v rozvoji logického myslenia, schopnosti analyzovať a porovnávať, formovať záujem o predmet.

Vzdelávacie. Formovať vedecký svetonázor študentov; zlepšiť pracovné zručnosti.

Metódy a metodologické techniky. Príbeh, rozhovor, ukážka názorných pomôcok, samostatná práca žiakov.

Vybavenie a činidlá. Reprodukcia zobrazujúca Rhodský kolos, algoritmus umiestňovania koeficientov podľa metódy elektronickej váhy, tabuľka typických oxidačných a redukčných činidiel, krížovka; Fe (necht), roztoky NaOH, СuSO 4 .

POČAS VYUČOVANIA

Úvod

(motivácia a stanovenie cieľov)

učiteľ. V III storočí. BC. na ostrove Rhodos postavili pamätník v podobe obrovskej sochy Hélia (u Grékov - boha Slnka). Grandiózny nápad a dokonalosť prevedenia Rodoského kolosu – jedného z divov sveta – ohromila každého, kto ho videl.

Nevieme presne, ako socha vyzerala, ale je známe, že bola vyrobená z bronzu a dosahovala výšku asi 33 m. Sochu vytvoril sochár Haret a jej stavba trvala 12 rokov.

Bronzová škrupina bola pripevnená k železnému rámu. Dutá socha sa začala stavať odspodu a ako rástla, bola vyplnená kameňmi, aby bola stabilnejšia. Približne 50 rokov po dokončení stavby sa Kolos zrútil. Počas zemetrasenia sa zlomil na úrovni kolien.

Vedci sa domnievajú, že skutočným dôvodom krehkosti tohto zázraku bola korózia kovu. A v srdci korózneho procesu sú redoxné reakcie.

Dnes sa v lekcii zoznámite s redoxnými reakciami; dozvedieť sa o pojmoch „redukčné činidlo“ a „oxidačné činidlo“, o procesoch redukcie a oxidácie; naučiť sa usporiadať koeficienty v rovniciach redoxných reakcií. Napíšte si do zošitov číslo, tému hodiny.

Učenie sa nového materiálu

Učiteľ robí dva demonštračné pokusy: interakciu síranu meďnatého s alkáliou a interakciu tej istej soli so železom.

učiteľ. Napíšte molekulové rovnice uskutočnených reakcií. V každej rovnici usporiadajte oxidačné stavy prvkov do vzorcov východiskových materiálov a reakčných produktov.

Študent napíše na tabuľu reakčné rovnice a usporiada oxidačné stavy:

učiteľ. Zmenili sa pri týchto reakciách oxidačné stavy prvkov?

Študent. V prvej rovnici sa oxidačné stavy prvkov nezmenili, ale v druhej sa zmenili - u medi a železa.

učiteľ. Druhá reakcia je redoxná. Skúste definovať redoxné reakcie.

Študent. Reakcie, v dôsledku ktorých sa menia oxidačné stavy prvkov tvoriacich reaktanty a reakčné produkty, sa nazývajú redoxné reakcie.

Žiaci si zapisujú do zošita pod diktátom učiteľa definíciu redoxných reakcií.

učiteľ. Čo sa stalo v dôsledku redoxnej reakcie? Pred reakciou malo železo oxidačný stav 0, po reakcii bolo +2. Ako vidíte, oxidačný stav sa zvýšil, preto železo odovzdá 2 elektróny.

Meď má pred reakciou oxidačný stav +2 a po reakcii 0. Ako vidíte, oxidačný stav sa znížil. Preto meď prijíma 2 elektróny.

Železo daruje elektróny, je redukčným činidlom a proces prenosu elektrónov sa nazýva oxidácia.

Meď prijíma elektróny, je oxidačným činidlom a proces pridávania elektrónov sa nazýva redukcia.

Píšeme schémy týchto procesov:

Uveďte teda definíciu pojmov „redukčné činidlo“ a „oxidačné činidlo“.

Študent. Atómy, molekuly alebo ióny, ktoré darujú elektróny, sa nazývajú redukčné činidlá.

Atómy, molekuly alebo ióny, ktoré prijímajú elektróny, sa nazývajú oxidačné činidlá.

učiteľ. Aká je definícia redukčných a oxidačných procesov?

Študent. Regenerácia je proces pridávania elektrónov k atómu, molekule alebo iónu.

Oxidácia je proces, pri ktorom sú elektróny prenášané atómom, molekulou alebo iónom.

Žiaci píšu definície do zošita pod diktátom a dokresľujú.

Pamätajte!

Darujte elektróny - oxidujte.

Vezmite elektróny - zotavte sa.

učiteľ. Oxidáciu vždy sprevádza redukcia a naopak, redukcia je vždy spojená s oxidáciou. Počet elektrónov darovaných redukčným činidlom sa rovná počtu elektrónov pripojených oxidačným činidlom.

Na výber koeficientov v rovniciach redoxných reakcií sa používajú dve metódy - elektrónová rovnováha a elektrónovo-iónová rovnováha (metóda polovičnej reakcie).

Budeme brať do úvahy iba metódu elektronickej váhy. Na tento účel používame algoritmus na usporiadanie koeficientov pomocou metódy elektronickej rovnováhy (nakreslený na kus papiera).

PRÍKLAD Usporiadajte koeficienty v tejto reakčnej schéme pomocou metódy elektrónovej rovnováhy, určte oxidačné činidlo a redukčné činidlo, uveďte procesy oxidácie a redukcie:

Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2.

Použijeme algoritmus na umiestnenie koeficientov metódou elektronickej váhy.

3. Vypíšme prvky, ktoré menia stupeň oxidácie:

4. Zostavte elektronické rovnice, určte počet daných a prijatých elektrónov:

5. Počet daných a prijatých elektrónov musí byť rovnaký, pretože ani reaktanty ani produkty reakcie nie sú nabité. Počet daných a prijatých elektrónov vyrovnáme výberom najmenšieho spoločného násobku (LCM) a ďalších faktorov:

6. Výsledné multiplikátory sú koeficienty. Koeficienty prenesieme do reakčnej schémy:

Fe203 + 3CO \u003d 2Fe + 3CO2.

Látky, ktoré sú oxidačnými alebo redukčnými činidlami v mnohých reakciách, sa nazývajú typické.

Je zverejnená tabuľka vytvorená na hárku Whatman.

učiteľ. Redoxné reakcie sú veľmi časté. Sú spojené nielen s koróznymi procesmi, ale aj s fermentáciou, rozkladom, fotosyntézou a metabolickými procesmi vyskytujúcimi sa v živom organizme. Možno ich pozorovať pri spaľovaní paliva. Redoxné procesy sprevádzajú cykly látok v prírode.

Vedeli ste, že denne sa v atmosfére vytvorí okolo 2 miliónov ton kyseliny dusičnej, resp
700 miliónov ton ročne a vo forme slabého roztoku spadne na zem s dažďom (človek vyprodukuje len 30 miliónov ton kyseliny dusičnej ročne).

Čo sa deje v atmosfére?

Vzduch obsahuje 78 % objemu dusíka, 21 % kyslíka a 1 % iných plynov. Pri pôsobení bleskových výbojov a priemerne 100 bleskov na Zemi každú sekundu interagujú molekuly dusíka s molekulami kyslíka za vzniku oxidu dusnatého (II):

Oxid dusnatý (II) sa ľahko oxiduje vzdušným kyslíkom na oxid dusnatý (IV):

NO + O2NO2.

Výsledný oxid dusnatý (IV) interaguje so vzdušnou vlhkosťou v prítomnosti kyslíka a mení sa na kyselinu dusičnú:

N02 + H20 + O2HN03.

Všetky tieto reakcie sú redoxné reakcie.

Cvičenie . Usporiadajte koeficienty vo vyššie uvedených reakčných schémach pomocou metódy elektronickej rovnováhy, uveďte oxidačné činidlo, redukčné činidlo, oxidačné a redukčné procesy.

Riešenie

1. Určme oxidačné stavy prvkov:

2. Symboly prvkov, ktorých oxidačné stavy sa menia, podčiarkneme:

3. Vypíšme prvky, ktoré zmenili svoje oxidačné stavy:

4. Zostavte elektronické rovnice (určte počet daných a prijatých elektrónov):

5. Počet daných a prijatých elektrónov je rovnaký.

6. Prenesme koeficienty z elektronických obvodov do reakčnej schémy:

Ďalej sú študenti vyzvaní, aby samostatne usporiadali koeficienty pomocou metódy elektronickej rovnováhy, určili oxidačné činidlo, redukčné činidlo, označili procesy oxidácie a redukcie v iných procesoch vyskytujúcich sa v prírode.

Ďalšie dve reakčné rovnice (s koeficientmi) sú:

Kontrola správnosti úloh sa vykonáva pomocou kodoskopu.

Záverečná časť

Učiteľ vyzve žiakov, aby na základe preberanej látky vylúštili krížovku. Výsledok práce sa odovzdá na overenie.

Po uhádnutí krížovka, dozviete sa, že látky KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, O 3 sú silné ... (vertikálne (2)).

Vodorovne:

1. Aký proces odráža schéma:

3. Reakcia

N2 (g.) + 3H2 (g.) 2NH3 (g.) + Q

je redoxný, reverzibilný, homogénny, … .

4. ... uhlík(II) je typické redukčné činidlo.

5. Aký proces odráža schéma:

6. Na výber koeficientov v rovniciach redoxných reakcií sa používa metóda elektronickej ....

7. Podľa schémy dal hliník ... elektrón.

8. V reakcii:

H2 + Cl2 \u003d 2HCl

vodík H2 - ....

9. Aký typ reakcií sú vždy iba redoxné reakcie?

10. Oxidačný stav jednoduchých látok je ....

11. V reakcii:

redukcia...

Domáca úloha. Podľa učebnice O.S. Gabrielyana "Chémia-8" § 43, s. 178–179, býv. 1, 7 písomne.

Úloha (doma). Konštruktéri prvých kozmických lodí a ponoriek čelili problému: ako udržať konštantné zloženie vzduchu na lodi a vesmírnych staniciach? Zbaviť sa prebytočného oxidu uhličitého a doplniť kyslík? Riešenie sa našlo.

Superoxid draselný KO2 tvorí kyslík v dôsledku interakcie s oxidom uhličitým:

Ako vidíte, ide o redoxnú reakciu. Kyslík je v tejto reakcii oxidačným aj redukčným činidlom.

Vo vesmírnej expedícii sa počíta každý gram nákladu. Vypočítajte zásoby superoxidu draselného, ​​ktoré je potrebné prijať pri vesmírnom lete, ak je let navrhnutý na 10 dní a ak posádku tvoria dvaja ľudia. Je známe, že človek vydýchne 1 kg oxidu uhličitého za deň.

(Odpoveď. 64,5 kg KO2. )

Úloha (zvýšená úroveň zložitosti). Napíšte rovnice pre redoxné reakcie, ktoré mohli viesť k zničeniu Rodoského kolosu. Majte na pamäti, že táto obrovská socha stála v prístavnom meste na ostrove v Egejskom mori pri pobreží moderného Turecka, kde je vlhký stredomorský vzduch nasýtený soľami. Bol vyrobený z bronzu (zliatina medi a cínu) a upevnený na železnom ráme.

Literatúra

Gabrielyan O.S.. Chémia-8. Moskva: Drop, 2002;
Gabrielyan O.S., Voskoboynikova N.P., Yashukova A.V. Príručka učiteľa. 8. trieda. Moskva: Drop, 2002;
Cox R., Morris N. Sedem divov sveta. Staroveký svet, stredovek, naša doba. M.: BMM AO, 1997;
Malá detská encyklopédia. Chémia. M.: Ruské encyklopedické partnerstvo, 2001; Encyklopédia pre deti "Avanta +". Chémia. T. 17. M.: Avanta+, 2001;
Khomchenko G.P., Sevastyanova K.I. Redoxné reakcie. Moskva: Vzdelávanie, 1989.

Kapitola 10

Redoxné reakcie.

Redoxné reakcie – sú to reakcie, ku ktorým dochádza pri zmene oxidačných stavov atómov prvkov, ktoré tvoria molekuly reagujúcich látok:

2Mg + O2  2MgO,

2KCl03 2KCl + 302.

Pripomeň si to oxidačný stav – toto je podmienený náboj atómu v molekule, ktorý vzniká z predpokladu, že elektróny nie sú vytesnené, ale sú úplne dané atómu elektronegatívnejšieho prvku.

Najviac elektronegatívnych prvkov v zlúčenine má negatívne oxidačné stavy a atómy prvkov s menšou elektronegativitou sú pozitívne.

Oxidačný stav je formálny pojem; v niektorých prípadoch sa hodnota oxidačného stavu prvku nezhoduje s jeho mocnosťou.

Ak chcete nájsť oxidačný stav atómov prvkov, ktoré tvoria reaktanty, mali by ste mať na pamäti nasledujúce pravidlá:

1. Oxidačný stav atómov prvkov v molekulách jednoduchých látok je nulový.

Napríklad:

Mg0, Cu0.

2. Oxidačný stav atómov vodíka v zlúčeninách je zvyčajne +1.

Napríklad: +1 +1

Výnimky: v hydridoch (zlúčeniny vodíka s kovmi) je stupeň oxidácie atómov vodíka –1.

Napríklad:

NaH-1.

3. Oxidačný stav atómov kyslíka v zlúčeninách je zvyčajne -2.

Napríklad:

H20-2, CaO-2.

Výnimky:

 Oxidačný stav kyslíka vo fluoride kyslíku (OF 2) je +2.

 stupeň oxidácie kyslíka v peroxidoch (H 2 O 2, Na 2 O 2) obsahujúcich skupinu –O–O– je –1.

4. Oxidačný stav kovov v zlúčeninách je zvyčajne kladná hodnota.

Napríklad: +2

5. Oxidačný stav nekovov môže byť negatívny aj pozitívny.

Napríklad: –1 +1

6. Suma c oxidačné stavy všetkých atómov v molekule sú nulové.

Redoxné reakcie sú dva vzájomne súvisiace procesy - oxidačný proces a redukčný proces.

Oxidačný proces – je to proces darovania elektrónov atómom, molekulou alebo iónom; v tomto prípade sa oxidačný stav zvyšuje a látka je redukčným činidlom:

– 2ē  2H + oxidačný proces,

oxidačný proces Fe +2 – ē  Fe +3,

2J – – 2ē  oxidačný proces.

Redukčný proces je proces pridávania elektrónov, zatiaľ čo oxidačný stav klesá a látka je oxidačným činidlom:

+ 4ē  2O –2 redukčný proces,

Mn +7 + 5ē  proces redukcie Mn +2,

Cu +2 +2ē  Proces redukcie Cu 0.

Oxidačné činidlo – látka, ktorá prijíma elektróny a pri tom sa redukuje (zníži sa oxidačný stav prvku).

Redukčné činidlo – látka, ktorá daruje elektróny a zároveň sa oxiduje (zníži sa oxidačný stav prvku).

Na základe hodnoty redoxného potenciálu, ktorá sa vypočíta z hodnoty štandardného redoxného potenciálu, je možné urobiť rozumný záver o charaktere správania sa látky v špecifických redoxných reakciách. V niektorých prípadoch je však možné bez toho, aby sme sa uchýlili k výpočtom, ale so znalosťou všeobecných vzorcov, určiť, ktorá látka bude oxidačným činidlom a ktorá bude redukčným činidlom, a urobiť záver o povahe redoxnej reakcie. .

Typické redukčné činidlá sú:

 niektoré jednoduché látky:

kovy: napr. Na, Mg, Zn, Al, Fe,

nekovy: napríklad H2, C, S;

 niektoré zložité látky: napríklad sírovodík (H 2 S) a sulfidy (Na 2 S), siričitany (Na 2 SO 3), oxid uhoľnatý (II) (CO), halogenovodík (HJ, HBr, HCI) a soli halogenovodíkových kyselín (KI, NaBr), amoniak (NH 3);

 katióny kovov v nižších oxidačných stupňoch: napríklad SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3;

 katóda pri elektrolýze.

Typické oxidačné činidlá sú:

 niektoré jednoduché látky - nekovy: napríklad halogény (F 2, CI 2, Br 2, I 2), chalkogény (O 2, O 3, S);

 niektoré zložité látky: napríklad kyselina dusičná (HNO 3), kyselina sírová (H 2 SO 4 konc.), premanganát draselný (K 2 MnO 4), dvojchróman draselný (K 2 Cr 2 O 7), chróman draselný (K 2 CrO 4), oxid mangánu (IV) (MnO 2), oxid olovnatý (PbO 2), chlorečnan draselný (KCIO 3), peroxid vodíka (H 2 O 2);

 Anóda počas elektrolýzy.

Pri zostavovaní rovníc redoxných reakcií treba mať na pamäti, že počet elektrónov darovaných redukčným činidlom sa rovná počtu elektrónov prijatých oxidačným činidlom.

Existujú dva spôsoby zostavovania rovníc redoxných reakcií - metóda elektrónovej rovnováhy a metóda elektrón-ión (metóda polovičnej reakcie) .

Pri zostavovaní rovníc redoxných reakcií metódou elektrónovej rovnováhy treba dodržať určitý postup. Zvážte postup zostavovania rovníc touto metódou na príklade reakcie medzi manganistanom draselným a siričitanom sodným v kyslom prostredí.

Zapíšeme reakčnú schému (uvedieme činidlá a reakčné produkty):

Určujeme oxidačný stav atómov prvkov, ktoré menia jeho hodnotu:

7 + 4 + 2 + 6

KMn04 + Na2S03 + H2S04 → MnS04 + Na2S04 + K2S04 + H20.

3) Zostavíme schému elektronickej rovnováhy. Za týmto účelom zapíšeme chemické znaky prvkov, ktorých atómy menia svoj oxidačný stav, a určíme, koľko elektrónov dáva alebo pridáva zodpovedajúce atómy alebo ióny.

Uvádzame procesy oxidácie a redukcie, oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

Vyrovnáme počet daných a prijatých elektrónov, a tak určíme koeficienty pre redukčné činidlo a oxidačné činidlo (v tomto prípade sa rovnajú 5 a 2):

5 S +4 - 2 e- → S +6 oxidačný proces, redukčné činidlo

2 Mn +7 + 5 e- → Mn +2 redukčný proces, oxidačné činidlo.

2KMn04 + 5Na2S03 + 8H2S04 \u003d 2MnS04 + 5Na2S04 + K2S04 + 8H20.

5) Ak vodík a kyslík nemenia svoje oxidačné stavy, potom sa ich počet spočíta ako posledný a potrebný počet molekúl vody sa pridá na ľavú alebo pravú stranu rovnice.

Redoxné reakcie sú rozdelené do troch typov: intermolekulárne, intramolekulárne a samooxidačné reakcie – samoliečenie (disproporcionácia).

Reakcie medzimolekulovej oxidácie - redukcia sa nazývajú redoxné reakcie, pri ktorých sú oxidačné činidlo a redukčné činidlo zastúpené molekulami rôznych látok.

Napríklad:

2Al + Fe 2 O 3 \u003d 2 Fe + Al 2 O 3,

Al 0 - 3e - → Al +3 oxidácia, redukčné činidlo,

Fe +3 +3e – → redukcia Fe 0, oxidačné činidlo.

Pri tejto reakcii sú redukčné činidlo (Al) a oxidačné činidlo (Fe +3) súčasťou rôznych molekúl.

Reakcie intramolekulárnej oxidácie – zotavenie sa nazývajú reakcie, pri ktorých sú oxidačné činidlo a redukčné činidlo súčasťou tej istej molekuly (a sú reprezentované buď rôznymi prvkami alebo jedným prvkom, ale s rôznymi oxidačnými stavmi):

2 KClO 3 \u003d KCl + 3 O 2

2 CI +5 + 6e – → CI –1 redukcia, okysličovadlo

3 2O –2 – 4e – → oxidačné, redukčné činidlo

Pri tejto reakcii sú redukčné činidlo (O-2) a oxidačné činidlo (CI +5) súčasťou tej istej molekuly a sú reprezentované rôznymi prvkami.

Pri reakcii tepelného rozkladu dusitanu amónneho menia atómy toho istého chemického prvku, dusíka, ktoré sú súčasťou jednej molekuly, svoje oxidačné stavy:

NH4N02 \u003d N2 + 2H20

N –3 – 3e – → N 0 redukcia, okysličovadlo

N +3 + 3e - → N 0 oxidačné, redukčné činidlo.

Reakcie tohto typu sa často nazývajú reakcie. kontraproporcionalita .

Autooxidačné reakcie– samoliečba(neprimeranosť) - Ide o reakcie, v priebehu ktorých ten istý prvok s rovnakým oxidačným stavom sám zvyšuje aj znižuje svoj oxidačný stav.

Napríklad: 0 -1 +1

Cl2 + H20 \u003d HCl + HCIO

CI 0 + 1e – → CI –1 redukcia, okysličovadlo

CI 0 - 1e - → CI +1 oxidačné, redukčné činidlo.

Disproporcionačné reakcie sú možné, keď prvok v pôvodnej látke má stredný oxidačný stav.

Vlastnosti jednoduchých látok možno predpovedať podľa polohy atómov ich prvkov v periodickej sústave prvkov D.I. Mendelejev. Takže všetky kovy v redoxných reakciách budú redukčnými činidlami. Oxidačnými činidlami môžu byť aj katióny kovov. Nekovy vo forme jednoduchých látok môžu byť oxidačnými aj redukčnými činidlami (okrem fluóru a inertných plynov).

Oxidačná schopnosť nekovov sa zvyšuje v období zľava doprava av skupine zdola nahor.

Naopak, obnovovacie schopnosti klesajú zľava doprava a zdola nahor pre kovy aj nekovy.

Ak redoxná reakcia kovov prebieha v roztoku, potom na určenie redukčnej schopnosti použite rozsah štandardných elektródových potenciálov (rad činností kovov). V tejto sérii sú kovy usporiadané tak, že sa znižuje redukčná schopnosť ich atómov a zvyšuje sa oxidačná schopnosť ich katiónov ( pozri tabuľku. 9 aplikácií ).

Najaktívnejšie kovy, stojace v sérii štandardných elektródových potenciálov až po horčík, môžu reagovať s vodou a vytláčať z nej vodík.

Napríklad:

Ca + 2H20 \u003d Ca (OH)2 + H2

Pri interakcii kovov s roztokmi solí je potrebné mať na pamäti, že každý aktívnejší kov (neinteragujúci s vodou) je schopný vytlačiť (obnoviť) kov za sebou z roztoku svojej soli.

Atómy železa teda môžu obnoviť katióny medi z roztoku síranu meďnatého (CuSO 4):

Fe + CuSO4 \u003d Cu + FeSO4

Fe 0 - 2e - \u003d Fe +2 oxidácia, redukčné činidlo

Cu +2 + 2e - = Cu 0 redukcia, oxidačné činidlo.

V tejto reakcii sa železo (Fe) nachádza v rade aktivít pred meďou (Cu) a je aktívnejším redukčným činidlom.

Reakcia napríklad striebra s roztokom chloridu zinočnatého nebude možná, pretože striebro sa nachádza v sérii štandardných elektródových potenciálov napravo od zinku a je menej aktívnym redukčným činidlom.

Všetky kovy, ktoré sú v sérii aktivít až po vodík, môžu vytesniť vodík z roztokov bežných kyselín, to znamená, že ho obnovia:

Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2

Zn 0 - 2e - \u003d Zn +2 oxidácia, redukčné činidlo

2H + + 2e – → redukcia, oxidačné činidlo.

Kovy, ktoré sú v rade aktivít po vodíku, nezredukujú vodík z roztokov obyčajných kyselín.

Ak chcete zistiť, či môže existovať oxidačné činidlo alebo redukčné činidlo komplexná látka, je potrebné nájsť stupeň oxidácie prvkov, ktoré ju tvoria. Prvky, ktoré sú in najvyšší oxidačný stav , môže ju znížiť iba prijatím elektrónov. v dôsledku toho látky, ktorých molekuly obsahujú atómy prvkov v najvyššom oxidačnom stave, budú iba oxidačnými činidlami .

Napríklad HN03, KMn04, H2S04 v redoxných reakciách budú fungovať len ako oxidačné činidlo. Oxidačné stavy dusíka (N +5), mangánu (Mn +7) a síry (S +6) v týchto zlúčeninách majú maximálne hodnoty (zhodujú sa s číslom skupiny tohto prvku).

Ak majú prvky v zlúčeninách najnižší oxidačný stav, potom ho môžu zvýšiť iba darovaním elektrónov. Zároveň také látky obsahujúce prvky v najnižšom oxidačnom stupni budú fungovať len ako redukčné činidlo .

Napríklad amoniak, sírovodík a chlorovodík (NH 3, H 2 S, HCI) budú iba redukčnými činidlami, pretože oxidačné stavy dusíka (N -3), síry (S -2) a chlóru (Cl -1) ) sú pre tieto prvky najnižšie .

Látky, ktoré obsahujú prvky so strednými oxidačnými stavmi, môžu byť oxidačnými aj redukčnými činidlami. v závislosti od konkrétnej reakcie. Môžu teda vykazovať redoxnú dualitu.

Medzi takéto látky patrí napríklad peroxid vodíka (H 2 O 2), vodný roztok oxidu sírového (IV) (kyselina sírová), siričitany atď. Podobné látky v závislosti od podmienok prostredia a prítomnosti silnejších oxidačných činidiel (redukčných činidlá), môžu v niektorých prípadoch vykazovať oxidačné vlastnosti av iných - redukčné.

Ako viete, mnohé prvky majú rôzny stupeň oxidácie a sú súčasťou rôznych zlúčenín. Napríklad síra v zlúčeninách H 2 S, H 2 SO 3, H 2 SO 4 a síra S vo voľnom stave má oxidačné stavy -2, +4, +6 a 0. Síra označuje prvky R-elektrónová rodina, jej valenčné elektróny sa nachádzajú na posl s- a R-podúrovne (...3 s 3R). Atóm síry s oxidačným stavom - 2 valenčné podúrovne je plne vybavený. Preto atóm síry s minimálnym oxidačným stavom (–2) môže iba darovať elektróny (oxidovať) a byť iba redukčným činidlom. Atóm síry s oxidačným stavom +6 stratil všetky svoje valenčné elektróny a v tomto stave môže prijímať iba elektróny (obnoviť sa). Preto atóm síry s maximálnym oxidačným stavom (+6) môže byť iba oxidačným činidlom.

Atómy síry so strednými oxidačnými stavmi (0, +4) môžu elektróny strácať aj získavať, to znamená, že môžu byť redukčnými aj oxidačnými činidlami.

Podobné úvahy platia aj pri zvažovaní redoxných vlastností atómov iných prvkov.

Charakter priebehu redoxnej reakcie ovplyvňuje koncentrácia látok, prostredie roztoku a sila oxidačného činidla a redukčného činidla. Koncentrovaná a zriedená kyselina dusičná teda reaguje odlišne s aktívnymi a neaktívnymi kovmi. Hĺbka redukcie dusíka (N+5) kyseliny dusičnej (oxidantu) bude určená aktivitou kovu (redukčného činidla) a koncentráciou (riedením) kyseliny.

4HN03 (konc.) + Cu \u003d Cu (N03)2 + 2N02 + 2H20,

8HN03 (razb.) + 3Cu \u003d 3Cu (N03)2 + 2NO + 4H20,

10HN03 (konc.) + 4Mg \u003d 4Mg (N03)2 + N20 + 5H20,

10HN03 (c. razb.) + 4Mg \u003d 4Mg (N03)2 + NH4N03 + 3H20.

Reakcia média má významný vplyv na priebeh redoxných procesov.

Ak sa ako oxidačné činidlo použije manganistan draselný (KMnO 4), potom v závislosti od reakcie média v roztoku sa Mn +7 zníži rôznymi spôsobmi:

v kyslom prostredí (do Mn +2) redukčným produktom bude soľ, napríklad MnSO 4,

v neutrálnom prostredí (do Mn +4) redukčným produktom bude MnO 2 alebo MnO (OH) 2,

v alkalickom prostredí (do Mn+6) redukčným produktom bude manganistan, napríklad K2Mn04.

Napríklad pri redukcii roztoku manganistanu draselného pomocou siričitanu sodného sa v závislosti od reakcie média získajú zodpovedajúce produkty:

kysléstreda –

2KMnO4 + 5Na2S03 + 3H2S04 = 5Na2S04 + 2MnS04 + K2S04 + H20

neutrálnystreda –

2KMnO4 + 3Na2S03 + H20 \u003d 3Na2S04 + 2Mn02 + 2KOH

zásaditéstreda –

2KMn04 + Na2S03 + 2NaOH \u003d Na2S04 + Na2Mn04 + K2Mn04 + H20.

Teplota systému ovplyvňuje aj priebeh redoxnej reakcie. Takže produkty interakcie chlóru s alkalickým roztokom sa budú líšiť v závislosti od teplotných podmienok.

Keď chlór reaguje s studený alkalický roztok Reakcia pokračuje tvorbou chloridu a chlórnanu:

Cl2 + KOH → KCI + KCIO + H20

CI 0 + 1e – → CI –1 redukcia, okysličovadlo

CI 0 - 1e - → CI +1 oxidačné, redukčné činidlo.

Ak vezmete horúci koncentrovaný roztok KOH potom v dôsledku interakcie s chlórom získame chlorid a chlorečnan:

0 t° -1 +5

3CI2 + 6KOH → 5KCI + KCIO3 + 3H20

5 │ CI 0 + 1e – → CI –1 redukcia, okysličovadlo

1 │ CI 0 - 5e - → CI +5 oxidačné, redukčné činidlo.

10.1. Otázky na sebaovládanie k téme

1. Aké reakcie sa nazývajú redoxné reakcie?

2. Aký je oxidačný stav atómu? Ako je to definované?

3. Aký je stupeň oxidácie atómov v jednoduchých látkach?

4. Aký je súčet oxidačných stavov všetkých atómov v molekule?

5. Aký proces sa nazýva oxidačný proces?

6. Aké látky sa nazývajú oxidačné činidlá?

7. Ako sa mení oxidačný stav oxidačného činidla pri redoxných reakciách?

8. Uveďte príklady látok, ktoré sú iba oxidačnými činidlami pri redoxných reakciách.

9. Aký proces sa nazýva proces obnovy?

10. Definujte pojem "redukčné činidlo".

11. Ako sa mení oxidačný stav redukčného činidla pri redoxných reakciách?

12. Ktoré látky môžu byť iba redukčnými činidlami?

13. Ktorý prvok je oxidačným činidlom pri reakcii zriedenej kyseliny sírovej s kovmi?

14. Ktorý prvok je oxidačným činidlom pri interakcii koncentrovanej kyseliny sírovej s kovmi?

15. Aká je funkcia kyseliny dusičnej pri redoxných reakciách?

16. Aké zlúčeniny môžu vzniknúť v dôsledku redukcie kyseliny dusičnej pri reakciách s kovmi?

17. Ktorý prvok je oxidačným činidlom v koncentrovanej, zriedenej a veľmi zriedenej kyseline dusičnej?

18. Akú úlohu môže zohrávať peroxid vodíka v redoxných reakciách?

19. Ako sú klasifikované všetky redoxné reakcie?

10.2. Testy na sebakontrolu vedomostí z teórie na tému "Oxidačno-redukčné reakcie"

Možnosť číslo 1

1) CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu,

2) CaC03 + CO2 + H20 \u003d Ca (HCO3)2,

3) S03 + H20 \u003d H2S04,

4) FeCl3 + 3NaOH \u003d Fe(OH)3 + 3NaCl,

5) NaHC03 + NaOH = Na2C03 + H20.

2. Na základe štruktúry atómov určte, pod akým číslom je uvedený vzorec iónu, ktorý môže byť iba oxidačným činidlom:

1) Mn
, 2) NO 3–, 3) ​​Br – , 4) S 2–, 5) NO 2–?

3. Pod akým číslom je vzorec látky, ktorá je najsilnejším redukčným činidlom, spomedzi nasledujúcich:

1) NO 3–, 2) Сu, 3) Fe, 4) Ca, 5) S?

4. Aké číslo udáva množstvo látky KMnO 4 v móloch, ktoré interaguje s 10 mólmi Na 2 SO 3 pri reakcii znázornenej podľa nasledujúcej schémy:

KMnO4 + Na2S03 + H2S04 → MnSO4 + Na2S04 + K2S04 + H20?

1) 4, 2) 2, 3) 5, 4) 3, 5) 1.

5. Aké číslo je disproporcionačná reakcia (samooxidácia - samoobnovenie)?

1) 2H2S + H2S03 \u003d 3S + 3H20,

2) 4KClO 3 \u003d KCl + 3 KClO 4,

3) 2F2 + 2H20 \u003d 4HF + O2.

4) 2Au 2 O 3 \u003d 4 Au + 3 O 2,

5) 2KCl03 \u003d 2KCl + 302.

Možnosť číslo 2

1. Pod akým číslom je uvedená rovnica redoxnej reakcie?

1) 4KClO 3 \u003d KCl + 3 KClO 4,

2) CaCO 3 \u003d CaO + CO 2,

3) CO2 + Na20 \u003d Na2C03,

4) CuOHCl + HCl \u003d CuCl2 + H20,

5) Pb (N03)2 + Na2S04 = PbS04 + 2NaN03.

2. Pod akým číslom je vzorec látky, ktorá môže byť iba redukčným činidlom:

1) SO 2, 2) NaClO, 3) KI, 4) NaN02, 5) Na2S03?

3. Pod akým číslom je vzorec látky, ktorá je najsilnejším oxidačným činidlom, spomedzi uvedených:

1) I2, 2) S, 3) F2, 4) O2, 5) Br2?

4. Pod akým číslom je za normálnych podmienok objem vodíka v litroch, ktorý možno získať z 9 g Al v dôsledku nasledujúcej redoxnej reakcie:

2Al + 6H20 \u003d 2Al (OH)3 + 3H2

1) 67,2, 2) 44,8, 3) 33,6, 4) 22,4, 5) 11,2?

5. Aké číslo je schéma redoxnej reakcie, ktorá prebieha pri pH > 7?

1) I 2 + H 2 O → HI + HIO,

2) FeSO 4 + HIO 3 + ... → I 2 + Fe(SO 4) 3 + ...,

3) KMn04 + NaN02 + ... → MnS04 + ...,

4) KMnO4 + NaN02 + ... → K2MnO4 + ...,

5) CrCl3 + KMnO4 + ... → K2Cr207 + MnO (OH)2 + ....

Možnosť číslo 3

1. Pod akým číslom je uvedená rovnica redoxnej reakcie?

1) H2S04 + Mg → MgS04 + H2,

2) CuS04 + 2NaOH →Cu(OH)2 + Na2S04,

3) SO3 + K20 → K2S04,

4) CO 2 + H 2 O → H 2 CO 3,

5) H2S04 + 2KOH -> K2S04 + 2H20.

2. Na základe štruktúry atómu určte číslo, pod ktorým je uvedený vzorec iónu, ktorý môže byť redukčným činidlom:

1) Ag+, 2) Al3+, 3) ​​Cl7+, 4) Sn2+, 5) Zn2+?

3. Aké je číslo procesu obnovy?

1) NO 2– → NO 3–, 2) S 2– → S 0, 3) Mn 2+ → MnO 2,

4) 2I – → I 2 , 5)
→ 2Cl-.

4. Pod akým číslom je uvedená hmotnosť zreagovaného železa, ak je výsledkom reakcie znázornenej nasledujúcou schémou:

Fe + HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + NO + H20

vytvorený 11,2 L NO(n.o.)?

1) 2,8, 2) 7, 3) 14, 4) 56, 5) 28.

5. Pod akým číslom je schéma reakcie samooxidácie-samoobnovy (dismutácie)?

1) HI + H2S04 → I2 + H2S + H20,

2) FeCl2 + SnCl4 → FeCl3 + SnCl2,

3) HN02 → NO + NO2 + H20,

4) KClO 3 → KCl + O 2,

5) Hg(N03)2 → HgO + N02 + O2.

Pozrite si odpovede na testové otázky na str.

10.3. Otázky a cvičenia pre samoukov

výskumná práca na danú tému.

1. Uveďte počet alebo súčet podmienených čísel, pod ktorými sa nachádzajú schémy redoxných reakcií:

1) MgCO3 + HCl  MgCl2 + CO2 + H20,

2) FeO + P  Fe + P 2 O 5,

4) H 2 O 2  H3O + O 2, 8) KOH + CO 2  KHCO 3.

2. Uveďte počet alebo súčet podmienených čísel, pod ktorými sa nachádzajú redoxné procesy:

1) elektrolýza roztoku chloridu sodného,

2) vypaľovanie pyritu,

3) hydrolýza roztoku uhličitanu sodného,

4) hasenie vápna.

3. Uveďte počet alebo súčet podmienených čísel, pod ktorými sa nachádzajú názvy skupín látok, ktoré sa vyznačujú zvýšením oxidačných vlastností:

1) chlór, bróm, fluór,

2) uhlík, dusík, kyslík,

3) vodík, síra, kyslík,

4) bróm, fluór, chlór.

4. Ktorá z látok - chlór, síra, hliník, kyslík– je silnejším redukčným činidlom? Vo svojej odpovedi uveďte hodnotu molárnej hmotnosti vybranej zlúčeniny.

5. Uveďte počet alebo súčet podmienených čísel, pod ktorými sa nachádzajú iba oxidačné činidlá:

1) K2Mn04, 2) KMn04, 4) Mn03, 8) Mn02,

16) K2Cr207, 32) K2S03.

6. Uveďte počet alebo súčet podmienených čísel, pod ktorými sa nachádzajú vzorce látok s redoxnou dualitou:

1) KI, 2) H202, 4) Al, 8) SO2, 16) K2Cr207, 32) H2.

7. Ktorá zo zlúčenín - oxid železitý(III) oxid chrómu(III) oxid sírový(IV) oxid dusíka(II) oxid dusíka(V) - môže byť iba oxidačným činidlom? Vo svojej odpovedi uveďte hodnotu molárnej hmotnosti vybranej zlúčeniny.

8. Uveďte počet alebo súčet podmienených čísel, pod ktorými sú vzorce látok, ktoré majú kyslíkový oxidačný stav - 2:

1) H20, Na20, Cl20, 2) HPO3, Fe203, SO3,

4) OF2, Ba(OH)2, Al203, 8) Ba02, Fe304, Si02.

9. Ktorá z nasledujúcich zlúčenín môže byť iba oxidačným činidlom: dusitan sodný, kyselina sírová, sírovodík, kyselina dusičná? Vo svojej odpovedi uveďte hodnotu molárnej hmotnosti vybranej zlúčeniny.

10. Ktorá z nasledujúcich zlúčenín dusíka je NH 3; HN03; HN02; NO 2 - môže byť iba oxidačným činidlom? Vo svojej odpovedi napíšte hodnotu relatívnej molekulovej hmotnosti vybranej zlúčeniny.

11. Pod akým číslom je spomedzi názvov látok uvedených nižšie uvedené najsilnejšie oxidačné činidlo?

1) koncentrovaná kyselina dusičná,

2) kyslík,

3) elektrický prúd na anóde počas elektrolýzy,

12. Ktorá z nasledujúcich zlúčenín dusíka je HNO 3; NH3; HN02; NIE - môže byť iba redukčným činidlom? Vo svojej odpovedi napíšte molárnu hmotnosť vybranej zlúčeniny.

13. Ktorá zo zlúčenín je Na2S; K2Cr207; KMn04; NaN02; KClO 4 - môže byť oxidačným aj redukčným činidlom, v závislosti od reakčných podmienok? Vo svojej odpovedi napíšte molárnu hmotnosť vybranej zlúčeniny.

14. Uveďte počet alebo súčet podmienených čísel, kde sú označené ióny, ktoré môžu byť redukčnými činidlami:

1) (MnO 4) 2–, 2) (CrO 4) –2, 4) Fe +2, 8) Sn +4, 16) (ClO 4) –.

15. Uveďte počet alebo súčet podmienených čísel, pod ktorými sa nachádzajú iba oxidačné činidlá:

1) K2Mn04, 2) HN03, 4) Mn03, 8) Mn02, 16) K2Cr04, 32) H202.

16. Uveďte počet alebo súčet podmienených čísel, pod ktorými sa nachádzajú iba názvy látok, medzi ktorými nie sú možné redoxné reakcie:

1) uhlík a kyselina sírová,

2) kyselina sírová a síran sodný,

4) sírovodík a jodovodík,

8) oxid sírový (IV) a sírovodík.

17. Uveďte počet alebo súčet podmienených čísel, pod ktorými sa nachádzajú oxidačné procesy:

1) S +6  S -2, 2) Mn +2  Mn +7, 4) S -2  S +4,

8) Mn +6  Mn +4, 16) O 2  2O -2, 32) S +4  S +6.

18. Uveďte počet alebo súčet podmienených čísel, pod ktorými sa nachádzajú procesy obnovy:

1) 2I -1  I 2, 2) 2N +3  N 2, 4) S -2  S +4,

8) Mn +6  Mn +2, 16) Fe +3  Fe 0, 32) S 0  S +6.

19. Zadajte počet alebo súčet podmienených čísel, pod ktorými sa nachádzajú procesy obnovy:

1) C 0  CO 2, 2) Fe +2  Fe +3,

4) (SO 3) 2–  (SO 4) 2–, 8) MnO 2  Mn +2.

20. Uveďte počet alebo súčet podmienených čísel, pod ktorými sa nachádzajú procesy obnovy:

1) Mn +2  MnO 2, 2) (IO 3) -  (IO 4) -,

4) (NO 2) -  (NO 3) -, 8) MnO 2  Mn +2.

21. Uveďte počet alebo súčet podmienených čísel, pod ktorými sa nachádzajú ióny, ktoré sú redukčnými činidlami.

1) Ca +2, 2) Al +3, 4) K +, 8) S –2, 16) Zn +2, 32) (SO 3) 2–.

22. Pod akým číslom je vzorec látky, v interakcii s ktorou vodík pôsobí ako oxidačné činidlo?

1) O2, 2) Na, 3) S, 4) FeO.

23. Pod akým číslom je reakčná rovnica, v ktorej vystupujú redukčné vlastnosti chloridového iónu?

1) Mn02 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H20,

2) CuO + 2HCl = CuCl2 + H20,

3) Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2,

4) AgN03 + HCl \u003d AgCl + HNO3.

24. Pri interakcii s ktorou z nasledujúcich látok - O 2, NaOH, H 2 S - oxid sírový (IV) vykazuje vlastnosti oxidačného činidla? Napíšte rovnicu zodpovedajúcej reakcie a v odpovedi uveďte súčet koeficientov východiskových látok.

25. Uveďte počet alebo súčet podmienených čísel, pod ktorými sa nachádzajú schémy disproporcionačnej reakcie:

1) NH4NO3N20 + H20, 2) NH4NO2N2 + H20,

4) KClO 3  KClO 4 + KCl, 8) KClO 3  KCl + O 2.

26. Nakreslite diagram elektronickej rovnováhy a uveďte, koľko manganistanu draselného sa podieľa na reakcii s desiatimi mólmi oxidu sírového (IV). Reakcia prebieha podľa schémy:

KMnO 4 + SO 2  MnSO 4 + K 2 SO 4 + SO 3.

27. Nakreslite diagram elektronickej rovnováhy a uveďte, koľko látky sulfidu draselného v reakcii interaguje so šiestimi mólmi manganistanu draselného:

K 2 S + KMnO 4 + H 2 O  MnO 2 + S + KOH.

28. Nakreslite diagram elektronickej rovnováhy a uveďte, koľko látky manganistanu draselného interaguje s desiatimi mólmi síranu železnatého v reakcii:

KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4  MnSO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

29. Nakreslite diagram elektronickej rovnováhy a uveďte, koľko chromitanu draselného (KCrO 2) reaguje so šiestimi mólmi brómu v reakcii:

KCrO 2 + Br 2 + KOH  K 2 CrO 4 + KBr + H 2 O.

30. Nakreslite diagram elektronickej rovnováhy a uveďte, koľko látky oxidu mangánu (IV) interaguje so šiestimi mólmi oxidu olova (IV) v reakcii:

MnO 2 + PbO 2 + HNO 3  HMnO 4 + Pb (NO 3) 2 + H 2 O.

31. Napíšte rovnicu reakcie:

KMnO 4 + NaI + H 2 SO4  I 2 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O.

32. Napíšte rovnicu reakcie:

KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 O  MnO 2 + NaNO 3 + KOH.

Vo svojej odpovedi uveďte súčet stechiometrických koeficientov v reakčnej rovnici.

33. Napíšte rovnicu reakcie:

K 2 Cr 2 O 7 + HCl konc.  KCl + CrCl3 + Cl2 + H20.

Vo svojej odpovedi uveďte súčet stechiometrických koeficientov v reakčnej rovnici.

34. Nakreslite diagram elektronickej rovnováhy a uveďte, koľko látky dusitanu sodného (NaNO 2) interaguje pri reakcii so štyrmi mólmi manganistanu draselného:

KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 SO 4  MnSO 4 + NaNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

35. Nakreslite diagram elektronickej rovnováhy a uveďte, koľko látky sírovodíka interaguje so šiestimi mólmi manganistanu draselného v reakcii:

KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4  S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.

36. Aké množstvo látky železa v móloch bude oxidované kyslíkom s objemom 33,6 litra (n.o.) pri reakcii prebiehajúcej podľa nižšie uvedenej schémy?

Fe + H 2 O + O 2  Fe (OH) 3.

37. Ktorý z uvedených kovov - Zn, Rb, Ag, Fe, Mg - sa nerozpúšťa v zriedenej kyseline sírovej? Vo svojej odpovedi uveďte hodnotu relatívnej atómovej hmotnosti tohto kovu.

38. Ktorý z uvedených kovov - Zn, Rb, Ag, Fe, Mg - sa v koncentrovanej kyseline sírovej nerozpúšťa? Vo svojej odpovedi uveďte poradové číslo prvku v periodickom systéme D.I. Mendelejev.

39. Uveďte počet alebo súčet podmienených čísel, pod ktorými sú kovy pasivované v koncentrovaných roztokoch oxidačných kyselín.

1) Zn, 2) Cu, 4) Au, 8) Fe, 16) Mg, 32) Cr.

40. Uveďte počet alebo súčet podmienených čísel, pod ktorými sú chemické znaky kovov, ktoré nevytláčajú vodík zo zriedeného roztoku kyseliny sírovej, ale vytláčajú ortuť z roztokov solí Hg 2+:

1) Fe, 2) Zn, 4) Au, 8) Ag, 16) Cu.

41. Pod akým číslom sú chemické znaky kovov, z ktorých každý nereaguje s kyselinou dusičnou?

1) Zn, Ag; 2) Pt, Au; 3) Cu, Zn; 4) Ag, Hg.

42. Pod akým číslom je označený spôsob získavania chlóru v priemysle?

1) elektrolýza roztoku chloridu sodného;

2) pôsobenie oxidu mangánu (1V) na kyselinu chlorovodíkovú;

3) tepelný rozklad prírodných zlúčenín chlóru;

4) pôsobenie fluóru na chloridy.

43. Pod akým číslom je chemický vzorec plynu, ktorý sa prevažne uvoľňuje pri pôsobení koncentrovaného roztoku kyseliny dusičnej na meď?

1) N2, 2) N02, 3) NO, 4) H2.

44. Pod akým číslom sú vzorce reakčných produktov spaľovania sírovodíka na vzduchu s nedostatkom kyslíka?

1) S02 + H20, 2) S + H20,

3) S03 + H20, 4) S02 + H2.

Uveďte číslo správnej odpovede.

45. Napíšte rovnicu reakcie interakcie koncentrovanej kyseliny sírovej s meďou. Vo svojej odpovedi uveďte súčet koeficientov v reakčnej rovnici.

10.4. Odpovede na úlohy testov na sebakontrolu

znalosť teórie na danú tému.

"Redoxné reakcie"

Možnosť číslo 1		Možnosť číslo 2		Možnosť číslo 3
5oxidácia Dokument Zvyšuje sa 4) stupeň oxidácie železa klesá Oxidatívne-obnovujúci reakciu spojenie prebieha medzi: 1) chlorovodíkom a ... dvojchróman draselný K2Cr2O7 môže vykonávať v oxidačné-obnovujúci reakcie Funkcia: 1) Okysličovadlo aj... „Zostavenie reakčných rovníc v molekulárnych a iónových formách. Výpočtové úlohy na výpočet hmotnostného zlomku látky v roztoku. Cieľ Dokument ... oxidačné-obnovujúci reakcie, vypracovanie praktických zručností pri zostavovaní rovníc oxidačné-obnovujúci reakcie metóda elektronickej váhy. teória. Oxidatívne-obnovujúci volal reakcie ...

Ministerstvo školstva a vedy Ruskej federácie

Federálna štátna rozpočtová vzdelávacia inštitúcia vyššieho odborného vzdelávania

"Sibírska štátna priemyselná univerzita"

Katedra všeobecnej a analytickej chémie

Redoxné reakcie

Pokyny na vykonávanie laboratórnych a praktických cvičení

v odboroch "Chémia", "Anorganická chémia",

"Všeobecná a anorganická chémia"

Novokuzneck

MDT 544.3(07)

Recenzent

kandidát chemických vied, docent,

hlavu Katedra fyzikálnej chémie a TMP SibSIU

A.I. Poshevneva

O-504 Redoxné reakcie: metóda. vyhláška. / Sib. štát priemyslu un-t; komp. : P.G. Permyakov, R.M. Belkina, S.V. Zentsov. - Novokuzneck: Ed. centrum SibGIU 2012. - 41 s.

Uvádzajú sa teoretické informácie, príklady riešenia úloh na tému „Oxidačno-redukčné reakcie“ v odboroch „Chémia“, „Anorganická chémia“, „Všeobecná a anorganická chémia“. Prezentované sú laboratórne práce a otázky na sebakontrolu vypracované kolektívom autorov, kontrolné a testovacie úlohy na vykonávanie kontroly a samostatnej práce.

Určené pre študentov prvého ročníka všetkých odborov.

Predslov

Metodické pokyny z chémie sú zostavené podľa programu pre technické oblasti vysokých škôl, sú určené na organizáciu samostatnej práce na tému „Redoxné reakcie“ na edukačných materiáloch v triede aj mimo vyučovania.

Samostatná práca pri štúdiu témy „Oxidačno-redukčné reakcie“ pozostáva z viacerých prvkov: štúdium teoretického materiálu, realizácia kontrolných a testových úloh podľa tohto metodického pokynu a individuálne konzultácie s vyučujúcim.

V dôsledku samostatnej práce je potrebné ovládať základné pojmy, definície, pojmy a ovládať techniku ​​chemických výpočtov. S realizáciou kontrolných a testovacích úloh by sa malo začať až po hĺbkovom preštudovaní teoretického materiálu a dôkladnom rozbore príkladov typických úloh uvedených v teoretickej časti.

Autori dúfajú, že usmernenia umožnia študentom nielen úspešne zvládnuť navrhovanú látku na tému „Redoxné reakcie“, ale stanú sa pre nich aj užitočnou vo vzdelávacom procese pri zvládnutí disciplín „Chémia“, „Anorganická chémia“.

Redoxné reakcie Pojmy, definície, pojmy

Redoxné reakcie- sú to reakcie sprevádzané prechodom elektrónov z jedného atómu alebo iónu na druhý, inými slovami ide o reakcie, ktorých výsledkom sú zmeny oxidačných stavov prvkov.

Oxidačný stav je náboj atómu prvku v zlúčenine vypočítaný z podmieneného predpokladu, že všetky väzby v molekule sú iónové.

Stupeň oxidácie sa zvyčajne označuje arabskou číslicou nad symbolom prvku so znamienkom plus alebo mínus pred číslom. Napríklad, ak je väzba v molekule HCl iónová, potom ióny vodíka a chlóru s nábojmi (+1) a (–1), teda
.

Pomocou vyššie uvedených pravidiel vypočítame oxidačné stavy chrómu v K 2 Cr 2 O 7, chlóru v NaClO, síry v H 2 SO 4, dusíka v NH 4 NO 2:

2(+1) + 2 x + 7(–2) = 0, x = +6;

+1 + x + (–2) = 0, x = +1;

2(+1) + x + 4(–2) = 0, x = +6;

x+4(+1)=+1, y+2(-2)=-1,

x = -3, y = +3.

Oxidácia a redukcia. Oxidácia je uvoľňovanie elektrónov, v dôsledku čoho sa zvyšuje oxidačný stav prvku. Redukcia je pridávanie elektrónov, v dôsledku čoho sa znižuje oxidačný stav prvku.

Oxidačné a redukčné procesy spolu úzko súvisia, pretože chemický systém môže darovať elektróny iba vtedy, keď ich iný systém pripojí ( redoxný systém). Systém akceptujúci elektróny ( okysličovadlo) sa sám redukuje (premení sa na zodpovedajúce redukčné činidlo) a systém darcu elektrónov ( redukčné činidlo), oxiduje sa (premení sa na zodpovedajúce oxidačné činidlo).

Príklad 1 Zvážte reakciu:

Počet elektrónov darovaných atómami redukčného činidla (draslíka) sa rovná počtu elektrónov pripojených k molekulám oxidačného činidla (chlóru). Preto jedna molekula chlóru môže oxidovať dva atómy draslíka. Vyrovnaním počtu prijatých a daných elektrónov dostaneme:

K typickým oxidantom zahŕňajú:

Elementárne látky - Cl 2, Br 2, F 2, I 2, O, O 2.

Zlúčeniny, v ktorých prvky vykazujú najvyšší oxidačný stav (určený číslom skupiny) -

Katión H + a ióny kovov v najvyššom oxidačnom stave - Sn 4+, Cu 2+, Fe 3+ atď.

K typickým redukčným činidlám zahŕňajú:

Redoxná dualita.Zlúčeniny s najvyšším oxidačným stavom vlastné danému prvku môžu pôsobiť len ako oxidačné činidlá pri redoxných reakciách, oxidačný stav prvku sa v tomto prípade môže iba znižovať. Zlúčeniny s najnižším oxidačným stavom môžu to byť naopak iba redukčné činidlá; tu sa oxidačný stav prvku môže len zvýšiť. Ak je prvok v strednom oxidačnom stave, potom jeho atómy môžu v závislosti od podmienok prijímať elektróny pôsobiace ako oxidačné činidlo alebo darovať elektróny pôsobiace ako redukčné činidlo.

Napríklad stupeň oxidácie dusíka v zlúčeninách sa pohybuje od (-3) do (+5) (obrázok 1):

len NH3, NH40H

redukčné činidlá

HNO 3, soli HNO 3

iba oxidanty

Zlúčeniny so stredným oxidačným stavom dusíka môžu pôsobiť ako oxidačné činidlá, ktoré sú redukované do nižších oxidačných stavov, alebo ako redukčné činidlá, ktoré sú oxidované do vyšších oxidačných stavov.

Obrázok 1 - Zmena stupňa oxidácie dusíka

Metóda elektronickej váhy Vyrovnanie redoxných reakcií spočíva v splnení nasledujúceho pravidla: počet elektrónov darovaných všetkými časticami redukčných činidiel sa vždy rovná počtu elektrónov pripojených všetkými časticami oxidačných činidiel v danej reakcii.

Príklad 2 Ukážme si metódu elektrónovej rovnováhy na príklade oxidácie železa kyslíkom:
.

Fe 0 - 3ē \u003d Fe +3 - oxidačný proces;

O 2 + 4ē \u003d 2O -2 - proces obnovy.

V systéme redukčného činidla (polovičná reakcia oxidačného procesu) atóm železa daruje 3 elektróny (príloha A).

V oxidačnom systéme (polovičná reakcia procesu redukcie) prijme každý atóm kyslíka 2 elektróny – spolu 4 elektróny.

Najmenší spoločný násobok dvoch čísel 3 a 4 je 12. Železo teda daruje 12 elektrónov a kyslík prijíma 12 elektrónov:

Koeficienty 4 a 3, zapísané vľavo od polovičných reakcií v procese sčítania systémov, sa vynásobia všetkými zložkami polovičných reakcií. Celková rovnica ukazuje, koľko molekúl alebo iónov by malo byť v rovnici. Rovnica je správna, ak je počet atómov každého prvku na oboch stranách rovnice rovnaký.

Metóda polovičnej reakcie používa sa na vyrovnanie reakcií vyskytujúcich sa v roztokoch elektrolytov. V takýchto prípadoch sa reakcií zúčastňuje nielen oxidačné činidlo a redukčné činidlo, ale aj častice média: molekuly vody (H 2 O), ióny H + a OH - -. Správnejšie pre takéto reakcie je použitie elektrón-iónových systémov (polovičné reakcie). Pri zostavovaní polovičných reakcií vo vodných roztokoch sa v prípade potreby zavádzajú molekuly H 2 O a ióny H + alebo OH, berúc do úvahy reakčné médium. Slabé elektrolyty, slabo rozpustné (príloha B) a plynné zlúčeniny v iónových systémoch sú zapísané v molekulárnej forme (príloha C).

Uvažujme ako príklad interakciu síranu draselného a manganistanu draselného v kyslom a zásaditom prostredí.

Príklad 3 Reakcia medzi síranom draselným a manganistanom draselným v kyslom prostredí:

Určíme zmenu oxidačného stavu prvkov a uvedieme ich v rovnici. Najvyšší oxidačný stav mangánu (+7) v KMnO 4 naznačuje, že KMnO 4 je oxidačné činidlo. Síra v zlúčenine K2SO3 má oxidačný stav (+4) - ide o redukovanú formu vo vzťahu k síre (+6) v zlúčenine K2SO4. K2S03 je teda redukčné činidlo. Reálne ióny, v ktorých sú prvky, ktoré menia oxidačný stav a ich počiatočné polovičné reakcie, majú nasledujúcu formu:

Účelom ďalších akcií je vložiť do týchto polovičných reakcií rovnaké znamienka namiesto šípok odrážajúcich možný smer reakcie. To sa dá dosiahnuť, keď sa typy prvkov, počet ich atómov a celkový náboj všetkých častíc zhodujú v ľavej a pravej časti každej polovičnej reakcie. Na dosiahnutie tohto cieľa sa používajú ďalšie ióny alebo molekuly média. Zvyčajne sú to ióny H+, OH- a molekuly vody. V polovičnej reakcii
počet atómov mangánu je rovnaký, ale počet atómov kyslíka nie je rovnaký, preto do pravej strany polovičnej reakcie zavedieme štyri molekuly vody: . Po vykonaní podobných akcií (vyrovnanie kyslíka) v systéme
, dostaneme
. V oboch polovičných reakciách sa objavili atómy vodíka. Ich počet sa vyrovná zodpovedajúcim pridaním v druhej časti rovníc k ekvivalentnému počtu vodíkových iónov.

Teraz sú všetky prvky zahrnuté v rovniciach polovičnej reakcie vyrovnané. Zostáva vyrovnať náboje častíc. Na pravej strane prvej polovičnej reakcie je súčet všetkých nábojov +2, zatiaľ čo na ľavej strane je náboj +7. Rovnosť nábojov sa dosiahne pridaním piatich záporných nábojov vo forme elektrónov (+5 ē) na ľavú stranu rovnice. Podobne v rovnici druhej polovičnej reakcie je potrebné odpočítať 2 ē zľava. Teraz môžete do rovníc oboch polovičných reakcií vložiť rovnaké znamienka:

– proces obnovy;

je proces oxidácie.

V uvažovanom príklade je pomer počtu elektrónov prijatých v procese redukcie k počtu elektrónov uvoľnených počas oxidácie 5 ׃ 2. Na získanie celkovej rovnice reakcie je potrebné sčítať rovnice pre redukciu a oxidáciu procesy, aby sa vzal do úvahy tento pomer - vynásobte redukčnú rovnicu 2 a oxidačnú rovnicu - 5.

Vynásobením koeficientov všetkými členmi poloreakčných rovníc a sčítaním iba ich pravej a iba ľavej časti dostaneme výslednú reakčnú rovnicu v iónovo-molekulárnom tvare:

Redukciou podobných pojmov odčítaním rovnakého počtu iónov H + a molekúl H 2 O dostaneme:

Celková iónová rovnica je napísaná správne, existuje súlad medzi médiom a molekulovou. Získané koeficienty prenesieme do molekulovej rovnice:

Príklad 4 Reakcie medzi síranom draselným a manganistanom draselným v alkalickom prostredí:

Určujeme oxidačné stavy prvkov, ktoré menia oxidačný stav (Mn +7 → Mn +6, S +4 → S +6). Reálne ióny, ktoré obsahujú tieto prvky (
,
). Procesy (polovičné reakcie) oxidácie a redukcie:

2
- proces obnovy

1 - oxidačný proces

Súhrnná rovnica:

V celkovej iónovej rovnici je zhoda média. Koeficienty prenesieme do molekulovej rovnice:

Redoxné reakcie sú rozdelené do nasledujúcich typov:

intermolekulárna oxidačno-redukcia;

samooxidácia-samoliečenie (disproporcionácia);

intramolekulárna oxidácia-redukcia.

Medzimolekulové oxidačno-redukčné reakcie - sú to reakcie, keď je oxidačné činidlo v jednej molekule a redukčné činidlo je v inej.

Príklad 5 Pri oxidácii hydroxidu železa vo vlhkom prostredí dochádza k nasledujúcej reakcii:

4Fe(OH) 2 + OH - - 1ē = Fe(OH) 3 - oxidačný proces;

1 O 2 + 2H 2 O + 4ē \u003d 4OH - - redukčný proces.

Aby sme sa uistili, že záznam elektrón-iónových systémov je správny, je potrebné skontrolovať: ľavá a pravá časť polovičných reakcií musí obsahovať rovnaký počet elementárnych atómov a náboja. Potom, keď vyrovnáme počet prijatých a daných elektrónov, zhrnieme polovičné reakcie:

4Fe(OH)2 + 4OH - + 02 + 2H20 = 4Fe(OH)3 + 4OH -

4Fe(OH)2+02+2H20 = 4Fe(OH)3

Samooxidačné-samoliečiace reakcie (disproporcionačné reakcie) - sú to reakcie, pri ktorých sa časť z celkového množstva prvku oxiduje a druhá časť sa redukuje, čo je typické pre prvky so stredným oxidačným stavom.

Príklad 6 Keď chlór reaguje s vodou, získa sa zmes kyseliny chlorovodíkovej a chlórnej (HClO):

Tu chlór podlieha oxidácii aj redukcii:

1Cl 2 + 2H 2 O - 2ē \u003d 2HClO + 2H + - oxidačný proces;

1 Cl 2 + 2ē = 2Cl - - redukčný proces.

2Cl2 + 2H20 \u003d 2HClO + 2HCl

Príklad 7 . Disproporcionácia kyseliny dusnej:

V tomto prípade dochádza k oxidácii a redukcii ako súčasť HNO 2:

Súhrnná rovnica:

HN02 + 2HN02 + H20 + 2H+ = NO + 3H++ 2NO + 2H20

3HN02 \u003d HN03 + 2NO + H20

Intramolekulárne oxidačno-redukčné reakcie - Ide o proces, pri ktorom jedna zložka molekuly slúži ako oxidačné činidlo a druhá ako redukčné činidlo. Príkladmi intramolekulárneho redoxu môžu byť mnohé procesy tepelnej disociácie.

Príklad 8 Tepelná disociácia NH4NO2:

Tu je NH ión oxidované a NO ión redukovaný na voľný dusík:

12NH - 6 ē \u003d N2 + 8H+

1 2 NO + 8 Н + + 6 ē \u003d N 2 + 4 H 2 O

2NH + 2 NIE + 8H+ = N2 + 8H++ N2 + 4H20

2NH4N02 \u003d 2N2 + 4H20

Príklad 9 . Reakcia rozkladu dvojchrómanu amónneho:

12NH - 6 ē \u003d N2 + 8H+

1 Kr 2 O + 8 Н + + 6 ē \u003d Cr 2 O 3 + 4 H 2 O

2NH + Cr20 + 8H+ = N2 + 8H++ + Cr203 + 4H20

(NH 4) 2 Cr207 \u003d N2 + Cr203 + 4H20

Redoxné reakcie zahŕňajúce viac ako dva prvky menia oxidačný stav.

Príklad 10 Príkladom je reakcia interakcie sulfidu železa s kyselinou dusičnou, kde počas reakcie tri prvky (Fe, S, N) menia svoj oxidačný stav:

FeS2 + HNO3
Fe 2 (SO 4) 3 + NO + ...

Rovnica nie je zapísaná do konca a použitie elektrón-iónových systémov (polovičné reakcie) nám umožní rovnicu dokončiť. Vzhľadom na oxidačné stavy prvkov zapojených do reakcie určíme, že vo FeS 2 sú oxidované dva prvky (Fe, S) a oxidačné činidlo je
(), ktorý sa obnoví na NO:

S–1 → ()

Zapíšeme oxidačnú polovičnú reakciu FeS 2:

FeS2 → Fe3+ +

Prítomnosť dvoch iónov Fe 3+ vo Fe 2 (SO 4) 3 naznačuje zdvojnásobenie počtu atómov železa s ďalším zaznamenávaním polovičnej reakcie:

2FeS 2 → 2Fe 3+ + 4

Zároveň vyrovnáme počet atómov síry a kyslíka, dostaneme:

2FeS2 + 16H20 → 2Fe 3+ + 4
.

32 atómov vodíka, zavedením 16 molekúl H 2 O do ľavej strany rovnice vyrovnáme pridaním ekvivalentného počtu vodíkových iónov (32 H +) na pravú stranu rovnice:

2FeS2 + 16H20 → 2Fe 3+ + 4
+ 32H+

Náboj na pravej strane rovnice je +30. Aby ľavá strana mala to isté (+30), musíte odpočítať 30 ē:

1 2FeS 2 + 16H 2 O - 30 ē = 2Fe 3+ + 4
+ 32Н + – oxidácia;

10 NIE + 4H + + 3 ē \u003d NO + 2H20 - obnovenie.

2FeS2 + 16H20 + 10NO + 40H + = 2Fe 3+ + 4
+ 32H++ 10NO + 20 H20

2FeS2 + 10НNO3 + 30Н + = Fe2 (SO 4) 3 + 10NO +
+ 32H++ 4H20

H2S04 + 30H+

Odčítaním znížime obe strany rovnice o rovnaký počet iónov (30 H +) a dostaneme:

2FeS2 + 10HNO3 \u003d Fe2 (S04)3 + 10NO + H2S04 + 4H20

Energetika redoxných reakcií . Podmienkou samovoľného vzniku akéhokoľvek procesu, vrátane redoxnej reakcie, je nerovnosť ∆G< 0, где ∆G – энергия Гиббса и чем меньше ∆G, т.е. чем больше его отрицательное значение, тем более реакционноспособнее окислительно-восстановительная система. Для реакций окисления-восстановления:

∆G = –n F ε,

kde n je počet elektrónov prenesených redukčným činidlom do oxidačného činidla pri elementárnom oxidačno-redukčnom akte;

F je Faradayovo číslo;

ε je elektromotorická sila (EMF) redoxnej reakcie.

Elektromotorická sila redoxnej reakcie je určená potenciálnym rozdielom medzi oxidačným činidlom a redukčným činidlom:

ε \u003d E ok - E in,

Za štandardných podmienok:

ε ° \u003d E ° v poriadku - E ° in.

Ak je teda podmienkou spontánneho toku procesu nerovnosť ∆G °< 0, то это возможно, когда n·F·ε ° >0. Ak sú n a F kladné čísla, potom je potrebné, aby ε ° > 0, a to je možné, keď E ° ok > E ° in. Z toho vyplýva, že podmienkou spontánneho vzniku redoxnej reakcie je nerovnosť E ° ok > E ° v.

Príklad 11. Určite možnosť redoxnej reakcie:

Po určení oxidačných stavov prvkov, ktoré menia oxidačný stav, zapíšeme polovičné reakcie oxidačného činidla a redukčného činidla s uvedením ich potenciálu:

Cu - 2ē \u003d Cu 2+ E° v \u003d +0,34 V

2H + + 2ē \u003d H 2 E ° v poriadku \u003d 0,0 V

Z polovičných reakcií je vidieť, že E ° ok< Е ° в, это говорит о том, что рассматриваемый процесс термодинамически невозможен (∆G ° >0). Táto reakcia je možná len v opačnom smere, pre ktorý je ∆G °< 0.

Príklad 12. Vypočítajte Gibbsovu energiu a rovnovážnu konštantu pre redukciu manganistanu draselného síranom železnatým.

Polovičné reakcie oxidačného činidla a redukčného činidla:

2 E ° ok = +1,52 V

5 2Fe 2+ - 2 ē \u003d 2Fe 3+ E ° v \u003d +0,77 V

∆G ° \u003d -n F ε ° \u003d -n F (E ° ok - E ° C),

kde n \u003d 10, pretože redukčné činidlo dáva 10 ē, oxidačné činidlo má 10 ē v elementárnom oxidačno-redukčnom akte.

∆G ° \u003d -10 69500 ​​​​(1,52-0,77) \u003d -725000 J,

∆G° = -725 kJ.

Vzhľadom na to, že štandardná zmena Gibbsovej energie súvisí s jej rovnovážnou konštantou (Ks) vzťahom:

∆G ° = –RTlnK s alebo n F ε = RTlnK s,

kde R \u003d 8,31 J mol -1 K -1,

F
96500 C mol –1, T = 298 K.

Rovnovážnu konštantu pre túto reakciu určíme vložením konštantných hodnôt do rovnice a prevedením prirodzeného logaritmu na desatinné číslo:

K c \u003d 10 127.

Zo získaných údajov vyplýva, že uvažovaná redukčná reakcia manganistanu draselného je reaktívna (∆G ° = - 725 kJ), proces prebieha zľava doprava a je prakticky nevratný (K c = 10 127).

Počas lekcie budeme študovať tému „Redoxné reakcie“. Dozviete sa definíciu týchto reakcií, ich odlišnosti od reakcií iných typov. Pamätajte si, čo je oxidačný stav, oxidačné činidlo a redukčné činidlo. Naučte sa kresliť elektronické bilančné diagramy pre redoxné reakcie, zoznámte sa s klasifikáciou redoxných reakcií.

Téma: Redoxné reakcie

Lekcia: Redoxné reakcie

Reakcie, ku ktorým dochádza pri zmene oxidačných stavov atómov, ktoré tvoria reaktanty, sa nazývajú redox . K zmene oxidačných stavov dochádza v dôsledku prenosu elektrónov z redukčného činidla na oxidačné činidlo. je formálny náboj atómu za predpokladu, že všetky väzby v zlúčenine sú iónové.

Oxidačné činidlo - látka, ktorej molekuly alebo ióny prijímajú elektróny. Ak je prvok oxidačným činidlom, jeho oxidačný stav sa znižuje.

O 0 2 + 4e - → 2O -2 (Oxidačné činidlo, redukčný proces)

Proces recepcia látky elektrónov sa nazývajú reštaurovanie. Oxidačné činidlo sa počas procesu redukuje.

Reštaurátor - látka, ktorej molekuly alebo ióny darujú elektróny. Redukčné činidlo má zvýšený oxidačný stav.

S 0 -4e - →S +4 (Redukčné činidlo, oxidačný proces)

Proces sa vracia elektróny sa nazývajú. Redukčné činidlo sa počas procesu oxiduje.

Príklad č. 1. Získanie chlóru v laboratóriu

V laboratóriu sa chlór vyrába z manganistanu draselného a koncentrovanej kyseliny chlorovodíkovej. Kryštály manganistanu draselného sa umiestnia do Wurtzovej banky. Banku uzatvorte zátkou s prikvapkávacím lievikom. Do lievika sa naleje kyselina chlorovodíková. Kyselina chlorovodíková sa naleje z prikvapkávacieho lievika. Prudké uvoľňovanie chlóru začína okamžite. Cez odvzdušňovaciu trubicu chlór postupne plní valec a vytláča z neho vzduch. Ryža. jeden.

Ryža. jeden

Ak použijeme túto reakciu ako príklad, zvážme, ako zostaviť elektronickú váhu.

KMnO4 + HCI \u003d KCI + MnCI2 + CI2 + H2O

K + Mn +7 O -2 4 + H + CI - = K + CI - + Mn +2 CI - 2 + CI 0 2 + H + 2 O -2

Oxidačné stavy zmenili mangán a chlór.

Mn +7 +5e - = Mn +2 oxidačné činidlo, redukčný proces

2 CI - -2e - \u003d CI 0 2 redukčné činidlo, oxidačný proces

4. Vyrovnajte počet daných a prijatých elektrónov. Aby sme to urobili, nájdeme najmenší spoločný násobok pre čísla 5 a 2. To je 10. V dôsledku delenia najmenšieho spoločného násobku počtom daných a prijatých elektrónov nájdeme koeficienty pred oxidačným činidlom a redukčné činidlo.

Mn+7+5e- = Mn+2 2

2 CI - -2e - \u003d CI 0 2 5

2KMnO 4 + ? HCI = AKCI + 2MnCI2 + 5CI2+? H2O

Pred vzorec kyseliny chlorovodíkovej však nebol umiestnený žiadny koeficient, pretože nie všetky chloridové ióny sa zúčastnili na redoxnom procese. Metóda elektrónovej rovnováhy umožňuje vyrovnať iba ióny zapojené do redoxného procesu. Preto je potrebné vyrovnať počet nezúčastnených iónov. Konkrétne draselné katióny, vodíkové a chloridové anióny. Výsledkom je nasledujúca rovnica:

2KMn04 + 16 HCI = 2KCI + 2MnCI2 + 5CI2 + 8H20

Príklad č. 2. Interakcia medi s koncentrovanou kyselinou dusičnou. Ryža. 2.

Do pohára s 10 ml kyseliny sa vložila „medená“ minca. Emisia hnedého plynu začala rýchlo (hnedé bubliny v ešte bezfarebnej kvapaline vyzerali obzvlášť pôsobivo). Celý priestor nad tekutinou zhnedol, z pohára sa vyliali hnedé pary. Roztok sa zafarbil na zeleno. Reakcia sa neustále zrýchľovala. Asi po pol minúte roztok zmodral a po dvoch minútach sa reakcia začala spomaľovať. Minca sa úplne nerozpustila, ale dosť stratila na hrúbke (dala sa ohnúť prstami). Zelená farba roztoku v počiatočnom štádiu reakcie je spôsobená produktmi redukcie kyseliny dusičnej.

Ryža. 2

1. Napíšme schému tejto reakcie:

Cu + HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O

2. Zoraďme oxidačné stavy všetkých prvkov v látkach zúčastňujúcich sa reakcie:

Cu0 + H + N +5 O -2 3 = Cu +2 (N +5 O -2 3) 2 + N +4 O -2 2 + H + 2 O -2

Oxidačné stavy menili meď a dusík.

3. Zostavíme diagram, ktorý odráža proces prechodu elektrónov:

N +5 + e - \u003d N +4 oxidačné činidlo, redukčný proces

Cu 0 -2e - = Cu +2 redukčné činidlo, oxidačný proces

4. Vyrovnajte počet daných a prijatých elektrónov. Aby sme to urobili, nájdeme najmenší spoločný násobok pre čísla 1 a 2. Toto je 2. V dôsledku delenia najmenšieho spoločného násobku počtom daných a prijatých elektrónov nájdeme koeficienty pred oxidačným činidlom a redukčné činidlo.

N +5 + e - \u003d N +4 2

Cu 0 -2e - \u003d Cu +2 1

5. Koeficienty prenesieme do pôvodnej schémy a transformujeme reakčnú rovnicu.

Cu + ?HNO3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2N02 + 2H20

Kyselina dusičná sa zúčastňuje nielen redoxnej reakcie, preto sa koeficient najprv nezapisuje. V dôsledku toho sa nakoniec získa nasledujúca rovnica:

Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H20

Klasifikácia redoxných reakcií

1. Medzimolekulové redoxné reakcie .

Ide o reakcie, v ktorých sú oxidačné a redukčné činidlá rozdielne látky.

H2S -2 + Cl 0 2 → S 0 + 2 HCl -

2. Intramolekulárne reakcie, pri ktorých sú oxidačné a zastavovacie atómy v molekulách tej istej látky, napríklad:

2H+20-2 -> 2H02+002

3. Disproporcionácia (samooxidácia-samoobnova) - reakcie, pri ktorých ten istý prvok pôsobí ako oxidačné činidlo aj ako redukčné činidlo, napr.

Cl 0 2 + H 2 O → HCl + O + HCl -

4. Konproporcionácia (Reproporcionácia) - reakcie, pri ktorých sa získa jeden oxidačný stav z dvoch rôznych oxidačných stavov toho istého prvku.

Domáca úloha

1. č. 1-3 (str. 162) Gabrielyan O.S. Chémia. 11. ročník Základná úroveň. 2. vydanie, ster. - M.: Drop, 2007. - 220 s.

2. Prečo má amoniak iba redukčné vlastnosti a kyselina dusičná iba oxidačné?

3. Usporiadajte koeficienty v rovnici pre reakciu získania kyseliny dusičnej metódou elektrónovej rovnováhy: ?NO 2 + ?H 2 O + O 2 = ?HNO 3

Celý rad chemických reakcií možno zredukovať na dva typy. Ak sa v dôsledku reakcie oxidačné stavy prvkov nemenia, potom sa takéto reakcie nazývajú výmena, inak - redox reakcie.

Priebeh chemických reakcií je spôsobený výmenou častíc medzi reagujúcimi látkami. Napríklad pri neutralizačnej reakcii dochádza k výmene medzi katiónmi a aniónmi kyseliny a zásady, čo vedie k vytvoreniu slabého elektrolytu - vody:

Výmenu často sprevádza prenos elektrónov z jednej častice na druhú. Takže, keď je meď nahradená zinkom v roztoku síranu meďnatého (II)

elektróny z atómov zinku prechádzajú na ióny medi:

Proces straty elektrónov časticou sa nazýva oxidácia, a procesom získavania elektrónov je reštaurovanie. Oxidácia a redukcia prebiehajú súčasne, preto sa nazývajú interakcie sprevádzané prenosom elektrónov z jednej častice na druhú redoxné reakcie.

Prenos elektrónov môže byť neúplný. Napríklad v reakcii

namiesto nízkopolárnych väzieb C-H sa objavujú silne polárne väzby H-Cl. Pre uľahčenie písania redoxných reakcií sa používa pojem stupňa oxidácie, ktorý charakterizuje stav prvku v chemickej zlúčenine a jeho správanie v reakciách.

Oxidačný stav- hodnota, ktorá sa číselne rovná formálnemu náboju, ktorý možno prisúdiť prvku, vychádzajúc z predpokladu, že všetky elektróny každej z jeho väzieb prešli na elektronegatívnejší atóm tejto zlúčeniny.

Použitím konceptu oxidačného stavu je možné poskytnúť všeobecnejšiu definíciu procesov oxidácie a redukcie. redox nazývané chemické reakcie, ktoré sú sprevádzané zmenou oxidačných stavov prvkov látok zapojených do reakcie. Pri znižovaní oxidačného stavu prvku klesá, pri oxidácii - sa zvyšuje. Látka, ktorá obsahuje prvok, ktorý znižuje oxidačný stav, sa nazýva oxidačné činidlo; látka, ktorá obsahuje prvok zvyšujúci oxidačný stav sa nazýva redukčné činidlo.

Oxidačný stav prvku v zlúčenine sa určuje podľa nasledujúcich pravidiel:

Oxidačný stav prvku v jednoduchej látke je nulový;

· algebraický súčet všetkých oxidačných stavov atómov v molekule sa rovná nule;

algebraický súčet všetkých oxidačných stavov atómov v komplexnom ióne, ako aj oxidačný stav prvku v jednoduchom monatomickom ióne sa rovná náboju iónu;

Negatívny oxidačný stav je v zlúčenine znázornený atómami prvku, ktorý má najvyššiu elektronegativitu;

Maximálny možný (kladný) oxidačný stav prvku zodpovedá číslu skupiny, v ktorej sa prvok nachádza v periodickej tabuľke D.I. Mendelejev.

Oxidačný stav atómov prvkov v zlúčenine je napísaný nad symbolom tohto prvku, pričom sa uvádza najskôr znamienko oxidačného stavu a potom napríklad jeho číselná hodnota.

Množstvo prvkov v zlúčeninách vykazuje konštantný oxidačný stav, ktorý sa používa pri určovaní oxidačných stavov iných prvkov:

Redoxné vlastnosti atómov rôznych prvkov sa prejavujú v závislosti od mnohých faktorov, z ktorých najdôležitejšie sú elektrónová štruktúra prvku, jeho oxidačný stav v látke a povaha vlastností ostatných účastníkov reakcie. Napríklad zlúčeniny, ktoré obsahujú atómy prvkov s maximálnym (pozitívnym) oxidačným stavom, môžu byť iba redukované a pôsobia ako oxidačné činidlá. Zlúčeniny obsahujúce prvky s minimálnym oxidačným stavom, napr. môže iba oxidovať a pôsobiť ako redukčné činidlo.

Látky obsahujúce prvky so stredným oxidačným stavom, napr. vlastniť redoxná dualita. V závislosti od reakčného partnera sú takéto látky schopné prijímať (pri interakcii so silnejšími redukčnými činidlami) aj darovať (pri interakcii so silnejšími oxidačnými činidlami) elektróny.

Zloženie produktov redukcie a oxidácie tiež závisí od mnohých faktorov, vrátane média, v ktorom prebieha chemická reakcia, koncentrácie činidiel a aktivity partnera v redoxnom procese.

Na zapísanie rovnice redoxnej reakcie je potrebné vedieť, ako sa menia oxidačné stavy prvkov a na čo iné oxidačné činidlo a redukčné činidlo prechádzajú. Zvážte stručnú charakteristiku najbežnejšie používaných oxidačných a redukčných činidiel.

Najdôležitejšie oxidačné činidlá. Z jednoduchých látok sú pre typické nekovy typické oxidačné vlastnosti: fluór F 2, chlór Cl 2, bróm Br 2, jód I 2, kyslík O 2.

Halogény Obnovujú sa, získavajú oxidačný stav -1 a od fluóru k jódu sa ich oxidačné vlastnosti oslabujú (F 2 má obmedzené použitie pre svoju vysokú agresivitu):

Kyslík, regeneruje, získava oxidačný stav -2:

Najvýznamnejšími oxidačnými činidlami spomedzi kyselín obsahujúcich kyslík a ich solí sú kyselina dusičná HNO 3 a jej soli, koncentrovaná kyselina sírová H 2 SO 4, halogénové kyseliny obsahujúce kyslík HNalO x a ich soli, manganistan draselný KMnO 4 a dvojchróman draselný K 2 Cr207.

Kyselina dusičná vykazuje oxidačné vlastnosti vďaka dusíku v oxidačnom stave +5. V tomto prípade je možná tvorba rôznych produktov obnovy:

Hĺbka redukcie dusíka závisí od koncentrácie kyseliny, ako aj od aktivity redukčného činidla, určeného jeho redoxným potenciálom:

Obr.1. Hĺbka redukcie dusíka ako funkcia koncentrácie kyseliny.

Napríklad oxidácia zinku (aktívny kov) kyselinou dusičnou je sprevádzaná tvorbou rôznych redukčných produktov, ale asi v koncentrácii HNO 3 okolo 2 % (hmot.) sa tvorí prevažne NH 4 NO 3:

pri koncentrácii HNO 3 približne 5 % (hmot.) - N 2 O:

pri koncentrácii HNO 3 asi 30 % (hmot.) - NO:

a pri koncentrácii HNO 3 približne 60 % (hmot.) sa tvorí prevažne - NO 2:

Oxidačná aktivita kyseliny dusičnej stúpa so zvyšujúcou sa koncentráciou, preto koncentrovaná HNO 3 oxiduje nielen aktívne, ale aj neaktívne kovy, ako je meď a striebro, pričom vzniká najmä oxid dusnatý (IV):

ako aj nekovy, ako je síra a fosfor, oxidujú ich na kyseliny zodpovedajúce najvyšším oxidačným stavom:

Soli kyseliny dusičnej ( dusičnany) možno redukovať v kyslom prostredí a pri interakcii s aktívnymi kovmi a v alkalickom prostredí, ako aj v taveninách:

Aqua regia- zmes koncentrovaných a dusičných kyselín, zmiešaná v objemovom pomere 1:3. Názov tejto zmesi je spôsobený tým, že rozpúšťa aj ušľachtilé kovy, ako je zlato a platina:

Priebeh tejto reakcie je spôsobený tým, že aqua regia uvoľňuje nitrozylchlorid NOCl a voľný chlór Cl 2:

ktoré premieňajú kovy na chloridy.

Kyselina sírová vykazuje oxidačné vlastnosti v koncentrovanom roztoku vďaka síre v oxidačnom stave +6:

Zloženie redukčných produktov je určené najmä aktivitou redukčného činidla a koncentráciou kyseliny:

Obr.2. Zníženie aktivity síry v závislosti od

koncentrácia kyseliny.

Takže interakcia koncentrovanej H2SO4 s nízkoaktívnymi kovmi, niektorými nekovmi a ich zlúčeninami vedie k tvorbe oxidu síry (IV):

Aktívne kovy redukujú koncentrovanú kyselinu sírovú na síru alebo sírovodík:

v tomto prípade H2S, S a S02 súčasne vznikajú v rôznych pomeroch. V tomto prípade je však hlavným produktom redukcie H2SO4 SO2, pretože uvoľnený S a H2S možno oxidovať koncentrovanou kyselinou sírovou:

a ich soli (pozri tabuľku A.1.1) sa často používajú ako oxidačné činidlá, hoci mnohé z nich majú dvojaký charakter. Redukčnými produktmi týchto zlúčenín sú spravidla chloridy a bromidy (oxidačný stav -1), ako aj jód (oxidačný stav 0);

Avšak aj v tomto prípade zloženie produktov redukcie závisí od reakčných podmienok, koncentrácie oxidačného činidla a aktivity redukčného činidla:

Manganistan draselný vykazuje oxidačné vlastnosti vďaka mangánu v oxidačnom stave +7. V závislosti od prostredia, v ktorom reakcia prebieha, sa redukuje na rôzne produkty: v kyslom prostredí na soli mangánu (II), v neutrálnom prostredí na oxid mangánu (IV) v hydratovanej forme MnO (O) 2, v alkalické médium na manganát -a ona

kyslé prostredie

neutrálne prostredie

alkalické prostredie

Dichróman draselný, ktorého molekula obsahuje chróm v oxidačnom stupni +6, je silným oxidačným činidlom pri spekaní a v kyslom roztoku

V neutrálnom prostredí vykazuje oxidačné vlastnosti

V alkalickom prostredí je rovnováha medzi chrómanovými a dichrómanovými iónmi

sa posúva smerom k tvorbe, preto v alkalickom prostredí je oxidačné činidlo chróman draselný K2CrO4:

avšak K 2 CrO 4 je v porovnaní s K 2 Cr 2 O 7 slabším oxidačným činidlom.

Spomedzi iónov má oxidačné vlastnosti vodíkový ión H + a kovové ióny v najvyššom oxidačnom stave. vodíkový ión H+ pôsobí ako oxidačné činidlo pri interakcii aktívnych kovov so zriedenými roztokmi kyselín (s výnimkou HNO 3)

kovové ióny v relatívne vysokom oxidačnom stave, ako je Fe 3+, Cu 2+, Hg 2+, sa obnovuje a mení sa na ióny s nižším oxidačným stavom

alebo sú izolované z roztokov ich solí vo forme kovov

Najdôležitejšie redukčné činidlá. Typické redukčné činidlá medzi jednoduché látky zahŕňajú aktívne kovy, ako sú alkalické kovy a kovy alkalických zemín, zinok, hliník, železo a iné, ako aj niektoré nekovy (vodík, uhlík, fosfor, kremík).

Kovy v kyslom prostredí sa oxidujú na kladne nabité ióny:

V alkalickom prostredí sa oxidujú kovy vykazujúce amfotérne vlastnosti; v tomto prípade sa tvoria negatívne nabité anióny alebo hydroxokomponenty:

nekovy oxidované, tvoria oxidy alebo zodpovedajúce kyseliny:

Redukčné funkcie majú bezkyslíkaté anióny, ako sú Cl-, Br-, I-, S2-, H- a katióny kovov v najvyššom stupni oxidácie.

Za sebou halogenidové ióny, ktoré po oxidácii zvyčajne tvoria halogény:

redukčné vlastnosti sa zvyšujú z Cl- na I-.

hydridy kovy vykazujú redukčné vlastnosti v dôsledku oxidácie vodíka viazaného (oxidačný stav -1) na voľný vodík:

katióny kovov v najnižšom stupni oxidácie, ako je Sn 2+, Fe 2+, Cu +, Hg 2 2+ a iné, pri interakcii s oxidačnými činidlami je charakteristické zvýšenie stupňa oxidácie:

Redoxná dualita. Medzi jednoduchými látkami je redoxná dualita charakteristická pre podskupiny prvkov VIIA, VIA a VA, ktoré môžu zvyšovať aj znižovať svoj oxidačný stav.

Často sa používa ako oxidačné činidlo halogény pôsobením silnejších oxidačných činidiel vykazujú redukčné vlastnosti (s výnimkou fluóru). Ich oxidačné schopnosti sa znižujú a ich redukčné vlastnosti sa zvyšujú z Cl 2 na I 2:

Obr.3. Redoxná schopnosť halogénov.

Túto vlastnosť ilustruje reakcia oxidácie jódu s chlórom vo vodnom roztoku:

Zloženie zlúčenín obsahujúcich kyslík, ktoré vykazujú duálne správanie pri redoxných reakciách, zahŕňa aj prvky v strednom oxidačnom stave. Kyslík obsahujúce kyseliny halogénov a ich soli, ktorých molekuly zahŕňajú halogén v strednom oxidačnom stave, môžu byť obe oxidačné činidlá

a reštaurátorov

Peroxid vodíka, obsahujúci kyslík v oxidačnom stupni -1, vykazuje oxidačné vlastnosti v prítomnosti typických redukčných činidiel, pretože oxidačný stupeň kyslíka môže klesnúť až na -2:

Posledná uvedená reakcia sa využíva pri reštaurovaní obrazov starých majstrov, ktorých farby s obsahom bieleho olova v dôsledku interakcie so vzdušným sírovodíkom sčernejú.

Pri interakcii so silnými oxidačnými činidlami sa oxidačný stav kyslíka, ktorý je súčasťou peroxidu vodíka, zvýši na 0, H 2 O 2 vykazuje vlastnosti redukčného činidla:

Kyselina dusitá a dusitany, ktoré obsahujú dusík v oxidačnom stave +3 a môžu pôsobiť aj ako oxidačné činidlá

a ako reštaurátor

Klasifikácia. Existujú štyri typy redoxných reakcií.

1. Ak sú oxidačné činidlo a redukčné činidlo rôzne látky, potom takéto reakcie súvisia s intermolekulárne. Všetky vyššie uvedené reakcie sú príklady.

2. Pri tepelnom rozklade komplexných zlúčenín, ktorých súčasťou je oxidačné činidlo a redukčné činidlo vo forme atómov rôznych prvkov, dochádza k redoxným reakciám, tzv. intramolekulárne:

3. Reakcie disproporcie (dismutácie alebo podľa zastaranej terminológie samooxidácia - samoliečenie) môže nastať, ak sú zlúčeniny obsahujúce prvky v stredných oxidačných stavoch vystavené podmienkam, kedy sú nestabilné (napríklad pri zvýšených teplotách). Oxidačný stav tohto prvku stúpa aj klesá:

4. Reakcie kontraproporcionalita (prepínanie) sú procesy interakcie medzi oxidačným činidlom a redukčným činidlom, ktoré zahŕňajú rovnaký prvok s rôznymi oxidačnými stavmi. Výsledkom je, že produktom oxidácie a redukcie je látka so stredným oxidačným stavom atómov daného prvku:

Existujú aj zmiešané reakcie. Napríklad intramolekulárna kontraproporcionačná reakcia zahŕňa rozklad dusičnanu amónneho

Zostavovanie rovníc.

Rovnice oxidačno-redukčných reakcií sú založené na princípoch rovnosti počtu rovnakých atómov pred a po reakcii a tiež s prihliadnutím na rovnosť počtu elektrónov darovaných redukčným činidlom a počtu elektrónov prijatých redukčným činidlom. oxidačné činidlo, t.j. elektroneutralita molekúl. Reakcia je prezentovaná ako systém dvoch polovičných reakcií - oxidácie a redukcie, ktorých súčet pri zohľadnení naznačených princípov vedie k zostaveniu všeobecnej rovnice procesu.

Na zostavenie rovníc redoxných reakcií sa najčastejšie používa metóda elektrón-iónových polovičných reakcií a metóda elektrónovej rovnováhy.

Metóda elektrón-iónových polovičných reakcií používa sa pri príprave reakčných rovníc prebiehajúcich vo vodnom roztoku, ako aj reakcií zahŕňajúcich látky, ktorých oxidačný stav prvkov je ťažké určiť (napríklad KNCS, CH 3 CH 2 OH).

Podľa tejto metódy sa rozlišujú nasledujúce hlavné etapy zostavovania reakčnej rovnice.

a) napíšte všeobecnú molekulárnu schému procesu s uvedením redukčného činidla, oxidačného činidla a prostredia, v ktorom reakcia prebieha (kyslé, neutrálne alebo zásadité). Napríklad

b) berúc do úvahy disociáciu elektrolytov vo vodnom roztoku, táto schéma je prezentovaná vo forme molekulárno-iónovej interakcie. Ióny, ktorých oxidačné stavy atómov sa nemenia, nie sú v schéme uvedené, s výnimkou stredných iónov (H +, OH -):

c) určiť oxidačné stavy redukčného činidla a oxidačného činidla, ako aj produkty ich interakcie:

f) pridajte ióny, ktoré sa nezúčastnili oxidačno-redukčného procesu, vyrovnajte ich počet vľavo a vpravo a zapíšte rovnicu molekulárnej reakcie

Najväčšie ťažkosti vznikajú pri zostavovaní materiálovej bilancie oxidačných a redukčných polovičných reakcií, keď sa mení počet atómov kyslíka, ktoré tvoria častice oxidačného činidla a redukčného činidla. Treba mať na pamäti, že vo vodných roztokoch dochádza k viazaniu alebo pridávaniu kyslíka za účasti molekúl vody a iónov média.

V procese oxidácie sa na jeden atóm kyslíka naviazaný na časticu redukčného činidla v kyslom a neutrálnom prostredí spotrebuje jedna molekula vody a vytvoria sa dva ióny H +; v alkalickom prostredí sa spotrebujú dva OH hydroxidové ióny a vznikne jedna molekula vody (tab. 1.1).

Na naviazanie jedného atómu kyslíka oxidačného činidla v kyslom prostredí sa počas procesu redukcie spotrebujú dva ióny H + a vytvorí sa jedna molekula vody; v neutrálnom a alkalickom prostredí sa spotrebuje jedna molekula H 2 O, vzniknú dva OH ióny - (tab. 1, 2).

stôl 1

Naviazanie atómov kyslíka na redukčné činidlo počas oxidácie

tabuľka 2

Väzba atómov kyslíka oxidačného činidla pri redukcii

Výhody metódy elektrón-iónových polovičných reakcií spočívajú v tom, že pri zostavovaní rovníc redoxných reakcií sa berú do úvahy skutočné stavy častíc v roztoku a úloha média v priebehu procesov, nie je potrebné použiť formálny koncept stupňa oxidácie.

Metóda elektronickej váhy, založený na zohľadnení zmien oxidačného stavu a princípe elektroneutrality molekuly, je univerzálny. Bežne sa používa na formulovanie rovníc pre redoxné reakcie vyskytujúce sa medzi plynmi, pevnými látkami a taveninami.

Postupnosť operácií podľa metódy je nasledovná:

1) napíšte vzorce reaktantov a reakčných produktov v molekulárnej forme:

2) určiť oxidačné stavy atómov, ktoré ho menia počas reakcie:

3) zmenou oxidačných stavov sa určí počet elektrónov darovaných redukčným činidlom a počet elektrónov prijatých oxidačným činidlom a zostaví sa elektronická rovnováha s prihliadnutím na zásadu rovnosti počtu daných a prijaté elektróny:

4) faktory elektronickej rovnováhy sú zapísané do rovnice redoxnej reakcie ako hlavné stechiometrické koeficienty:

5) vyberte stechiometrické koeficienty zostávajúcich účastníkov reakcie:

Pri zostavovaní rovníc je potrebné vziať do úvahy, že oxidačné činidlo (alebo redukčné činidlo) sa môže spotrebovať nielen pri hlavnej redoxnej reakcii, ale aj pri viazaní výsledných reakčných produktov, to znamená, že môže pôsobiť ako médium a formovač soli.

Príkladom, keď oxidačné činidlo hrá úlohu média, je oxidačná reakcia kovu v kyseline dusičnej, zostavená metódou elektrón-iónových polovičných reakcií:

Príkladom, keď je redukčným činidlom médium, v ktorom reakcia prebieha, je oxidácia kyseliny chlorovodíkovej dvojchrómanom draselným, zostavená metódou elektrónovej rovnováhy:

Pri výpočte kvantitatívnych, hmotnostných a objemových pomerov účastníkov redoxných reakcií sa využívajú základné stechiometrické zákony chémie a najmä zákon ekvivalentov. Na určenie smeru a úplnosti priebehu oxidačno-redukčných procesov sa používajú hodnoty termodynamických parametrov týchto systémov a pri reakciách vo vodných roztokoch sa používajú hodnoty zodpovedajúcich elektródových potenciálov.